miércoles, 23 de mayo de 2012

Propiedades Periódicas

Las propiedades periódicas son aquellas que varían de forma gradual al movernos en un determinado sentido en el sistema periódico. Como más adelante veremos, existe una periodicidad de esas propiedades en la tabla. Esto implica que la variación de una de ellas en los grupos va a responder a una regla general. Dicha variación nos permite, al conocer estas reglas de variación, cuál va a ser el comportamiento químico de un elemento, ya que dicho comportamiento, depende en gran manera, de sus propiedades periódicas.

La comprensión de esta periodicidad permitirá entender mejor el enlace de los compuestos simples, así como la variación periódica detectada en las propiedades físicas de los elementos químicos (puntos de fusión, de ebullición, etc..).

1.-RADIO ATÓMICO
El radio atómico identifica la distancia que existe entre el núcleo y el orbital más externo de un átomo. Por medio del radio atómico, es posible determinar el tamaño del átomo.
  El tamaño de un átomo no es invariable, sino que depende del entorno inmediato en el que se encuentre, de su interacción con los átomos vecinos. Estimar el tamaño de los átomos es un poco complicado, debido a la naturaleza difusa de la nube electrónica que rodea al núcleo y que varía según los factores ambientales. Se realizan las medidas sobre muestras de elementos puros no combinados químicamente y los datos así obtenidos son los tamaños relativos de los átomos.
El radio atómico de un elemento es la mitad de la distancia entre los centros de dos átomos vecinos.
Variación periódica del Radio atómico.
• Aumentan hacia abajo en un grupo (en cada nuevo periodo los electrones más
externos ocupan niveles que están más alejados del  núcleo, los orbitales de
mayor energía son cada vez más grandes, y además, el efecto de
apantallamiento hace que la carga efectiva aumente muy lentamente de un
período a otro).

• Disminuyen a lo largo de un periodo (los nuevos electrones se encuentran en el
mismo nivel del átomo, y tan cerca del núcleo como los demás del mismo nivel.
El aumento de la carga del núcleo atrae con   más fuerza los electrones y el
átomo es más compacto).
 
• En el caso de los elementos de transición, las variaciones no son tan obvias ya
que los electrones se añaden a una capa interior, pero todos ellos tienen radios
atómicos inferiores a los de los elementos de los grupos precedentes IA y IIA.
Los volúmenes atómicos van disminuyendo hasta que llega un momento en el
que hay tantos electrones en la nueva capa que los apantallamientos mutuos y
las repulsiones se hacen importantes, observándose un crecimiento paulatino
tras llegar a un mínimo.
2.-RADIO IÓNICO
El radio iónico es, al igual que el radio atómico, la distancia entre el centro del núcleo del átomo y el electrón estable más alejado del mismo, pero haciendo referencia no al átomo, sino al ion. 
La estructura y la estabilidad de los sólidos iónicos dependen de manera crucial del tamaño de los iones.Éste determina tanto la energía de red del sólido como la forma en que los iones se empacan en el sólido.
El tamaño de un ion depende de: 
• Su carga nuclear.
• Número de electrones.
• Orbitales en los que residen los electrones de la capa exterior.  

Variación periódica
• Los iones positivos sencillos son siempre más pequeños que los átomos de los que
derivan y, al aumentar la carga positiva, su tamaño disminuye.
• Los iones sencillos cargados negativamente son siempre mayores que los átomos
de los que derivan. El tamaño aumenta con la carga negativa.
• Dentro de un grupo, las diferencias entre los radios atómicos e iónicos son muy
parecidas. Para iones con la misma carga, el tamaño aumenta conforme bajamos
por un grupo de la tabla periódica. Un aumento en el número cuántico principal
del orbital ocupado más externo de un ion, aumenta también el tamaño del ion así
como el del átomo del que deriva
 

3-POTENCIAL DE IONIZACIÓN



1 º Potencial de ionización:
Energía necesaria para arrancar un e- de un átomo aislado en fase gaseosa en su estado
fundamental y obtener un ion monopositivo gaseoso en su estado fundamental más un electrón sin energía cinética. Siempre se les asigna un valor positivo, por tratarse de una reacción endotérmica (abosorbe energía).

