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https://www.britannica.com/biography/John-Dalton

En esta web encontré toda la información sobre la biografía de Dalton

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

Aquí encontré cómo era el aspecto del átomo de Dalton, sus características y por que no se pudo explicar este modelo atómico

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Este enlace contiene el aspecto del átomo de

Thomson, las características del modelo, los

aciertos de la teoría y las limitaciones del

modelo.

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Modelo atómico de Thomson - Qué es y sus características

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

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Esta web está en inglés, en esta encontré la biografía de Bohr y cómo llegó a postular su modelo atómico

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Niels Bohr was born in Copenhage and best known for his work in atomic theory. He won the Nobel Prize in Physics in 1922 and participated in the Manhattan Project.

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Aquí encontré el aspecto del átomo  y su descripción, además de que falló

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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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explica la vida de dalton y habla también sobre su daltonismo

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John Dalton nunca pensó que su visión fuera peculiar hasta que, en el otoño de 1792, observó el color de la flor de un geranio iluminado a la luz de las velas. En pleno día, le hubiera parecido azul (a pesar de que era rosa), pero bajo esas circunstancias lo veía claramente rojo.

"Aunque no tenía dudas de que tal cambio de color sería igual a todos, solicité a algunos de mis amigos que observaran el fenómeno; sorprendiéndome que todos estaban de acuerdo en que el color no era sustancialmente diferente de lo que era a la luz del día, excepto en el caso de mi hermano, quien percibió el mismo cambio de color que yo", escribió en 1794.

Aquella revelación no fue más que el inicio de una extensa investigación sobre la teoría de los colores, que culminaría con la identificación de una patología que sería bautizada con su nombre: el daltonismo.

John Dalton nació el 6 de septiembre de 1766 en Eaglesfield, una pequeña localidad de Inglaterra, en una familia demasiado pobre como para permitirse la escolarización de sus cuatro hijos. Aprendió a ganarse la vida desde muy pronto para ayudar con las finanzas, pero su curiosidad le llevó a aprovechar todas las oportunidades a su alcance para instruirse de manera informal. Con solo quince años, se unió a su hermano mayor para dirigir una escuela cuáquera -el cuaquerismo es una doctrina religiosa sin culto externo ni jerarquía religiosa- en una localidad cercana.

Permaneció allí hasta 1793, cuando se trasladó a Mánchester para dar clases particulares de filosofía y ciencias naturales en el New College. Además, se unió a The Manchester Literary & Philosophical Society, una sociedad creada por eruditos de la época para promover debates científicos. La membresía le permitía acceder a diferentes espacios, entre ellos, el laboratorio, donde pronto floreció su producción científica, primero en el ámbito de la meteorología.

Dalton mantuvo un exhaustivo registro de las condiciones locales climáticas locales durante cincuenta y siete años, alcanzando más de doscientas mil entradas en total, y también documentó avistamientos de auroras boreales. El mismo año en que ingresó en la sociedad, 1793, publicó un primer estudio, titulado Observaciones y ensayos de meteorología.

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Al mismo tiempo, estudiaba botánica, una disciplina que le obligaba a prestar más atención a los colores que antes. "Con respecto a los colores que eran blancos, amarillos o verdes, convine fácilmente que era el término apropiado. Sin embargo, azul, morado, rosa y carmesí me parecían bastante menos distinguibles, siendo, de acuerdo con mi idea, todos ellos similares al azul", afirmó.

Para Dalton, su problema era una incógnita, así que aprovechaba cualquier circunstancia para comentarlo entre sus conocidos y alumnos, con la esperanza de encontrar otras personas con una visión similar a la suya y a la de su hermano. Conoció, por ejemplo, a una familia de Maryland compuesta por seis hijos y una hija; cuatro de los varones presentaban esta característica. "Ellos, como todos los demás, no eran conscientes de que realmente veían colores diferentes a los de otras personas, pero pensaban que había una gran complejidad en los nombres atribuidos a algunos colores en particular".

Fruto de estas indagaciones publicó Hechos extraordinarios relacionados con la visión de los colores (1794), trabajo en el que postuló que las deficiencias en la percepción del color se deben a anomalías del humor vítreo -un líquido gelatinoso que mantiene la forma del globo ocular- y que el suyo debía de ser azul, puesto que veía el mundo a través de un filtro de ese color. Era la primera vez que se describía la ceguera para determinados colores que padecían algunas personas.

Hoy sabemos que el daltonismo es una alteración genética en la visión, que dificulta la correcta percepción de los colores o de los tonos y que afecta al 8% de hombres y solo al 0,5% de mujeres. Los daltónicos no distinguen bien los colores debido a un fallo de ciertas células sensoriales de la retina que reaccionan en respuesta a la luz, en concreto, los conos. Existen tres tipos de conos: los que son especialmente sensibles a la luz roja, a la luz verde o a la luz azul.

La forma más grave de daltonismo es la acromatopsia, o monocromatismo, una rara afección -un caso por cada cien mil individuos- que impide percibir los colores, solamente una escala amplia de grises. En el dicromatismo, la percepción de la luz por parte de los conos es nula para un determinado color: para el rojo (protanopia), para el verde (deuteranopia) o para el azul (tritanopia).

