# data[].attributes.headline
Demócrito, el padre del atomismo (≈400 a. e. c.)

# data[].attributes.subject
Demócrito, el padre del atomismo (≈400 a. e. c.)

# data[].attributes.body
Demócrito fue un filósofo griego a quien se le ocurrió la primera idea de átomo. Él creía que la materia estaba constituía de pequeños corpúsculos indivisibles e inmutables (átomos) y los diferentes elementos y compuestos se explicaban con la forma, textura y características del átomo. Sin embargo Demócrito fue opacado por filósofos como Platón y Aristóteles, quienes no creían en la idea del átomo.

# data[].attributes.body
John Dalton (1766-1844)

John Dalton retoma la teoría corpuscular desarrollada por Demócrito en la Grecia clásica y la convierte en el primer modelo atómico con base científica, formulando los primeros postulados que explicaban de manera clara la estructura y comportamiento de la materia a nivel atómico y estableciendo bases para la química moderna.

# data[].attributes.body
Joseph John Thompson (1897):

Joseph Thompson fue el científico que más aportó a este modelo atómico, al llevar a cabo el experimento del tubo de rayos catódicos y publicar los resultados de este.

William Crookes y otros investigadores de rayos catódicos: Antes de Thomson, científicos como William Crookes exploraron los rayos catódicos (William Crookes lo inventó) y sentaron las bases para que Thomson identificara partículas cargadas negativamente (electrones).

# data[].attributes.body
El modelo planetario, desarrollado mayormente por Ernest Rutherford y sus ayudantes, proponía que los electrones no estaban incrustados dentro de una esfera positiva, sino que estos orbitan esta esfera positiva, ahora llamada protón (nueva partícula subatómica).

Postulados:

1. El átomo posee un núcleo pequeño y muy denso donde se concentra toda la carga positiva y casi toda la masa del átomo.

2. Los electrones giran alrededor del núcleo describiendo órbitas circulares o elípticas, semejantes al movimiento planetario.

3. La mayor parte del átomo es espacio vacío, ya que los electrones están bastante alejados del núcleo en comparación con el tamaño del núcleo mismo.

# data[].attributes.body
El experimento de los rayos catódicos fue vital para que J.J. Thomson formulara su modelo atómico. Consiste en que se proyectan unos rayos que van desde un cátodo (carga -) hacia un ánodo (carga +). En el medio del tubo se ponía un molinillo dentro, así se veía si estos rayos contenían masa, y unos polos magnéticos más fuertes que los del ánodo y el cátodo para definir si estos rayos tenían carga. Las conclusiones del experimento fueron que este rayo si tenía masa y carga negativa, lo que hizo que Thomson diera con el electrón; y eso dio paso al modelo del budín de pasas.

# data[].attributes.body
Ernest Rutherford (1871 - 1937):

El aporte de Ernest Rutherford al modelo atómico es el desarrollo el experimento de la lámina de oro, donde hizo los descubrimientos vitales para que el modelo atómico surgiera.

Hans Geinger y Ernest Marsden:

Ayudaron a Rutherford en su experimento.

Henri Becquerel y los Curie (Pierre y Marie Curie): Realizaron descubrimientos fundamentales sobre la radiactividad que fueron clave para entender la naturaleza interna del átomo y las partículas subatómicas.

Hantarō Nagaoka:

Propuso un modelo atómico con electrones dispuestos en anillos alrededor de un núcleo positivo, anticipando la idea general de núcleo y órbitas a pesar de sus limitaciones.

Henry Moseley: demostró que el número atómico, la carga positiva del núcleo, correspondía al orden de los elementos, lo que clarificó la estructura nuclear y fundamentó la organización periódica moderna, apoyando el modelo planetario de Rutherford.

# data[].attributes.body
Este modelo, desarrollado mayormente por Niels Bohr, planteaba que los electrones no giraban alrededor del núcleo aleatoriamente, sino que tenían orbitas definidas por niveles de energía discretos.

Postulados:

1. Modelo Planetario del Átomo: Los electrones orbitan alrededor del núcleo como los planetas orbitan al sol.

2. Cuantización de la Energía: Los electrones solo ocupan órbitas con valores de energía discretos; al saltar entre órbitas, emiten o absorben fotones de luz.