2º Potencial de ionización:
 Energía necesaria para arrancar a un ion monopositivo gaseoso en estado fundamental y
obtener un ion dipositivo en las mismas condiciones mas un electrón sin energía cinética.
Energía de ionización total  para llegar a un ion determinado es la suma de los  sucesivos
potenciales de ionización.

 Las energías de ionización miden, por tanto, la fuerza con que el átomo retiene sus
electrones. Energías pequeñas indican una fácil eliminación de electrones y por
consiguiente una fácil formación de iones positivos. 
 Los potenciales de ionización sucesivos para un mismo elemento crecen muy
deprisa, debido a la dificultad creciente para arrancar un electrón cuando existe
una carga positiva que le atrae y menos cargas negativas que le repelan. 
 
 El conocimiento de los valores relativos de las energías de ionización sirve para
predecir si un elemento tenderá a formar un compuesto iónico o covalente 

Variación periódica:
• Dentro de una familia, el aumento del número de electrones tiende a reducir
el potencial de ionización debido a los efectos combinados del tamaño y de
efecto pantalla. Al descender en un grupo, se obtienen átomos más
voluminosos en los que los electrones están menos retenidos, por lo que el
potencial de ionización decrecerá.
• En un periodo tiende a aumentar al hacerlo el número atómico. En principio,
la tendencia que cabria esperar es que al aumentar la carga nuclear efectiva y
no aumentar apenas el radio atómico, la energía de ionización sea cada vez
mayor.
• En cada segmento periódico, los gases nobles tienen las energías de ionización
más elevadas. Estos gases son elementos muy estables y sólo los más pesados de
ellos muestran alguna tendencia a unirse con elementos para dar compuestos.





4.-AFINIDAD ELECTRÓNICA
Energía desprendida en un proceso en el que un determinado átomo neutro gaseoso en estado fundamental, capta un electrón para dar un ion mononegativo gaseoso en estado fundamental.
Este proceso de captación de electrones suele ser   favorable (la atracción nuclear compensa la repulsión electrónica).
Las segundas, terceras, ... afinidades electrónicas son siempre energéticamente desfavorables. 
La energía total puesta en juego para pasar de un átomo neutro en estado fundamental y gaseoso a un ion negativo con n cargas es la suma de las afinidades electrónicas.
Variación periódica
 La variación de afinidad electrónica dentro del sistema periódico es similar a la
variación del potencial de ionización, aunque es mucho menos periódica. A partir
de estas dos propiedades se puede analizar hasta que punto un átomo neutro está
satisfecho con su número de electrones. A mayor potencial de ionización y
electroafinidad, mayor es la apetencia electrónica  (electronegatividad) de la
especie.