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Las personas con tricromatrismo anormal forman el grupo más común de daltónicos. Perciben los tonos de los colores de forma confusa, esto es, tienen defectos similares a los del dicromatismo, aunque no tan exacerbados. Uno de los exámenes más empleados para el diagnóstico es la prueba de Ishihara, compuesta por una serie de láminas en las que hay que identificar un número insertado en un círculo con cientos de puntos de colores similares.

A pesar de sus avances, las ideas de Dalton encontraron resistencia entre sus contemporáneos. Así que, para probar su teoría, dio instrucciones a su médico, Joseph Ransome, para que tras su muerte realizara un análisis de sus ojos. Así lo hizo en 1844.

Ransome seccionó el globo ocular y derramó su contenido sobre una lupa, comprobando, con frustración, que el humor vítreo era tan transparente como el de cualquier otra persona. Eso le llevó a pensar que el problema estaba en el nervio óptico y en cómo el cerebro interpreta los colores.

Los globos oculares de Dalton se conservaron en un recipiente en The Manchester Literary & Philosophical Society hasta que, en 1995, un grupo de biólogos moleculares de la Universidad de Cambridge solicitó permiso para tomar una muestra de la retina, con el fin de extraer y amplificar el ADN.

En el análisis, cuyos resultados fueron publicados en la revista Science, los científicos descubrieron que Dalton carecía de los fotorreceptores retinianos del color verde, es decir, se ajustaba a la condición de deuteranopia. En la actualidad, el remanente de los globos oculares se halla en el Museo de Ciencia e Industria de Mánchester.

Las áreas de interés del científico inglés abarcaban muchos otros ámbitos, desde la meteorología hasta la gramática, pasando por la física y la química. De hecho, otra de sus mayores aportaciones a la ciencia fue la formulación de la primera teoría completa de la historia sobre la composición de la materia, en la que defendía que esta estaba formada por partículas indivisibles llamadas átomos.

En su libro Un nuevo sistema de filosofía química (1808), Dalton afirmó que los átomos de diferentes elementos podrían distinguirse universalmente en función de sus diferentes pesos atómicos. Aunque no consiguió medidas absolutamente precisas, lo cierto es que la explicación del comportamiento de los átomos, en términos de medición de peso, fue un concepto revolucionario. Esta vez sí, sus teorías fueron rápidamente adoptadas por la comunidad científica. Y permitieron, entre otras cosas, el desarrollo de la tabla periódica de los elementos.

La figura de Dalton, investigador entusiasta como pocos, docente y conferenciante de prestigio, fue ampliamente honrada en vida. Fue elegido uno de los ocho asociados extranjeros de la Academia Francesa de Ciencias, en 1830, y miembro de la Royal Society, en 1822, además de recibir títulos honoríficos de las universidades de Oxford y Cambridge. En su momento, los ciudadanos de Mánchester pagaron una estatua a tamaño natural que todavía hoy se puede contemplar en el Ayuntamiento.
Este artículo se publicó en el número 635 de la revista Historia y Vida. ¿Tienes algo que aportar? Escríbenos a redaccionhyv@historiayvida.com.

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John Dalton, el científico autodidacta que dio nombre al daltonismo

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John Dalton nunca pensó que su visión fuera peculiar hasta que, en el otoño de 1792, observó el color de la flor de un geranio iluminado a la luz de las velas. En pleno día, le hubiera parecido azul (a pesar de que era rosa), pero bajo esas circunstancias lo veía claramente rojo.

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Este enlace contiene toda la biografía del

científico Thomson.

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(Cheetham Hill, Reino Unido, 1856 - Cambridge, id., 1940) Físico británico. Hijo de un librero, Joseph John Thomson estudió en el Owens College y más tarde en la Universidad de Manchester y en el Trinity College de Cambridge. Se graduó en matemáticas en 1880, ocupó la cátedra Cavendish y, posteriormente, fue nombrado director del Laboratorio Cavendish de la Universidad de Cambridge.

Joseph John Thomson

Thomson investigó la naturaleza de los rayos catódicos y demostró que los campos eléctricos podían provocar la desviación de éstos. Llevó a cabo numerosos experimentos sobre su desviación, bajo el efecto combinado de campos eléctricos y magnéticos, buscando la relación existente entre la carga y la masa de la partículas, proporcionalidad que se mantenía constante aun cuando se alterase el material del cátodo.

En 1897 descubrió una nueva partícula y demostró que era aproximadamente mil veces más ligera que el hidrógeno. Esta partícula sería bautizada con el nombre de electrón, designación propuesta años antes por el irlandés George Johnstone Stoney, que había teorizado sobre su existencia. Joseph John Thomson fue, por lo tanto, el primero que identificó partículas subatómicas, y llegó a importantes conclusiones sobre estas partículas cargadas negativamente: con el aparato que construyó obtuvo la relación entre la carga eléctrica y la masa del electrón.

