J. J. Thomson demostró en 1897 que estos rayos se desviaban también en un campo eléctrico y eran atraídos por el polo positivo, lo que probaba que eran cargas eléctricas negativas. Calculó también la relación entre la carga y la masa de estas partículas. Para este cálculo realizó un experimento: hizo pasar un haz de rayos catódicos por un campo eléctrico y uno magnético. Rutheford La experiencia de Rutherford consistíó en bombardear con partículas alfa una finísima lámina de oro.
Las partículas alfa atravesaban la lámina de oro y eran recogidas sobre una pantalla de sulfuro de cinc. La importancia del experimento estuvo en que mientras la mayoría de partículas atravesaban la lámina sin desviarse o siendo desviadas solamente en pequeños ángulos, unas cuantas partículas eran dispersadas a ángulos grandes hasta 180º. El hecho de que sólo unas pocas radiaciones sufriesen desviaciones hizo suponer que las cargas positivas que las desviaban estaban concentradas dentro de los átomos ocupando un espacio muy pequeño en comparación a todo el tamaño atómico; esta parte del átomo con electricidad positiva fue llamado núcleo. Bohr Este modelo implicaba los siguientes postulados: 1.- El electrón tenía ciertos estados definidos estacionarios de movimiento (niveles de energía)
Que le eran permitidos; cada uno de estos estados estacionarios tenía una energía fija y definida. 2.- Cuando un electrón estaba en uno de estos estados no irradiaba pero cuando cambiaba de estado absorbía o desprendía energía. 3.- En cualquiera de estos estados, el electrón se movía siguiendo una órbita circular alrededor del núcleo. 4.- Los estados de movimiento electrónico permitidos eran aquellos en los cuales el momento angular del electrón (m · v · r ) era un múltiplo entero de h/2 · 3.14. Vemos pues que Bohr aplicaba la hipótesis cuántica por Planck en 1900. Diferencias entre cada uno El modelo de Thomson presentaba un átomo estático y macizo. Las cargas positivas y negativas estaban en reposo neutralizándose mutuamente. Los electrones estaban incrustados en una masa positiva como las pasas en un pastel de frutas.
El átomo de Rutherford era dinámico y hueco, pero de acuerdo con las leyes de la física clásica inestable. El modelo de Bohr era análogo al de Rutherford, pero conseguía salvar la inestabilidad recurriendo a la noción de cuantificación y junto con ella a la idea de que la física de los átomos debía ser diferente de la física cl

De broglie

Toda partícula que viaja cercano a la velocidad de la luz lo hace en
Forma ondulatoria

Heissberg

Plantea el principio de incertidumbre el cual nos dice que no es posible
Conocer la posición y pq velocidad de un electrón al mismo tiempo

Isotopos

Son átomos de la misma especie que presentan el mismo número de
Electrones pero diferente número de protones

Numero másico: sumatoria protones y neutrones

Numero atómico número de protones y electrones

Espectro de emisión del hidrógeno

Es la emisión electromagnética propia del hidrógeno

ásica.