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https://concepto.de/modelo-atomico-de-dalton/

Resumen: Las características de Dalton son que fue el primer modelo que pudo ser corroborado mediante protocolos que implican la observación, la medición y la evaluación de resultados. Planteaba que el átomo tenía una estructura impenetrable y no reconocía la estructura interna del átomo formada por partículas subatómicas.

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https://es.khanacademy.org/science/ap-chemistry/atoms-compounds-ions-ap/compounds-and-ions-ap/a/daltons-atomic-theory-version-2

Resumen: La teoría atómica de Dalton fue el primer intento completo para describir toda la materia en términos de los átomos y sus propiedades.

Dalton basó su teoría en la ley de la conservación de la masa y la ley de la composición constante.

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https://www.uv.es/bertomeu/material/museo/atomo/Thom..htm

Resumen: El descubrimiento de Thomson del electrón cargado negativamente provocó problemas para los físicos en 1897, ya que los átomos se consideraban globalmente neutros

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https://concepto.de/modelo-atomico-de-thomson/

Resumen: El modelo atómico de Thomson es uno de los modelos que intentan explicar la estructura del átomo. Este modelo fue propuesto en 1904 por el científico británico Joseph John Thomson, quien además había descubierto el electrón.

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El modelo atómico de Dalton fue el primer modelo atómico con base científica, propuesto en varios pasos entre 1803 y 1808 por John Dalton, aunque el autor lo denominó más propiamente la teoría atómica.

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Modelo creado por John Dalton

El modelo atómico de Dalton​ fue el primer modelo atómico con base científica, propuesto en varios pasos entre 1803 y 1808 por John Dalton,​ aunque el autor lo denominó más propiamente "teoría atómica". El modelo permitió aclarar por primera vez por qué los compuestos químicos reaccionaban en proporciones estequiométricas fijas ( Ley de las proporciones constantes), y por qué cuando dos sustancias reaccionan para formar dos o más compuestos diferentes, entonces las proporciones de estas relaciones son números enteros (Ley de las proporciones múltiples).​ Además, el modelo aclaraba que aún existiendo una gran variedad de sustancias diferentes, estas podían ser explicadas en términos de una cantidad más bien pequeña de constituyentes elementales o de elementos.

Postulados principales de Dalton Editar

Dalton formuló su teoría atómica formulando una serie de postulados simples:​

1. La materia ordinaria está formada por partículas muy pequeñas llamadas átomos, que son invisibles y no se pueden crear ni destruir.

2. Los átomos de un mismo elemento son iguales entre sí, tienen la misma masa e iguales propiedades. Los átomos de diferentes elementos tienen masa diferente. Comparando la masa de los elementos con los del hidrógeno tomado como la unidad, propuso el concepto de peso atómico relativo.

3. Los átomos permanecen sin división, aun cuando se combinen en las reacciones químicas.

4. Los átomos de elementos diferentes se pueden combinar en proporciones distintas y formar más de un compuesto. Por ejemplo: un átomo de carbono con uno de oxígeno forman monóxido de carbono (CO), mientras que dos átomos de oxígeno con uno de carbono, forman dióxido de carbono (CO₂).

5. Los compuestos químicos se forman al unirse átomos de dos o más elementos.

6. Estos átomos no se pueden dividir ni romper, no se crean ni se destruyen en ninguna reacción química, y nunca cambian.

7. Los átomos pueden combinarse para formar compuestos químicos. Por ejemplo: los átomos de hidrógeno y oxígeno pueden combinarse y formar moléculas de agua (H₂O).

8. Los átomos se combinan para formar compuestos en relaciones numéricas simples. Por ejemplo: al formarse agua, la relación es de 2 a 1 (dos átomos de hidrógeno con un átomo de oxígeno).

Insuficiencias del modelo Editar

La hipótesis de John Dalton, que afirmaba que los elementos en estado gaseoso eran monoatómicos y que los átomos de los elementos se combinaban en la menor proporción posible para formar átomos de los compuestos, lo que hoy llamamos moléculas, generó algunas dificultades. Por ejemplo, Dalton pensó que la fórmula del agua era HO.​ En consecuencia de esto se realizaron cálculos erróneos sobre la masa y peso de algunos compuestos básicos.

En 1805, Gay-Lussac y Alexander von Humboldt mostraron que el agua estaba formada por dos átomos de hidrógeno y uno de oxígeno.​ En 1811, Amedeo Avogadro concretó la exacta composición del agua,​ basándose en lo que hoy se conoce como ley de Avogadro y la evidencia de la existencia de moléculas diatómicas homonucleares. No obstante, estos resultados fueron ignorados en su mayor parte hasta 1860. Esto fue, en parte, por la creencia de que los átomos de un elemento no tenían ninguna afinidad química hacia átomos del mismo elemento. Además, algunos conceptos de la disociación de moléculas no estaban explicados en la ley de Avogadro.

En 1860, en el Congreso de Karlsruhe sobre masas estables y pesos atómicos, Cannizzaro revivió las ideas de Avogadro y las usó para realizar una tabla periódica de pesos atómicos,​ que tenían bastante similitud con los actuales valores. Estos pesos fueron un importante prerrequisito para el descubrimiento de la Tabla periódica de Dmitri Mendeléyev y Lothar Meyer.

Otra limitación del modelo original de Dalton, es que ignora la existencia de diferentes isótopos de un determinado elemento, por lo que en realidad pueden existir versiones ligeramente diferentes de los átomos de cada elemento, que difieren entre sí en el número de neutrones, aunque siempre tienen la misma cantidad de electrones y protones, y propiedades químicas muy muy cercanas, casi indistinguibles.

Finalmente, hasta la segunda mitad del siglo XIX no aparecieron evidencias de que los átomos fueran divisibles o estuvieran a su vez constituidos por partes más elementales.​ Por esa razón el modelo de Dalton no fue cuestionado durante décadas, ya que explicaba adecuadamente los hechos, si bien el modelo usualmente nacido para explicar los compuestos químicos y las regularidades estequiométricas no podía explicar las regularidades periódicas en las propiedades de los elementos químicos tal como aparecieron en la tabla periódica de los elementos de Mendeleiev (esto solo sería explicado por los modelos que suponían que el átomo estaba formado por electrones dispuestos en capas). El modelo de Dalton tampoco podía dar cuenta de las investigaciones realizadas sobre rayos catódicos, que sugirieron que los átomos no eran indivisibles sino que contenían partículas más pequeñas cargadas eléctricamente.

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Modelo atómico de Dalton - Wikipedia, la enciclopedia libre

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Modelo creado por John Dalton El modelo atómico de Dalton​ fue el primer modelo atómico con base científica, propuesto en varios pasos entre 1803 y 1808 por John Dalton,​ aunque el autor lo denominó más propiamente "teoría atómica".

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La teoría atómica de Dalton fue el primer intento completo para describir toda la materia en términos de los átomos y sus propiedades.

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Teoría atómica de Dalton (artículo) | Khan Academy

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Los postulados de la teoría atómica de Dalton: ¿qué cosas seguimos usando hoy en día y qué hemos aprendido desde Dalton?

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Thomson sugirió que un átomo consistía en una esfera de electricidad positiva en la que se distribuía una cantidad igual de carga negativa en forma de pequeños electrones.

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¿Cómo es el átomo? A principios del siglo XX se disponía de suficiente información química y física para que muchos físicos pudieran diseñar modelos de átomos. Se sabía que las partículas negativas con propiedades idénticas (electrones) se podían obtener de muchas sustancias diferentes y de diferentes maneras. Esto sugería que los electrones son componentes de todos los átomos.

Pero los electrones están cargados negativamente mientras que las muestras de un elemento son eléctricamente neutras. Por lo tanto, los átomos que constituyen tales muestras también serán probablemente eléctricamente neutros. Si es así, y en los átomos hay electrones con carga negativa, esto indicaría que en un átomo es necesaria la presencia de una cantidad igual de carga positiva.

Mencionamos al hablar de los electrones como las partículas de los rayos catódicos que los átomos de hidrógeno tienen unas 1800 veces más masa que los electrones, que tienen una masa de 9,109·10⁻³¹ kg. De aquí se sigue que los electrones constituyen una parte muy pequeña de la masa total de un átomo.

Así pues, cualquier modelo de átomo que se proponga debía tener en cuenta la siguiente información:

un átomo eléctricamente neutro debe contener la misma cantida de cargas positivas y negativas:

la carga negativa está asociada con solo una pequeña parte de la masa total del átomo, y la aportan los electrones

Adicionalmente cualquier modelo atómico tenía que ser capaz de responder a dos preguntas básicas:

1. ¿Cuántos electrones hay en un átomo? [1]

2. ¿Cuál es la disposición de los electrones y la carga positiva en el átomo?

Durante los primeros 10 años del siglo XX se propusieron varios modelos atómicos, pero ninguno fue satisfactorio. Hasta 1911, el modelo más popular para el átomo fue el propuesto por J.J. Thomson en 1904. Thomson sugirió que un átomo consistía en una esfera de electricidad positiva en la que se distribuía una cantidad igual de carga negativa en forma de pequeños electrones. A partir de los estudios electroquímicos a lo largo del XIX y por los realizados con radiación X [2], la cantidad de carga positiva en cada átomo se supuso que era igual al número atómico del átomo Z (un número entero) multiplicado por la magnitud de la carga del electrón e, es decir, la carga positiva de un átomo es igual a Z·e. Para cumplir con la condición de que el átomo sea eléctricamente neutro debe haber un número igual de electrones cargados negativamente.

Con estas suposiciones, el átomo de Thomson era como un " pudín de pasas" de electricidad positiva, con los electrones negativos esparcidos en él como ciruelas o pasas. Así, el hidrógeno (Z=1) consistía en un electrón, carga -1 e, incrustado en una esfera de carga positiva +1 e. El helio (Z=2) consistía en dos electrones incrustados en una esfera de carga positiva +2 e, y así sucesivamente.

Thomson asume en este modelo que "la masa del pudin" positiva actúa sobre los electrones negativos, manteniéndolos en el átomo solo por fuerzas eléctricas [3] y que el radio de los átomos tendría que ser de un orden de magnitud de 10⁻¹⁰ m, basándose para ello en información de la teoría cinética de los gases [4] y otras consideraciones.

Sin embargo, Thomson no podía explicar cómo se mantenía unida "la masa del pudin" positiva, ya que lo que se sabía de electricidad indicaba que debería desmoronarse debido a la repulsión eléctrica. Tampoco podía explicar las propiedades químicas ni el sistema de periodos.

Se requería mucha más información experimental y un nuevo concepto radical, el concepto de cuanto de energía, para construir un modelo del átomo mucho más satisfactorio. Este concepto se introdujo mediante el uso de los resultados obtenidos al estudiar un conjunto de problemas completamente diferente, la radiación térmica y el enigma del efecto fotoeléctrico, de eso se encargarían Max Planck y Albert Einstein [5].

Notas:

[1] Démonos cuenta que a principios del siglo XX la respuesta a esta pregunta no era en absoluto evidente. Menos cuando aun había gente que negaba la existencia de los átomos. Recordemos que hasta 1908 no se demostró más allá de toda duda razonable su existencia, como vimos aquí.

[2] Volveremos sobre esto más adelante en la serie.

[3] Hoy sabemos que en un átomo actúan fuerzas adicionales además de las eléctricas.

[4] Véase a este respecto El tamaño de las moléculas

[5] No nos olvidaremos de Rutherford. Baste mencionar ahora que el modelo atómico de Rutherford no es más que un caso particular del de Thomson.
Sobre el autor: César Tomé López es divulgador científico y editor de Mapping Ignorance

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El modelo atómico de Thomson - Cuaderno de Cultura Científica

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¿Cómo es el átomo? A principios del siglo XX se disponía de suficiente información química y física para que muchos físicos pudieran diseñar modelos de átomos. Se sabía que las partículas negativas con propiedades idénticas (electrones) se podían obtener de muchas sustancias diferentes y de diferentes maneras.