Thomson examinó además los rayos positivos, estudiados anteriormente por Eugen Goldstein, y en 1912 descubrió el modo de utilizarlos en la separación de átomos de diferente masa. El objetivo se consiguió desviando los rayos positivos en campos eléctricos y magnéticos, método que en la actualidad se llama espectrometría de masas. Con esta técnica descubrió que el neón posee dos isótopos, el neón-20 y el neón-22.

Todos estos trabajos sirvieron a Thomson para establecer un nuevo modelo de la estructura del átomo que resultó incorrecto, pues suponía que las partículas cargadas positivamente se encontraban mezcladas homogéneamente con las negativas.

Thomson recibió el premio Nobel de Física en 1906 por sus estudios acerca del paso de la electricidad a través del interior de los gases. Calculó la cantidad de electricidad transportada por cada átomo y determinó el número de moléculas por centímetro cúbico. Escribió varias obras, entre las que destacan The Discarge of Electricity Through Gases, Conduction of Electricity Through Gases, The Corpuscular Theory of Matter, The Electron in Chemistry y Recollections and Reflections. En 1937, su hijo George Paget Thomson obtuvo también el premio Nobel de Física por el descubrimiento de la difracción de los electrones.

Cómo citar este artículo:
Ruiza, M., Fernández, T. y Tamaro, E. (2004). . En Biografías y Vidas. La enciclopedia biográfica en línea. Barcelona (España). Recuperado de el .

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(Cheetham Hill, Reino Unido, 1856 - Cambridge, id., 1940) Físico británico. Hijo de un librero, Joseph John Thomson estudió en el Owens College y más tarde en la Universidad de Manchester y en el Trinity College de Cambridge. Se graduó en matemáticas en 1880, ocupó la cátedra Cavendish y, posteriormente, fue nombrado director del Laboratorio Cavendish de la Universidad de Cambridge.

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Este enlace contiene el aspecto del átomo de

Dalton, las características del modelo, los

aciertos de la teoría y las limitaciones del

modelo.

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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 esta web aparece toda la biografía resumida de Thomson

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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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Aquí aparece toda la información restante, aspecto del átomo, que postulaba y que falló para que no fuera correcto

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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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Este enlace contiene toda la biografía del

científico Dalton.

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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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Esta web es en inglés y aquí aparece la biografía de Ernest Rutherford

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Through his inventive experimental work Rutherford made many new discoveries in both radioactivity and nuclear physics.

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Aquí encontré todo lo que necesitaba saber sobre su modelo atómico

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Ernest Rutherford (1871-1937) físico y químico neozelandés, haciendo pasar un haz de partículas alfa a través de una laminilla muy delgada de oro logra deducir que la mayor parte del átomo es vacío y que existe una zona con carga positiva a la que llamó núcleo.
Retomó los trabajos de Bequerel que se interesó por las sustancias fluorescentes (fluorescencia) empleadas en los rayos catódicos y encontró que el plechblenda despedía cierta radiación descubriendo una nueva propiedad de la materia llamada radioctividad.

Rutherford, basó sus estudios en las partículas alfa, para estudiar su comportamiento colocó en una caja de plomo una muestra de radio y a cierta distancia una pantalla fluorescente y entre ambos una lámina de oro con un grosor de 4 x 10-5 m y observo lo siguiente:

La mayoría de las partículas alfa atraviesan la lámina de oro sin sufrir ninguna desviación, entonces debía haber espacios vacíos entre los átomos de oro.

Una de cada 40,000 partículas alfa se desvían en un ángulo mayor de 90° en la lámina de oro, esto implicaba la existencia de un núcleo con carga positiva que provoca esta desviación.

Una de cada 40,000 partículas alfa rebotaban en la lámina de oro, esto implicaba la existencia de un núcleo con carga positiva.

Con estas conclusiones propone su modelo atómico que consiste en:

El centro del átomo está constituido por el núcleo donde reside su masa con carga positiva, a la que llamó protón, y una atmósfera electrónica compuesta de órbitas indeterminadas en las que se encuentran los electrones como el sistema planetario, por lo que debe haber espacio vacío; sin embargo, se tenían algunas dudas sobre este modelo y fue hasta 1920 que James Chadwick , con experimentos semejantes a los de Rutherford lo confirma y además descubre una partícula atómica con una masa igual a la del protón y sin carga a la que llamó neutrón . A continuación te mostramos una animación para que observes el experimento que realizó Rutherford.

Rutherford suponía que si el electrón está cargado eléctricamente y se encuentra en movimiento constantemente, utilizará energía, lo que provocaría que ésta disminuya gradualmente hasta agotarla y entonces el electrón caería hacia el nucleo destruyendo al átomo, sin embargo, su hipótesis no pudo ser demostrada.

Da clic en las siguientes imágenes para revisar información complementaria sobre los Modelos Atómicos.

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En este material comprenderás cómo el descubrimiento de las partículas subatómicas dio origen a los diferentes modelos atómicos hasta el modelo de Bohr.

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Este enlace contiene el aspecto del átomo de

Rutherford, las características del modelo, los

aciertos de la teoría y las limitaciones del

modelo.

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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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Explica el modelo atómico de Dalton, sus postulados básicos y cómo fue un avance para la ciencia.

