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Es una web breve pero directa, habla de cosas como el premio nobel de Thomson, y como descubrió el electrón

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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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Habla de la biografía de Dalton de manera muy extendida y con muchísimos detalles.

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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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Web en inglés, de quien es y lo que hacía Dalton.

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John Dalton (born September 5 or 6, 1766, Eaglesfield, Cumberland, England-died July 27, 1844, Manchester) English meteorologist and chemist, a pioneer in the development of modern atomic theory.

Early life and education

Dalton was born into a Quaker family of tradesmen; his grandfather Jonathan Dalton was a shoemaker, and his father, Joseph, was a weaver. Joseph married Deborah Greenup in 1755, herself from a prosperous local Quaker family. Dalton was the youngest of their three offspring who survived to adulthood. He attended John Fletcher's Quaker grammar school in Eaglesfield. When John was only 12 years old, Fletcher turned the school over to John's older brother, Jonathan, who called upon the younger Dalton to assist him with teaching. Two years later the brothers purchased a school in Kendal, where they taught approximately 60 students, some of them boarders.

As a teacher, Dalton drew upon the experiences of two important mentors: Elihu Robinson, a Quaker gentleman of some means and scientific tastes in Eaglesfield, and John Gough, a mathematical and classical scholar in Kendal. From these men John acquired the rudiments of mathematics, Greek, and Latin. Robinson and Gough were also amateur meteorologists in the Lake District, and from them Dalton gained practical knowledge in the construction and use of meteorologic instruments as well as instruction in keeping daily weather records. Dalton retained an avid interest in meteorologic measurement for the rest of his life.

Early scientific career

In 1793 Dalton moved to Manchester to teach mathematics at a dissenting academy, the New College. He took with him the proof sheets of his first book, a collection of essays on meteorologic topics based on his own observations together with those of his friends John Gough and Peter Crosthwaite. This work, Meteorological Observations and Essays, was published in 1793. It created little stir at first but contained original ideas that, together with Dalton's more developed articles, marked the transition of meteorology from a topic of general folklore to a serious scientific pursuit.

Born and reared in England's mountainous Lake District, Dalton was well placed to observe various meteorologic phenomena. He upheld the view, against contemporary opinion, that the atmosphere was a physical mixture of approximately 80 percent nitrogen and 20 percent oxygen rather than being a specific compound of elements. He measured the capacity of the air to absorb water vapour and the variation of its partial pressure with temperature. He defined partial pressure in terms of a physical law whereby every constituent in a mixture of gases exerted the same pressure it would have if it had been the only gas present. One of Dalton's contemporaries, the British scientist John Frederic Daniell, later hailed him as the "father of meteorology."

Soon after his arrival at Manchester, Dalton was elected a member of the Manchester Literary and Philosophical Society. His first contribution to this society was a description of the defect he had discovered in his own and his brother's vision. This paper was the first publication on colour blindness, which for some time thereafter was known as Daltonism.

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John Dalton | Biography, Discoveries, Atomic Model, & Facts

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John Dalton, English meteorologist and chemist, a pioneer in the development of modern atomic theory. His theory was notable for, among other things, positing that each element had its own kind of atom and that atoms of various elements vary in size and mass. Learn more about Dalton in this article.

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Te habla de Thomson y ejemplos de lo que ha descubierto, con formulas y demas

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J. J. Thomson

En 1897 Joseph John Thomson dirigió uno de los más bellos experimentos de física de todos los tiempos: descubrió el " electrón", la primera partícula elemental, y vio que tenía carga eléctrica y, asimismo, masa; determinó la relación de carga y masa.

Vamos a recrear el experimento de Joseph John Thomson paso a paso, no sin citar a su ayudante de laboratorio Ebenezzer Everett, experto en soplados de vidrio y magnífico aparatista, que construyó la mayoría de los aparatos que J.J. diseñaba. Y es que el profesor Thomson no se caracterizaba por su habilidad manual; de hecho, Ebenezzer solía mantenerlo, sabiamente, a una distancia prudente de los aparatos.

El aparato que utilizó J.J era similar al mostrado en la figura 2, bajo estas líneas, en su representación esquemática.

Cuando J.J. conectó el polo negativo del generador de 100 voltios al cátodo, y el polo positivo al cilindro que hacía de ánodo, el haz de rayos catódicos produjo en la pantalla una franja iluminada en su centro. Hasta aquí nada nuevo ocurría. Los rayos catódicos, fuesen los que fuesen, salían del cátodo o polo negativo del tubo, pasaban por la rendija y pasaban a la pantalla, donde producía la luminiscencia correspondiente.

A continuación Thomson conectó el segundo generador a los extremos de las placas deflectoras D1 y D2 (Figura 3). Al hacerlo, la imagen de la rendija se desplazó hacía la parte de la placa de deflexión unida al polo positivo.

La conclusión fue inmediata: los rayos catódicos tenían carga negativa, puesto que eran atraídos por la placa positiva y repelidos por la negativa. Pero si esto era cierto, el paso de las cargas que se desplazaban desde el cátodo hasta el ánodo debía ser equivalente a una corriente eléctrica que se desplazaba por un cable. Y sabemos que, de acuerdo con los experimentos de Faraday, cuando un cable conduce una corriente eléctrica y se sitúa cerca de un imán, el cable se mueve.

