Niveles De Energia

Los niveles de energía son los electrones que están girando alrededor del núcleo formando capas. En cada una de ellas, la energía que posee el electrón es distinta. En efecto; en las capas muy próximas al núcleo, la fuerza de atracción entre éste y los electrones es muy fuerte, por lo que estarán fuertemente ligados.

El hecho pues, de que los electrones de un átomo tengan diferentes niveles de energía, nos lleva a clasificarlos por el nivel energético (o banda energética) en el que se encuentra cada uno de ellos. Las bandas que nos interesa a nosotros para entender mejor el comportamiento del átomo son:

- La Banda de Valencia: Es un nivel de energía en el que se realizan las combinaciones químicas. Los electrones situados en ella, pueden transferirse de un átomo a otro, formando iones que se atraerán debido a su diferente carga, o serán compartidos por varios átomos, formando moléculas.

- La Banda de conducción: es un nivel de energía en el cual los electrones están aún más desligados del núcleo, de tal forma que, en cierto modo, todos los electrones (pertenecientes a esa banda) están compartidos por todos los átomos del sólido, y pueden desplazarse por este formando una nube electrónica.

Niels Henrik David Bohr

Niels Henrik David Bohr, tímido físico teórico danés; nacido en Copenhague el 7 de octubre de 1885. Estudió en la Universidad de su ciudad natal, doctorándose en 1911. Ese mismo año marchó a Inglaterra a estudiar con una beca en el Cavendish Laboratory de Cambridge, donde pasó seis meses bajo la dirección de sir Joseph John Thomson, con la esperanza de ver traducida del danés al inglés su exhaustiva tesis de su doctorado sobre los electrones. Cuando Thomson mostró poco interés en el ensayo de Bohr, en 1912 se encaminó a la Universidad. de Manchester, donde trabajó en la investigación de la radiactividad y de modelos del átomo con Ernest Rutherford, con la idea de enseñar esos temas cuando regresara a Dinamarca.

En Manchester, Bohr y Rutherford iniciaron una improbable amistad que duró toda la vida. Los dos hombres formaban una extraña pareja. La retumbante voz de Rutherford reverberaba fuertemente en los laboratorios donde trabajaba. Bohr nunca hablaba más alto que un susurro. Sin embargo, el hablar era esencial para su ser. No sólo hablaba tres idiomas sino que, batallaba con las palabras, rectificando y corrigiéndose a sí mismo, luchando con las paradojas, repitiéndose, buscando las frases exactamente correctas. Si hablar era difícil, escribir resultaba un tormento: Escribía borradores incluso en tarjetas postales, y revisaba lo que escribía media docena de veces, distrayendo a sus colaboradores. La complejidad de su vida intelectual puede que mejorara la receptividad de Bohr al átomo que Rutherford había elaborado, un átomo que tenía sentido experimentalmente pero que no podía existir bajo las leyes de la física clásica. En un atrevido movimiento, el joven físico dio un rodeo al problema declarando simplemente que los movimientos dentro de los átomos están gobernados por otras leyes. En particular, afirmó que los electrones no irradian energía cuando se hallan en ciertos «estados estacionarios».

En 1913 Bohr reveló su visión del átomo en tres ensayos que aparecieron en el Philosophical Magazine británico, utilizando la constante de Planck y las emisiones espectrales del átomo de hidrógeno como pincel y tela. En esos ensayos describió tres postulados:

1) Cuantificación de las orbitas permitidas para un electrón: un electrón sólo puede girar alrededor de su núcleo en ciertas órbitas circulares para las que el momento cinético del electrón es un múltiplo entero de h/21T (h, constante de Planck).

 2) El electrón gira alrededor de su núcleo en órbitas fijas, sin radiar ni absorber energía.