3. Estabilidad de los Electrones: En órbitas cuantizadas, los electrones no emiten radiación, evitando el colapso hacia el núcleo predicho por la física clásica.

4. Fórmulas Matemáticas: Se pueden calcular los niveles de energía de los átomos

# data[].attributes.body
Este fue el primer modelo atómico con base científica, impulsado principalmente por John Dalton. Este modelo, basado en las ideas de Demócrito, introdujo las características esenciales del átomo.

Postulados del modelo:

1- Identidad de los átomos de un mismo elemento: Todos los átomos de un mismo elemento son idénticos en masa y propiedades. Por ejemplo, todos los átomos de oxígeno son iguales entre sí.

2- Diferencia entre átomos de diferentes elementos: Los átomos de diferentes elementos tienen masas y propiedades diferentes. Esto significa que un átomo de hidrógeno es diferente de un átomo de oxígeno.

3- Combinación de átomos en proporciones simples: Los átomos se combinan en proporciones para formar compuestos. Por ejemplo, el agua se forma a partir de dos átomos de hidrógeno y uno de oxígeno (H₂O) (en realidad en ese tiempo se pensaba que el agua era HO).

4- Los compuestos están formados por átomos de diferentes elementos: Cuando los átomos de diferentes elementos se combinan, forman compuestos que tienen propiedades distintas a las de los elementos individuales.

5- Conservación de la masa: Durante una reacción química, los átomos se ordenan nueva mente para formar nuevos compuestos, pero no se crean ni se destruyen. Esto implica que la masa total de los reactivos es igual a la masa total de los productos.

6- Proporciones múltiples: Cuando dos elementos se combinan para formar más de un compuesto, las masas de uno de los elementos que se combinan con una masa fija del otro elemento están en una relación de números enteros simples.

# data[].attributes.headline
Modelo del budín de pasas  (1897 - 1904)

# data[].attributes.subject
Modelo del budín de pasas  (1897 - 1904)

# data[].attributes.body
Thomson propuso que el átomo no es indivisible como se creía, sino que tiene una estructura.

Postulados:

1. El átomo es una esfera con carga positiva difusa: La materia con carga positiva se distribuye de forma homogénea en una esfera que representa la mayor parte del átomo.

2. Los electrones están incrustados dentro de esta esfera: Los electrones, partículas de carga negativa, están dispersos de manera uniforme como las "pasas" en un budín, formando parte integral del átomo.

3. Neutralidad eléctrica del átomo: Las cargas positivas de la esfera y las cargas negativas de los electrones se compensan exactamente, haciendo que el átomo sea eléctricamente neutro en conjunto.

4. Los electrones pueden moverse dentro del átomo: Aunque incrustados, los electrones tienen libertad de movimiento dentro de la esfera cargada positivamente, lo que explica ciertas propiedades eléctricas y químicas del átomo.

# data[].attributes.headline
Modelo basado en física cuántica (1920-actualidad)

# data[].attributes.subject
Modelo basado en física cuántica (1920-actualidad)

# data[].attributes.body
Este modelo atómico está incluido dentro del modelo estándar, el cual explica 3 de las 4 fuerzas fundamentales (nuclear fuerte, nuclear débil y electromagnetismo; la gravedad es explicada por la teoría de la relatividad general) y varios fenómenos del universo.

Postulados modelo atómico cuántico moderno:

Los átomos están formados por protones, neutrones y electrones.

Los protones y neutrones se encuentran en el núcleo, mientras que los electrones se mueven alrededor.

Los protones tienen carga positiva, los electrones carga negativa y los neutrones no tienen carga.

Masa aproximada: protón ≈ 1.67 × 10⁻²⁷ kg, neutrón ≈ 1.67 × 10⁻²⁷ kg, electrón ≈ 9.11 × 10⁻³¹ kg.

Los protones y neutrones están formados por tres quarks cada uno (protón = dos quarks arriba + un quark abajo; neutrón = dos quarks abajo + un quark arriba).