5.ELECTRONEGATIVIDAD
La electronegatividad de un elemento mide su tendencia a atraer hacia sí electrones, cuando está químicamente combinado con otro átomo. Cuanto mayor sea, mayor será su capacidad para atraerlos.
• Pauling la definió como la capacidad de un átomo en una molécula para atraer
electrones hacia así. Sus valores, basados  en datos termoquímicos, han sido
determinados en una escala arbitraria, denominada  escala de Pauling, cuyo
valor máximo es 4 que es el valor asignado al flúor, el elemento más
electronegativo. El elemento menos  electronegativo, el cesio, tiene una
electronegatividad de 0,7.
• La electronegatividad de un átomo en una molécula está relacionada con su
potencial de ionización y su electroafinidad.
• Un átomo con una afinidad electrónica muy negativa  y un potencial de
ionización elevado, atraerá electrones de otros átomos y además se resistirá a
dejar ir sus electrones ante atracciones externas; será muy electronegativo.
Variación periódica
• Las electronegatividades de los elementos representativos aumentan de izquierda a
derecha a lo largo de los periodos y de abajo a arriba dentro de cada grupo. 
• Las variaciones de electronegatividades de los elementos de transición no son tan
regulares. En general, las energías de ionización y las electronegatividades son
inferiores para los elementos de la zona inferior izquierda de la tabla periódica que
para los de la zona superior derecha. 
• El concepto de la electronegatividad es muy útil para conocer el tipo de enlace que
originarán dos átomos en su unión:
• El enlace entre átomos de la misma clase y de la misma electronegatividad es
apolar.
• Cuanto mayores sean las diferencias de electronegatividad entre dos átomos tanto
mayor será la densidad electrónica del orbital molecular en las proximidades del
átomo más electronegativo. Se origina un enlace polar.
• Cuando la diferencia de electronegatividades es suficientemente alta, se produce
una transferencia completa de electrones, dando lugar a la formación de especies iónicas.
La electronegatividad es una medida de la fuerza con la que un átomo atrae un par de
electrones de un enlace. Cuanto mayor sea la diferencia de electronegatividad entre
átomos implicados en un enlace más polar será éste.
Los compuestos formados por elementos con electronegatividades muy diferentes tienden
a formar enlaces con un marcado carácter iónico

 
5.1 CARÁCTER METÁLICO 



Se entiende por metal un elemento con pocos electrones en su última capa ( 1 ó 2) y
excepcionalmente (3 ó 4)  y gran tendencia a cederlos.
.
El no metal tendrá gran tendencia a la captación de electrones.  Por tanto a medida que descendemos en un grupo los electrones están “ más libres” , menos atrapados por el campo de atracción del núcleo y el carácter metálico aumentará.

Al avanzar hacia la derecha en un periodo la afinidad electrónica al aumentar, hace que el
átomo tenga tendencia a captar electrones (mayor electronegatividad), y por tanto el carácter metálico disminuirá

 

lunes, 21 de mayo de 2012

¿Es la materia continua o discontinua?

Si se especula acerca de la materia, cómo está constituida y el por qué de sus propiedades, podemos proponer dos alternativas extremas: la materia es continua ó discontinua.

Ahora bien, que significan estas dos proposiciones. Si suponemos que la materia es continua, cuando tomamos un lingote de oro y la fraccionamos en porciones cada vez menores, éstas tendrán siempre las mismas propiedades independientemente del tamaño que logremos alcanzar, por pequeño que éste sea. Por lo tanto las propiedades no dependerán del grado de subdivisión.
 Si suponemos que la materia es discontinua, estará formada por pequeñas unidades que serán los bloques constituyentes de la misma. Si continuamos el proceso de subdivisión en trozos cada vez menores, llegará un momento en el que alcanzaremos el tamaño de la unidad fundamental. Si persistimos en seguir dividiendo, las propiedades de la materia sufrirán un cambio drástico. Por otro lado, también podemos suponer que la materia es continua. Esto quiere decir que  que con nuestras manos o con instrumentos podemos cortar o subdividir trozos de materia en partes más y más pequeñas en un proceso cuyo límite, quizá sólo sea impuesto por los instrumentos, pero no por la propia materia.

Para comprender cual de las dos alternativas es más acertada, es preciso recordar que el contacto entre partículas (que componen a los átomos, que estos a su vez son  componentes de los elementos, y estos forman  la materia) no es directo, no es continuo. Existe una distancia entre los átomos, e incluso estudiando el propio átomo sabemos que los electrones están separados por una distancia del núcleo formados por protones y neutrones, y a su vez estos protones y neutrones están unidos por fuerzas nucleares fuertes y débiles, etc. (que no implican contacto entre partículas).
Otra idea que hay que tener presente es que podríamos dividir la materia hasta sus partículas más pequeñas (el átomo) ,pero si se sigue dividiendo, esta va a perder su identidad, ya que dejara de ser el elemento que representaba. Ya no va a ser el mismo. Sin embargo, si seguimos dividiendo hasta llegar a sus subunidades (protones, neutrones, electrones…), que también son divisibles (formadas por subpartículas atómicas como los quarks, neutrinos, bosones ), la mecánica cuántica nos dice que las partículas son en realidad ondas, y que cuanto mayor es la energía de una partícula, tanto menor es la longitud de onda de su onda correspondiente. Usando la dualidad onda – partícula, todo en el universo puede ser descrito en términos de partículas. Estas partículas tienen una propiedad llamada espín. Todas las partículas conocidas del universo se pueden dividir en dos grupos: partículas de espín 1/2 , las cuales forman la materia del universo, y partículas de espín 0, 1 y 2, las cuales dan lugar a las fuerzas entre las partículas materiales. 