¿Pasaría lo mismo con los rayos catódicos? J.J. Thomson lo averiguó rápidamente colocando un imán en la forma indicada en el esquema que vemos en la Figura 4 (en realidad colocó un electroimán, que permitía variar la intensidad del campo magnético).

El experimento

Y, efectivamente, la imagen de la rendija se desplazó hacia abajo, como corresponde al efecto de un campo magnético sobre una carga negativa en las condiciones de la figura. Manipulando los voltajes de los tres generadores, el primero unido al cátodo y ánodo el de las placas deflectoras y el que produce el campo magnético, se entendía perfectamente lo que estaba ocurriendo:

1) En la región del cátodo se producían partículas negativas de carga e y masa m a las que llamaremos electrones.

2) Los electrones repelidos por el cátodo negativo y atraídos por el ánodo positivo, se aceleran hacia la pantalla con una velocidad que depende del voltaje aplicado entre el ánodo y el cátodo.

3) Cuando los electrones, animados de una velocidad v, pasan por la región de las placas deflectoras, sufren una fuerza igual al producto del campo eléctrico por la carga: E · e.

Esta fuerza produce una aceleración a= F/M y es muy sencillo calcular el punto en que el electrón impacta en la pantalla, en función de e y m si se conoce v.

Como e y m son desconocidos, pero el ángulo de deflexión se puede medir, se obtiene la relación e/m.

Pero J.J. Thomson no conocía la velocidad de los electrones, por eso empleó también el efecto del campo magnético sobre el electrón, que depende asimismo de la velocidad, carga y masa.

En el caso de una carga en movimiento, el electrón dentro de una región con un campo magnético B, la fuerza es perpendicular a la velocidad del electrón e igual al producto e · v · B.

En la situación experimental que diseñó Thomson, el efecto del campo magnético podía anular el efecto del campo eléctrico e · E = - e · v · B de donde obtuvo el valor de la velocidad, v= E/ B.

Conocida la velocidad, con cualquiera de los dos experimentos de deflexión podía obtener e/m.

En el caso del efecto del campo eléctrico, es la fuerza del campo, F actúa sobre el electrón durante el tiempo que tarda en recorrer la longitud de placas, es decir T = d/v y como la fuerza.

F = e · F la aceleración es F/m, durante el tiempo T adquiere una velocidad vertical.

V · v= a· t = e · E· t/m, de donde se deduce R /m

Por un procedimiento semejante se puede deducir e/m del resultado de la deflexión producida por un campo magnético.

La fuerza F = e· V · B produce una aceleración perpendicular siempre a la velocidad, de valor a = e· v· B/m.

Pero una aceleración perpendicular a la velocidad produce un movimiento circular uniforme, cuyo radio se calcula fácilmente igualando la fuerza magnética, que es la fuerza centrípeta, a la fuerza centrífuga:
a = e·v·B = m·v2/ r e·B =m·v/r
Siendo el radio de la trayectoria: r = m·v/e· B

En la figura se ve fácilmente que la longitud de la región del campo B cumple la condición:

J.J. Thomson nació en 1856 en Manchester donde su padre era editor y tenía una librería de libros antiguos. Murió en Agosto de 1940 y está enterado en la Abadía de Westminster, cerca de las tumbas de Newton y Darwin.

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CSIC - Irene Cuesta Mayor, Esteban Moreno Gómez

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J. J. Thomson. Breve Historia de la Radiactividad. Museo Virtual de la Ciencia del CSIC

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En 1897 Joseph John Thomson dirigió uno de los más bellos experimentos de física de todos los tiempos: descubrió el " electrón", la primera partícula elemental, y vio que tenía carga eléctrica y, asimismo, masa; determinó la relación de carga y masa.

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Quien es Rutherford y todo lo que contribuyó a la ciencia.

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Datos más personales de Rutherford y sus descubrimientos

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Ernest Rutherford a quien años después se le conocería como Lord Rutherford, nació en Brightwater, Nueva Zelanda el 30 de agosto de 1871.

Su padre era un escocés granjero y mecánico, y su madre, Martha Rutherford era maestra y había nacido en Inglaterra, emigrando antes de casarse. Sus padres siempre quisieron darle a sus hijos lo mejor en la educación para que llegaran a terminar sus estudios.

Siendo muy pequeño, Ernest destaca en los números y en su capacidad para la aritmética, recibiendo mucho apoyo por parte de sus padres y maestros para que pueda convertirse en un alumno brillante.

Su gran talento le permitió el ingreso al Nelson College, donde estuvo por espacio de 3 años. Pero a la vez, destacaba en los deportes y le gustaba mucho el rugby, lo que lo hizo muy popular en la escuela.

Posteriormente, entró a la Universidad en el Canterbury College, donde siguió practicando rugby y donde además, participó en varios clubes científicos y de reflexión.

Tiempo después, se mostró interesado en la experimentación y realizó investigaciones donde demostraba que el hierro podía magnetizarse gracias a altas frecuencias, convirtiéndose esto en todo un descubrimiento.

Luego alcanzó la única beca de Nueva Zelanda para estudiar matemáticas y pronto se convirtió en maestro. Pronto se convirtió en Master of Arts con una doble primera clase en matemática y física.

Para el año 1894, alcanzó el título de Bachelor of Science lo que le facilitó continuar estudiando en Gran Bretaña en los Laboratorios Cavendish de Cambridge, siendo dirigido por el descubridor del electrón, J.J. Thomson.