3) La radiación o absorción de energía sólo tiene lugar cuando un electrón pasa de una órbita de mayor (menor) energía a una de menor (mayor), que se encuentra más cercana (alejada) al núcleo. La frecuencia f de la radiación emitida o absorbida viene determinada por la relación: E1-E2=hf, donde E1 y E2 son las energías correspondientes a las órbitas de tránsito del electrón. Esto explicaba por qué, por ejemplo, los átomos de hidrógeno ceden distintivas longitudes de onda de luz, que aparecen en el espectro del hidrógeno como una distribución fija de líneas de luz conocida como serie de Balmer: Los átomos emiten energía solamente en ciertas cantidades exactamente calibradas.

ÁTOMO DE BOHR

 

La mayoría de los científicos establecidos se sintieron desconcertados ante el átomo de Bohr y sus implicaciones con respecto a la teoría clásica. Pero Rutherford cantó sus alabanzas, llamándole «el tipo más inteligente que jamás he conocido». Ese apoyo implicó que varios jóvenes físicos siguieran el camino de Bohr. En Inglaterra y Alemania, así como en los Países Bajos, Dinamarca y Suecia, una nueva generación de investigadores empezó a desarrollar poderosas evidencias en apoyo de las ideas de Bohr. La nueva teoría comenzó a ser aplicada con gran éxito al átomo de hidrógeno. El modelo de Bohr fue generalizado posteriormente, a átomos de elementos superiores, por A. Sommerfeld; no obstante, la teoría atómica de Bohr. se considera como la base de la física atómica y nuclear modernas.

Bohr permaneció en Manchester hasta 1916, año en que volvió a Copenhague al ser nombrado profesor de física teórica en la universidad de dicha ciudad. En 1920, y gracias al respeto que había alcanzado, pudo reunir los fondos necesarios para la creación de un nuevo centro llamado el Instituto para la Física Teórica. Junto con las universidades alemanas de Munich y Göttingen, el instituto emergió como un líder en la teoría atómica. Pronto los físicos enzarzados en acalorados debates empezaron a viajar de uno a otro de los tres centros de intelectualidad. Posteriormente marchó a los EE.UU. trabajando en el Instituto de Estudios Avanzados de Princeton (Nueva Jersey), donde, en colaboración con J. A. Wheler, enunció una teoría sobre la fisión nuclear que dio lugar a la investigación conducente a la realización de la primera bomba atómica. Volvió a su país, del que fue obligado a salir por su origen judío en 1943 durante la ocupación nazi. Regresó a los EE.UU. y trabajó como asesor científico para el proyecto Manhattan, en el laboratorio de Los Álamos (Nuevo México). En 1945 volvió a Dinamarca donde reasumió la dirección del Instituto de Física Teórica.

Bohr fue galardonado, en 1922, con el Premio Nobel de Física por sus trabajos sobre la estructura atómica y la radiación. También fue el primero que recibió, en 1958, el premio Átomos para la Paz. En 1958 publicó otra obra famosa: Atomic theory and the human knowledge (Física Atómica y el Conocimiento Humano). Murió en Copenhague el 18 de noviembre de 1962.

 

Considerado por muchos el segundo mejor científico del siglo XX después de Einstein, Bohr es sin duda una figura esencial en el desarrollo de la física de átomos y moléculas. El propio Einstein reconocía en él a "uno de los más grandes investigadores científicos de nuestro tiempo". "El punto esencial de todo lo que nos ha enseñado el desarrollo de la física atómica estriba en habernos hecho reconocer la característica de totalidad que el quantum de acción confiere a los procesos atómicos". Su entusiasmo por el nuevo mundo atómico desvelado por la física del siglo XX estuvo de manifiesto en su trabajo y en todas sus intervenciones públicas. "Nuestra penetración en el mundo de los átomos – dice en uno de sus ensayos – es sin duda una aventura comparable a los grandes viajes de los navegantes en busca de nuevas tierras y a las denodadas exploraciones de los astrónomos en las profundidades del espacio celeste." Los nuevos hallazgos de la física suponían un «cambio radical» en la actitud hacia la descripción de la naturaleza y permitieron un conocimiento profundo y acelerado de las propiedades físicas y químicas de la materia en la primera mitad de siglo.

