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La moderna teoría atómica tiene sus inicios con John Dalton quien, en 1800, estableció que si se suponía unidades microscópicas para la materia era posible explicar la asombrosa regularidad con que se formaban los distintos compuestos de la naturaleza, entre aquellos el agua a partir de oxígeno e hidrógeno. El concepto filosófico de una unidad básica, sin embargo, data de los antiguos griegos. Pero, fue Niels Bohr quien estableció por primera vez un modelo estructural para el átomo, a la manera de un sistema planetario, y que daba cuenta de los fenómenos de emisión de luz por parte de ciertos gases. Desde ese momento hasta ahora, las ideas han evolucionado, dejando atrás las órbitas de Bohr, e introduciendo las ideas de probabilidad que son parte de la teoría fundamental del presente: la mecánica cuántica.  

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La idea griega del átomo se desarrolló en la escuela de Leucipo de Mileto, siendo uno de sus discípulos, Demócrito de Abderea (460-370 AC), su principal exponente. Demócrito explicaba que la materia estaba constituida por diminutas partículas en perpetuo movimiento y de cualidades ideales:

· invisibles debido a su tamaño extremadamente pequeño
· indivisibles
· completamente sólidas (sin vacío en su interior)
· eternas
· rodeadas de espacio vacío
· con un infinito número de formas diferentes



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John Dalton (1766-1844), basado en información experimental recogida en su época, estableció la ley de proporciones múltiples:

En la formación de dos o más compuestos de los mismos elementos, los pesos de un elemento que se combinan con un peso fijo de un segundo elemento están en la razón de pequeños números enteros, como 2:1, 3:1, 3:2, 4:3.

Sus antecedentes inmediatos fueron el trabajo de Joseph Louis Proust (1754-1826), que pudo darse cuenta de que, en un compuesto, los elementos químicos están siempre presentes en una proporción definida por el peso, y de Antoine Lavoisier (1743-1794), quien establece que no se gana ni se pierde materia en una reacción química.

Esto le permitió a Dalton enarbolar la hipótesis que unidades fundamentales atómicas estaban tras esta asombrosa regularidad. La materia estaba formada por un número entero de átomos los cuales constituyen las unidades de combinación más básica de los compuestos.
   
Explorando la estructura del átomo: el modelo de Thomson

J. J. Thomson explicaba que en el átomo hay un gran número de corpúsculos de carga negativa -los electrones- balanceados eléctricamente por algo desconocido que producía el campo eléctrico de una carga positiva de una cantidad igual a la suma de la carga negativa de los electrones.
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Experimento de Rutherford

Más tarde, Thomson se pronuncia por una carga positiva distribuida uniformemente en un espacio esférico donde se ubicaban los electrones. Este modelo fue puesto a prueba, en 1911, por Ernest Rutherford. Siguiendo el modelo de átomo de Thomson, al bombardearlo con partículas de carga positiva (partículas alfa), como fue en el experimento de Rutherford, la distribución después de las colisiones sería con la mayor parte de las partículas desviándose ligeramente de su trayectoria recta.

Así, el experimento de Rutherford condujo a la conclusión de que el átomo contenía un núcleo muy pequeño de carga positiva, lo que explicaba la fuerte repulsión de las partículas alfa en ciertas trayectorias. Los electrones se encontraban distribuidos alrededor de este núcleo.


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El átomo, ¿un sistema solar en miniatura?

Cuando Rutherford descubrió el núcleo del átomo, sus con temporáneos enarbolaron la atractiva hipótesis de que el átomo era un diminuto sistema solar, con los electrones orbitando en torno al núcleo positivo, sostenidos por la fuerzas de atracción eléctrica del núcleo.

Pero, este modelo tenía varias dificultades. La más importante proviene de que un electrón con aceleración centrípeta en torno al núcleo debía radiar energía electromagnética, un fenómeno conocido desde la teoría de Maxwell del siglo XIX. Se podía calcular que en fracciones de segundos el electrón caería al núcleo y el átomo no podría existir establemente.

Otro problema que apareció es la inestabilidad de un núcleo formado sólo por carga positiva. Pero, este problema persiste en otros modelos del átomo y sólo se resuelve con la introducción de la fuerza nuclear conocida como interacción fuerte.
 

Hacia la teoría cuántica

Los resultados del experimento de Rutherford dejaban poco espacio. Era evidente la existencia de un pequeño núcleo concentrando la carga positiva y, por otra parte, el átomo era neutro y portaba electrones que estaban fuera del radio del núcleo. ¿Cómo se mantenían los electrones allí si no podían encontrarse acelerados? Las contradicciones iban más allá de un modelo.

Fue Niels Bohr el primero en enunciar un conjunto de postulados que no tenían ninguna base en la física conocida. La inspiración vino del trabajo de Planck de 1900, que propuso la existencia de un cuanto de energía para la luz, cuya magnitud era proporcional a su frecuencia
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Si la luz emitida por el átomo era de frecuencias tan definidas, entonces quería decir que los valores de la energía de esa radiación eran muy definidos. Por consiguiente, si la energía de la radiación provenía de los electrones, entonces los electrones cambiaban su energía en valores muy precisos. Así, la conclusión es que no es posible para los electrones en el átomo poseer un valor arbitrario de la energía: hay ciertas energías permitidas. En otras palabras, las energías de los electrones en el átomo están cuantizadas también.

Modelo atómico de Bohr: sus revolucionarios postulados

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