Ernest fue el primer estudiante de ultramar que consiguió tan grandes logros y antes de salir de su país natal, se comprometió con una joven de Christchurch, llamada Mary Newton.

Años más tarde, Rutherford se convertiría en el reemplazo de su maestro J.J. Thomson, en los laboratorios Cavendish.

Ernest Rutherford, es considerado el padre de la física nuclear y realizó estudios de las emisiones radioactivas que descubrió H. Becquerel, clasificándolas en alfa, beta y gamma. Descubrió la radiactividad que iba acompañada por una desintegración de los elementos, este hallazgo le permitió convertirse en ganador del premio Nobel de Química en 1908.

A través de un modelo atómico probó la existencia del núcleo atómico donde se reúne toda la carga positiva y la mayor parte de la masa del átomo. Con el apoyo de su discípulo Frederick Soddy, logró la primera transmutación artificial.

Los primeros años de su vida, los dedicó a la investigación y posteriormente, se dedicó a la docencia y a la dirección de los Laboratorios Cavendish de Cambridge. Tuvo como alumnos a Niels Bohr y a Robert Oppenheimer.

Falleció en Cambridge, Reino Unido el 19 de octubre de 1937.

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Ernest Rutherford, biografía de Ernest Rutherford, sus videos, fotos y las útimas noticias de Ernest Rutherford publicadas

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Biografía de Bohr, investigaciones científicas y más

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Video de Dalton Buscado por Pablo Sanchez

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Video de Dalton Buscado por Pablo Sanchez

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El MODELO ATÓMICO DE DALTON explicado: postulados y errores⚛️

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Video de Thomson Buscado por Pablo Sanchez 

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Video de Thomson Buscado por Pablo Sanchez 

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Video de Rutherford Buscado por Pablo Sanchez 

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Video de Rutherford Buscado por Pablo Sanchez 

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

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Aparte de datos personales, descubrimientos, o investigaciones, lo que más me llamó la atención es que incluye sus frases más icónicas

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(1.885 - 1.962).

Físico danés, que hizo aportaciones fundamentales en el campo de la física nuclear y en el de la estructura atómica. Era hijo de un profesor de fisiología y estudió en la universidad de su ciudad natal, donde alcanzó el doctorado en 1.911. Ese mismo año fue a la Universidad de Cambridge (Inglaterra) para estudiar física nuclear con Joseph John Thomson, pero pronto se trasladó a la Universidad de Manchester para trabajar con Lord Ernest Rutherford of Nelson.

La teoría de la estructura atómica de Bohr, que le valió el Premio Nobel de Física en 1.922, se publicó en una memoria entre 1.913 y 1.915. Su trabajo giró sobre el modelo nuclear del átomo de Rutherford, en el que el átomo se ve como un núcleo compacto rodeado por un enjambre de electrones más ligeros. El modelo de átomo de Bohr utilizó la teoría cuántica y la constante de Planck. El modelo de Bohr establece que un átomo emite radiación electromagnética sólo cuando un electrón del átomo salta de un nivel cuántico a otro. Este modelo contribuyó enormemente al desarrollo de la física atómica teórica.

En 1.916, Bohr regresó a la Universidad de Copenhague como profesor de física, y en 1.920 fue nombrado director del Instituto de Física Teórica de esa universidad, recién constituido. Allí, Bohr elaboró una teoría que relaciona los números cuánticos de los átomos con los grandes sistemas que siguen las leyes clásicas, y realizó otras importantes aportaciones a la física teórica. Su trabajo ayudó a impulsar el concepto de que los electrones se encuentran en capas y que los de la última capa determinan las propiedades químicas de un átomo.

En 1.939, reconociendo el significado de los experimentos de la fisión de los científicos alemanes Otto Hahn y Fritz Strassmann, Bohr convenció a los físicos en una conferencia en Estados Unidos de la importancia de estos experimentos. Más tarde, demostró que el uranio 235 es el isótopo del uranio que experimenta la fisión nuclear. Bohr regresó posteriormente a Dinamarca, donde fue obligado a permanecer después de la ocupación alemana del país en 1.940. Sin embargo, consiguió llegar a Suecia con gran peligro de su vida y de la de su familia. Desde Suecia, la familia Bohr viajó a Inglaterra y por último a los Estados Unidos, donde Bohr se incorporó al equipo que trabajaba en la construcción de la primera bomba atómica en Los Álamos (Nuevo México), hasta su explosión en 1.945. Bohr se opuso, sin embargo, a que el proyecto se llevara a cabo en total secreto, y temía las consecuencias de este siniestro nuevo invento. Deseaba un control internacional.

En 1.945, Bohr regresó a la Universidad de Copenhague donde, inmediatamente, comenzó a desarrollar usos pacifistas para la energía atómica. Organizó la primera conferencia "Átomos para la paz" en Ginebra, celebrada en 1.955, y dos años más tarde recibió el primer premio "Átomos para la paz". Bohr murió el 18 de diciembre de 1.962 en Copenhague.