Si se tuviese que indicar una cualidad característica de Bohr sería, probablemente, la lentitud de su penetración intelectual. Su amigo el físico soviético, nacionalizado americano, George Gamow, cuenta gran cantidad de anécdotas en las que se ponen de manifiesto estas características de Bohr; no obstante ha sido uno de los padres de la física moderna.

CONFIGURACIÓN eLECTRÓNICA

La configuración electrónica del átomo de un elemento corresponde a la ubicación de los electrones en los orbitales de los diferentes niveles de energía. Aunque el modelo de Scrödinger es exacto sólo para el átomo de hidrógeno, para otros átomos es aplicable el mismo modelo mediante aproximaciones muy buenas.

La manera de mostrar cómo se distribuyen los electrones en un átomo, es a través de la configuración electrónica. El orden en el que se van llenando los niveles de energía es: 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p. El esquema de llenado de los orbitales atómicos, lo podemos tener utilizando la regla de la diagonal, para ello debes seguir atentamente la flecha del esquema comenzando en 1s; siguiendo la flecha podrás ir completando los orbitales con los electrones en forma correcta.

Escribiendo configuraciones electrónicas

Para escribir la configuración electrónica de un átomo es necesario:

• Saber el número de electrones que el átomo tiene; basta conocer el número atómico (Z) del átomo en la tabla periódica. Recuerda que el número de electrones en un átomo neutro es igual al número atómico (Z = p+).
• Ubicar los electrones en cada uno de los niveles de energía, comenzando desde el nivel más cercano al núcleo (n = 1).
• Respetar la capacidad máxima de cada subnivel (s = 2e-, p = 6e-, d = 10e- y f = 14e-).

Ejemplo:

Los orbitales se llenan en orden creciente de energía, con no más de dos electrones por orbital, según el principio de construcción de Aufbau.

Litio (Z = 3). Este elemento tiene 3 electrones. Empezaremos llenando el orbital de menor energía con dos electrones que tendrán distinto spin (ms). El electrón restante ocupará el orbital 2s, que es el siguiente con menor energía:

La flecha indica el valor del cuarto número cuántico, el de spin: para +1/2: ­ y para –1/2, respectivamente.
También podemos describir la distribución de electrones en el átomo de litio como:
Los electrones que tienen números de espín opuestos cancelan los efectos magnéticos y se dice que son electrones apareados. Un ejemplo son los dos electrones que ocupan el orbital 1s en el átomo de Litio. De manera similar decimos que el electrón que ocupa el orbital 2s orbital está desapareado.
En la tabla a continuación vemos como se distribuyen los electrones de los átomos en orden creciente a su número atomico (Z):

En el helio se completa el primer nivel (n=1), lo que hace que la configuración del He sea muy estable.
Para el Boro el quinto electrón se sitúa en un orbital 2p y al tener los tres orbitales 2p la misma energía no importa cuál de ellos ocupa.
En el carbono el sexto electrón podría ocupar el mimo orbital que el quinto u otro distinto. La respuesta nos la da:
la regla de Hund: la distribución más estable de los electrones en los subniveles es aquella que tenga el mayor número de espínes paralelos.Los electrones se repelen entre sí y al ocupar distintos orbitales pueden situarse más lejos uno del otro. Así el carbono en su estado de mínima energía tiene dos electrones desapareados, y el nitrógeno tiene 3.

El neón completa el nivel dos y al igual que el helio tiene una configuración estable.
Las configuraciones electrónicas pueden también escribirse de manera abreviada haciendo referencia al último nivel completo. Para ello, debemos ocupar la configuración de los gases nobles, ya que ellos tienen todos su orbitales completos con electrones (s2p6), como por ejemplo en el caso del helio (s2) y neon (s2p6) como se muestra en la tabla anterior.