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Modelo Atómico de Dalton: Concepto e importancia

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Conoce el Modelo Atoómico de Dalton profundizando en sus principios básico, sus expermientos y limitaciones.

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Este enlace contiene toda la biografía del

científico Rutherford.

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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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Este enlace contiene el aspecto del átomo de

Borh, las características del modelo, los

aciertos de la teoría y las limitaciones del

modelo.

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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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Este enlace contiene toda la biografía del

científico Bohr en inglés.

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Niels Henrik David Bohr was born in Copenhagen on October 7, 1885, as the son of Christian Bohr, Professor of Physiology at Copenhagen University, and his wife Ellen, née Adler. Niels, together with his younger brother Harald (the future Professor in Mathematics), grew up in an atmosphere most favourable to the development of his genius - his father was an eminent physiologist and was largely responsible for awakening his interest in physics while still at school, his mother came from a family distinguished in the field of education.

After matriculation at the Gammelholm Grammar School in 1903, he entered Copenhagen University where he came under the guidance of Professor C. Christiansen, a profoundly original and highly endowed physicist, and took his Master's degree in Physics in 1909 and his Doctor's degree in 1911.

While still a student, the announcement by the Academy of Sciences in Copenhagen of a prize to be awarded for the solution of a certain scientific problem, caused him to take up an experimental and theoretical investigation of the surface tension by means of oscillating fluid jets. This work, which he carried out in his father's laboratory and for which he received the prize offered (a gold medal), was published in the Transactions of the Royal Society, 1908.

Bohr's subsequent studies, however, became more and more theoretical in character, his doctor's disputation being a purely theoretical piece of work on the explanation of the properties of the metals with the aid of the electron theory, which remains to this day a classic on the subject. It was in this work that Bohr was first confronted with the implications of Planck 's quantum theory of radiation.

In the autumn of 1911 he made a stay at Cambridge, where he profited by following the experimental work going on in the Cavendish Laboratory under Sir J.J. Thomson's guidance, at the same time as he pursued own theoretical studies. In the spring of 1912 he was at work in Professor Rutherford's laboratory in Manchester, where just in those years such an intensive scientific life and activity prevailed as a consequence of that investigator's fundamental inquiries into the radioactive phenomena. Having there carried out a theoretical piece of work on the absorption of alpha rays which was published in the Philosophical Magazine, 1913, he passed on to a study of the structure of atoms on the basis of Rutherford's discovery of the atomic nucleus. By introducing conceptions borrowed from the Quantum Theory as established by Planck, which had gradually come to occupy a prominent position in the science of theoretical physics, he succeeded in working out and presenting a picture of atomic structure that, with later improvements (mainly as a result of Heisenberg 's ideas in 1925), still fitly serves as an elucidation of the physical and chemical properties of the elements.

In 1913-1914 Bohr held a Lectureship in Physics at Copenhagen University and in 1914-1916 a similar appointment at the Victoria University in Manchester. In 1916 he was appointed Professor of Theoretical Physics at Copenhagen University, and since 1920 (until his death in 1962) he was at the head of the Institute for Theoretical Physics, established for him at that university.

Recognition of his work on the structure of atoms came with the award of the Nobel Prize for 1922.

Bohr's activities in his Institute were since 1930 more and more directed to research on the constitution of the atomic nuclei, and of their transmutations and disintegrations. In 1936 he pointed out that in nuclear processes the smallness of the region in which interactions take place, as well as the strength of these interactions, justify the transition processes to be described more in a classical way than in the case of atoms (Cf. "Neutron capture and nuclear constitution", Nature, 137 (1936) 344).

A liquid drop would, according to this view, give a very good picture of the nucleus. This so-called liquid droplet theory permitted the understanding of the mechanism of nuclear fission, when the splitting of uranium was discovered by Hahn and Strassmann, in 1939, and formed the basis of important theoretical studies in this field (among others, by Frisch and Meitner).

Bohr also contributed to the clarification of the problems encountered in quantum physics, in particular by developing the concept of complementarity. Hereby he could show how deeply the changes in the field of physics have affected fundamental features of our scientific outlook and how the consequences of this change of attitude reach far beyond the scope of atomic physics and touch upon all domains of human knowledge. These views are discussed in a number of essays, written during the years 1933-1962. They are available in English, collected in two volumes with the title Atomic Physics and Human Knowledge and Essays 1958-1962 on Atomic Physics and Human Knowledge, edited by John Wiley and Sons, New York and London, in 1958 and 1963, respectively.

Among Professor Bohr's numerous writings (some 115 publications), three appearing as books in the English language may be mentioned here as embodying his principal thoughts: The Theory of Spectra and Atomic Constitution, University Press, Cambridge, 1922/2nd. ed., 1924; Atomic Theory and the Description of Nature, University Press, Cambridge, 1934/reprint 1961; The Unity of Knowledge, Doubleday & Co., New York, 1955.

During the Nazi occupation of Denmark in World War II, Bohr escaped to Sweden and spent the last two years of the war in England and America, where he became associated with the Atomic Energy Project. In his later years, he devoted his work to the peaceful application of atomic physics and to political problems arising from the development of atomic weapons. In particular, he advocated a development towards full openness between nations. His views are especially set forth in his Open Letter to the United Nations, June 9, 1950.