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https://wuolah.com/blog/modelo-atomico-de-rutherford/

Resumen:

Núcleo central:

Concentración de Masa: Rutherford propuso que la mayor parte de la masa atómica se encuentra en un núcleo central. A diferencia de modelos anteriores que distribuían la masa de manera uniforme en todo el átomo, Rutherford sugirió que esta masa estaba concentrada en un punto central muy pequeño en comparación con el tamaño total del átomo.

Carga Positiva: El núcleo, denominado por Ernest como protón, tiene una carga eléctrica positiva.

Electrones en Órbita:

Partículas Negativas: Los electrones, que son partículas con carga negativa, se encuentran en órbita alrededor del núcleo. Estos no están incrustados en una «sopa» de carga positiva, como se pensaba con el modelo de Thompson.

Espacio Vacío: Una de las revelaciones más sorprendentes del modelo de Rutherford es que el átomo está compuesto en su mayoría por espacio vacío. Los electrones orbitan a grandes distancias del núcleo, y entre ellos y el núcleo hay extensas regiones de vacío.

Movimiento Orbital: Los electrones se mueven en trayectorias circulares alrededor del núcleo, similar a cómo los planetas orbitan alrededor del Sol

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Thomson mantenía que el átomo es una esfera de carga positiva distribuida uniformemente de un anstrong de diámetro, en la cual se encuentran empotrados los electrones neutralizando la carga positiva.

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Joseph John Thomson (1856-1940)

Nació en Cheetham Hill, cerca de Manchester. Era el hijo de un vendedor de libros. Cuando tenía 14 años entró en el Owens College de Manchester, donde pudo asistir a varios cursos de física experimental. En 1876 obtuvo una beca para el Trinity College, en Cambridge, donde permanecería el resto de su vida. Después de graduarse en matemáticas en 1880, la oportunidad de hacer investigación experimental le atrajo al laboratorio Cavendish. Ayudó a revolucionar el conocimiento sobre la estructura del átomo con su descubrimiento del electrón en 1897. En 1907 recibió el premio Nobel.

Modelo atómico de Thomson:

El descubrimiento de Thomson del electrón cargado negativamente provocó problemas para los físicos en 1897, ya que los átomos se consideraban globalmente neutros. ¿Dónde estaba la carga positiva que neutralizaba los electrones y qué la mantenía?.

Entre 1903 y 1907 Thomson intentó resolver el misterio adaptando el modelo atómico propuesto por Lord Kelvin en 1902. Thomson mantenía que el átomo es una esfera de carga positiva distribuida uniformemente de un anstrong de diámetro, en la cual se encuentran empotrados los electrones neutralizando la carga positiva. Si los electrones son desplazados, intentarían volver a su posición original, lo cual le da una estabilidad inherente. Popularmente conocido como el modelo del pudin de ciruelas, tuvo que ser abandonado debido a los avances teóricos y experimentales, a favor del modelo atómico de Rutherford.
Página principal Ernest Rutherford Niels Bohr Enlaces y bibliografía

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Joseph John Thomson (1856-1940) Nació en Cheetham Hill, cerca de Manchester. Era el hijo de un vendedor de libros. Cuando tenía 14 años entró en el Owens College de Manchester, donde pudo asistir a varios cursos de física experimental. En 1876 obtuvo una beca para el Trinity College, en Cambridge, donde permanecería el resto de su vida.

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Resumen: Carga del núcleo. El núcleo atómico tiene carga positiva.

Trayectoria de los electrones. Alrededor del núcleo atómico giran los electrones, que son partículas con carga eléctrica negativa.

Carga del átomo. La suma de las cargas eléctricas positivas y negativas de un átomo debería dar cero como resultado. Es decir, el átomo debe tener igual cantidad de cargas eléctricas positivas y negativas para que sea eléctricamente neutro.

Espacio entre las partículas subatómicas. El átomo está compuesto mayormente por espacio vacío.

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Modelo Atómico de Rutherford - Concepto y experimento

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Modelo Atómico de Rutherford ✓ Te explicamos qué es el modelo atómico de Rutherford y sus principales postulados. Además, cómo fue el experimento de Rutherford…

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https://fundacionorotava.org/bachillerato/fisica-y-quimica/los-ladrillos-del-universo/el-atomo-de-rutherford/

Aparecía por primera vez la imagen de un núcleo con carga positiva y una corteza en la que, para conseguir, al menos en primera instancia, cierta estabilidad orbitaban los electrones.

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Era casi tan increíble como si disparásemos un proyectil de 38 centímetros contra una hoja de papel de seda, y del choque se volviera contra nosotros y nos hiriera.

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https://chem.libretexts.org/Bookshelves/Introductory_Chemistry/Introductory_Chemistry_(CK-12)/05%3A_Electrons_in_Atoms/5.06%3A_Bohr's_Atomic_Model

Resumen: Átomo formado por electrones y protones: al igual que el modelo de Rutherford, Bohr asume que el átomo está formado por protones positivos que se agrupan en el núcleo y electrones negativos que se mueven por fuera del núcleo.

Órbitas circulares: los electrones describen órbitas circulares alrededor del núcleo. Hoy se sabe que los electrones no describen una órbita con una trayectoria definida.

Diferentes niveles de energía: los electrones viajan en niveles predeterminados de energía.

Electrones no están fijos a un nivel: los electrones pueden saltar de un nivel energético menor a uno mayor si se les proporciona energía.

Los electrones liberan energía cuando bajan de nivel: cuando los electrones regresan a su nivel de energía estacionario, liberan luz.

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Thomson mantenía que el átomo es una esfera de carga positiva distribuida uniformemente de un anstrong de diámetro, en la cual se encuentran empotrados los electrones neutralizando la carga positiva.

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Descubre el Modelo Atómico de Rutherford. A partir de un experimento con laminas de oro se hayo uno de los modelos principales de la materia.

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Explica un poco sobre quién fue el que rebatió el modelo atómico y además explica del experimento: como lo hizo, etc..

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Al igual que la mayoría de los científicos de esa época, Thomson inspiró a generaciones de físicos posteriores, desde Einstein hasta Hawking.

Su investigación más famosa demostró la existencia de partículas cargadas negativamente, llamadas posteriormente electrones, y le valió un merecido Premio Nobel de física. Gracias a esta investigación, Bohr y Rutherford realizaron experimentos posteriores que condujeron a la comprensión de la estructura del átomo.

¿Qué es un Tubo de Rayos Catódicos?

Aunque no seamos conscientes de esto, la mayoría de nosotros sabemos lo que es un tubo de rayos catódicos.

Si observas cualquier cartel de neón brillante o cualquier aparato de televisión 'anticuado' estarás en presencia de los descendientes modernos del tubo de rayos catódicos.

Los físicos del siglo XIX descubrieron que si construían un tubo de vidrio con cables insertados en ambos extremos y bombeaban hacia fuera la mayor cantidad de aire posible, una carga eléctrica que pasara a través del tubo desde los cables crearía un brillo fluorescente. Este rayo catódico también recibió el nombre de "cañón de electrones".

Otros experimentos de rayos catódicos posteriores y mejorados descubrieron que ciertos tipos de vidrio producían un brillo fluorescente en el extremo positivo del tubo. William Crookes descubrió que un tubo cubierto con un material fluorescente en el extremo positivo produce un "punto" centrado cuando golpean los rayos del cañón de electrones.

Con más experimentación, los investigadores descubrieron que los "rayos catódicos" emitidos desde el cátodo no se podían mover cerca de objetos sólidos y por eso viajaban en línea recta, una propiedad de las ondas. Sin embargo, otros investigadores, especialmente Crookes, argumentaron que la naturaleza centrada del haz significaba que tenían que ser partículas.

Los físicos sabían que el rayo llevaba una carga negativa, pero no estaban seguros sobre si la carga podía separarse del rayo. Debatieron sobre si los rayos eran ondas o partículas, ya que parecían presentar propiedades de ambas. En respuesta, J.J. Thomson llevó a cabo algunos experimentos elegantes para encontrar una respuesta definitiva y completa acerca de la naturaleza de los rayos catódicos.

Primer Experimento de Rayos Catódicos de Thomson

Thomson tenía una corazonada de que los "rayos" emitidos desde el cañón de electrones eran inseparables de la carga latente y decidió intentar demostrar esto mediante el uso de un campo magnético.

Su primer experimento consistió en construir un tubo de rayos catódicos con un cilindro de metal en el extremo. Este cilindro tenía dos ranuras, que conducían a los electrómetros, lo que podía medir pequeñas cargas eléctricas.

Descubrió que aplicando un campo magnético a través del tubo no había actividad registrada por los electrómetros y entonces la carga había sido doblada por el imán. Esto demostró que la carga negativa y el rayo eran inseparables y estaban entrelazados.

Segundo Experimento de Rayos Catódicos de Thomson

Como todos los grandes científicos, Thomson no se detuvo allí y desarrolló la segunda etapa del experimento para demostrar que los rayos llevaban una carga negativa. Para probar su hipótesis, intentó desviarlos con un campo eléctrico.

Los experimentos anteriores no habían podido probar esto, pero Thomson creyó que el vacío en el tubo no era lo suficientemente bueno y encontró otras formas de mejorar bastante la calidad.

Para esto, construyó un tubo de rayos catódicos ligeramente diferente, con un revestimiento fluorescente en un extremo y un vacío casi perfecto. A mitad del tubo había dos placas eléctricas produciendo un ánodo positivo y un cátodo negativo, que él esperaba que desviaran los rayos.

Como pensaba, efectivamente los rayos fueron desvíados por la carga eléctrica, una prueba inequívoca de que los rayos se componen de partículas cargadas que llevan una carga negativa. Este resultado fue un gran descubrimiento en sí mismo, pero Thomson quería entender más acerca de la naturaleza de estas partículas.

Tercer Experimento de Thomson

El tercer experimento fue una pieza brillante de deducción científica y mostró cómo una serie de experimentos puede poco a poco revelar verdades.

Muchos descubrimientos científicos grandes consisten en la realización de una serie de experimentos interconectados, que de a poco acumulan información y prueban una hipótesis.

Thomson decidió tratar de llegar a la naturaleza de las partículas. Eran demasiado pequeñas para calcular exactamente su masa o su carga, pero intentó deducirlo de cuánto se doblaban las partículas por las corrientes eléctricas de diferentes fuerzas.

Descubrió que la relación de carga a masa era tan grande que las partículas o bien soportaban una carga enorme o eran mil veces más pequeñas que un ión de hidrógeno. Se decidió por esto último y se le ocurrió la idea de que los rayos catódicos estaban hechos de partículas que emanan desde el interior de los átomos mismos, una idea muy audaz e innovadora.

Descubrimientos Posteriores

A Thomson se le ocurrió la idea inicial de la estructura del átomo, postulando que consistía en estas partículas con carga negativa que nadaban en un mar de carga positiva. Su discípulo, Rutherford, desarrolló la idea y se le ocurrió la teoría de que el átomo consistía en un núcleo cargado positivamente rodeado por pequeñas partículas negativas orbitando, a las que llamó electrones.

La física cuántica ha demostrado que las cosas son un poco más complicadas que esto, pero todos los físicos cuánticos deben su legado a Thomson. Si bien se conocía la existencia de los átomos como partículas elementales indivisibles, él fue el primero en postular que presentaban una estructura interna complicada.

El mejor regalo que Thomson hizo a la física no fueron sus experimentos, sino la siguiente generación de grandes científicos que estudiaron con él, entre los que se encuentran Rutherford, Oppenheimer y Aston. Estas mentes brillantes fueron inspiradas por él, lo que lo ubica entre los abuelos de la física moderna.

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J.J. Thomson fue uno de los grandes científicos del siglo XIX. Su experimento inspirado e innovador de rayos catódicos contribuyó enormemente a nuestra comprensión del mundo moderno.

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Aparecía por primera vez la imagen de un núcleo con carga positiva y una corteza en la que, para conseguir, al menos en primera instancia, cierta estabilidad orbitaban los electrones.

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Era casi tan increíble como si disparásemos un proyectil de 38 centímetros contra una hoja de papel de seda, y del choque se volviera contra nosotros y nos hiriera.

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https://www.todamateria.com/modelo-atomico-de-bohr/

Resumen: The Bohr model postulates that electrons orbit the nucleus at fixed energy levels.