Niels Henrik David Bohr

Frases de Niels Henrik David Bohr

Un experto es una persona que ha cometido todos los errores que se pueden cometer en un determinado campo

Aquellos que no quedan impactados cuando por primera vez se encuentra con la mecánica cuántica no pueden haberla entendido

Bibliografía:

Autor: Ricardo Santiago Netto. Argentina

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Vida y obra de Bohr, Niels. Su historia y sus hechos destacados. - BI72

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Video de Borh Buscado por Pablo Sanchez 

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Video de Borh Buscado por Pablo Sanchez 

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

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explica la vida del científico y cosas que hizo

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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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explica las cosas que hizo y la premios que ganó

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explica la teorías que tenía y las personas importantes que conocía

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habla de Rutherford y sus logros

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(Nelson, Nueva Zelanda, 1871 - Londres, 1937) Físico y químico británico. Tras licenciarse, en 1893, en Christchurch (Nueva Zelanda), Ernest Rutherford se trasladó a la Universidad de Cambridge (1895) para trabajar como ayudante de Joseph John Thomson. En 1898 fue nombrado catedrático de la Universidad McGill de Montreal, en Canadá. A su regreso al Reino Unido (1907) se incorporó a la docencia en la Universidad de Manchester, y en 1919 sucedió al propio Thomson como director del Cavendish Laboratory de la Universidad de Cambridge.

Ernest Rutherford

Por sus trabajos en el campo de la física atómica, Ernest Rutherford está considerado como uno de los padres de esta disciplina. Investigó sobre la detección de las radiaciones electromagnéticas y sobre la ionización del aire producida por los rayos X, estudió las emisiones radioactivas descubiertas por Henri Becquerel, y logró clasificarlas en rayos alfa, beta y gamma. En 1902, en colaboración con Frederick Soddy, Rutherford formuló la teoría sobre la radioactividad natural asociada a las transformaciones espontáneas de los elementos. Colaboró con Hans Geiger en el desarrollo del contador de radiaciones conocido como contador Geiger, y en 1908 demostró que las partículas alfa son iones de helio (más exactamente, núcleos del átomo de helio).

En 1911 describió un nuevo modelo atómico (modelo atómico de Rutherford), que posteriormente sería perfeccionado por Niels Bohr. Según este modelo, existía en el átomo un núcleo central en el que se concentraba la casi totalidad de la masa, así como las cargas eléctricas positivas, y una envoltura o corteza de electrones (carga eléctrica negativa). Logró demostrar experimentalmente dicha teoría a partir de las desviaciones que se producían en la trayectoria de las partículas emitidas por sustancias radioactivas cuando con ellas se bombardeaban los átomos. Los experimentos llevados a cabo por Rutherford permitieron, además, el establecimiento de un orden de magnitud para las dimensiones reales del núcleo atómico.

Durante la Primera Guerra Mundial estudió la detección de submarinos mediante ondas sonoras, de modo que fue uno de los precursores del sonar. Finalizada la contienda, en 1919 logró la primera transmutación artificial de elementos químicos mediante el bombardeo de un átomo de nitrógeno con partículas alfa; las transmutaciones se deben a la capacidad de transformarse que tiene un átomo sometido a bombardeo con partículas capaces de penetrar en su núcleo.

Muy poco después de su descubrimiento se precisaron las características de las transmutaciones y se comprobó que la energía cinética de los protones emitidos en el proceso podía ser mayor que la de las partículas incidentes, de modo que la energía interna del núcleo tenía que intervenir la transmutación. En 1923, tras fotografiar cerca de 400.000 trayectorias de partículas con la ayuda de una cámara de burbujas (cámara de Wilson), Patrick Blackett pudo describir ocho transmutaciones y establecer la reacción que había tenido lugar.

Rutherford recibió el Premio Nobel de Química de 1908 en reconocimiento a sus investigaciones relativas a la desintegración de los elementos. Entre otras distinciones, fue elegido miembro (1903) y presidente (1925-1930) de la Royal Society de Londres, y se le concedieron los títulos de sir (1914) y de barón Rutherford of Nelson (1931); el elemento 104 de la tabla periódica se denomina Rutherfordio en su honor. A su muerte, sus restos mortales fueron inhumados en la abadía de Westminster.

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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(Nelson, Nueva Zelanda, 1871 - Londres, 1937) Físico y químico británico. Tras licenciarse, en 1893, en Christchurch (Nueva Zelanda), Ernest Rutherford se trasladó a la Universidad de Cambridge (1895) para trabajar como ayudante de Joseph John Thomson. En 1898 fue nombrado catedrático de la Universidad McGill de Montreal, en Canadá.

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explica las teorías y el aspecto atómico

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Ernest Rutherford, Premio Nobel considerado uno de los padres de la física atómica - Rincón educativo

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Ernest Rutherford está considerado como uno de los padres de la física atómica. Se dedicó al estudio de las partículas radiactivas y logró clasificarlas en alfa (α), beta (β) y gamma (γ), descubrió que la radiactividad iba acompañada por una desintegración de los elementos, lo que le valió para ganar el Premio Nobel de Química en 1908. También se le debe un modelo atómico, con el que probó la existencia del núcleo atómico.

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Su biografía en muchísimas detallas

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(Niels Henrik David Bohr; Copenhague, 1885 - 1962) Físico danés. Considerado como una de las figuras más deslumbrantes de la física contemporánea y, por sus aportaciones teóricas y sus trabajos prácticos, como uno de los padres de la bomba atómica, fue galardonado en 1922 con el Premio Nobel de Física "por su investigación acerca de la estructura de los átomos y la radiación que emana de ellos".