Until the end, Bohr's mind remained alert as ever; during the last few years of his life he had shown keen interest in the new developments of molecular biology. The latest formulation of his thoughts on the problem of Life appeared in his final (unfinished) article, published after his death: "Licht und Leben-noch einmal", Naturwiss., 50 (1963) 72: (in English: "Light and Life revisited", ICSU Rev., 5 ( 1963) 194).

Niels Bohr was President of the Royal Danish Academy of Sciences, of the Danish Cancer Committee, and Chairman of the Danish Atomic Energy Commission. He was a Foreign Member of the Royal Society (London), the Royal Institution, and Academies in Amsterdam, Berlin, Bologna, Boston, Göttingen, Helsingfors, Budapest, München, Oslo, Paris, Rome, Stockholm, Uppsala, Vienna, Washington, Harlem, Moscow, Trondhjem, Halle, Dublin, Liege, and Cracow. He was Doctor, honoris causa, of the following universities, colleges, and institutes: (1923-1939) - Cambridge, Liverpool, Manchester, Oxford, Copenhagen, Edinburgh, Kiel, Providence, California, Oslo, Birmingham, London; (1945-1962) - Sorbonne (Paris), Princeton, Mc. Gill (Montreal), Glasgow, Aberdeen, Athens, Lund, New York, Basel, Aarhus, Macalester (St. Paul), Minnesota, Roosevelt (Chicago, Ill.), Zagreb, Technion (Haifa), Bombay, Calcutta, Warsaw, Brussels, Harvard, Cambridge (Mass.), and Rockefeller (New York).

Professor Bohr was married, in 1912, to Margrethe Nørlund, who was for him an ideal companion. They had six sons, of whom they lost two; the other four have made distinguished careers in various professions - Hans Henrik (M.D.), Erik (chemical engineer), Aage (Ph.D., theoretical physicist, following his father as Director of the Institute for Theoretical Physics), Ernest (lawyer).

Niels Bohr died in Copenhagen on November 18, 1962.

This autobiography/biography was written at the time of the award and first published in the book series Les Prix Nobel. It was later edited and republished inNobel Lectures. To cite this document, always state the source as shown above.

To cite this section
MLA style: Niels Bohr - Biographical. NobelPrize.org. Nobel Prize Outreach AB 2024. Wed. 15 May 2024. <https://www.nobelprize.org/prizes/physics/1922/bohr/biographical/>

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The Nobel Prize in Physics 1922 was awarded to Niels Henrik David Bohr "for his services in the investigation of the structure of atoms and of the radiation emanating from them"

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Resume las ideas principales del modelo atómico su teoría y limitaciones

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Vamos a ver qué es un modelo atómico y los diferentes modelos atómicos a lo largo de las historia, Demócrito, Dalton, Bohr, etc.

¿Qué es un Modelo Atómico?

Cuando hablamos de " modelo" hablamos de una representación o esquema de forma gráfica que nos sirve como referencia para entender algo de forma más sencilla.

Cuando hablamos de " atómico " hablamos de conceptos relacionados con los átomos.

Según esto: "un modelo atómico es una representación gráfica de la estructura que tienen los átomos".

Un modelo atómico representa una explicación o esquema de cómo son y cómo se comportan los átomos.

La materia está compuesta por estas partículas pequeñas e indivisibles que llamamos átomos y esos átomos tienen un comportamiento determinado y unas propiedades determinadas.

A lo largo de nuestra historia se han elaborado diferentes modelos atómicos que tienen el nombre de su descubridor.

Estos modelos fueron mejorando el concepto real del átomo hasta llegar al actual modelo atómico presentado por Sommerfeld y Schrödinger.

En esta página explicaremos la evolución de los modelos atómicos.

Al final tienes un esquema resumen de todos.

Cuando acabes de ver todos los modelos te recomendamos: Ejercicios Sobre Modelos Atómicos.

Un ejercicio para hacer online de repaso.

Historia de los Modelos Atómicos

Es importante darse cuenta de que mucho de lo que sabemos sobre la estructura de los átomos se ha desarrollado durante un largo período de tiempo.

A menudo es así como se desarrolla el conocimiento científico, con una persona basándose en las ideas de otra persona.

Vamos a ver cómo nuestra comprensión moderna del átomo ha evolucionado con el tiempo.

Este fue el primer modelo atómico, inventado por el filósofo griego Demócrito de Abdera que vivió entre los años 460 al 370 a.c (antes de Cristo).

Demócrito fue el desarrollador de la "Teoría Atómica Del Universo".

Fue el primer filósofo-científico que afirmó que los átomos son eternos, inmutables e indivisibles, es decir, que duran siempre, que no cambian y que no pueden dividirse en partículas más pequeñas.

Para Demócrito el átomo era la partícula más pequeña que había, una partícula homogénea, que no se puede comprimir y que además no se podía ver.

Su teoría era filosófica, no científica.

De hecho la palabra "átomo" proviene del griego "á-tómo" que significa "sin división".