Un descubrimiento clave en la especulación de la naturaleza discontinua de la materia es la introducción del término antimateria durante el siglo pasado. Destaca la teoría propuesta por Paul Dirac en 1928, la cual predijo que el electrón debería tener una pareja: el antielectrón o positrón (descubierto por Carl Anderson en 1932). En 1955, Emilio Segrè y Owen Chamberlain, descubrieron el antiprotón y el antineutrón. El antiprotón es un protón con carga negativa en vez de positiva; el antielectrón, una partícula identica al electrón, salvo por su carga positiva en vez de negativa. El antiprotón es tan evanescente como el positron, por lo menos en nuestro Universo. En una infima fracción de segundo después de su creación, la partícula desaparece (al igual que el antielectrón), arrastrada por algun núcleo normal cargado positivamente. Entonces, se aniquilan entre sí el antiprotón y un protón del núcleo, que se transforman en energía y partículas menores.El antielectrón,tiene una existencia indefinida. Aunque el promedio de 'vida' es de una millonésima de segundo, hasta que se encuentra con un electron, durante un momento relampagueante quedaran asociados el electrón y el positrón; ambas partículas girarán en torno a un centro de fuerza común. Pero la existencia de este sistema, como máximo, durará una diezmillonesima de segundo ya que se combinan el positrón y el electrón.
Ahora sabemos que cada partícula tiene su antipartícula con la que puede aniquilarse. Por lo que la división de la materia se detiene. Luego de haber presentado el concepto de subpartículas atómicas, el contacto indirecto entre partículas y la antimateria, podemos afirmar que LA MATERIA ES DISCONTINUA. 

domingo, 20 de mayo de 2012

Teorías Atomistas Griegas


Hasta donde sabemos, el universo entero está hecho de átomos, unas partículas tan diminutas que no las podemos detectar a simple vista. Hay miles de millones de átomos, unidos unos con otros, en la partícula más pequena de materia más pequeña que el ojo humno es capaz de percibir. ¡ De esta manera, el número de átomos que constituyen una computadora, un automóvil o una casa debe ser increíblemente enorme!
Los primeros en introducir el concepto de átomo fueron Demócrito y Leucipo en la antigua Grecia. Para ellos, todos los cuerpos materiales son agregados de innumerables partículas tan pequeñas que no son visibles por los ojos humanos, los llamaron átomos (del griego indivisibles). Creían que había cuatro clases diferentes de átomos: los átomos de la piedra, pesados y secos; los átomos de agua, pesados y húmedos; los átomos de aire, fríos y ligeros, y los átomos de fuego, fugitivos y calientes.Esta teoría que propuso Leucipo y Demócrito no tubo gran aceptación entre los filósofos griegos y romanos, así que el átomo fue olvidado ya que la teoría de que el universo estaba compuesto por cuatro elementos (tierra, agua, fuego y aire), resulto mucho más popular, aceptada y propagada por “eruditos”, como Aristóteles.
Aunque el concepto de átomo se maneja desde hace más de 2000 años, la mayoría de las personas dudaban de su existencia hasta hace unos 200 años ,con las teorías atomistas de personajes como Rutherford y Dalton, e inclusive muchas se negaron a aceptar esa idea hasta bien entrado el siglo XX. Debido al extraordinariamente minúsculo tamaño de los átomos, y a que nadie jamás había visto un átomo, a las personas se les hacía difícil creer que existían en efecto. Hoy en día sabemos que los átomos afectan todo cuanto hacemos, están tan presentes en nuestras vidas como el aire que respiramos. Todo está hecho de átomos, incluso nosotros mismos.
Existen alrededor de 100 elementos diferentes presentes en la Naturaleza, aquí en la Tierra, y, hasta donde sabemos, el universo entero está hecho de esos mismos 100 elementos. Demosle un vistazo a las teorías atomistas propuestas por los griegos hace aproximadamente 2 500 años :

