En 1808 Dalton propuso una teoría atómica; según esta teoría los elementos estaban formados por átomos, indivisibles e indestructibles, todos iguales entre sí pero distintos de los átomos de los otros elementos.

La unión de los átomos daba lugar a la variedad de sustancias conocidas y la ruptura de las uniones entre los átomos formaba nuevas uniones, esto era el origen de las transformaciones químicas.

El físico danés Thomson creyó que el átomo estaba formado por una esfera de carga positiva en la que se incrustaban los electrones como pasas en un pastel.

Cuando Thomson propuso su modelo atómico se sabía que los átomos eran neutros.

El átomo se encuentra formado por una esfera de carga positiva en la cual se encuentran incrustadas las cargas negativas (electrones) de forma similar a como se encuentran las pasas en un pastel. Además, como el átomo es neutro la cantidad de cargas positivas es igual a la cantidad de cargas negativas.

El experimento de Rutherford consistía en bombardear una fina lámina de oro con rayos alfa. Para observar el resultado de dicho bombardeo alrededor de la lámina de oro colocó una pantalla fluorescente. Observó que:

Al observar los resultados de su experimento llegó a las siguientes conclusiones:

Por los experimentos que hizo y las conclusiones a las que llegó, Rutherford propuso, en 1911, este modelo del átomo:

Para analizar cuál era la estructura del átomo, observa el experimento de Rutherford.

Otro científico que también estudió el átomo basándose en los estudios hechos por Thomson, Rutherford y otros fue Bohr.

Para realizar su modelo atómico, Bohr utilizó el átomo de hidrógeno. Describió el átomo de hidrógeno con un protón en el núcleo, y girando a su alrededor un electrón. En este modelo los electrones giran en órbitas circulares alrededor del núcleo, ocupando la órbita de menor energía posible, es decir, la órbita más cercana al núcleo.

En 1913 Bohr explicó la existencia de los espectros atómicos al suponer que los electrones no giran en torno al núcleo atómico en cualquier forma sino que están en niveles de energía, cada nivel energético que identifica a cada una de las órbitas toma valores desde 1 a 7 (con números enteros); se representa con la letra n y recibe el nombre de:

Número cuántico principal, el cual determina la distancia al núcleo y el radio de la órbita. 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.

Con base en lo anterior, Bohr propuso su modelo para el átomo, comparándolo con el sistema solar. En el modelo de Bohr los electrones giran en órbitas alrededor del núcleo que es el centro del átomo, se consideran las fuerzas de atracción eléctrica entre las cargas del núcleo que son positivas y los electrones que tienen carga negativa.

El modelo de Bohr funcionaba muy bien para el átomo de hidrógeno, pero en el espectro realizado para otros átomos se observó que los electrones de un mismo nivel energético tenían distinta energía. Algo andaba mal, la conclusión fue que dentro de un mismo nivel energético existían subniveles.

Para profundizar en el tema, en el siguiente enlace revisa el Modelo atómico de Bohr.

En 1916 Arnold Sommerfeld modificó el modelo atómico de Bohr en el cual los electrones sólo giraban en órbitas circulares al decir que también podían girar en orbitas elípticas.

Lo anterior dio lugar a un nuevo número cuántico: el número cuántico azimutal que determina la forma de los orbitales, se representa con la letra l y toma valores que van desde 0 hasta n-1 y determina la excentricidad de la órbita.

Para profundizar en el tema, en el siguiente enlace revisa el Modelo atómico de Sommerfeld.

En 1923 Louis-Victor de Broglie fue quien sugirió que los electrones tenían tanto propiedades de ondas como propiedades de partículas, esta propuesta constituyó la base de la mecánica cuántica. A consecuencia de este comportamiento dual de los electrones (como onda y como partícula) surgió el principio enunciado por Werner Heisenberg, conocido también como principio de incertidumbre, el cual dice:

Así surge un nuevo concepto, el orbital atómico. Es la región del espacio en la que existe mayor probabilidad de encontrar al electrón. Ya en la década de 1920 se propuso, gracias a los esfuerzos de Schrödinger, Heisenberg y el propio Bohr, la teoría de la mecánica cuántica que da explicación del comportamiento de los electrones y átomos, individualmente, en compuestos y en las transformaciones químicas. Se tienen ya los cuatro números cuánticos que detallan el ordenamiento de los electrones en el átomo y describen la estructura cuántica del mismo, así como lo que pasa dentro de él.

El modelo de Schrödinger, con sus niveles y subniveles, explica perfectamente la estructura del átomo y nos da la forma geométrica de la densidad electrónica probable en cada uno de los niveles y subniveles de energía.

A continuación te presentamos un material que puede servirte para apoyar el estudio de este tema.

Revisa el siguiente enlace en donde podrás observar los modelos del átomo del hidrógeno.

•Phet Interactive Simulations. (2015). Modelos del Átomo del Hidrógeno.
Recuperado de https://phet.colorado.edu/es/simulation/hydrogen-atom

Consideraciones generales:

1. Para ver el recurso Modelos del Átomo del Hidrógeno, da clic en la liga https://phet.colorado.edu/es/simulation/hydrogen-atom

2. Da clic en el botón: ¡Iniciar ahora!

Importante: Para funcionar, el interactivo necesita la versión actualizada de java, la misma aplicación te dirigirá para obtenerla y/o actualizarla.

3. Listo, enseguida podrás visualizar el interactivo.