John Dalton fue un químico y matemático británico (entre otras muchas cosas) que vivió durante los años 1766 y 1844, de donde procede la palabra "Daltonismo".

Seguro que sabrás que las personas daltónicas son aquellas que les es muy difícil distinguir los colores por un defecto genético.

Esto te lo contamos como curiosidad ya que fue Dalton quien escribió sobre esto porque él mismo lo padecía.

Aparte, fue el primero en desarrollar un modelo atómico con bases científicas.

Basándose en la idea de Demócrito, Dalton concluyó que el átomo era algo parecido a una esfera pequeñísima, también indivisible e inmutable.

Dalton hizo los siguientes "postulados" (afirmaciones o supuestos):

1. La materia está compuesta por partículas diminutas, indivisibles e indestructibles llamadas átomos.

2. Los átomos de un mismo elemento son idénticos entre sí (es decir, con igual masa y propiedades).

3.Los átomos de diferentes elementos tienen masas y propiedades distintas.

4.Los átomos permanecen sin división, incluso cuando se combinan en reacciones químicas.

5.Los átomos, al combinarse para formar compuestos (lo que hoy llamamos moléculas) mantienen relaciones simples.

6.Los átomos de elementos diferentes se pueden combinar en proporciones distintas y formar más de un compuesto.

7.Los compuestos químicos se forman al unirse átomos de dos o más elementos distintos. Para Dalton un átomo era algo así como una pequeña esfera.

Veamos una imagen del Modelo Atómico De Dalton:

Tanto Dalton como Demócrito ya se adelantaban y ya vislumbraban el Principio de Conservación de la Energía en donde nada se crea ni se destruye, pero ambos modelos tienen insuficiencias o errores que se conocieron mucho después y es que los átomos sí pueden cambiar y también pueden dividirse en partículas más pequeñas.

El átomo NO es la partícula más pequeña. Sabemos ya que existen partículas subatómicas (que significa más pequeño que el átomo) como por ejemplo los "quarks", los "neutrinos" o los "bosones".

Joseph John Thomson fue un científico británico que vivió entre los años 1856 y 1940 que descubrió el electrón y los isótopos.

Ganó el Premio Nobel de Física en 1906 y su teoría sobre el átomo decía que los átomos estaban compuestos por electrones de carga negativa en un átomo positivo, es decir, como si tuviéramos una bola cargada positivamente rellena de electrones (carga negativa).

También conocido como Modelo del Pudin De Pasas porque parece un bizcocho relleno de pasas.

Veamos una imagen del Modelo Atómico De Thomson:

La electricidad fue lo que ayudó a Thomson a desarrollar su modelo.

El error que cometió Thomson fue que hizo suposiciones incorrectas de cómo se distribuía la carga positiva en el interior del átomo.

Gilbert Newton Lewis fue un físico y químico estadounidense que vivió entre los años 1875 y 1946 que realizó numerosos trabajos científicos de los cuáles se destacan la " Estructura De Lewis" también conocida como el " Diagrama De Punto ".

El modelo atómico de Lewis está basado en un cubo, donde decía que los electrones de un átomo se colocaban de forma cúbica, es decir, los electrones de un átomo estaban colocados en los vértices de un cubo.

Gracias a ésta teoría se conoció el concepto de "valencia de un electrón" es decir, esos electrones en el último nivel de energía de un elemento que pueden reaccionar o enlazarse con otro elemento.

Veamos una imagen del Modelo Atómico Cúbico De Lewis:

El modelo de Lewis fue un paso importante en la historia para entender el significado del átomo pero se abandonó pronto esta teoría.

Ernest Rutherford fue un químico y físico neozelandés que vivió entre los años 1871 y 1937 que dedicó gran parte de su vida a estudiar las partículas radioactivas (partículas alfa, beta y gamma) y fue el primero de todos en definir un modelo atómico en el que pudo demostrar que un átomo está compuesto de un núcleo y una corteza.

Ganó el Premio Nobel De La Química en 1908.

Para Rutherford el átomo estaba compuesto de un núcleo atómico cargado positivamente y una corteza en los que los electrones (de carga negativa) giran a gran velocidad alrededor del núcleo donde estaba prácticamente toda la masa del átomo.

Para Rutherford esa masa era muy muy pequeña.

Esa masa la definía como una concentración de carga positiva.

Los estudios de Rutherford demostraron que el átomo estaba vació en su mayor parte ya que el núcleo abarcaba casi el 100% de la masa del átomo.

Veamos una imagen del Modelo Atómico De Rutherford:

Este modelo también se llama de Bohr-Rutherford. Niels Henrik David Bohr fue un físico danés que vivió entre los años 1885 y 1962 que se basó en las teorías de Rutherford para explicar su modelo atómico.

En el modelo de Bohr se introdujo ya la teoría de la mecánica cuántica que pudo explicar cómo giraban los electrones alrededor del núcleo del átomo.

Los electrones al girar entorno al núcleo definían unas órbitas circulares estables que Bohr explicó como que los electrones se pasaban de unas órbitas a otras para ganar o perder energía.

Demostró que cuando un electrón pasaba de una órbita más externa a otra más interna emitía radiación electromagnética.

Cada órbita tiene un nivel diferente de energía.