Los quarks están unidos entre sí por partículas llamadas gluones (existen ocho tipos de gluones diferentes que mantienen unidos los quarks mediante la fuerza nuclear fuerte).

Los electrones no giran en órbitas fijas como en el modelo de Bohr, sino que se mueven en zonas llamadas orbitales, que son regiones donde es más probable encontrarlos. Cada orbital corresponde a un nivel de energía.

Cada electrón se describe con cuatro números cuánticos (número principal = nivel de energía; número secundario = forma del orbital; número magnético = orientación del orbital; spin = sentido de giro, puede ser “arriba” o “abajo”).

Principio de exclusión de Pauli: en un mismo átomo no pueden existir dos electrones con los cuatro números cuánticos iguales.

Principio de incertidumbre de Heisenberg: es imposible conocer al mismo tiempo con total precisión la posición y la velocidad de un electrón.

Dualidad onda-partícula: los electrones y otras partículas pueden comportarse como partículas o como ondas según la situación.

Postulados básicos de la mecánica cuántica:

Todo sistema físico se describe mediante una función de onda, que indica la probabilidad de encontrar una partícula en un lugar y momento determinados.

Cada propiedad medible, como energía, posición o momento, se representa mediante un operador matemático específico.

Cuando se mide una propiedad, el sistema adopta uno de los valores posibles, llamado estado propio.

El valor promedio de cualquier propiedad se obtiene usando la función de onda y su operador asociado.

La función de onda evoluciona con el tiempo siguiendo la ecuación de Schrödinger, que describe cómo cambian las probabilidades de los diferentes estados.

La superposición cuántica permite que una partícula pueda estar en varios estados a la vez hasta que se realiza una medición.

El entrelazamiento cuántico ocurre cuando dos partículas comparten su estado cuántico y permanecen correlacionadas sin importar la distancia.

Postulados modelo Estándar de la Física de Partículas:

Las partículas que forman la materia se llaman fermiones.

Hay doce partículas fundamentales de materia divididas en dos grupos (quarks y leptones).

Quarks: seis tipos diferentes (arriba, abajo, encanto, extraño, cima y fondo). Los protones están formados por dos quarks arriba y uno abajo. Los neutrones están formados por dos quarks abajo y uno arriba.

Leptones: seis tipos (electrón, muón, tau y tres neutrinos asociados).

Las fuerzas fundamentales del universo son cuatro, y tres de ellas están descritas por el modelo:

Fuerza electromagnética (transmitida por fotones, actúa sobre partículas cargadas eléctricamente).

Fuerza nuclear fuerte (mantiene unidos los protones y neutrones en el núcleo, transmitida por ocho gluones).

Fuerza nuclear débil (responsable de fenómenos como la desintegración radiactiva, transmitida por tres bosones llamados W+, W- y Z).

La gravedad no está incluida en el modelo estándar.

El bosón de Higgs es una partícula especial que interactúa con otras y les otorga masa mediante el campo de Higgs.

Los fotones y gluones no tienen masa porque no interactúan con el campo de Higgs.

El modelo estándar está basado en simetrías que describen las interacciones entre partículas (una simetría describe la fuerza nuclear fuerte y otra une la fuerza electromagnética y la fuerza débil).

Combina la mecánica cuántica con la relatividad especial para describir partículas a altas energías.

Predijo la existencia de partículas que luego fueron confirmadas experimentalmente, como los bosones W y Z, los gluones, el quark cima y el bosón de Higgs.

# data[].attributes.body
Max Planck

Su concepción de la cuantización de la energía (la idea de “cuantos”) inspiró directamente a Bohr para pensar en niveles de energía discretos en los electrones.

Johann Jakob Balmer

Formuló la serie de Balmer, una expresión empírica para las longitudes de onda del espectro visible del hidrógeno. Esto fue fundamental para Bohr al plantear la existencia de niveles energéticos definidos.

Niels Bohr

En 1913, propuso su modelo atómico en el que los electrones giran en órbitas bien definidas alrededor del núcleo y solo pueden cambiar de nivel absorbiendo o emitiendo energía en forma de fotones. Su modelo explicó de manera precisa el espectro del hidrógeno, resolviendo inconsistencias de la teoría clásica.