• Así la configuración del sodio Na, la podemos escribir como [Ne]3s1
• También podemos escribir la configuración del litio como [He]2s1

A los electrones que pertenecen a un nivel incompleto se les denomina electrones de valencia.
El gas noble Argón representa el final del período iniciado por el sodio para n=3

1s 2s 2p 3s 3p

Ar 18

[Ne] 3s2 3p6

En el siguiente elemento, el potasio con 19 electrones, deberíamos empezar a llenar los orbitales 3d. Sin embargo el comportamiento químico del potasio es similar al de litio y el sodio, ambos con un electrón de valencia desapareado en un orbital s, por lo que al potasio le correspondería la configuración [Ar] 4s1. Por lo tanto, el orbital 4s tendrá que tener menor energía que los orbitales 3d (el apantallamiento de los electrones en los orbitales 3d es mayor que el de los electrones en los orbitales 4s).

Lo mismo ocurre a partir del elemento Sc (Z = 21) [Ar] 3d1 4s2. El último electrón no se agrega al subnivel 4p, sino al 3d, como lo indica el orden energético. Lo mismo sucede con las configuraciones de los emenetos Ti (Z = 22) y V (Z = 23). Con el cromo (Cr Z = 24) surge otra aparente anomalía porque su configuración es [Ar] 3d5 4s1. La lógica de llenado habría llevado a [Ar] 3d4 4s2, sin embargo la distribución fundamental correcta es la primera. Esto se debe a que el semillenado de orbitales d es de mayor estabilidad, puesto que su energía es más baja.

Con el cobre Cu Z = 29 sucede algo similar al cromo, pusto que su configuración fundamental es [Ar] 3d10 4s1. La configuración [Ar] 3d9 4s2 es de mayor energía. La configuración con 10 electrones en orbitales d, es decir, el llenado total de estos orbitales es más estable.

 

Electrón Diferencial

El electrón diferencial en un átomo es el electrón que hace que un átomo sea diferente del átomo anterior a él en la tabla periódica. Puede también decirse que es el último electrón que se va agregando al construir la tabla periódica siguiendo el orden de aufbau. En general, para los elementos representativos el electrón diferencial esta en el orbital s o p, para los elementos de transición el electrón diferencial se encuentra en el orbital d (con algunas excepciones como en el caso del Grupo VIB y IB tal como se dijo anteriormente) y para los elementos de transición interna el electrón diferencial está en el orbital f, con algunas excepciones como se explicó anteriormente. Tenga en cuenta que recorriendo un periodo en la tabla, el electrón diferencial está en el nivel de energía más externo en los elementos representativos; en los elementos de transición en el nivel de energía más bajo y para los elementos de transición interna dos niveles de energía todavía más bajos.

Teoria de la relatividad

En los primeros años del siglo XX, los científicos estaban muy concentrados tratando de determinar las diversas propiedades de la luz, tales como su velocidad exacta, su naturaleza, su energía, su medio de propagación, etc. En realidad nadie sabia como hacia para llegar de un lugar a otro. Así como el sonido usa el aire para desplazarse, la luz que medio usa para moverse. La primera respuesta fue que utiliza un medio que se encuentra en todo el universo, que es transparente, de baja densidad e inunda todos los huecos del espacio, este medio se llamo: ETER.

Los primeros encargados de buscar este medio fueron dos grandes físicos experimentales, conocidos como Michelson-Morley, y así se conoce hasta nuestros días al experimento realizado. Básicamente el experimento consistía en emitir un rayo de luz en un sentido, por ejemplo, en dirección al movimiento de la tierra, y otro en sentido contrario, de tal manera que en un sentido la velocidad de la tierra se sume a la de la luz  y para el otro caso se reste. (el primer rayo es mas veloz que el segundo). Esos haces de luz, luego de recorrer una misma distancia, se hacen reflejar en unos espejos para que retornen al punto de partida. Como un rayo es más rápido que otro, y deben recorrer la misma distancia, entonces llegaran al punto de partida con un retardo de tiempo, pues uno demorara más que otro en recorrer ese mismo espacio.

El experimento se hizo de diversas formas, perfeccionando los métodos de medición del sistema. Se efectuaron distintas mediciones durantes varios años, JAMAS SE PUDO MEDIR UNA DIFERENCIA, los haces siempre llegaban al mismo tiempo, la velocidad de la tierra no les influenciaba para nada.