Veamos una imagen del Modelo Atómico De Bohr:

Arnold Johannes Wilhelm Sommerfeld fue un físico alemán que vivió entre los años 1868 y 1951.

La aportación más importante de este físico alemán fue cambiar el concepto de las órbitas circulares que definían los electrones en el modelo atómico de Bohr por órbitas elípticas.

Lo que hizo Sommerfeld fue perfeccionar el modelo de Bohr con las órbitas elípticas lo que dio lugar al descubrimiento del numero cuántico Azimutal (o secundario).

Cuanto mayor era este número mayor era la excentricidad de la órbita elíptica que describía el electrón.

Veamos una imagen del Modelo Atómico De Sommerfeld:

Erwin Rudolf Josef Alexander Schrödinger fue un físico austriaco que vivió entre los años 1887 y 1961 cuyo modelo cuántico y no relativista explica que los electrones no están en órbitas determinadas.

Describió la evolución del electrón alrededor del núcleo mediante ecuaciones matemáticas, pero no su posición.

Decía que su posición no se podía determinar con exactitud. Schrödinger propuso entonces una ecuación de onda que ayuda a predecir las regiones donde se encuentra el electrón, que se conoce como " ecuación de Schrödinger ".

Veamos una imagen del Modelo Atómico De Schrödinger:

Estos tres últimos modelos son los que se utilizan hoy en día para estudiar el átomo.

Como resumen, donde se ven las diferencias entre un modelo y otro, te dejamos este esquema:

Esquema de Los Modelos Atómicos

Vídeo Modelos Atómicos

Y aquí un vídeo que explica los diferentes modelos atómicos por si todavía no lo entendiste:

Ahora ya puedes hace los: Ejercicios Sobre Modelos Atómicos.

Te recomendamos el Juego para construir modelos atómicos, una forma entretenida de aprender: química átomo modelos moleculares

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Todos los Modelos Atomicos. Qué son, la Historia y su Evolución

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Vídeo experimento de Rutherford. Se demostró que el átomo tiene un pequeño núcleo central positivo que concentra casi toda la masa y carga.

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

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Explica el modelo atómico de Thomson su planteamiento y limitaciones

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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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Thomson demostró que los átomos no son indivisibles, sino que contienen partículas subatómicas con carga negativa, a las que llamó electrones.

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Presenta biografía de Rutherford y otros científicos con fechas de vida y aportaciones

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Víctor Moreno, María E. Ramírez, Cristian de la Oliva, Estrella Moreno y otros

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Ernest Rutherford Físico y químico neozelandés –Una teoría que no puedes explicarle a un barman probablemente no sea buena– Premio Nobel de Química (1908).

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Explica el modelo atómico de Rutherford, su experimento de la lámina de oro y las conclusiones

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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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Detalla la vida de Bohr

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Niels Bohr (1885-1962)

Nació el 7 de Octubre de 1885 en Copenhage, Dinamarca. Su padre, Christian Bohr, era profesor de fisiología en la universidad de esa ciudad, y era conocido por sus trabajos sobre los aspectos físicos y químicos de la respiración.

Su madre, Ellen Adler Bohr, era hija de un banquero y fue alumna de quien posteriormente sería su esposo. Niels Bohr y sus dos hermanos crecieron por tanto en una cálida atmósfera intelectual. Su hermano Harald se convirtió en un brillante matemático.

Bohr se distinguió en la universidad de Copenhage, donde obtuvo la medalla de oro del Royal Danish Academy of Sciences and Letters. En 1911 recibió su doctorado por su tesis sobre la teoría electrónica de los metales.

Fue entonces cuando partió hacia Inglaterra con la intención de continuar su trabajo con J. J. Thomson en Cambridge. Thomson nunca mostró especial interés por las ideas de Bohr sobre los electrones en los metales. En Marzo de 1912 Bohr se trasladó a Manchester, donde se incorporó al grupo de Rutherford en el que estudiaban la estructura del átomo.

Bohr regresó a Copenhage en el verano de 1912, donde se casó con Margrethe Norlund, y continuó desarrollando sus nuevas ideas sobre los átomos. La universidad creó para Bohr el Instituto de Física Teórica, que se inauguró en 1921, y donde Bohr trabajaría el resto de su vida. Éste se convirtió en un centro internacional del trabajo sobre el átomo y la teoría cuántica.

Bohr fue el primero en aplicar la teoría cuántica al problema d la estructura atómica y molecular. Por este trabajo recibió el premio Nobel de Física en 1922. Desarrolló la llamada teoría del átomo y el modelo del núcleo atómico líquido.

Modelo atómico de Bohr:

En 1913 Bohr propuso su modelo cuantizado del átomo para explicar cómo los electrones pueden tener órbitas estables alrededor del núcleo. Bohr se dio cuenta de que para construir un modelo atómico satisfactorio tenía que incluir de alguna manera el cuanto de energía de Planck-Einstein. Bohr resumió en varios puntos los supuestos que introdujo para explicar la constitución de su átomo, como resultado de aplicar los principios de Planck al átomo de Rutherford:

1) La energía no era emitida o absorbida en la forma continua que había supuesto la física clásica, sino solamente durante la transición de los electrones entre dos estados estacionarios.