James Franck y Gustav Hertz

Realizaron un experimento en 1914 con colisiones electrón-átomo de mercurio que demostró la existencia de niveles de energía discretos sin usar luz, confirmando experimentalmente uno de los postulados de Bohr.

Henry Moseley

Descubrió la ley de Moseley en espectros de rayos X, mostrando que la frecuencia de estos rayos está directamente relacionada con el número atómico. Esto proporcionó evidencia experimental adicional al modelo de Bohr, en especial para la ordenación de los elementos según su carga nuclear.

Arnold Sommerfeld

Refinó el modelo de Bohr introduciendo órbitas elípticas además de las circulares, y agregó consideraciones relativistas y la constante de estructura fina, lo que permitió explicar la estructura fina de los espectros atómicos.

# data[].attributes.body
Con el experimento del tubo de rayos catódicos, se descubrió el electrón y fue agregado al modelo de budín de pasas de J.J. Thomson.

Características del electrón:

Carga eléctrica negativa: el electrón posee una carga eléctrica unitaria negativa, lo que marcó la primera evidencia de partículas cargadas dentro del átomo.

Masa muy pequeña: aproximadamente 2000 veces menor que la masa del protón.

Partícula subatómica: Desde su descubrimiento, el electrón se reconoce como una unidad fundamental que forma parte de los átomos, en contraste con la teoría anterior que concebía al átomo como indivisible.

Ubicación: Thomson creía que estaba dentro de una masa positiva, pero ahora se sabe que se encuentran en una posición indefinida orbitando el núcleo atómico.

# data[].attributes.body
El experimento de la lámina de oro, elaborado por Ernest Rutherford, fue clave en la formulación del modelo atómico planetario. Consiste en un láser que dispara partículas Alpha (He+2) a una lámina de oro y ver si las partículas seguían de largo y chocaban con la zona A; se desviaban ligeramente y chocaban con la zona B; o se desviaban totalmente y chocaban con la zona C. Lo que se esperaba que ocurriera era que las partículas Alpha no se desviaran (debido a que se creía que los átomos eran neutros en su conjunto y que los choques con los átomos se cancelarían entre sí), pero esto no ocurrió. Lo que ocurrió fue que, aunque la mayoría de partículas chocaban con la zona A, algunas chocaban con la zona B y la zona C, lo que llevó a Rutherford a las siguientes conclusiones:

Las partículas que llegan a la zona A pasan por la parte vacía del átomo, por lo que se dedujo que la parte vacía debía ser muy grande ya que la mayoría de las partículas pasan de largo.

Las partículas que llegan a la zona B serían explicadas con que los electrones no están pegados al átomo, sino que orbitan y como las partículas Alpha son positivas son atraídas por electrones negativos y ligeramente desviadas.

Las partículas que llegaban a la zona C se explican con que chocaban por el núcleo positivo del átomo, que contiene la mayoría de la masa del átomo y se llama "protón", la nueva partícula subatómica.

# data[].attributes.body
Con el experimento de la lámina de oro se descubrió el protón, que fue agregado al modelo planetario de Rutherford.

Aunque el modelo de Rutherford no mencionaba explícitamente el protón, se mencionaba un núcleo atómico similar al protón.

Características del protón:

Carga eléctrica: +1 elemental, igual en magnitud y opuesta a la del electrón.

Masa: Alrededor de 1836 veces la del electrón, aproximadamente 1.67 x 10^-27 kg.

Ubicación: Se encuentra en el núcleo del átomo.

Estabilidad: Es una partícula estable con una vida media extremadamente larga, no observada en desintegración espontánea.

Número atómico: El número de protones en un núcleo determina el número atómico (Z), que define el elemento químico.

# data[].attributes.body
Estabilidad del átomo:

El modelo de Rutherford, basado en la física clásica, no podía explicar la estabilidad de los electrones en el átomo porque no consideraba los principios de la mecánica cuántica. Según la electrodinámica clásica, un electrón en órbita, al estar acelerado, debería emitir radiación electromagnética, perdiendo energía y colapsando hacia el núcleo en un tiempo muy corto. Sin embargo, los átomos son estables, lo que revela una limitación fundamental del modelo. La física cuántica, introducida posteriormente por Bohr, resolvió este problema.