Orbits further from the nucleus exist at higher energy levels.

When electrons return to a lower energy level, they emit energy in the form of light.

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Explica toda la información que busco y además añade explicaciones gráficas para entender mejor y eso está muy bien

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Puntos más importantes

Los experimentos de J.J. Thomson con tubos de rayos catódicos mostraron que todos los átomos contienen pequeñas partículas subatómicas con carga negativa, llamadas electrones.

El modelo del budín de pasas de Thomson para el átomo consiste en electrones con carga negativa ("pasas") dentro de un "budín" con carga positiva.

El experimento de la lámina de oro de Rutherford mostró que el átomo es en su mayoría espacio vacío con un pequeño y denso núcleo con carga positiva.

Basado en estos resultados, Rutherford propuso el modelo nuclear del átomo.

Introducción: continuar a partir de la teoría atómica de Dalton

Toda la materia está hecha de partículas indivisibles llamadas átomos, que no pueden crearse ni destruirse.

Los átomos del mismo elemento tienen idénticas masas y propiedades físicas.

Todas las reacciones químicas involucran el reordenamiento de átomos.

Las ideas de Dalton resultaron ser fundamentales para la teoría atómica moderna. Sin embargo, una de estas suposiciones subyacentes resultó ser incorrecta. Dalton pensó que los átomos eran las unidades más pequeñas de la materia pequeñas esferas duras que no podían dividirse en partículas más fundamentales-. Esta suposición persistió hasta que experimentos en física mostraron que el átomo estaba compuesto de partículas aún más pequeñas. En este artículo, discutiremos algunos de los experimentos clave que nos llevaron al descubrimiento del electrón y del núcleo.

El descubrimiento del electrón por J.J. Thomson

A finales del siglo XIX, el físico J.J. Thomson comenzó a experimentar con tubos de rayos catódicos. Los tubos de rayos catódicos son tubos de vidrio sellados en los que se ha extraído la mayor parte del aire. Al aplicar un alto voltaje entre los electrodos, que se encuentran uno a cada lado del tubo, un rayo de partículas fluye del cátodo (el electrodo negativamente cargado) al ánodo (el electrodo positivamente cargado). Los tubos se llaman "tubos de rayos catódicos" porque el rayo de partículas o "rayo catódico" se origina en el cátodo. El rayo puede ser detectado al pintar el extremo del tubo correspondiente al ánodo con un material conocido como fósforo. Cuando el rayo catódico lo impacta, el fósforo produce una chispa o emite luz.

Para verificar las propiedades de las partículas, Thomson colocó el tubo de rayos catódicos entre dos placas con cargas opuestas, y observó que el rayo se desviaba, alejándose de la placa cargada negativamente y acercándose a la placa cargada positivamente. De este hecho infirió que el rayo estaba compuesto de partículas negativamente cargadas.

Thomson también colocó dos imanes a cada lado del tubo, y observó que el campo magnético también desviaba el rayo catódico. Los resultados de este experimento ayudaron a Thomson a determinar la razón masa a carga de las partículas del rayo catódico, que lo llevó a un descubrimiento fascinante la masa de cada partícula era mucho, mucho menor que la de todo átomo conocido-. Thomson repitió su experimento con electrodos hechos de diferentes metales, y encontró que las propiedades del rayo catódico permanecían constantes, sin importar el material del cual se originaban. De esta evidencia, Thomson concluyó lo siguiente:

Mientras que al principio fueron controversiales, los científicos gradualmente aceptaron los descubrimientos de Thomson. Con el tiempo, sus partículas de rayo catódico adquirieron un nombre más familiar: electrones. El descubrimiento de los electrones refutó parte de la teoría atómica de Dalton, que suponía que los átomos eran indivisibles. Para explicar la existencia de los electrones se necesitaba un modelo atómico completamente nuevo.

Verificación de conceptos: ¿por qué Thomson concluyó que los electrones estaban presentes en los átomos de todos los elementos?

El modelo del budín de pasas

Thomson sabía que los átomos tenían una carga total neutra. Por lo tanto, razonó que debía haber una fuente de carga positiva dentro del átomo que balanceara la carga negativa de los electrones. Esto llevó a Thomson a proponer que los átomos podían describirse como cargas negativas flotando en una sopa de carga positiva difusa. A menudo llamamos modelo de budín de pasas del átomo a este modelo, debido al hecho de que su descripción es muy similar a un budín de pasas, un postre inglés muy popular (observa la imagen a continuación).

Dado lo que ahora sabemos de la estructura real de los átomos, este modelo puede sonar un poco descabellado. Afortunadamente, los científicos continuaron investigando la estructura del átomo, y pusieron a prueba la validez del modelo del budín de pasas de Thomson.

Verificación de conceptos: Thomson propuso un modelo atómico donde distintas cargas negativas flotaban dentro de un "mar" de carga positiva. ¿Puedes pensar en otro modelo del átomo que explique los resultados experimentales de Thomson?

Ernest Rutherford y el experimento de la lámina de oro

El siguiente experimento revolucionario en la historia del átomo lo realizó Ernest Rutherford, un físico neozelandés que pasó gran parte de su carrera en Inglaterra y Canadá. En su famoso experimento de la lámina de oro, Rutherford disparó un rayo delgado de partículas (se pronuncia partículas alfa) a una fina lámina de oro puro. Las partículas alfa son núcleos de , y se emiten durante diversos procesos de decaimiento radiactivo. En este caso, Rutherford colocó una muestra de radio (un metal radiactivo) dentro de una caja de plomo con un pequeño agujero. La mayoría de la radiación era absorbida por el plomo, pero un rayo delgado de partículas era capaz de escapar del agujero en la dirección de la lámina de oro. La lámina estaba rodeada de una pantalla detectora que destellaba cuando una partícula la golpeaba.

Basado en el modelo del budín de pasas de Thomson, Rutherford predijo que la mayoría de las partículas atravesarían la lámina de oro sin ser perturbadas. Esto es porque suponía que la carga positiva en el modelo del budín de pasas estaba repartida alrededor del volumen completo del átomo. Por lo tanto, el campo eléctrico de la "sopa" cargada positivamente sería muy débil para afectar significativamente la trayectoria de las partículas , que eran relativamente masivas y veloces.

Sin embargo, los resultados del experimento fueron sorprendentes. Mientras que la mayoría de las partículas atravesaron la lámina sin ser perturbadas, unas pocas (alrededor de en , partículas ) se desviaron ¡más de en su trayectoria! Rutherford mismo describió sus resultados con la siguiente analogía: "Fue el evento más increíble que me ha ocurrido en la vida. Fue casi tan increíble como si dispararas una bala de a un pañuelo de papel y esta regresara y te golpeara".

El modelo nuclear del átomo

Basado en sus resultados experimentales, Rutherford formuló las siguientes conclusiones sobre la estructura del átomo:

La carga positiva debe estar localizada en un volumen muy pequeño del átomo, que también debe contener la mayoría de la masa del mismo. Esto explicaba cómo una pequeña fracción de partículas eran desviadas de manera drástica, presumiblemente a causa de las colisiones esporádicas con los núcleos del oro.

Ya que la mayoría de las partículas atravesaban la lámina de oro sin ser perturbadas, ¡el átomo debía estar conformado en su mayoría por espacio vacío!

Estas conclusiones llevaron a Rutherford a proponer el modelo nuclear, en el cual un átomo consiste de un pequeño núcleo positivamente cargado, rodeado por electrones cargados negativamente. Basado en el número de partículas desviadas en su experimento, Rutherford calculó que el núcleo ocupaba una pequeña fracción del volumen del átomo.

El modelo nuclear explicaba los resultados del experimento de Rutherford, pero también planteaba algunas preguntas. Por ejemplo, ¿qué hacían los electrones dentro del átomo? Ya que las cargas opuestas se atraen, ¿cómo hacían los electrones para evitar colapsar al núcleo? Afortunadamente, ¡la ciencia estaba lista para el desafío! Físicos como Niels Bohr continuaron diseñando experimentos para poner a prueba el modelo nuclear del átomo, que eventualmente evolucionó en el modelo mecánico cuántico moderno.

Los experimentos de J.J. Thomson con tubos de rayos catódicos mostraron que todos los átomos contienen pequeñas partículas subatómicas negativamente cargadas llamadas electrones.

Thomson propuso el modelo del budín de pasas del átomo, en el que los electrones negativamente cargados se encuentran incrustados en una "sopa" positivamente cargada.

El experimento de la lámina de oro de Rutherford mostró que los átomos son mayoritariamente espacio vacío, junto con un pequeño y denso núcleo positivamente cargado.

Basado en estos resultados, Rutherford propuso el modelo nuclear del átomo.

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El descubrimiento del electrón y del núcleo (artículo) | Khan Academy

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Bohr estableció un modelo en el que los electrones se encontraban lejos del núcleo, orbitando a su alrededor.

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Bohr’s Atomic Model (Easy) Chemistry game. What is its name?

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The Danish physicist Niels Bohr proposed, in 1913, an atomic model capable of explaining the stability of matter. Bohr, based on Max Planck’s quantum theory and Ernest Rutherford’s nuclear theory, established a model in which electrons were far from the nucleus, circling around him.

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El texto ofrece información sobre la vida

personal, formación, descubrimientos

científicos y legado de John Dalton,

centrándose especialmente en cómo sus

investigaciones llevaron a la formulación de la

primera teoría atómica moderna, considerada

uno de los pilares de la ciencia actual

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(Eaglesfield, Gran Bretaña, 1766 - Manchester, 1844) Químico y físico británico al que se debe la primera formulación moderna de la teoría atómica. Pese a recibir una educación precaria a causa de las penurias económicas, una inagotable curiosidad y afán de conocimientos le permitió completar su formación y obtener cierto prestigio con sus primeros trabajos científicos, que versaron sobre los gases y sobre una enfermedad visual que padeció, posteriormente llamada daltonismo.

John Dalton

Reconocido ya como científico y con una sólida posición académica, Dalton descubrió la llamada ley de las proporciones múltiples, que rige el peso de los elementos que intervienen en una reacción química, y propuso como interpretación de la misma toda una teoría sobre la constitución de la materia que retomaba el atomismo griego: es el llamado modelo atómico de Dalton, que, vigente a lo largo de todo el siglo XIX, posibilitaría los impresionantes avances registrados por la química durante ese periodo. En este sentido, la contribución de Dalton posee una trascendencia casi equiparable a la del "padre de la química", Antoine Lavoisier, que había sentado los fundamentos y métodos de la nueva ciencia a finales de la centuria anterior.
Biografía
Miembro de una familia muy humilde, en su infancia ayudaba con su hermano a su padre en el trabajo del campo y en la pequeña tienda familiar donde tejían vestidos, mientras que su hermana Mary ayudaba a su madre en las tareas de la casa y vendía papel, tinta y plumas. Aunque su situación económica era bastante precaria, los hermanos recibieron cierta educación en la escuela cuáquera más cercana, a diferencia de otros niños de la misma condición.

El maestro de la escuela cuáquera de Pardshow Hall proporcionó a John Dalton una buena base y le transmitió el afán por la búsqueda incansable de nuevos conocimientos. Un cuáquero rico, Elihu Robinson, se convirtió en su mentor y en otra fuente de estímulo hacia las matemáticas y las ciencias (especialmente la meteorología). Con sólo doce años de edad, John Dalton abrió una escuela en su localidad natal, Eaglesfield. Aunque supo manejar los problemas con sus alumnos mayores que él, después de dos años se vio obligado a abandonar su proyecto debido al bajo salario, y tuvo que volver a las tareas del campo trabajando para un tío suyo.

En 1781 John Dalton se unió a su hermano como asistente de George Bewley en su escuela de Kendall. Cuando George Bewley se retiró, su hermano y él abrieron su propia escuela, donde ofrecían clases de inglés, latín, griego y francés, además de veintiún temas relacionados con las matemáticas y las ciencias. Su hermana se trasladó con ellos para ayudarles en la casa. A pesar de tener unos sesenta alumnos, a veces se veían obligados a trabajar en tareas auxiliares para mantenerse.

