•John Dalton 1808

•J.J. Thompson 1897

•E. Rutherford 1911

•Niels Bohr 1913

•Sommerfield

A partir de la teoría de

Dalton puede definirse

el átomo como la

unidad básica de un

elemento que puede

intervenir en una

combinación química.

• Según el modelo de Thomson

el átomo consistía en una

esfera uniforme de materia

cargada positivamente en la

que se hallaban incrustados

los electrones de un modo

parecido a como lo están las

semillas en una sandía.

Introduce la idea de que el atomo puede dividirse en

las llamadas particulas fundamentales:

• Electones con carga negativa

• Protones con carga positiva

• Neutrones sin carga electrica y con una masa mucho

mayor que la de electrones y protones

Thompson considera al atomo como una gran esfera con

carga positiva en la cualse distribuyen los electrones como

pequenos granitos (de forma similar a las pepitas de una

sandia

Las insuficiencias del modelo son las siguientes:

El atomo no es mazizo ni compacto como soponia

Thompson, es practicamente hueco y el modelo es muy

pequeno comparado con el tamano del atomo, segun

demostro E Rutherford en sus experiencias

Para ello bombardeó una lamina de oro con

partículas alfa

El modelo de Ernest Rutherford concentró la masa del átomo en su centro

(núcleo) junto con la carga positiva.

Los electrones giran rápidamente en torno a ese núcleo.

En 1911, Rutherford introduce el modelo planetario, que es el más

utilizado aún hoy en día. Considera que el átomo se divide en:

· Un núcleo central, que contiene los protones y neutrones (y por tanto

allí se concentra toda la carga positiva y casi toda la masa del átomo).

· Una corteza, formada por los electrones, que giran alrededor del

núcleo en órbitas circulares, de forma similar a como los planetas giran

alrededor del Sol.

Los experimentos de Rutherford demostraron que el núcleo es muy

pequeño comparado con el tamaño de todo el átomo: el átomo está

prácticamente hueco.

Insuficiencias del modelo de Rutherford:

1- Se contradecía con las leyes del electromagnetismo de Maxwell, las

cuales estaban ampliamente comprobadas mediante numerosos datos

experimentales. Según las leyes de Maxwell, una carga eléctrica en

movimiento (como es el electrón) debería emitir energía continuamente en

forma de radiación, con lo que llegaría un momento en que el electrón

caería sobre el núcleo y la materia se destruiría; esto debería ocurrir en un

tiempo muy breve.

2- No explicaba los espectros atómicos.

Bohr unió la idea de átomo nuclear de Rutherford con las ideas de una nueva

rama de la Ciencia: la Física Cuántica. Así, en 1913 formuló una hipótesis sobre

la estructura atómica en la que estableció tres postulados:

¤ El electrón no puede girar en cualquier órbita, sino sólo en un cierto número

de órbitas estables. En el modelo de Rutherford se aceptaba un número infinito

de órbitas.

¤ Cuando el electrón gira en estas órbitas no emite energía.

¤ Cuando un átomo estable sufre una interacción, como puede ser el imapacto

de un electrón o el choque con otro átomo, uno de sus electrones puede pasar

a otra órbita estable o ser arrancado del átomo.

El átomo de hidrógeno según el modelo atómico de Bohr

¤ El átomo de hidrógeno tiene un núcleo con un protón.

¤ El átomo de hidrógeno tiene un electrón que está girando en la primera órbita

alrededor del núcleo. Esta órbita es la de menor energía.

¤ Si se le comunica energía a este electrón, saltará desde la primera órbita a

otra de mayor energía. cuando regrese a la primera órbita emitirá energía en

forma de radiación luminosa

Sommerfield introdujo modificaciones a la

teoría de BOHR al proponer que el e- en su

movimiento no lo hace solo en órbitas

circulares sino también elípticas.

Para esta descripción mantuvo invariable la

primera órbita circular de Bohr, pero añadió

una elíptica a la segunda circular, dos órbitas

elípticas a la tercera circular, etc.