No explicaba los espectros atómicos:

Rutherford no podía explicar por qué cada elemento tiene un espectro de líneas (colores de luz característicos).

Su modelo decía que los electrones podían emitir cualquier cantidad de energía, pero los experimentos mostraban que solo emiten valores discretos.

No mencionaba al neutrón:

El modelo solo hablaba de protones y electrones. La existencia del neutrón (descubierto en 1932 por Chadwick) era desconocida, y si el neutrón no era posible explicar ciertos fenómenos.

# data[].attributes.body
No explicaba el núcleo:

En el modelo de Thomson, no había un centro definido de masa y carga positiva, lo cual era un error.

Incapacidad para explicar la estabilidad del átomo:
No se lograba explicar por qué los electrones no se atraían hacia el centro positivo y se colapsaban, ni tampoco por qué los electrones no emitían energía constantemente al girar en esa masa, lo que según la física clásica debería ocurrir y provocar la destrucción del átomo.

No explicaba los espectros de emisión atómicos:
Los espectros de líneas discretas que se observaban en los experimentos no podían ser justificados por este modelo. El modelo no permitía explicar por qué los átomos emitían sólo ciertas frecuencias específicas de luz y no un espectro continuo.

Falta de evidencia experimental para la distribución del "pudín":
No había pruebas claras o experimentos que confirmaran la existencia de esta "masa positiva" difusa en la forma que Thomson la proponía, lo que dejó abierta la pregunta sobre la estructura real del átomo.

# data[].attributes.body
Indivisibilidad del átomo

Se afirmaba que los átomos eran partículas indivisibles e indestructibles. Sin embargo, más adelante se descubrió que el átomo si era divisible y que tenía estructuras internas, como por ejemplo partículas subatómicas como el electrón y el protón.

Identidad entre átomos del mismo elemento

Se sostenía que “todos los átomos de un mismo elemento son iguales en masa y propiedades”, lo cual no consideraba la existencia de isótopos.

Ley de proporciones múltiples no universal

Aunque se introdujo la ley de proporciones múltiples (variedad de compuestos según números enteros simples), se descubrió que ésta no siempre se cumple, especialmente en compuestos orgánicos complejos con grandes moléculas (por ejemplo, oleico o metano), donde las proporciones no son números pequeños ni enteros.

Falta de evidencia directa para respaldar el concepto atómico

En el siglo XIX algunos científicos aceptaban los átomos como una herramienta útil, pero no como entidades físicas reales, ya que no existía evidencia directa de su existencia. Solo a finales del siglo XIX y principios del XX comenzaron a encontrar respaldo experimental sólido para la teoría atómica

No se explicaban las cargas eléctricas:

Una de las limitaciones del modelo atómico de Dalton era que, al considerar el átomo como una esfera sólida e indivisible sin estructura interna, no ofrecía ninguna explicación sobre la distribución o interacción de cargas eléctricas dentro del átomo, lo que impedía comprender fenómenos como la electricidad, la ionización o las fuerzas electrostáticas. Aunque científicos como John Dalton dijeron que la electricidad no era necesariamente un fenómeno relacionado con los átomos, sino que podría ser otro tipo de fenómeno.

# data[].attributes.body
En 1914, James Franck y Gustav Hertz realizaron un experimento en un tubo de vacío lleno de vapor de mercurio para investigar cómo los electrones transfieren energía al chocar con átomos. Observaron que, al alcanzar aproximadamente 4,9 V de aceleración, la corriente descendía abruptamente—indicando que los electrones perdían siempre esa misma cantidad de energía cinética (4,9 eV) en colisiones inelásticas con los átomos de mercurio—y que al incrementarse el voltaje en múltiplos de 4,9 V ocurrían nuevas caídas similares. Además, cuando los átomos absorbían esa energía, luego emitían luz ultravioleta con longitud de onda correspondiente, confirmando que la energía perdida por los electrones correspondía a saltos entre niveles energéticos cuantizados, tal como predice el modelo atómico de Bohr.