John Dalton

John Gough, el hijo ciego de un rico comerciante, se hizo amigo de John Dalton y se convirtió en su nuevo mentor. Le enseñó lenguas, matemáticas y óptica, además de compartir con Dalton su biblioteca. El interés de Dalton se extendió hacia la neumática, la astronomía y la geografía, y en 1787 comenzó a obtener ingresos extraordinarios impartiendo conferencias. También se dirigió a un museo cercano con una oferta para vender los once volúmenes clasificados de su colección botánica. Coleccionaba mariposas y estudiaba los caracoles, las garrapatas y los gusanos; también medía su ingesta de alimentos y la comparaba con los residuos producidos por el organismo. Al mismo tiempo preparaba su ingreso en la escuela de medicina, pero su familia lo desanimó por falta de dinero y de confianza en él.

A la edad de 26 años, Dalton descubrió que ni él ni su hermano eran capaces de distinguir los colores. Le regaló a su madre unas medias (que él creía azules) y ella le preguntó sorprendida por qué le había obsequiado con unas medias moradas, color que no era apropiado para una mujer cuáquera. Dos años después, en su primer artículo científico importante, Hechos extraordinarios relativos a la visión de los colores (1794), John Dalton proporcionaría una descripción científica sobre este fenómeno, que posteriormente se conocería con el nombre de daltonismo.

Un año antes, en 1793, Dalton había publicado su primer libro, Observaciones y ensayos meteorológicos, donde defendía la tesis de que el aire no es una combinación química, sino una mezcla meramente física de gases. Ese mismo año se trasladó a Manchester como tutor y profesor de física y matemáticas del New College de esta ciudad, fundado por los presbiterianos, y cuyo prestigio rivalizaba entonces con el de las universidades de Oxford y Cambridge. Inmediatamente se inscribió en la Biblioteca de Manchester y en la Sociedad Literaria y Filosófica, de la que llegaría a ser secretario y presidente.
Profesor e investigador
Aquellos dos trabajos científicos le habían proporcionado una cierta notoriedad, y, ya con una situación económica más holgada, pudo alternar la enseñanza con las investigaciones en el laboratorio. En 1802, en la memoria titulada Absorción de gases por el agua y otros líquidos, estableció su ley de las presiones parciales (Ley de Dalton), según la cual la presión de una mezcla gaseosa equivale a la suma de las presiones de cada componente. También estableció una relación entre la presión del vapor y la temperatura. Su interés en los gases se derivaba de su afición a los estudios meteorológicos: siempre llevaba consigo sus aparatos del tiempo allí donde fuese, realizando a lo largo de su vida más de doscientas mil observaciones que anotaba en su diario. Gracias a estas observaciones, su mente analítica pudo encontrar relaciones numéricas entre los datos.

En 1803 comenzó a formular su mayor contribución a la ciencia. Se encontraba estudiando la reacción del óxido nítrico con el oxígeno cuando descubrió que la reacción podía tener lugar con dos proporciones diferentes: a veces 1:1,7 y otras 1;3,4 (en peso). Ello llevó a Dalton a establecer la ley de las proporciones múltiples, según la cual, en una reacción química, los pesos de dos elementos siempre se combinan entre sí en proporciones de números enteros pequeños; buscando una interpretación a este fenómeno, comenzó a bosquejar los principios de su teoría atómica.

Los resultados fueron comunicados oralmente ese mismo año y publicados en 1808 en un libro que es su trabajo más famoso: Nuevo sistema de filosofía química. En él adoptó la noción de átomo y estableció los postulados de la teoría constitutiva de la materia que hoy conocemos como teoría atómica de Dalton; dibujó partículas individuales para ilustrar las reacciones químicas y publicó su primera lista de pesos atómicos y símbolos.

No todo el mundo aceptaba la nueva teoría; en 1810 publicó la segunda parte del Nuevo sistema de filosofía química, proporcionando nuevas evidencias empíricas. La tercera parte vería la luz en 1827. Aunque fue miembro de la Real Sociedad desde 1822 y en 1825 recibió la medalla de esta sociedad científica por su trabajo en la teoría atómica, Dalton siempre se consideró a sí mismo como un docente, y se ganó la vida dando clases y conferencias hasta 1833, cuando fue premiado con una pensión civil anual.

El 27 de julio de 1844 falleció de un ataque al corazón. Según su deseo, tras su muerte se le practicó la autopsia para determinar la causa de lo que luego se llamaría daltonismo. La misma demostró que el daltonismo no es un problema del ojo, sino que estaba causado por alguna deficiencia del poder sensorial. Fue enterrado con honores de monarca, en un funeral seguido por más de cuatrocientas mil personas, contraviniendo los principios de los cuáqueros conforme a los que había vivido.
La teoría atómica de Dalton
El concepto de átomo se remonta a los debates entre los filósofos griegos desarrollados desde el siglo VI a.C. Una de las cuestiones que más ocupó a estos pensadores era la determinación de un principio constitutivo y originario ( arjé o arché) común a todos los seres; así, para Tales de Mileto, todas las cosas y también los seres vivos se componen de agua, a partir de la cual se originaron por procesos de evaporación y condensación. Otros filósofos sugirieron como substrato común otras sustancias (por ejemplo, el aire según Anaxímenes) o bien principios de naturaleza más abstracta.

En su fecundo desarrollo, la cuestión del arjé llevaría a los filósofos Leucipo y Demócrito a formular la doctrina atomista, según la cual todos los seres se componen de una pluralidad de partículas de imperceptible magnitud, los átomos (en griego, atomos significa "indivisible"); la combinación de átomos de distinto tamaño y forma en distinto orden y posición explicaba la diversidad de seres que observamos en el mundo físico, pese a que todos ellos están formados por átomos. La doctrina atomista, sin embargo, nunca llegó a plantearse como una hipótesis científica confirmable, sino como una especulación filosófica sobre el arjé que intentaba conciliar las tesis contrapuestas a que habían llegado Parménides y Heráclito. Durante más de veinte siglos, el atomismo quedó archivado como algo de interés secundario entre los científicos, hasta que la idea renació en la primera década del siglo XIX, de la mano de John Dalton.

John Dalton (retrato de Thomas Phillips, 1835)

John Dalton no se había propuesto formular una teoría sobre la constitución de la materia; llegó a ella como consecuencia de sus investigaciones sobre los gases, y su objetivo no era otro que explicar los descubrimientos efectuados en las mismas. En su memoria Absorción de gases por el agua y otros líquidos (1802), había establecido su conocida ley de las presiones parciales: la presión total ejercida por una mezcla gaseosa es igual a la suma de las presiones parciales de cada uno de sus componentes.

Una continuación natural de dichos estudios era investigar la composición de los mismos gases (y especialmente de los óxidos de nitrógeno, de los compuestos oxigenados del azufre y del carbono, del metano, etc.). Repetidas experiencias le conducirían a descubrir la ley de las proporciones múltiples: si en una reacción química se combinan dos o más elementos y se mantiene constante el peso de uno de ellos, el peso de los demás varía según relaciones simples expresables en múltiplos enteros. Dicho de otro modo, las sustancias siempre reaccionan con otras guardando una relación constante entre sus respectivos pesos; pueden combinarse en cantidades grandes o pequeñas, pero siempre se mantiene esa misma proporción.

Para explicar estas relaciones aritméticas, John Dalton supuso que todo elemento debía de estar formado por cantidades de materia concretas, las cuales hacían comprensible la existencia de múltiplos de aquéllas y explicaban que sólo unos valores determinados de sus pesos intervinieran en una reacción. Retomó así la teoría atómica de Demócrito, que consideraba la materia formada por partículas indivisibles. La existencia de espacios interatómicos, por otra parte, justificaba la compresibilidad de los gases, los cambios de estado y el fenómeno de la dilatación, hechos inexplicables si no se tenía en cuenta la discontinuidad de la materia.

El 21 de octubre de 1803, Dalton expuso por primera vez su teoría atómica en una conferencia que pronunció en Manchester, organizada por la Sociedad Literaria y Filosófica, ante un auditorio de siete personas. No es de extrañar la falta de público, porque Dalton no tenía fama de buen orador. Pero su teoría consiguió más divulgación al publicarla, en 1808, en la primera parte de su obra Nuevo sistema de filosofía química.

La teoría atómica de Dalton establecía una serie de postulados fundamentales: los elementos están formados por átomos, partículas materiales minúsculas que no pueden crearse, destruirse ni dividirse; todos los átomos de un determinado elemento son idénticos, tanto en la masa como en sus demás propiedades; los átomos se combinan entre sí en proporciones simples, expresables en números enteros, para formar "átomos compuestos" (lo que hoy llamamos moléculas, concepto que sería introducido por Amadeo Avogadro); todos los "átomos compuestos" de una misma sustancia son idénticos, tanto en la masa como en sus demás propiedades.

La ley de las proporciones múltiples y la hipótesis atómica condujo al mismo Dalton al primer intento de confeccionar un instrumento de utilidad fundamental para la química: una tabla de masas atómicas, que apareció ya en la primera parte del Nuevo sistema de filosofía química. Dalton eligió el hidrógeno como patrón para la tabla de masas atómicas y dio al átomo de ese elemento una masa de 1. Naturalmente, podría haber elegido cualquier otro elemento y cualquier otro valor para su masa atómica, pero el hidrógeno era el más ligero de los elementos y el 1 es el número que permite establecer comparaciones con más facilidad.

La tabla que elaboró Dalton era incorrecta por dos motivos principales: en primer lugar, desconocía la relación correcta de combinación de los átomos en una reacción química, y en segundo lugar, el equipo utilizado en la época para determinar relaciones de masas no era muy preciso. Como resultado de ello, los valores establecidos resultaron notablemente inferiores a los reales. Con todo, su tabla fue un primer paso importante en la determinación de las masas atómicas, y apenas veinte años después, el químico sueco Jöns Jacob Berzelius fue ya capaz de establecer una lista de masas atómicas con valores muy similares a los actualmente aceptados.

Considerada como una de las bases de la ciencia moderna, la teoría atómica de Dalton se revelaría como una hipótesis extraordinariamente fecunda tanto para la química como para la física, y mantuvo su vigencia durante casi un siglo. Hubo que esperar al descubrimiento de las partículas subatómicas (que acabó con el dogma de la indivisibilidad del átomo) para ver cambios sustanciales en el modelo, reflejados en las sucesivamente perfeccionadas teorías atómicas de Joseph John Thomson, Ernest Rutherford, Niels Bohr y Arnold Sommerfeld, ya a principios del siglo XX.

Cómo citar este artículo:
Fernández, Tomás y Tamaro, Elena. "". En Biografías y Vidas. La enciclopedia biográfica en línea [Internet]. Barcelona, España, 2004. Disponible en [fecha de acceso: ].

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(Eaglesfield, Gran Bretaña, 1766 - Manchester, 1844) Químico y físico británico al que se debe la primera formulación moderna de la teoría atómica. Pese a recibir una educación precaria a causa de las penurias económicas, una inagotable curiosidad y afán de conocimientos le permitió completar su formación y obtener cierto prestigio con sus primeros trabajos científicos, que versaron sobre los gases y sobre una enfermedad visual que padeció, posteriormente llamada daltonismo.

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El experimento de Rutherford y la estructura del átomo🧔🏻⚛️

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MODELO ATÓMICO de THOMSON ⚡[el budín de pasas] explicación competa en 2 minutos

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Este texto ofrece una visión humana y

científica de John Dalton, mostrando cómo un

investigador con una visión distinta del mundo

contribuyó enormemente al avance del

conocimiento. Combina aspectos biográficos,

anécdotas sobre el descubrimiento del

daltonismo y datos científicos sobre su estudio

y confirmación moderna

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John Dalton, el científico que veía el mundo de distinto color

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Conocido básicamente por ser el primero en describir el daltonismo, una alteración de la visión que afecta a la capacidad de distinguir los colores, un problema que él mismo padecía, John Dalton destacó también en muchos otros ámbitos científicos.