Niels Bohr

Pese a contravenir principios de la física clásica, su modelo atómico, que incorporaba el modelo de átomo planetario de Rutherford y la noción de cuanto de acción introducida por Planck, permitió explicar tanto la estabilidad del átomo como sus propiedades de emisión y de absorción de radiación. En esta teoría, el electrón puede ocupar algunas órbitas estacionarias en las cuales no irradia energía, y los procesos de emisión y de absorción son concebidos como transiciones del electrón de una órbita estacionaria a otra.
Biografía
Niels Bohr cursó estudios superiores de física en la Universidad de Copenhague, donde obtuvo el grado de doctor en 1911. Tras haberse revelado como una firme promesa en el campo de la física nuclear, pasó a Inglaterra para ampliar sus conocimientos en el prestigioso Cavendish Laboratory de la Universidad de Cambridge, bajo la tutela de sir Joseph John Thomson (1856-1940), químico británico distinguido con el Premio Nobel en 1906 por sus estudios acerca del paso de la electricidad a través del interior de los gases, que le habían permitido descubrir el electrón, partícula anteriormente intuida y bautizada por George Johnstone Stoney (1826-1911).

Precisamente al estudio de los electrones estaba dedicada la tesis doctoral que acababa de leer el joven Bohr en Copenhague, y que había llevado a territorio británico con la esperanza de verla traducida al inglés. Pero, comoquiera que Thomson no se mostrara entusiasmado por el trabajo del científico danés, Bohr decidió abandonar el Cavendish Laboratory y marcharse a la Universidad de Manchester, donde aprovechó las enseñanzas de otro Premio Nobel, Ernest Rutherford (1871-1937), para ampliar sus saberes sobre los modelos del átomo y la radiactividad, descubierta por Pierre y Marie Curie.

A partir de entonces, entre ambos científicos se estableció una estrecha colaboración que, sostenida por firmes lazos de amistad, habría de ser tan duradera como fecunda. Rutherford había elaborado una teoría del átomo que era totalmente válida en un plano especulativo, pero que no podía sostenerse dentro de las leyes de la física clásica. Bohr, en un alarde de audacia que resultaba impredecible en su carácter tímido y retraído, se atrevió a soslayar los problemas que obstaculizaban los progresos de Rutherford con una solución tan sencilla como arriesgada: afirmó, simplemente, que los movimientos que se daban dentro del átomo están gobernados por unas leyes ajenas a las de la física tradicional.

Niels Bohr en el laboratorio (1922)

En 1913, Niels Bohr alcanzó celebridad mundial dentro del ámbito de la física al publicar una serie de ensayos en los que revelaba su particular modelo de la estructura del átomo. Tres años después, el científico danés regresó a su ciudad natal para ocupar una plaza de profesor de Física Teórica en su antigua alma mater; y en 1920, merced al prestigio internacional que había ido adquiriendo por sus estudios y publicaciones, consiguió las subvenciones necesarias para la fundación del denominado Instituto Nórdico de Física Teórica (más tarde denominado Instituto Niels Bohr), cuya dirección asumió desde 1921 hasta la fecha de su muerte (1962).

En muy poco tiempo este instituto se erigió, junto a las universidades alemanas de Munich y Göttingen, en uno de los tres vértices del triángulo europeo donde se estaban desarrollando las principales investigaciones sobre la física del átomo. En 1922, año en el que Bohr se consagró definitivamente como científico de renombre universal con la obtención del Premio Nobel, vino al mundo su hijo Aage Bohr, que habría de seguir los pasos de su padre y colaborar con él en varias investigaciones. Doctorado también en física, fue, al igual que su progenitor, profesor universitario de dicha materia y director del Instituto Nórdico de Física Teórica, y recibiría el Premio Nobel en 1975.

Inmerso en sus investigaciones sobre el átomo y la mecánica cuántica, Niels Bohr enunció, en 1923, el principio de la correspondencia, al que añadió en 1928 el principio de la complementariedad. A raíz de esta última aportación se fue constituyendo en torno a su figura la denominada Escuela de Copenhague de la mecánica cuántica, cuyas teorías fueron combatidas ferozmente (y ciertamente en vano) por Albert Einstein (1879-1955). A pesar de estas diferencias, sostenidas siempre en un plano teórico (pues Einstein sólo pudo oponer a las propuestas de Bohr elucubraciones mentales), el padre de la teoría de la relatividad reconoció en el físico danés a "uno de los más grandes investigadores científicos de nuestro tiempo".

En la década de los años treinta, Niels Bohr pasó largas temporadas en los Estados Unidos de América, adonde llevó las primeras noticias sobre la fisión nuclear, descubierta en 1938 en Berlín por Otto Hahn (1879-1968) y Fritz Strassmann (1902-1980), que habrían de dar lugar a los trabajos de fabricación de armas nucleares de destrucción masiva. Durante cinco meses trabajó con J. A. Wheeler en el Instituto de Estudios Avanzados de Princeton (Nueva Jersey), y anunció, junto con su colaborador, que el plutonio había de ser fisionable, al igual que lo era el uranio.