Conclusión: EL ETER NO EXISTIA, y entonces en que se apoyaba la luz para trasladarse?

Einstein partió para su teoría física desde dos postulados que parecen inofensivos pero tienen todo el poder para explicar la naturaleza del universo. (los postulados son afirmaciones sin demostración) Mas tarde dichos postulados fueron demostrados con la experiencia.

Ellos son: 

1-La luz se mueve siempre a velocidad constante de 300.000 Km/seg, independiente de la velocidad de la fuente emisor. 

 2-No existe ningún experimento posible en una nave que nos permita saber si nos estamos moviendo.

Observa que el primer postulado ignora la relatividad de Galileo, donde se suman las velocidades.

En 1905, Einstein, que años mas tarde recordaría que paso por  uno de los momentos mas duro y pesados de su vida científica, tuvo que aceptar que cada sistema de referencia tiene su propio espacio-tiempo, y que la idea de un tiempo absoluto como lo había planteado dos siglos antes Newton estaba errado. Matemáticamente la velocidad es igual al espacio recorrido sobre el tiempo empleado. Pero ahora bien, si la velocidad de la luz siempre debía ser la misma, no quedaba duda que el núcleo de la cuestión estaba en esos dos rígidos conceptos,  y que el sentido común no nos dejaba analizarlos, porque eran obvios. Como la hora seria distinta, según  la mida detenido en la vereda o subido a una carreta?. No es eso ridículo, sin sentido.

¿Qué dice la teoría de la Relatividad General?

• La gravedad (o atracción entre cuerpos con masa) es consecuencia de la forma del espacio.
  
• La fuerza que sentimos cuando nos movemos en un sistema acelerado (por ejemplo cuando la buseta frena) tiene la misma naturaleza que la fuerza de atracción entre masas (por ejemplo la fuerza de gravedad que ejerce la Tierra sobre la Luna).

 
Una forma muy compacta de expresar el punto central de la Teoría de la Relatividad General es diciendo que
 

la gravedad es equivalente a la curvatura del espacio.

 
Pero, ¿Qué significa todo esto?  
Para entenderlo, vamos a tomar un ejemplo en el que tenemos que poner a trabajar nuestra imaginación. Supongamos que vivimos en un mundo de dos dimensiones (en vez de tres), por ejemplo en una hoja de papel (sin profundidad).
 

Vamos a medir la forma del espacio usando una rejilla. La distancia entre un nodo y su vecino es el patrón de medida:
Cuando no existe materia alguna el espacio es plano. Todas las celdas de la rejilla son del mismo tamaño.
Coloquemos una estrella en medio de este espacio. La presencia de la estrella (por su masa) ha deformado el espacio dandole una 'curvatura' en la región vecina a la estrella. Notar como la distancia patrón se modifica de forma más pronunciada en cercanías de la estrella:
¿Qué ocurre si en vez de la estrella colocamos un agujero negro muy masivo? En este caso la deformación del espacio es mayor:

 
La fuerza que siente un planeta hacia el Sol, en realidad es simplemente el efecto producido por su movimiento en el espacio que ha sido deformado por la masa del Sol.
 

NIVELES DE ENERGÍA

En un átomo, los electrones están girando alrededor del núcleo formando capas. En cada una de ellas, la energía que posee el electrón es distinta. En efecto; en las capas muy próximas al núcleo, la fuerza de atracción entre éste y los electrones es muy fuerte, por lo que estarán fuertemente ligados.

Ocurre lo contrario en las capas alejadas, en las que los electrones se encuentran débilmente ligados, por lo que resultará más fácil realizar intercambios electrónicos en las últimas capas. 