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El texto nos permite conocer la vida, los experimentos y la influencia de J.J. Thomson, quien revolucionó la física moderna al descubrir el electrón y proponer un modelo atómico que marcó el inicio del estudio de las partículas subatómicas

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18 de diciembre de 1856, en Mánchester (Inglaterra) - 30 de agosto de 1940, en Cambridge (Inglaterra)

Thomson estudió ingeniería en 1870 en el Owens College y se trasladó al Trinity College de Cambridge para obtener su licenciatura en 1880 en Matemáticas (Segunda Wrangler y segundo premio Smith) y su Maestría en Artes (obteniendo el Premio Adams) en 1883.

En 1884 se convirtió en profesor de Física en Cavendish. Uno de sus alumnos fue Ernest Rutherford, quien más tarde sería su sucesor en el puesto. Thomson fue elegido miembro de la Royal Society ese mismo año y, posteriormente, fue su presidente entre 1915 y 1920.

En 1890 se casó con Rose Elizabeth Paget, hija de sir Edward George Paget, y tuvo dos hijos, Joan y George Paget Thomson. Su hijo se convirtió en un destacado físico, quien a su vez fue galardonado con el Premio Nobel de Física en 1937 por demostrar las propiedades de tipo ondulatorio de los electrones.

Thomson realizó una serie de experimentos con tubos de rayos catódicos que le llevaron a descubrir el electrón en 1897 y proponer un segundo modelo (el primero fue propuesto por John Dalton en 1794) en el cual los electrones poseían cargas negativas y se encontraban en el interior del átomo, el cual poseía carga positiva.

Para ello, fueron tres los experimentos en los que empleó los tubos de rayos catódicos, en primera instancia, demostró que los campos eléctricos eran capaces de generar la desviación de los mismos y entonces experimentó la desviación a partir del efecto combinado de campos eléctricos y magnéticos, lo que se buscaba era evidenciar la relación existente entre la carga y la masa de las partículas, que se mantenía constante a pesar de la alteración del material del cátodo.

Siguiendo los mismos estudios y experimentos, en 1897, Thomson, descubriría una nueva partícula, la cual era mil veces más liviana que el hidrógeno, a la mencionada partícula se la denominó como electrón. Su descubrimiento lo llevó a este a ser el primer científico en descubrir partículas subatómicas.

Las conclusiones de Thomson fueron audaces: los rayos catódicos estaban hechos de partículas que llamó "corpúsculos", y estos corpúsculos procedían de dentro de los átomos de los electrodos, lo que significa que los átomos son, de hecho, divisibles. Thomson imaginó que el átomo se compone de estos corpúsculos en un mar lleno de carga positiva; a este modelo del átomo, atribuido a Thomson, se le llamó el modelo "Pudín de pasas"

La imposibilidad de explicar que el átomo está formado por un núcleo compacto y una parte exterior denominada corteza implica que otros científicos como Ernest Rutherford o Niels Bohr continuasen con su investigación y establecieron otras teorías en las que los átomos tenían partes diferenciadas.

En 1906 fue galardonado con el Premio Nobel de Física en 1906 por sus investigaciones teóricas y experimentales en la conducción de la electricidad generada por los gases. Además, fue nombrado caballero en 1908 y de la Orden del Mérito en 1912.

Ese mismo año, demostró que el hidrógeno tiene un único electrón, permitiendo confirmar o rechazar diversas teorías anteriores sobre el número de los electrones.

Inventor de los rayos positivos, en 1911, descubrió la manera de utilizarlos para separar átomos de diferente masa. Lo logró desviando los rayos positivos mediante campos eléctricos y magnéticos (espectrometría de masas). Así descubrió que el neón tiene dos isótopos (neón-20 y neón-22).

En 1918 fue nombrado rector del Trinity College de Cambridge, donde conoció a Niels Bohr, y permaneció hasta su muerte. Murió el 30 de agosto de 1940 y fue sepultado en la Abadía de Westminster, cerca de sir Isaac Newton.

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Joseph J. Thomson, Premio Nobel descubridor del electrón - Rincón educativo

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Joseph J. Thomson descubrió el electrón y propuso un segundo modelo atómico.

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El texto recoge la vida académica y científica de J.J. Thomson, destacando su papel como descubridor del electrón, su influencia en la comprensión del átomo y su legado como profesor, investigador y autor de numerosas obras científicas reconocidas en todo el mundo.

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The Nobel Prize in Physics 1906 was awarded to Joseph John Thomson “in recognition of the great merits of his theoretical and experimental investigations on the conduction of electricity by gases”

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El texto narra cómo Ernest Rutherford, partiendo de sus investigaciones sobre la radiactividad, logró descubrir la estructura nuclear del átomo, sentando las bases de la física moderna. También muestra su vida personal, su paso por varios países y su carácter cercano pero imponente como científico y profesor.

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El texto nos presenta a Ernest Rutherford como un científico clave en la historia de la física: desde sus humildes orígenes en Nueva Zelanda hasta su revolucionario modelo nuclear del átomo, que sentó las bases para el desarrollo de la física moderna y la comprensión de la estructura de la materia.

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Ernest Rutherford ( 1871-1937 )

Natural de Nueva Zelanda, era el hijo de un pequeño granjero fabricante de ruedas para carros. Era el cuarto de once hermanos.

Se graduó en 1892 en el Canterbury College, en Christchurch. Más tarde consiguió una beca para ir a Cambridge, donde comenzó un largo periplo a través de Montreal, Manchester y de nuevo Cambridge a lo largo del periodo en el que tendría lugar un profundo cambio en las ideas de la física.

A lo largo de su carrera adquirió fama por sus numerosos trabajos sobre la constitución de la materia, la radioactividad, las transmutaciones y la ionización de los gases. Distinguió los rayos a y b en la radiación de los elementos radioactivos. Obtuvo el premio Nobel de química en 1908.

El modelo atómico de Rutherford:

Rutherford utilizó las partículas a y b como herramientas de análisis atómico. En 1909 dos investigadores de su laboratorio de Manchester, Hans Geiger y Ernest Marsden, lanzaban partículas a contra placas delgadas de diversos metales. Encontraron que la dirección de una pequeña fracción (una entre 8000) de las partículas a que llegan a una placa metálica es modificada de tal manera que vuelve a aparecer de nuevo en el lugar de partida.

A Rutherford le pareció que para que una partícula a cambiase su trayectoria en un ángulo de 90 grados o más hacían falta campos eléctricos mucho más intensos de los que podían suministrar los modelos que Thomson manejaba, y en Abril de 1911 consiguió desarrollar una teoría que explicaba las desviaciones observadas.

El modelo que utilizó consistía de un núcleo central (una esfera de menos de 3´ 10⁻¹⁴ m. de radio) que podía estar cargado eléctricamente rodeado de una "esfera de electrificación", de unos 10⁻¹⁰ m. de radio, con la misma carga pero con signo opuesto que el núcleo.

Este modelo ya había sido propuesto 1904 por el físico japonés Hantaro Nagaoka, pero con pretensiones diferentes.

Sin embargo el modelo de Rutherford tenía inconvenientes. Si se pensaba en él como una especie de sistema planetario gobernado por fuerzas electromagnéticas, existía un problema obvio: los electrones que orbitaban en torno al núcleo estarían acelerados dado su movimiento circular, y por tanto deberían emitir radiación, lo que implicaba que perderían energía. Esto produciría que se fueran acercando al núcleo, al que terminarían cayendo irremediablemente.
Página principal J. J. Thomson Niels Bohr Enlaces y bibliografía
A continuación se muestra la reproducción del artículo " The scattering of the a and b Rays and the structure of the atom", publicado por Ernest Rutherford el 7 de Marzo de 1911 en la Philosophical Magazine:

"Es conocido que las partículas a y b son desviadas de su trayectoria rectilínea al encontrarse con átomos de materia. Debido a su menor momento y energía, la dispersión de las partículasb es en general más pronunciada que para las partículas a . Parece no haber duda de que estas partículas moviéndose rápidamente realmente pasan a través del sistema atómico, y que un estudio detallado de las desviaciones producidas debería arrojar luz sobre la estructura eléctrica del átomo. Se ha asumido que la dispersión observada es el resultado de una multitud de pequeñas dispersiones. Sir J. J. Thomsom recientemente ha propuesto una teoría de pequeña dispersión, y las principales conclusiones de la teoría han sido examinadas experimentalmente por Crowther para partículas b . En esta teoría, el átomo se supone que consiste en una esfera positiva de electrificación conteniendo una igual cantidad de electricidad negativa en forma de corpúsculos. Al comparar la teoría con los experimentos, Crowther concluyó que el número de corpúsculos en un átomo es aproximadamente igual a tres veces su peso atómico en términos de Hidrógeno. Hay, sin embargo, algunos experimentos sobre la dispersión, que indican que una partícula a o b ocasionalmente sufre una desviación de más de 90 º . Por ejemplo, Geiger y Mardsen encontraron que una pequeña fracción de partículas a incidiendo en una delgada lámina de oro sufre una desviación de más de un ángulo recto. Desviaciones tan grandes no pueden ser explicadas por la teoría de la probabilidad, teniendo en cuenta la magnitud de la pequeña dispersión observada experimentalmente. Parece cierto que estas grandes desviaciones de las partículas a son producidas por un simple encuentro atómico.

Para explicar este y otros resultados, es necesario asumir que la partícula electrificada pasa a través de un intenso campo eléctrico dentro del átomo. La dispersión de las partículas electrificadas es considerada para un tipo de átomos que consiste en una carga eléctrica central concentrada en un punto y rodeada por una distribución esférica de electricidad contraria en igual cantidad. Con esta organización atómica, cuando una partícula a o b pasa cerca del centro del átomo, sufre una gran desviación, aunque la probabilidad de semejantes desviaciones es pequeña. Según esta teoría, la fracción del número de partículas electrificadas que son desviadas entre un ángulo Q y Q + dQ es dada por

(P / 4) n t b ² cot (Q ) / 2 cosec 2Q / 2 dQ

donde n es el número de átomos por unidad de volumen de material de dispersión, t el espesor del material supuestamente pequeño, y b = 2NeE / m u ² donde Ne es la carga en el centro del átomo, E la carga en la partícula electrificada, m su masa, y u su velocidad.

Esto continua que el número de partículas dispersas por unidad de área para una distancia constante desde el punto de incidencia del lápiz de rayos varía como cosec ⁴ Q / 2. Esta ley de distribución ha sido experimentalmente probada por Geiger para algunas partículas, y encontró que se encuentran dentro del límite del error experimental. Considerando los resultados generales de dispersión en diferentes materiales, la carga central del átomo se ha encontrado que estará muy cerca de ser proporcional a su peso atómico. El valor exacto de la carga central no ha sido determinado, pero para un átomo de Oro corresponde a sobre 100 unidades de carga. Comparando las teorías de pequeña y gran dispersión, se concluye que los efectos son principalmente controlados por la gran dispersión, especialmente cuando la fracción del número de partículas que han dispersado ángulos considerables es pequeña. Los resultados obtenidos por Crowther son la mayoría explicados por esta teoría de gran dispersión, aunque no hay duda de que son influenciados hasta cierto punto por la pequeña dispersión. Se concluye que para diferentes materiales la fracción de partículas dispersas un gran ángulo es proporcional a NA ² donde N es el número de átomos por unidad de volumen, y A el peso atómico del material. Los principales resultados de la gran dispersión son independientes de si la carga central es positiva o negativa. No se ha encontrado todavía posible establecer esta cuestión del signo con certeza. Esta teoría ha sido útil para explicar un número de resultados conectados con la dispersión y absorción de partículas a y b por la materia. Las principales deducciones de la teoría están actualmente bajo examen en el caso de rayos a por el Dr. Geiger usando el scintllation method."

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Ernest Rutherford ( 1871-1937 ) Natural de Nueva Zelanda, era el hijo de un pequeño granjero fabricante de ruedas para carros. Era el cuarto de once hermanos. Se graduó en 1892 en el Canterbury College, en Christchurch.

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El texto nos muestra la vida de Niels Bohr, desde sus orígenes y formación hasta su papel decisivo en el desarrollo de la física cuántica. Fue un pionero del modelo atómico moderno, un defensor de la ciencia con fines pacíficos y uno de los científicos más influyentes del siglo XX.

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Niels Bohr fue un físico danés que destacó en el ámbito de la Física Atómica, con la creación de su modelo atómico y en la Física Cuántica.