De regreso a Dinamarca, fue elegido presidente de la Real Academia Danesa de Ciencias (1939). Volvió a instalarse en Copenhague, en donde continuó investigando e impartiendo clases hasta que en 1943, a raíz de la ocupación alemana, tuvo que abandonar su país natal debido a sus orígenes judíos. Su vida y la de los suyos llegaron a estar tan amenazadas que se vio forzado a embarcar a su familia en un pequeño bote de pesca y poner rumbo a Suecia. Pocos días después, Bohr se refugió en los Estados Unidos y, bajo el pseudónimo de Nicholas Baker, empezó a colaborar activamente en el denominado Proyecto Manhattan, desarrollado en un laboratorio de Los Álamos (Nuevo México), cuyo resultado fue la fabricación de la primera bomba atómica.

Al término de la II Guerra Mundial (1939-1945), retornó a Dinamarca y volvió a ponerse al frente del Instituto Nórdico de Física Teórica. A partir de entonces, consciente de las aplicaciones devastadoras que podían tener sus investigaciones, se dedicó a convencer a sus colegas de la necesidad de usar los hallazgos de la física nuclear con fines útiles y benéficos.

Pionero en la organización de simposios y conferencias internacionales sobre el uso pacífico de la energía atómica, en 1951 publicó y divulgó por todo el mundo un manifiesto firmado por más de un centenar de científicos eminentes, en el que se afirmaba que los poderes públicos debían garantizar el empleo de la energía atómica para fines pacíficos. Por todo ello, en 1957, recibió el premio Átomos para la Paz, convocado por la Fundación Ford para favorecer las investigaciones científicas encaminadas al progreso de la humanidad.

Niels Bohr en una imagen tomada en 1950

Director, desde 1953, de la Organización Europea para la Investigación Nuclear, Niels Henrik David Bohr falleció en Copenhague durante el otoño de 1962, a los setenta y siete años de edad, después de haber dejado impresas algunas obras tan valiosas como Teoría de los espectros y constitución atómica (1922), Luz y vida (1933), Teoría atómica y descripción de la naturaleza (1934), El mecanismo de la fisión nuclear (1939) y Física atómica y conocimiento humano (1958).
El modelo atómico de Bohr
Las primeras aportaciones relevantes de Bohr a la Física contemporánea tuvieron lugar en 1913, cuando, para afrontar los problemas con que había topado su maestro y amigo Rutherford, afirmó que los movimientos internos que tienen lugar en el átomo están regidos por leyes particulares, ajenas a las de la física tradicional. Al hilo de esta afirmación, Bohr observó también que los electrones, cuando se hallan en ciertos estados estacionarios, dejan de irradiar energía.

En realidad, Rutherford había vislumbrado un átomo de hidrógeno conformado por un protón (es decir, una carga positiva central) y un partícula negativa que giraría alrededor de dicho protón de un modo semejante al desplazamiento descrito por los planetas en sus órbitas en torno al sol. Pero esta teoría contravenía las leyes de la física tradicional, puesto que, a tenor de lo conocido hasta entonces, una carga eléctrica en movimiento tenía que irradiar energía, y, por lo tanto, el átomo no podría ser estable.

Niels Bohr aceptó, en parte, la teoría atómica de Rutherford, pero la superó combinándolo con las teorías cuánticas de Max Planck (1858-1947). En los tres artículos que publicó en el Philosophical Magazine en 1913, Bohr enunció cuatro postulados: 1) Un átomo posee un determinado número de órbitas estacionarias, en las cuales los electrones no radian ni absorben energía, aunque estén en movimiento. 2) El electrón gira alrededor de su núcleo de tal forma que la fuerza centrífuga sirve para equilibrar con exactitud la atracción electrostática de las cargas opuestas. 3) El momento angular del electrón en un estado estacionario es un múltiplo de h / 2p (donde h es la constante cuántica universal de Planck).

Según el cuarto postulado, cuando un electrón pasa de un estado estacionario de más energía a otro de menos (y, por ende, más cercano al núcleo), la variación de energía se emite en forma de un cuanto de radiación electromagnética (es decir, un fotón). Y, a la inversa, un electrón sólo interacciona con un fotón cuya energía le permita pasar de un estado estacionario a otro de mayor energía.

Werner Heisenberg y Niels Bohr en
la Conferencia de Copenhague (1934)

Dicho de otro modo, la radiación o absorción de energía sólo tiene lugar cuando un electrón pasa de una órbita de mayor (o menor) energía a otra de menor (o mayor), que se encuentra más cercana (o alejada) respecto al núcleo. La frecuencia f de la radiación emitida o absorbida viene determinada por la relación: E1 - E2 = hf, donde E1 y E2 son las energías correspondientes a las órbitas de tránsito del electrón. Merced a este último y más complejo postulado, Bohr pudo explicar por qué, por ejemplo, los átomos de hidrógeno ceden distintivas longitudes de onda de luz, que aparecen en el espectro del hidrógeno como una distribución fija de líneas de luz conocida como serie de Balmer.

En un principio, el modelo atómico propuesto por Bohr desconcertó a la mayor parte de los científicos de todo el mundo. Su manera de explicar la estructura de un átomo era hacer caso omiso (al menos en ciertas partes pequeñas del átomo) de un principio aceptado de la física. La teoría atómica de Bohr parecía casi un timo: inventar un modelo simplemente por el hecho de que podría funcionar bien. Pero, a raíz de que su colega y maestro Rutherford le felicitara efusivamente por estos postulados, numerosos investigadores del Centro y el Norte de Europa comenzaron a interesarse por las ideas del físico danés, y algunos de ellos, como los alemanes James Franck (1882-1964) y Gustav Hertz (1887-1975), proporcionaron nuevos datos que confirmaban la validez del modelo de Bohr.