El hecho pues, de que los electrones de un átomo tengan diferentes niveles de energía, nos lleva a clasificarlos por el nivel energético (o banda energética)  en el que se encuentra cada uno de ellos. Las bandas que nos interesa a nosotros para entender mejor el comportamiento del átomo son: 

1. Existen 7 niveles de energía o capas donde pueden situarse los electrones, numerados del 1, el más interno, al 7, el más externo.
2. A su vez, cada nivel tiene sus electrones repartidos en distintos subniveles, que pueden ser de cuatro tipos: s, p, d, f.
3. En cada subnivel hay un número determinado de orbitales que pueden contener, como máximo, 2 electrones cada uno. Así, hay 1 orbital tipo s, 3 orbitales p, 5 orbitales d y 7 del tipo f. De esta forma el número máximo de electrones que admite cada subnivel es: 2 en el s; 6 en el p (2 electrones x 3 orbitales); 10 en el d (2 x 5); 14 en el f (2 x 7).
La distribución de orbitales y número de electrones posibles en los 4 primeros niveles se resume en la siguiente tabla:

Niveles de energía	1	2	3	4
Subniveles	s	s p	s p d	s p d f
Número de orbitales de cada tipo	1	1 3	1 3 5	1 3 5 7
Denominación de los orbitales	1s	2s 2p	3s 3p 3d	4s 4p 4d 4f
Número máximo de electrones en los orbitales	2	2 - 6	2 - 6 - 10	2- 6- 10- 14
Número máximo de electrones por nivel	2	8	18	32

• sharp : líneas nítidas pero de poca intensidad
• principal : líneas intensas
• difuse : líneas difusas
• fundamental : líneas frecuentes en muchos espectros La configuración electrónica en la corteza de un átomo es la distribución de sus electrones en los distintos niveles y orbitales. Los electrones se van situando en los diferentes niveles y subniveles por orden de energía creciente hasta completarlos. Es importante saber cuantos electrones existen en el nivel más externo de un átomo pues son los que intervienen en los enlaces con otros átomos para formar compuestos.

ORBITAL

En 1927 pudo comprobarse experimentalmente la hipótesis de De Broglie al observarse un comportamiento ondulatorio de los electrones en los fenómenos de difracción. Podemos decir que un orbital atómico es una zona del espacio donde existe una alta probabilidad (superior al 90%) de encontrar al electrón. Esto supone considerar al electrón como una nube difusa de carga alrededor del núcleo con mayor densidad en las zonas donde la probabilidad de que se encuentre dicho electrón es mayor. Para que la ecuación de Schrödinger tenga significado físico es necesario imponerle unas restricciones que son conocidas como números cuánticos, que se simbolizan de la misma forma que los obtenidos en el modelo atómico de Bohr: Números cuánticos n: número cuántico principal l: número cuántico del momento angular orbital m: número cuántico magnético s: número cuántico del spin electrónico. Estos números cuánticos sólo pueden tomar ciertos valores permitidos: Valores permitidos para n: números enteros 1, 2, 3,. para l: números enteros desde 0 hasta (n-1) para m: todos los números enteros entre +l y -l incluido el 0 para s: sólo los números fraccionarios -1/2 y +1/2 Los valores del número cuántico n indican el tamaño del orbital, es decir su cercanía al núcleo. Los valores del número cuántico l definen el tipo de orbital: • Si l= 0 el orbital es del tipo s • Si l= 1 los orbitales son del tipo p • Si l = 2 los orbitales son del tipo d • Si l= 3 los orbitales son del tipo f

¿Qué es la materia?

Materia es todo lo que tiene masa y ocupa un lugar en el espacio, esto significa que es cuantificable. La materia está integrada por átomos.

TEORÍA ATÓMICA Y ANTECEDENTES

Tradicionalmente se afirma que el fundador de la escuela atomista fue el filósofo Leucipo. Sabemos muy poco de su vida, tan poco que se ha llegado a afirmar que quizá nunca existió. Sea como fuere, quien verdaderamente dio cuerpo a la teoría atomista fue Demócrito. ¿Cómo surgió la teoría?