De este modo hizo nuevas aportaciones al modelo atómico plateado en primer momento por Ernest Rutherford, añadiendo que los electrones se situaban, en número creciente, en las órbitas alrededor del núcleo.

Sus estudios y trabajos fueron muy reconocidos, lo cual le sirvió para ganar el Premio Nobel de Física y, más tarde, la Medalla Franklin de Física, entre otros premios y honores.

En esta biografía de Niels Bohr veremos los acontecimientos más destacados de la vida de este investigador.

Breve biografía de Niels Bohr

Niels Henrik David Bohr nació el 7 de octubre de 1885 en la capital de Dinamarca, Copenhague. Sus padres fueron Christian Bohr, quien fue catedrático de fisiología en la Universidad de Copenhague y seguidor del cristianismo luterano, y Ellen Adler quien pertenecía a una familia judía de banqueros y políticos, con buena posición económica y vinculada a la banca danesa.

Años de juventud y de estudios

El joven Bohr cursó los estudios de Física en la Universidad de Copenhague, la universidad de la ciudad donde su padre era profesor y donde consiguió el título de doctor en 1911.

Con el propósito de seguir su formación y dado su creciente interés por la física nuclear, se mudó a Inglaterra para ingresar en el prestigioso Cavendish Laboratory de Cambridge y así ampliar sus estudios; en esta época el laboratorio tenía como director al famoso químico Joseph John Thomson, quien descubrió el electrón, partícula subatómica de carga negativa, y fue ganador del Premio Nobel de Física en 1906.

Pero dado que J.J. Thomson no supo valorar el trabajo de Bohr, ni mostró gran interés en él, Niels decidió viajar a Manchester y seguir con sus estudios en la Universidad de esta ciudad. En esta ocasión su profesor y mentor fue Ernest Rutherford, físico también ganador del Premio Nobel (aunque en este caso de Química) y reconocido por descubrimientos como la estructura o modelo atómico. Su nuevo profesor sí que supo valorar sus capacidades y estudios, empezando así una relación tanto profesional como de amistad entre los dos.

En el ámbito personal, el físico contrajo matrimonio el 1 de agosto de 1912 con su prometida Margrethe Norlund, quien fue una gran colaboradora en los estudios e investigaciones de su marido, realizando funciones como editora y traductora.

La pareja tuvo seis hijos, aunque solo cuatro de ellos superaría la mayoría de edad, ya tanto el más pequeño como el primogénito morirían prematuramente por enfermedad y por un accidente en barco, de manera respectiva.

La propuesta del modelo atómico de Bohr

Fue Bohr quien, para explicar el modelo atómico de Rutherford, propuso que este se servía de leyes diferentes a las de la Física tradicional, presentando en 1913 su modelo de la estructura del átomo, denominado modelo atómico de Bohr.

En este modelo, Bohr plantea la teoría de las órbitas cuánticas, que presenta como principal idea que a medida que aumentan el número de órbitas, es decir, a medida que nos alejamos del núcleo del átomo, el número de electrones en cada órbita también aumenta.

Del mismo modo que mediante su modelo atómico intentó explicar la estabilidad de las obras de los electrones alrededor del núcleo, también apuntó otro aspecto que Rutherford no había tenido en cuenta: creía que los electrones podían caer, pasar de una órbita más externa, más alejada del núcleo, a una más cercana o interna. De este modo, tendría sentido que se emitieran fotones de energía cuando esto se produce.

La fundación del Instituto Nórdico de la Física Teórica

Sin romper su amistad con Rutherford, en 1916 regresó a su ciudad natal para trabajar como profesor en la Universidad de Copenhague y se estableció como propósito recolectar los fondos necesarios para fundar el Instituto Nórdico de la Física Teórica, en el cual, como nos indica el nombre, se centra en la investigación de la Física teórica.

Dada su creciente popularidad y reconocimiento internacional por sus estudios, Bohr pudo conseguir las subvenciones que le eran precisas, ocupando el sitio de director del Instituto Nordico en 1921 hasta el día de su muerte.

El Instituto de Física Teórica creado por Bohr fue uno de los más importantes de la época en el estudio de la física atómica, junto a los de las Universidades de Munich y Göttingen.

Un año después de ocupar el cargo de director, en 1922, recibió el Premio Nobel de Física como reconocimiento a sus estudios e investigaciones en el ámbito de la física atómica y de la radiación y en 1926 sería premiado con la Medalla Franklin de Física.

El mismo año que ganó el Premio Nobel nació su hijo Aage Niels Bohr, quien se formó y también destacó en el ámbito de la Física. Siguió los pasos de su padre doctorándose en Física, ejerciendo como profesor en la Universidad de Copenhagen y sustituyendo a su progenitor en el cargo de director en el Instituto Nórdico de la Física Teórica. También logró ser reconocido siendo merecedor del Premio Nobel de Física en 1975.

Las investigaciones posteriores al Premio Nobel

Los estudios de Niels Bohr siguieron centrados en los átomos y la mecánica cuántica, planteando en 1923 el principio de la correspondencia, añadiendo posteriormente, en 1928, el principio de complementariedad con el propósito de explicar algunos fenómenos de la mecánica cuántica que en primer momento parecían contradictorios.

Durante los años 30 viajó repetidas ocasiones a Estados Unidos para dar a conocer la fisión del núcleo y fue también durante este periodo de tiempo cuando, junto físico John Archibald Wheeler, afirmó, basándose en las investigaciones que realizaron, que tanto el plutonio como el uranio se podían fisionar.

Fueron del mismo modo conocidos los debates que sostuvo con el conocido físico Albert Einstein con respecto a las leyes de la Relatividad y la Física Cuántica. Pese a sus diferencias, Einstein afirmó que Bohr era uno de los más grandes investigadores científicos por aquel entonces.

Al volver se su estancia en Estados Unidos se instaló en Copenhagen, donde prosiguió con su labor de profesor y con sus investigaciones y fue nombrado presidente de la Real Academia Danesa de la Ciencia.

Desarrollo de las investigaciones sobre física atómica en el contexto de guerra

En 1941 volvió a contactar con Werner Heinsenberg, quien había sido estudiante de Borh. Heisenberg tenía interés para investigar la tecnología nuclear, aunque no quería utilizarla con finalidad militar. Werner terminaría siendo el líder del proyecto de la bomba atómica en Alemania.

Dadas las crecientes restricciones y avance de los nazis, y por el vínculo que tenía Bohr con los judíos (ya que su madre pertenecía a una familia judía), en septiembre de 1943 decidió junto a su mujer e hijos huir a Suiza, viajando el mes siguiente a Londres y finalmente se fue a vivir a los Estados Unidos. Sería en este país donde colaboraría en la fabricación de la primera bomba atómica, investigación que recibió el nombre de Proyecto Manhattan.

Su vida después de la Segunda Guerra Mundial

Terminada la Segunda Guerra Mundial, en 1945 Niels Bohr regresó a Copenhague, empezando de este modo una campaña para concienciar del uso correcto de los descubrimientos hechos en el ámbito nuclear, influido por lo que supuso la bomba atómica. Así pues entre 1948 y 1950 participó en las conferencias Gifford, las cuales estaban relacionadas con la Teología Natural.

En 1951 publicó y se encargó de difundir un manifiesto firmado por más de un centenar de científicos reconocidos con el objetivo de pedir el compromiso de los poderes públicos de utilizar la energía atómica con fines pacíficos y no destructivos.

Últimos años de su vida

En 1952, colaboró en la creación en Ginebra, Suiza, del Centro Europeo para la Investigación Nuclear, conocido con el acrónimo CERN. Tres años más tarde, en 1955 organizó la que sería la primera conferencia Átomos para la Paz, realizada en Ginebra y recibiendo de este modo en 1957 el premio Átomos de la Paz a cargo de la Fundación Ford por la finalidad de progreso de la humanidad que tenían sus investigaciones científicas.

Neils Borh murió el 18 de noviembre de 1862 en su ciudad natal, Copenhague, a causa de una insuficiencia cardíaca.

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Niels Bohr: biografía y aportes de este físico danés

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Niels Bohr fue un físico danés que destacó en el ámbito de la Física Atómica, con la creación de su modelo atómico y en la Física Cuántica. De este modo hizo nuevas aportaciones al modelo atómico plateado en primer momento por Ernest Rutherford, añadiendo que los electrones se situaban, en número creciente, en las órbitas alrededor del núcleo.

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En resumen, la información ofrece una visión general de la vida personal, los logros científicos y el pensamiento filosófico de Niels Bohr, uno de los físicos más influyentes del siglo XX.

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Niels Bohr. Sí mismo/a: Niels Bohr. Niels Bohr nació el 7 de octubre de 1885 en Copenhague, Dinamarca. Estuvo casado con Margrethe Norlund. Murió el 18 de noviembre de 1962 en Copenhague, Dinamarca.

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MODELO ATÓMICO DE BOHR ⚡ teoría y ejercicios nivel experto en 4 minutos

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entender mejor y eso está muy bien

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Puntos más importantes

Los experimentos de J.J. Thomson con tubos de rayos catódicos mostraron que todos los átomos contienen pequeñas partículas subatómicas con carga negativa, llamadas electrones.

El modelo del budín de pasas de Thomson para el átomo consiste en electrones con carga negativa ("pasas") dentro de un "budín" con carga positiva.

El experimento de la lámina de oro de Rutherford mostró que el átomo es en su mayoría espacio vacío con un pequeño y denso núcleo con carga positiva.

Basado en estos resultados, Rutherford propuso el modelo nuclear del átomo.

Introducción: continuar a partir de la teoría atómica de Dalton

Toda la materia está hecha de partículas indivisibles llamadas átomos, que no pueden crearse ni destruirse.

Los átomos del mismo elemento tienen idénticas masas y propiedades físicas.

Todas las reacciones químicas involucran el reordenamiento de átomos.

Las ideas de Dalton resultaron ser fundamentales para la teoría atómica moderna. Sin embargo, una de estas suposiciones subyacentes resultó ser incorrecta. Dalton pensó que los átomos eran las unidades más pequeñas de la materia pequeñas esferas duras que no podían dividirse en partículas más fundamentales-. Esta suposición persistió hasta que experimentos en física mostraron que el átomo estaba compuesto de partículas aún más pequeñas. En este artículo, discutiremos algunos de los experimentos clave que nos llevaron al descubrimiento del electrón y del núcleo.

El descubrimiento del electrón por J.J. Thomson

A finales del siglo XIX, el físico J.J. Thomson comenzó a experimentar con tubos de rayos catódicos. Los tubos de rayos catódicos son tubos de vidrio sellados en los que se ha extraído la mayor parte del aire. Al aplicar un alto voltaje entre los electrodos, que se encuentran uno a cada lado del tubo, un rayo de partículas fluye del cátodo (el electrodo negativamente cargado) al ánodo (el electrodo positivamente cargado). Los tubos se llaman "tubos de rayos catódicos" porque el rayo de partículas o "rayo catódico" se origina en el cátodo. El rayo puede ser detectado al pintar el extremo del tubo correspondiente al ánodo con un material conocido como fósforo. Cuando el rayo catódico lo impacta, el fósforo produce una chispa o emite luz.

Para verificar las propiedades de las partículas, Thomson colocó el tubo de rayos catódicos entre dos placas con cargas opuestas, y observó que el rayo se desviaba, alejándose de la placa cargada negativamente y acercándose a la placa cargada positivamente. De este hecho infirió que el rayo estaba compuesto de partículas negativamente cargadas.

Thomson también colocó dos imanes a cada lado del tubo, y observó que el campo magnético también desviaba el rayo catódico. Los resultados de este experimento ayudaron a Thomson a determinar la razón masa a carga de las partículas del rayo catódico, que lo llevó a un descubrimiento fascinante la masa de cada partícula era mucho, mucho menor que la de todo átomo conocido-. Thomson repitió su experimento con electrodos hechos de diferentes metales, y encontró que las propiedades del rayo catódico permanecían constantes, sin importar el material del cual se originaban. De esta evidencia, Thomson concluyó lo siguiente:

Mientras que al principio fueron controversiales, los científicos gradualmente aceptaron los descubrimientos de Thomson. Con el tiempo, sus partículas de rayo catódico adquirieron un nombre más familiar: electrones. El descubrimiento de los electrones refutó parte de la teoría atómica de Dalton, que suponía que los átomos eran indivisibles. Para explicar la existencia de los electrones se necesitaba un modelo atómico completamente nuevo.