La teoría atómica de Bohr se aplicó, en efecto, al estudio del átomo de hidrógeno, aunque enseguida pudo generalizarse a otros elementos superiores, gracias a la amplitud y el desarrollo que le proporcionó el trabajo de Arnold Sommerfeld (1868-1951), que mejoró el modelo del danés para explicar la estructura fina del espectro. De ahí que los postulados lanzados por Niels Bohr en 1913 puedan considerarse como las bases en que se sustenta la física nuclear contemporánea.
El principio de correspondencia
Con la formulación de estos postulados, Niels Bohr logró, en efecto, dar una explicación cuantitativa del espectro del hidrógeno; y, fundamentalmente, consiguió establecer los principios de la teoría cuántica del átomo en la forma más clara y concisa posible. Pero, ante todo, su gran acierto fue señalar que estos principios eran irracionales desde el punto de vista de la mecánica clásica, y advertir que requerían una nueva limitación en el uso de los conceptos ordinarios de causalidad.

Para fijar las circunstancias en que debían concordar la mecánica clásica y las nuevas teorías de la mecánica cuántica, Bohr estableció en 1923 el denominado principio de correspondencia, en virtud del cual la mecánica cuántica debe tender hacia la teoría de la física tradicional al ocuparse de los fenómenos macroscópicos (o, dicho de otro modo, siempre que los valores de las constantes cuánticas lleguen a ser despreciables).

Sirviéndose de este principio, Niels Bohr y sus colaboradores, entre los que se contaba el joven Werner Karl Heisenberg (1901-1976), otro futuro Premio Nobel de Física, trazaron un cuadro aproximado de la estructura de los átomos que poseen numerosos electrones; y consiguieron otros logros como explicar la naturaleza de los rayos X, los fenómenos de la absorción y emisión de luz por parte de los átomos y la variación periódica en el comportamiento químico que reflejaba la tabla periódica de los elementos.
El principio de complementariedad
En 1925, su ayudante Heisenberg enunció el principio de indeterminación o de incertidumbre, según el cual era utópica la idea de poder alcanzar, en el campo de la microfísica, un conocimiento pleno de la realidad de la naturaleza en sí misma o de alguna de las cosas que la componen, ya que los instrumentos empleados en la experimentación son objetos naturales sometidos a las leyes de la física tradicional.

La formulación de este luminoso principio de Werner Heisenberg sugirió a su vez a Bohr un nuevo precepto: el llamado principio de complementariedad de la mecánica cuántica (1928). Partiendo de la dualidad onda-partícula recientemente enunciada por el joven Louis de Broglie (1892-1987), es decir, de la constatación de que la luz y los electrones actúan unas veces como ondas y otras como partículas, Bohr afirmó que, en ambos casos, ni las propiedades de la luz ni las de los electrones pueden observarse simultáneamente, por más que sean complementarias entre sí y necesarias para una interpretación correcta.

En otras palabras, el principio de complementariedad expresa que no existe una separación rígida entre los objetos atómicos y los instrumentos que miden su comportamiento. Ambos son, en opinión de Bohr, complementarios: elementos de diversas categorías, incluyendo fenómenos pertenecientes a un mismo sistema atómico, pero sólo reconocibles en situaciones experimentales que son físicamente incompatibles.

Siguiendo este razonamiento, Niels Bohr también consideró que eran complementarias ciertas descripciones, generalmente causales y espacio-temporales, así como ciertas propiedades físicas como la posición y el momento precisos. En su valioso ensayo titulado Luz y vida (1933), el científico danés, dando una buena muestra de sus singulares dotes para la especulación filosófica, analizó las implicaciones humanas del principio de complementariedad.
La fisión nuclear
En la década de los años treinta, el creciente interés de todos los científicos occidentales por el estudio del interior del núcleo del átomo (con abundante experimentación al respecto) llevó a Bohr al estudio detallado de los problemas surgidos al tratar de interpretar los nuevos conocimientos adquiridos de forma tan repentina por la física atómica. Fue así como concibió su propio modelo de núcleo, al que comparó con una gota líquida, y propuso la teoría de los fenómenos de desintegración nuclear.

Con ello estaba sentando las bases de la fisión nuclear, que acabaría dando lugar al más poderoso instrumento de exterminio concebido hasta entonces por el ser humano: la bomba atómica. Bohr no llegó, empero, en primer lugar al hallazgo de la fisión nuclear, conseguida por vez primera, como ya se ha indicado más arriba, por Otto Hahn y Fritz Strassmann en el Berlín de 1938.

El 15 de enero de 1939 llevó las primeras nuevas de este logro científico a los Estados Unidos de América, en donde demostró que el isótopo 235 del uranio es el responsable de la mayor parte de las fisiones. En el Instituto de Estudios Avanzados de Princeton (Nueva Jersey), durante un fructífero período de colaboración con J. A. Wheeler, esbozó una nueva teoría del mecanismo de fisión, según la cual el elemento 94 tendría idéntico comportamiento al observado en el U-235 en el proceso de fisión nuclear. El elemento 94 sería obtenido un año después por Glenn Theodore Seaborg (1912-1999) y recibió el nombre de plutonio por hallarse a continuación del uranio y del neptunio en la tabla periódica.