# data[].attributes.body
Solo funciona para átomos de un electrón:

Es válido únicamente para el hidrógeno y sistemas similares (como He⁺), ya que no considera las interacciones electrón–electrón presentes en átomos más complejos.

No explica la estructura fina ni los efectos Stark y Zeeman:

Incapaz de describir la división de líneas espectrales bajo campos magnéticos (efecto Zeeman), eléctricos (efecto Stark) o la estructura fina resultante de efectos relativistas o del espín electrónico.

Contradice el principio de incertidumbre:

Asume órbitas circulares definidas para los electrones, lo cual contradice el principio de Heisenberg, que impide conocer simultáneamente la posición y el momento del electrón con precisión.

Ignora la dualidad onda-partícula del electrón:

Trata a los electrones puramente como partículas en órbitas fijas, sin considerar su naturaleza ondulatoria esencial (propuesta por de Broglie y desarrollada por Schrödinger).

# data[].attributes.body
James Clerk Maxwell – unificó electricidad, magnetismo y luz; formuló las ecuaciones de Maxwell, fundamentales para la teoría atómica moderna

John Dalton – propuso el modelo atómico como esfera indivisible; introdujo los pesos atómicos y leyes de combinación

J.J. Thomson – descubrió el electrón (1897) y propuso el modelo “pudín de pasas” con electrones incrustados en una carga positiva

Ernest Rutherford – con el experimento de la lámina de oro (1911) demostró que el átomo tiene un núcleo pequeño y denso con carga positiva

Niels Bohr – en 1913 refinó el modelo nuclear postulando electrones en órbitas energéticas cuantizadas; explicó el espectro del hidrógeno

Henry Moseley – aportó evidencia experimental que relaciona el número atómico con la carga nuclear, apoyando el modelo atómico

Arnold Sommerfeld – perfeccionó el modelo de Bohr incorporando órbitas elípticas, estructura fina y nuevos números cuánticos

Erwin Schrödinger – desarrolló la mecánica ondulatoria; describió los electrones como “nubes de probabilidad” usando la ecuación de Schrödinger

Werner Heisenberg – formuló el principio de incertidumbre y la mecánica matricial cuántica, pilares de la física moderna

James Chadwick – descubrió el neutrón (1932), completando la comprensión de la estructura nuclear

Otto Stern – pionero en física atómica experimental: propiedades del espín, cuantización del momento angular, distribución molecular

Paul Dirac – fundó la electrodinámica cuántica y la teoría cuántica de campos; predijo la existencia de la antimateria

Sheldon Glashow – unificó la fuerza electromagnética y débil (teoría electrodébil)

Steven Weinberg – propuso la teoría electrodébil incorporando el mecanismo de Higgs

Abdus Salam – contribuyó al desarrollo paralelo de la teoría electrodébil y el mecanismo de Higgs

Murray Gell-Mann – propuso la existencia de los quarks y desarrolló la cromodinámica cuántica; formalizó la carga de color

George Zweig – contribuyó de manera independiente a la teoría de los quarks

John Iliopoulos, junto con Glashow y Maiani – desarrollaron el mecanismo GIM; predijeron el quark “encanto” para mantener la consistencia del modelo

David Gross, Frank Wilczek y David Politzer – descubrieron la libertad asintótica, clave para la interacción fuerte (QCD)

’ t Hooft y Martinus Veltman – lograron la renormalización del sector electrodébil, asegurando la consistencia matemática del Modelo Estándar

Yoichiro Nambu – introdujo el concepto de ruptura espontánea de simetría, base teórica del mecanismo de Higgs

François Englert y Peter Higgs – predijeron el bosón de Higgs (1964); confirmado experimentalmente en 2012

# data[].attributes.body
Todos los experimentos anteriormente mencionados:

Todos esos experimentos aportaron a la creación del modelo atómico actual.

Experimento de Stern-Gerlach (1922)

En qué consta: Se envía un haz de átomos de plata a través de un campo magnético no homogéneo.

Qué se observa: El haz se divide en dos, indicando que los electrones tienen un momento magnético intrínseco.

Conclusiones: Se introduce el concepto de espín electrónico, una propiedad cuántica fundamental.