Verificación de conceptos: ¿por qué Thomson concluyó que los electrones estaban presentes en los átomos de todos los elementos?

El modelo del budín de pasas

Thomson sabía que los átomos tenían una carga total neutra. Por lo tanto, razonó que debía haber una fuente de carga positiva dentro del átomo que balanceara la carga negativa de los electrones. Esto llevó a Thomson a proponer que los átomos podían describirse como cargas negativas flotando en una sopa de carga positiva difusa. A menudo llamamos modelo de budín de pasas del átomo a este modelo, debido al hecho de que su descripción es muy similar a un budín de pasas, un postre inglés muy popular (observa la imagen a continuación).

Dado lo que ahora sabemos de la estructura real de los átomos, este modelo puede sonar un poco descabellado. Afortunadamente, los científicos continuaron investigando la estructura del átomo, y pusieron a prueba la validez del modelo del budín de pasas de Thomson.

Verificación de conceptos: Thomson propuso un modelo atómico donde distintas cargas negativas flotaban dentro de un "mar" de carga positiva. ¿Puedes pensar en otro modelo del átomo que explique los resultados experimentales de Thomson?

Ernest Rutherford y el experimento de la lámina de oro

El siguiente experimento revolucionario en la historia del átomo lo realizó Ernest Rutherford, un físico neozelandés que pasó gran parte de su carrera en Inglaterra y Canadá. En su famoso experimento de la lámina de oro, Rutherford disparó un rayo delgado de partículas (se pronuncia partículas alfa) a una fina lámina de oro puro. Las partículas alfa son núcleos de , y se emiten durante diversos procesos de decaimiento radiactivo. En este caso, Rutherford colocó una muestra de radio (un metal radiactivo) dentro de una caja de plomo con un pequeño agujero. La mayoría de la radiación era absorbida por el plomo, pero un rayo delgado de partículas era capaz de escapar del agujero en la dirección de la lámina de oro. La lámina estaba rodeada de una pantalla detectora que destellaba cuando una partícula la golpeaba.

Basado en el modelo del budín de pasas de Thomson, Rutherford predijo que la mayoría de las partículas atravesarían la lámina de oro sin ser perturbadas. Esto es porque suponía que la carga positiva en el modelo del budín de pasas estaba repartida alrededor del volumen completo del átomo. Por lo tanto, el campo eléctrico de la "sopa" cargada positivamente sería muy débil para afectar significativamente la trayectoria de las partículas , que eran relativamente masivas y veloces.

Sin embargo, los resultados del experimento fueron sorprendentes. Mientras que la mayoría de las partículas atravesaron la lámina sin ser perturbadas, unas pocas (alrededor de en , partículas ) se desviaron ¡más de en su trayectoria! Rutherford mismo describió sus resultados con la siguiente analogía: "Fue el evento más increíble que me ha ocurrido en la vida. Fue casi tan increíble como si dispararas una bala de a un pañuelo de papel y esta regresara y te golpeara".

El modelo nuclear del átomo

Basado en sus resultados experimentales, Rutherford formuló las siguientes conclusiones sobre la estructura del átomo:

La carga positiva debe estar localizada en un volumen muy pequeño del átomo, que también debe contener la mayoría de la masa del mismo. Esto explicaba cómo una pequeña fracción de partículas eran desviadas de manera drástica, presumiblemente a causa de las colisiones esporádicas con los núcleos del oro.

Ya que la mayoría de las partículas atravesaban la lámina de oro sin ser perturbadas, ¡el átomo debía estar conformado en su mayoría por espacio vacío!

Estas conclusiones llevaron a Rutherford a proponer el modelo nuclear, en el cual un átomo consiste de un pequeño núcleo positivamente cargado, rodeado por electrones cargados negativamente. Basado en el número de partículas desviadas en su experimento, Rutherford calculó que el núcleo ocupaba una pequeña fracción del volumen del átomo.

El modelo nuclear explicaba los resultados del experimento de Rutherford, pero también planteaba algunas preguntas. Por ejemplo, ¿qué hacían los electrones dentro del átomo? Ya que las cargas opuestas se atraen, ¿cómo hacían los electrones para evitar colapsar al núcleo? Afortunadamente, ¡la ciencia estaba lista para el desafío! Físicos como Niels Bohr continuaron diseñando experimentos para poner a prueba el modelo nuclear del átomo, que eventualmente evolucionó en el modelo mecánico cuántico moderno.

Los experimentos de J.J. Thomson con tubos de rayos catódicos mostraron que todos los átomos contienen pequeñas partículas subatómicas negativamente cargadas llamadas electrones.

Thomson propuso el modelo del budín de pasas del átomo, en el que los electrones negativamente cargados se encuentran incrustados en una "sopa" positivamente cargada.

El experimento de la lámina de oro de Rutherford mostró que los átomos son mayoritariamente espacio vacío, junto con un pequeño y denso núcleo positivamente cargado.

Basado en estos resultados, Rutherford propuso el modelo nuclear del átomo.

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El descubrimiento del electrón y del núcleo (artículo) | Khan Academy

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Experimento de Rutherford - Wikipedia, la enciclopedia libre

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Diagrama del modelo atómico de Bohr.

El modelo atómico de Bohr ​ es un modelo clásico del átomo, pero fue el primer modelo atómico en el que se propone que los electrones sólo podían ocupar órbitas específicas, llamadas órbitas estables.

Dado que la cuantización del momento es introducida en forma adecuada, el modelo puede considerarse transaccional en cuanto a que se ubica entre la mecánica clásica y la cuántica. Fue propuesto en 1913 por el físico danés Niels Bohr,​ para explicar cómo los electrones pueden tener órbitas estables alrededor del núcleo y por qué los átomos presentaban espectros de emisión característicos (dos problemas que eran ignorados en el modelo previo de Rutherford). Además, el modelo de Bohr incorporaba ideas tomadas del efecto fotoeléctrico, explicado por Albert Einstein.

En 1913 Niels Bohr desarrolló un nuevo modelo del átomo. Propuso que los electrones están dispuestos en órbitas circulares concéntricas alrededor del núcleo.

En 1926, Erwin Schrödinger, un físico austríaco, llevó el modelo atómico de Bohr un paso más allá. Este modelo atómico es conocido como el modelo mecánico cuántico. A diferencia del modelo de Bohr, este modelo no define la ruta exacta de un electrón, sino que predice las probabilidades de la ubicación del electrón. Este modelo se puede representar como un núcleo rodeado por una subpartícula, donde la nube es más densa, la probabilidad de encontrar el electrón es mayor y, a la inversa, es menos probable que el electrón esté en un área menos densa de la nube.

Hasta 1932, se creía que el átomo estaba compuesto por un núcleo cargado positivamente rodeado de electrones cargados negativamente. James Chadwick interpretó ésta radiación como compuesta de partículas con una carga eléctrica neutra y la masa aproximada de un protón. Está partícula se conoció como el neutrón. Con el descubrimiento de esta nube de electrones, un modelo más adecuado del átomo se puso a disposición de los científicos.

Introducción

Bohr intentaba hacer un modelo atómico capaz de explicar la estabilidad de la materia y los espectros de emisión y absorción discretos que se observan en los gases. Describió el átomo de hidrógeno con un protón en el núcleo, y girando a su alrededor un electrón. El modelo atómico de Bohr partía conceptualmente del modelo atómico de Rutherford y de las incipientes ideas sobre cuantización que habían surgido unos años antes con las investigaciones de Max Planck y Albert Einstein.

En este modelo los electrones giran en órbitas circulares alrededor del núcleo, ocupando la órbita de mayor energía posible, o la órbita más cercana posible al núcleo. El electromagnetismo clásico predecía que una partícula cargada moviéndose de forma circular emitiría energía por lo que los electrones deberían colapsar sobre el núcleo en breves instantes de tiempo. Para superar este problema Bohr supuso que los electrones solamente se podían mover en órbitas específicas, cada una de las cuales caracterizada por su nivel energético. Cada órbita puede entonces identificarse mediante un número entero n que toma valores desde 1 en adelante. Este número "n" recibe el nombre de número cuántico principal.

Bohr supuso además que el momento angular de cada electrón estaba cuantizado y solo podía variar en fracciones enteras de la constante de Planck. De acuerdo al número cuántico principal calculó las distancias a las cuales se hallaba del núcleo cada una de las órbitas permitidas en el átomo de hidrógeno. Estos niveles en un principio estaban clasificados por letras que empezaban en la "K" y terminaban en la "Q". Posteriormente los niveles electrónicos se ordenaron por números. Cada órbita tiene electrones con distintos niveles de energía obtenida que después se tiene que liberar y por esa razón el electrón va saltando de una órbita a otra hasta llegar a una que tenga el espacio y nivel adecuado, dependiendo de la energía que posea, para liberarse sin problema y de nuevo volver a su órbita de origen. Sin embargo no explicaba el espectro de estructura fina que podría ser explicado algunos años más tarde gracias al modelo atómico de Sommerfeld. Históricamente el desarrollo del modelo atómico de Bohr junto con la dualidad onda-corpúsculo permitiría a Erwin Schrödinger descubrir la ecuación fundamental de la mecánica cuántica.

En 1913, Niels Bohr desarrolló su célebre modelo atómico de acuerdo a tres postulados fundamentales:​

Primer postulado

Los electrones describen órbitas circulares en torno al núcleo del átomo sin irradiar energía.

La causa de que el electrón no irradie energía en su órbita es, de momento, un postulado, ya que según la electrodinámica clásica una carga con un movimiento acelerado debe emitir energía en forma de radiación.

Para mantener la órbita circular, la fuerza que experimenta el electrón -la fuerza coulombiana por la presencia del núcleo- debe ser igual a la fuerza centrípeta. Esto nos da la siguiente expresión:

Donde el primer término es la fuerza eléctrica o de Coulomb, y el segundo es la fuerza centrípeta; k es la constante de la fuerza de Coulomb, Z es el número atómico del átomo, e es la carga del electrón, es la masa del electrón, v es la velocidad del electrón en la órbita y r el radio de la órbita.

En la expresión anterior podemos despejar el radio, obteniendo:

Y ahora, con esta ecuación, y sabiendo que la energía total es la suma de las energías cinética y potencial:

Donde queda expresada la energía de una órbita circular para el electrón en función del radio de dicha órbita.

Nota: a veces puede verse escrita en términos de la permitividad del vacío , o en unidades electroestáticas de carga: k=1 .

Segundo postulado

Las únicas órbitas permitidas para un electrón son aquellas para las cuales el momento angular, , del electrón sea un múltiplo entero de .

donde es la constante de Planck, Esta condición matemáticamente se escribe:

con

A partir de esta condición y de la expresión para el radio obtenida antes, podemos sustituir y queda la condición de cuantización para los radios permitidos:

con ; subíndice introducido en esta expresión para resaltar que el radio ahora es una magnitud discreta, a diferencia de lo que decía el primer postulado.

Ahora, dándole valores a , número cuántico principal, obtenemos los radios de las órbitas permitidas. Al primero de ellos (con n=1), se le llama radio de Bohr:

expresando el resultado en ángstroms.

Del mismo modo podemos ahora sustituir los radios permitidos en la expresión para la energía de la órbita y obtener así la energía correspondiente a cada nivel permitido:

Igual que antes, para el átomo de hidrógeno (Z=1) y el primer nivel permitido (n=1), obtenemos:

que es la llamada energía del estado fundamental del átomo de Hidrógeno. Y podemos expresar el resto de energías para cualquier Z y n como:

Este postulado, sin embargo, es incompatible con la mecánica cuántica moderna porque (1) presupone que v y r (y el momento cinético) adquieren valores bien definidos, en contradicción con el principio de incertidumbre, y (2) atribuye al primer nivel un valor no nulo del momento cinético.