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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(Niels Henrik David Bohr; Copenhague, 1885 - 1962) Físico danés. Considerado como una de las figuras más deslumbrantes de la física contemporánea y, por sus aportaciones teóricas y sus trabajos prácticos, como uno de los padres de la bomba atómica, fue galardonado en 1922 con el Premio Nobel de Física "por su investigación acerca de la estructura de los átomos y la radiación que emana de ellos".

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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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Modelo atómico de Dalton - Qué es y en qué consiste

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Modelo atómico de Dalton ✓ Te explicamos qué es el modelo atómico de Dalton dentro de su teoría atómica. Además, sus, postulados, aciertos y limitaciones.

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En 1904, Thomson (1856-1940), descubridor del electrón, supuso que la mayor parte del átomo era una masa cargada positivamente y dentro de ella estaban los electrones colocados al azar, de tal manera que el conjunto era neutro. Es como si imaginamos una sandía donde todo lo rojo es una masa positiva y las pepitas son los electrones.

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En 1904, Thomson (1856-1940), descubridor del electrón, supuso que la mayor parte del átomo era una masa cargada positivamente y dentro de ella estaban los electrones colocados al azar, de tal manera que el conjunto era neutro. Es como si imaginamos una sandía donde todo lo rojo es una masa positiva y las pepitas son los 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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(Nelson, Nueva Zelanda, 1871 - Londres, 1937) Físico y químico británico. Tras licenciarse, en 1893, en Christchurch (Nueva Zelanda), Ernest Rutherford se trasladó a la Universidad de Cambridge (1895) para trabajar como ayudante de Joseph John Thomson. En 1898 fue nombrado catedrático de la Universidad McGill de Montreal, en Canadá. A su regreso al Reino Unido (1907) se incorporó a la docencia en la Universidad de Manchester, y en 1919 sucedió al propio Thomson como director del Cavendish Laboratory de la Universidad de Cambridge.

Ernest Rutherford

Por sus trabajos en el campo de la física atómica, Ernest Rutherford está considerado como uno de los padres de esta disciplina. Investigó sobre la detección de las radiaciones electromagnéticas y sobre la ionización del aire producida por los rayos X, estudió las emisiones radioactivas descubiertas por Henri Becquerel, y logró clasificarlas en rayos alfa, beta y gamma. En 1902, en colaboración con Frederick Soddy, Rutherford formuló la teoría sobre la radioactividad natural asociada a las transformaciones espontáneas de los elementos. Colaboró con Hans Geiger en el desarrollo del contador de radiaciones conocido como contador Geiger, y en 1908 demostró que las partículas alfa son iones de helio (más exactamente, núcleos del átomo de helio).

En 1911 describió un nuevo modelo atómico (modelo atómico de Rutherford), que posteriormente sería perfeccionado por Niels Bohr. Según este modelo, existía en el átomo un núcleo central en el que se concentraba la casi totalidad de la masa, así como las cargas eléctricas positivas, y una envoltura o corteza de electrones (carga eléctrica negativa). Logró demostrar experimentalmente dicha teoría a partir de las desviaciones que se producían en la trayectoria de las partículas emitidas por sustancias radioactivas cuando con ellas se bombardeaban los átomos. Los experimentos llevados a cabo por Rutherford permitieron, además, el establecimiento de un orden de magnitud para las dimensiones reales del núcleo atómico.

Durante la Primera Guerra Mundial estudió la detección de submarinos mediante ondas sonoras, de modo que fue uno de los precursores del sonar. Finalizada la contienda, en 1919 logró la primera transmutación artificial de elementos químicos mediante el bombardeo de un átomo de nitrógeno con partículas alfa; las transmutaciones se deben a la capacidad de transformarse que tiene un átomo sometido a bombardeo con partículas capaces de penetrar en su núcleo.

Muy poco después de su descubrimiento se precisaron las características de las transmutaciones y se comprobó que la energía cinética de los protones emitidos en el proceso podía ser mayor que la de las partículas incidentes, de modo que la energía interna del núcleo tenía que intervenir la transmutación. En 1923, tras fotografiar cerca de 400.000 trayectorias de partículas con la ayuda de una cámara de burbujas (cámara de Wilson), Patrick Blackett pudo describir ocho transmutaciones y establecer la reacción que había tenido lugar.

Rutherford recibió el Premio Nobel de Química de 1908 en reconocimiento a sus investigaciones relativas a la desintegración de los elementos. Entre otras distinciones, fue elegido miembro (1903) y presidente (1925-1930) de la Royal Society de Londres, y se le concedieron los títulos de sir (1914) y de barón Rutherford of Nelson (1931); el elemento 104 de la tabla periódica se denomina Rutherfordio en su honor. A su muerte, sus restos mortales fueron inhumados en la abadía de Westminster.

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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(Nelson, Nueva Zelanda, 1871 - Londres, 1937) Físico y químico británico. Tras licenciarse, en 1893, en Christchurch (Nueva Zelanda), Ernest Rutherford se trasladó a la Universidad de Cambridge (1895) para trabajar como ayudante de Joseph John Thomson. En 1898 fue nombrado catedrático de la Universidad McGill de Montreal, en Canadá.

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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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Modelo atómico de Bohr: qué es, características y postulados

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Modelo atómico de Bohr ✓ Te explicamos qué es el modelo atómico de Bohr y sus características. Además, qué establecen sus postulados y sus limitaciones.

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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

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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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Química: Teoría Atómica 8: Modelo Atómico de Bohr