En tiempos de Demócrito, allá por el siglo V a.C., las distintas escuelas filosóficas se encontraban divididas básicamente en dos: la que consideraba que todo está en permanente cambio y que, por tanto, nada permanece constante; y la que afirmaba que la realidad en su conjunto es estática y que, aunque pueda parecer lo contrario, en el fondo nada cambia nunca. Heráclito se llamó el filósofo que defendió la primera teoría y Parménides quien defendió la opuesta. La teoría de Parménides nos recuerda a ese principio fundamental de la física que dice que "la materia no se crea ni se destruye, sólo se transforma", es decir, que en el fondo la realidad siempre es la misma.

Leucipo y Demócrito defendieron la existencia de un número infinito de unidades indivisibles que llamaron "átomos". Según ellos, los átomos son tan pequeños que no los podemos percibir, pero tienen distintos tamaños y formas. Además, estas partículas están en continuo movimiento en el vacío, por lo que se producen choques entre ellos. De estas colisiones surgieron los cuatro elementos básicos -agua, aire, tierra y fuego- que, según los griegos, dan lugar a todo lo demás. Con la teoría de los átomos, Leucipo y Demócrito podían explicar los continuos cambios que percibimos -los choques de los átomos producen estos cambios- aceptando a la vez la teoría de Parménides de que el ser de las cosas es siempre el mismo.

Hasta los últimos años del siglo XIX, el modelo aceptado del átomo se parecía a una bola de billar - una pequeña esfera sólida. En 1897, J.J. Thomson cambió dramáticamente la visión moderna del átomo con su descubrimiento del electrón. El trabajo de Thomson sugiere que el átomo no es una partícula 'indivisible' como John Dalton había sugerido, sino más bien un rompecabezas compuesto de piezas todavía más pequeñas. 

La noción de Thomson sobre el electrón se origina en su investigación sobre una curiosidad científica del siglo XIX: el tubo de rayo catódico. descubrió que el misterioso rayo resplandeciente se torcía hacia una placa eléctrica cargada positivamente. Thomson teorizó, y probó que el rayo estaba compuesto de pequeñas partículas o pedazos de átomos que llevaban una carga negativa. Más tarde, a estas partículas se las llamó electrones.

En 1911, Rutherford propuso una visión revolucionaria del átomo. Sugirió que el átomo consistía de un pequeño y denso núcleo de partículas cargadas positivamente en el centro (o núcleo) del átomo, rodeado de un remolino de electrones. El núcleo era tan denso que las partículas alpha rebotaban en el, pero el electrón era tan pequeño, y se extendía a tan grande distancia que las partículas alpha atravesaban directamente esta área del átomo. El átomo de Rutherford se parecía a un pequeño sistema solar con el núcleo cargado positivamente siempre en el centro y con los electrones girando alrededor del núcleo. Las partículas cargadas positivamente en el núcleo del átomo fueron denominadas protones. Los protones contienen un número igual de cargas, pero opuesto, a los electrones. Sin embargo los protones son mucho más grandes y pesados que los electrones.

En 1932, James Chadwick descubrió un tercer tipo de partícula sub-átomica a la que llamó el neutrón. Los neutrones ayudan a estabilizar los protones en el núcleo del átomo. Ya que el núcleo es una masa tan compacta, los protones cargados positivamente tienden a recharzase entre ellos. Los neutrones ayudan a reducir la repulsión entre los protones y estabilizan el núcleo átomico. Los neutrones siempre residen en el núcleo de los átomos y son aproximadamente del mismo tamaño que los protones. Sin embargo, los neutrones no tienen una carga eléctrica, más bien son eléctricamente neutrales.   

 El surgimiento de la ciencia experimental en el siglo XVI recuperó a los atomistas y a sus teorías, que acabaron desarrollándose en el siglo XX.

PARTICULAS SUBATÓMICAS

PARTÍCULA           CARGA           MASA

PROTÓN                   +1                       1

NEUTRÓN                 0                         1

ELECTRÓN                -1                      1/1840

La patícula subatómica es una particula más pequeña que un átomo. Estos incluyen compòpnentes atómicos tales como electrones, protones y neutrones.