Experimento de Davisson-Germer (1927)

En qué consta: Se hace incidir electrones sobre un cristal de níquel y se mide el patrón de difracción resultante.

Qué se observa: Se observa un patrón de difracción, similar al de la luz, indicando la naturaleza ondulatoria de los electrones.

Conclusiones: Se confirma la dualidad onda-partícula de los electrones, ampliando la comprensión de la materia.

Experimento de Compton (1923)

En qué consta: Se hace incidir un haz de rayos X sobre electrones libres y se mide el cambio en la longitud de onda de los rayos X dispersados.

Qué se observa: Los rayos X dispersados presentan un aumento en su longitud de onda, dependiendo del ángulo de dispersión.

Conclusiones: Se confirma que la luz tiene propiedades corpusculares, ya que el cambio en la longitud de onda se puede explicar mediante la conservación de la energía y el momento en una colisión entre partículas, demostrando la dualidad onda-partícula de la luz.

Experimento de Bothe–Geiger (1924)

En qué consta: Se utiliza una cámara de niebla para detectar la coincidencia entre la llegada simultánea de un fotón y un electrón, tras la dispersión de rayos X.

Qué se observa: Se detecta que la dispersión de rayos X puede producirse en eventos individuales, confirmando la conservación de la energía en cada interacción.

Conclusiones: Se refuerza la teoría de que los procesos atómicos son individuales y obedecen a las leyes de conservación de energía y momento, apoyando la visión cuántica de la materia.

# data[].attributes.body
Aunque el modelo atómico original de Rutherford no incluía explícitamente al neutrón, el descubrimiento de esta partícula en 1932 por James Chadwick permitió completar el entendimiento del núcleo atómico, formado por protones y neutrones.

Características del neutrón:

Carga neutra (0 e): No se ve afectado por campos eléctricos, aunque sí posee un momento magnético debido a su estructura interna.

Masa ligeramente mayor que la del protón: aproximadamente 1,00137 veces la masa del protón—lo que equivale a unos 1,675×10−271{,}675 \times 10^{-27}1,675×10−27 kg (≈ 939,565 MeV/c2c^2c2, ≈ 1,0087 uma).

Su ubicación es junto a los protones en el núcleo atómico .

Dentro del núcleo, los neutrones pueden ser estables (dependiendo del isótopo/nucleido). Pero si el neutrón está libre se desintegra rápidamente.

Número másico: es la suma del número de protones (Z) y de neutrones (N). Diferentes números de neutrones producen distintos isótopos, sin cambiar la identidad elemental

# data[].attributes.body
Complejidad Matemática: El modelo actual utiliza ecuaciones complejas, especialmente la ecuación de Schrödinger, lo que dificulta su aplicación y comprensión, sobre todo en átomos con muchos electrones o moléculas grandes.

Principio de Incertidumbre: Según el principio de incertidumbre de Heisenberg, no se puede conocer simultáneamente con precisión la posición y el momento de un electrón, lo que impone límites fundamentales a nuestra capacidad para describir con detalle el comportamiento exacto de las partículas subatómicas.

Representación Visual Indefinida: A diferencia de los modelos antiguos, el modelo actual no entrega una imagen clara del átomo. Los electrones se representan como nubes de probabilidad (orbitales), haciendo que la estructura atómica sea un concepto abstracto y no visualizable directamente.

Limitaciones para Moléculas Complejas: Aunque es preciso para átomos aislados o moléculas simples, el modelo tiene dificultades para describir con exactitud moléculas grandes y complejas, como proteínas, donde las interacciones electrónicas y atómicas son muy numerosas y dependen del contexto cercano.

Fenómenos Cuánticos No Explicados Completamente:

Hay fenómenos modernos como la superconductividad, el entrelazamiento cuántico o algunos efectos magnéticos que desafían las explicaciones del modelo actual y requieren teorías más avanzadas como la teoría cuántica de campos o relatividad cuántica.

Ausencia de Interacciones Electrónicas Precisamente Modeladas:

En átomos con múltiples electrones, se simplifica o ignora la interacción entre electrones para facilitar cálculos, lo que limita la precisión del modelo para describir configuraciones electrónicas reales