2) Aunque el equilibrio de los átomos en el estado estacionario venía gobernado por las leyes ordinarias de la mecánica, dichas leyes no eran de aplicación en el paso de un estado estacionario a otro.

3) La radiación emitida era un cuanto de energía de Planck.

4) Los estados estacionarios venían determinados por la energía emitida y el giro del electrón.

5) El estado permanente de un átomo es en el que la energía emitida en su formación es máxima.
Página principal J. J. Thomson Ernest Rutherford Enlaces y biliografía
Bohr expuso sus ideas sobre el átomo en el artículo "On the constitution of atoms and molecules" en la revista Philosophical Magazine 26, 1-25 [ 1913]

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Niels Bohr (1885-1962) Nació el 7 de Octubre de 1885 en Copenhage, Dinamarca. Su padre, Christian Bohr, era profesor de fisiología en la universidad de esa ciudad, y era conocido por sus trabajos sobre los aspectos físicos y químicos de la respiración.

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Explica limitaciones del modelo de Bohr y demás en inglés

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This article was most recently revised and updated by

Bohr model, description of the structure of atoms, especially that of hydrogen, proposed (1913) by the Danish physicist Niels Bohr. The Bohr model of the atom, a radical departure from earlier, classical descriptions, was the first that incorporated quantum theory and was the predecessor of wholly quantum-mechanical models. The Bohr model and all of its successors describe the properties of atomic electrons in terms of a set of allowed (possible) values. Atoms absorb or emit radiation only when the electrons abruptly jump between allowed, or stationary, states. Direct experimental evidence for the existence of such discrete states was obtained (1914) by the German-born physicists James Franck and Gustav Hertz.

Immediately before 1913, the Rutherford model conceived of an atom as consisting of a tiny positively charged heavy core, called a nucleus, surrounded by light, planetary negative electrons revolving in circular orbits of arbitrary radii.

Bohr amended that view of the motion of the planetary electrons to bring the model in line with the regular patterns (spectral series) of light emitted by real hydrogen atoms. By limiting the orbiting electrons to a series of circular orbits having discrete radii, Bohr could account for the series of discrete wavelengths in the emission spectrum of hydrogen. Light, he proposed, radiated from hydrogen atoms only when an electron made a transition from an outer orbit to one closer to the nucleus. The energy lost by the electron in the abrupt transition is precisely the same as the energy of the quantum of emitted light.

The Editors of Encyclopaedia Britannica Melissa Petruzzello.

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Bohr model | Description, Hydrogen, Development, & Facts

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Bohr model, description of the structure of atoms proposed in 1913 by the Danish physicist Niels Bohr. The Bohr model of the atom, a radical departure from earlier, classical descriptions, was the first that incorporated quantum theory and was the predecessor of wholly quantum-mechanical models.

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https://humanidades.com/john-dalton/

En esta web encontré la vida y biografía de dalton y sus logros

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https://wuolah.com/blog/modelo-atomico-de-dalton/#:~:text=At%C3%B3mico%20de%20Dalton-,%C2%BFQu%C3%A9%20es%20el%20modelo%20At%C3%B3mico%20de%20Dalton?,otro%20elemento%2C%20como%20el%20hidr%C3%B3geno.

Aquí encontré el modelo atómico de dalton profundizado

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https://www.britannica.com/science/Thomson-atomic-model

En esta web encontré su modelo atómico paso a paso

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Aquí tengo un vídeo de el experimento

https://youtu.be/JUJPyQtoB5E

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Thomson's Plum Pudding Model of the Atom

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Este es el enlace en inglés en el que explica tanto su biografía como su modelo https://www.britannica.com/science/Bohr-model?utm_source=chatgpt.com

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Explica su modelo atómico y su vida

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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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Aquí están las características de el modelo atomico

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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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Su biografía explicada paso a paso junto a su modelo atómico

https://es.wikipedia.org/wiki/Modelo_at%C3%B3mico_de_Rutherford

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Modelo atómico de Rutherford - Wikipedia, la enciclopedia libre

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Rutherford llegó a la conclusión de que la masa del átomo se concentraba en una región pequeña de cargas positivas que impedían el paso de las partículas alfa. Sugirió un nuevo modelo en el cual el átomo poseía un núcleo o centro en el cual se concentra la masa y la carga positiva, y que en la zona extra nuclear se encuentran los electrones de carga negativa.

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En este enlace se explica su modelo atómico

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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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Aquí se explica tanto su biografía como el modelo

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Modelo atómico de Rutherford - Wikipedia, la enciclopedia libre

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Rutherford llegó a la conclusión de que la masa del átomo se concentraba en una región pequeña de cargas positivas que impedían el paso de las partículas alfa. Sugirió un nuevo modelo en el cual el átomo poseía un núcleo o centro en el cual se concentra la masa y la carga positiva, y que en la zona extra nuclear se encuentran los electrones de carga negativa.

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Por aquí tenemos el vídeo de el experimento https://youtu.be/JUJPyQtoB5E

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Thomson's Plum Pudding Model of the Atom