Tercer postulado

El electrón solo emite o absorbe energía en los saltos de una órbita permitida a otra. En dicho cambio emite o absorbe un fotón cuya energía es la diferencia de energía entre ambos niveles. Este fotón, según la ley de Planck tiene una energía:

donde identifica la órbita inicial y la final, y es la frecuencia.

Entonces las frecuencias de los fotones emitidos o absorbidos en la transición serán:

A veces, en vez de la frecuencia se suele dar la inversa de la longitud de onda:

Esta última expresión fue muy bien recibida porque explicaba teóricamente la fórmula fenomenológica hallada antes por Balmer para describir las líneas espectrales observadas desde finales del siglo XIX en la desexcitación del Hidrógeno, que venían dadas por: Bohr describió el átomo fundamental del hidrógeno como un electrón moviéndose en orbitas circulares alrededor de un protón, representando este último al núcleo del átomo, el que Bohr ubica en su parte central y dando una explicación robusta respecto de la estabilidad de la órbita del electrón y del átomo en su conjunto ...

con , y donde es la constante de Rydberg para el hidrógeno. Y como vemos, la expresión teórica para el caso , es la expresión predicha por Balmer, y el valor medido experimentalmente de la constante de Rydberg ( ), coincide con el valor de la fórmula teórica.

Se puede demostrar que este conjunto de hipótesis corresponde a la hipótesis de que los electrones estables orbitando un átomo están descritos por funciones de onda estacionarias. Un modelo atómico es una representación que describe las partes que tiene un átomo y como están dispuestas para formar un todo. Basándose en la constante de Planck consiguió cuantizar las órbitas observando las líneas del espectro.

Órbitas elípticas con la misma energía y momento angular cuantificado

Se propusieron varias mejoras al modelo de Bohr, sobre todo los modelos de Sommerfeld o Bohr-Sommerfeld de la teoría cuántica antigua, que sugerían que los electrones viajaban en órbitas elípticas alrededor de un núcleo en lugar de las órbitas circulares del modelo de Bohr.​ Este modelo complementó la condición de momento angular cuantificado del modelo de Bohr con una condición de cuantificación radial adicional, la condición de cuantificación Wilson- Sommerfeld ​​

donde es el momento radial conjugado canónicamente con la coordenada q, que es la posición radial, y T es un período orbital completo. La integral es la acción de las coordenadas del ángulo de acción. Esta condición, sugerida por el principio de correspondencia, es la única posible, ya que los números cuánticos son invariantes adiabáticos.

El modelo de Bohr-Sommerfeld era fundamentalmente inconsistente y condujo a muchas paradojas. El número cuántico magnético medía la inclinación del plano orbital en relación con el plano xy, y solo podía tomar unos pocos valores discretos. Esto contradecía el hecho obvio de que un átomo podía girarse de un lado a otro en relación con las coordenadas sin restricción. La cuantización de Sommerfeld se puede realizar en diferentes coordenadas canónicas y, en ocasiones, da respuestas diferentes. La incorporación de correcciones de radiación fue difícil porque requería encontrar coordenadas de ángulo de acción para un sistema combinado de radiación/átomo, lo cual es difícil cuando se permite que escape la radiación. Toda la teoría no se extendía a los movimientos no integrables, lo que significaba que muchos sistemas no podían tratarse ni siquiera en principio. Al final, el modelo fue reemplazado por el moderno tratamiento cuántico-mecánico del átomo de hidrógeno, que fue dado por primera vez por Wolfgang Pauli en 1925, usando la mecánica de matrices de Heisenberg. La imagen actual del átomo de hidrógeno se basa en los orbitales atómicos de la mecánica ondulatoria, que Erwin Schrödinger desarrolló en 1926.

Sin embargo, esto no quiere decir que el modelo de Bohr-Sommerfeld no tuviera éxito. Los cálculos basados en el modelo de Bohr-Sommerfeld pudieron explicar con precisión una serie de efectos espectrales atómicos más complejos. Por ejemplo, hasta las perturbaciones de primer orden, el modelo de Bohr y la mecánica cuántica hacen las mismas predicciones para la división de la línea espectral en el efecto Stark. Sin embargo, en perturbaciones de orden superior, el modelo de Bohr y la mecánica cuántica difieren, y las mediciones del efecto Stark bajo intensidades de campo altas ayudaron a confirmar la corrección de la mecánica cuántica sobre el modelo de Bohr. La teoría predominante detrás de esta diferencia radica en las formas de los orbitales de los electrones, que varían según el estado de energía del electrón.

Las condiciones de cuantización de Bohr-Sommerfeld generan preguntas en las matemáticas modernas. La condición de cuantificación semiclásica consistente requiere un cierto tipo de estructura en el espacio de fase, lo que impone limitaciones topológicas sobre los tipos de variedades simplécticas que se pueden cuantificar. En particular, la forma simpléctica debe ser la forma de curvatura de una conexión de una línea de Hermitiano, que se denomina precuantificación.

Bohr también actualizó su modelo en 1922, asumiendo que ciertos números de electrones (por ejemplo, 2, 8 y 18) corresponden a " capas cerradas" estables.​

Véase también

Bibliografía

Linus Carl Pauling (1970). "Chapter 5-1". General Chemistry (3rd edición). San Francisco: W.H. Freeman & Co.

George Gamow (1985). "Chapter 2". Thirty Years That Shook Physics. Dover Publications.

Walter J. Lehmann (1972). "Chapter 18". Atomic and Molecular Structure: the development of our concepts. John Wiley and Sons. .

Paul Tipler and Ralph Llewellyn (2002). Modern Physics (4th edición). W. H. Freeman. .

Klaus Hentschel: Elektronenbahnen, Quantensprünge und Spektren, in: Charlotte Bigg & Jochen Hennig (eds.) Atombilder. Ikonografien des Atoms in Wissenschaft und Öffentlichkeit des 20. Jahrhunderts, Göttingen: Wallstein-Verlag 2009, pp. 51-61

Steven and Susan Zumdahl (2010). "Chapter 7.4". Chemistry (8th edición). Brooks/Cole. .

Kragh, Helge (November 2011). "Conceptual objections to the Bohr atomic theory - do electrons have a 'free will'?". The European Physical Journal H 36 (3): 327-352. Bibcode:2011EPJH...36..327K. . doi:10.1140/epjh/e2011-20031-x.

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Modelo atómico de Bohr - Wikipedia, la enciclopedia libre

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El modelo atómico de Bohr ​ es un modelo clásico del átomo, pero fue el primer modelo atómico en el que se propone que los electrones sólo podían ocupar órbitas específicas, llamadas órbitas estables. Dado que la cuantización del momento es introducida en forma adecuada, el modelo puede considerarse transaccional en cuanto a que se ubica entre la mecánica clásica y la cuántica.

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Distribución de electrones en los niveles de energía

Cada elemento tiene cierta cantidad de protones, a este número se le conoce como número atómico que se representa con la letra Z y como el átomo es eléctricamente neutro, tiene el mismo número de electrones.

Z = número de protones = número de electrones
Ejemplo de un elemento
Na Z=11
11 protones= 11 electrones

Si recuerdas el átomo también tiene neutrones que al sumarlos con los protones da como resultado el número de masa del elemento y se representa con la letra A.

A = número de masa = número de protones + número de neutrones
Número de neutrones = A - Z
Ejemplo
Na A=23
Número de neutrones = 23-11 = 12

Para determinar el número de masa de un elemento se considera la masa atómica (reportada en la tabla periódica) redondeando este valor a un número entero, ejemplo:
El número de neutrones del sodio es:
A = 22.9897, Z = 11 Número de neutrones = 23 - 11 = 12
Estos datos son importantes porque nos ayudarán a distribuir los electrones en los diferentes niveles de energía de acuerdo al Modelo atómico de Bohr.
Cada órbita se corresponde con un nivel energético que recibe el nombre de número cuántico principal, se representa con la letra " n " y toma valores desde 1 hasta 7 o también son identificados con las letras del alfabeto K a Q.

La distribución de los electrones en los niveles de energía es el siguiente:

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Distribución de electrones en los niveles de energía Cada elemento tiene cierta cantidad de protones, a este número se le conoce como número atómico que se representa con la letra Z y como el átomo es eléctricamente neutro, tiene el mismo número de electrones.

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Hay información sobre la biografía y la

información que buscaba

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Modelo atómico de Schrödinger - Wikipedia, la enciclopedia libre

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El modelo de Bohr funcionaba muy bien para el átomo de hidrógeno. En los espectros realizados para otros átomos se observaba que electrones de un mismo nivel energético tenían energías ligeramente diferentes. Esto no tenía explicación en el modelo de Bohr, y sugería que se necesitaba alguna corrección.

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hay un pequeño resumen de su biografía y

además explica el modelo molecular que es lo

que estaba buscando

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It is known as the "Quantum-Wave Model" and was proposed by Erwin Schrödinger, in 1926, based on the studies of De Broglie, Bohr and Sommerfeld.

His model conceives of electrons as undulations of matter, that is, it describes the wave behavior of the electron.

Schrödinger suggested that the movement of electrons in the atom corresponded to wave-particle duality, and consequently electrons could move around the nucleus as standing waves.

This allowed the later formulation of a probabilistic interpretation of the wave function (magnitude used to describe the probability of finding a particle in space) by Max Born and meant that the position of an electron or its path could be studied probabilistically. momentum but not both, due to the Heisenberg Uncertainty Principle.

Schrödinger was awarded the Nobel Prize, in 1933, for his contributions to atomic theory, the development of the equation to calculate the probability that an electron is in a specific position.

Therefore, the characteristics of your model are:

Describe the movement of electrons as standing waves.

Electrons are constantly moving, that is, they do not have a fixed or defined position within the atom.

It does not predict the location of the electron, nor does it describe the path it takes within the atom. It only establishes a probability zone to locate the electron.

These probability areas are called atomic orbitals. Orbitals describe a translation movement around the nucleus of the atom.

These atomic orbitals have different energy levels and sub-levels, and can be defined between electron clouds.

The model does not contemplate the stability of the nucleus, it only refers to explaining the quantum mechanics associated with the movement of electrons within the atom.

In the image you can see the electron density that indicates the probability of finding an electron near the nucleus. The closer it is to the nucleus (purple zone) the more probability there will be, while it will be less if it is further away from the nucleus (purple zone).
Schrodinger's equation
Schrödinger developed two mathematical models, differentiating what happens depending on whether the quantum state changes with time or not and, at the end of 1926, published the time-independent equation that bears his name, which is based on the fact that wave functions behave like standing waves.

This implies that the wave does not move, its nodes, that is, its equilibrium points, serve as a pivot for the rest of the structure to move around them, describing a determined frequency and amplitude.

Schrödinger defined the waves described by electrons as stationary or orbital states, and they are associated, in turn, with different energy levels.

The time-independent Schrödinger equation is as follows:

Where:

E: constant of proportionality.

Ψ: wave function of the quantum system.

Η ̂: Hamiltonian operator.

Applied to the Schrödinger atomic model, if the electron moves in a defined space, there are discrete energy values, and if the electron moves freely in space, there are continuous energy intervals.

From the mathematical point of view, there are several solutions for the Schrödinger equation, each solution implies a different value for the constant of proportionality E.

Applying the postulates of the Schrödinger atomic model to this equation, we have:

Electrons behave like standing waves that are distributed in space according to the wave function Ψ.

Electrons move within the atom in describing orbitals. These are areas where the probability of finding an electron is considerably higher. The referred probability is proportional to the square of the wave function Ψ2.

The electronic configuration of the Schrödinguer atomic model explains the periodic properties of atoms and the bonds they form.

However, Schrödinger's atomic model does not take into account the spin of electrons, nor does it take into account variations in the behavior of fast electrons due to relativistic effects.

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Schrödinger's atomic model (1926 AD) - Rincón educativo

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It is known as the "Quantum-Wave Model" and was proposed by Erwin Schrödinger, in 1926, based on the studies of De Broglie, Bohr and Sommerfeld. His model conceives of electrons as undulations of matter, that is, it describes the wave behavior of the electron. Schrödinger suggested that the movement of electrons in the atom corresponded [...]

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Enlace del vídeo

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El modelo atómico de Dalton y Thomson: El átomo