Teorías Atomistas de Dalton, Thomson, Rutherford, Bohr y Schrödinger

¿En qué hechos se basaron Dalton, Thomson, Rutherford, Bohr y Schrödinger para la formulación de sus teorías?

John Dalton: tomó como punto de partida una serie de evidencias experimentales conocidas en su época:

ü  Las sustancias elementales no pueden descomponerse.

ü  Las sustancias, simples o compuestas, tienen siempre las mismas propiedades características.

ü  Los elementos no desaparecen al formarse un compuesto, pues se pueden recuperar por descomposición de éste.

ü  La masa se conserva en las reacciones químicas, que provenía de la Ley de conservación de la masa del químico francés Lavoisier.

ü  La proporción de los elementos que forman un compuesto es constante, que provenía de la Ley de las proporciones definidas del también químico francés Proust.

     La materia está formada por partículas pequeñísimas llamadas “átomos”. Estos átomos no se pueden dividir ni romper, no se crean ni se destruyen en ninguna reacción química, y nunca cambian. Los átomos de un mismo elemento son iguales entre sí, tienen la misma masa y dimensiones; por ejemplo, todos los átomos de hidrógeno son iguales. Por otro lado, los átomos de elementos diferentes, son diferentes; por ejemplo, los átomos de oxígeno son diferentes a los átomos de hidrógeno. Los átomos pueden combinarse para formar compuestos químicos. Por ejemplo, los átomos de hidrógeno y oxígeno pueden combinarse y formar moléculas de agua. Los átomos, al combinarse para formar compuestos guardan relaciones simples. Los átomos de elementos diferentes se pueden combinar en proporciones distintas y formar más de un compuesto. Por ejemplo, un átomo de carbono con uno de oxígeno forman monóxido de carbono, mientras que dos átomos de oxígeno con uno de carbono, forman dióxido de carbono.
Joshep John Thomson: realizó una serie de experimentos en tubos de rayos catódicos, que le condujeron al descubrimiento de los electrones. Thomson utilizó el tubo de rayos catódicos en tres diferentes experimentos.

En su tercer experimento (1897), Thomson determinó la relación entre la carga y la masa de los rayos catódicos, al medir cuánto se desvían por un campo magnético y la cantidad de energía que llevan. Encontró que la relación carga/masa era más de un millar de veces superior a la del ion Hidrógeno, lo que sugiere que las partículas son muy livianas o muy cargadas.

Las conclusiones de Thomson fueron audaces: los rayos catódicos estaban hechos de partículas que llamó "corpúsculos", y estos corpúsculos procedían de dentro de los átomos de los electrodos, lo que significa que los átomos son, de hecho, divisibles. Thomson imaginó que el átomo se compone de estos corpúsculos en un mar lleno de carga positiva; a este modelo del átomo, atribuido a Thomson, se le llamó el modelo de pudín de pasas.

Ernest Rutherford centró sus investigaciones en las características de las radiactividad, diseñando su famosa experiencia de bombardear láminas delgadas de distintas sustancias, utilizando como proyectiles las partículas alfa (α).

Realizó en 1911 una experiencia que supuso en paso adelante muy importante en el conocimiento del átomo. La experiencia de Rutherford consistió 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. Poseía información sobre el tamaño, masa y carga del núcleo, pero no tenía información alguna acerca de la distribución o posición de los electrones.

Niels Bohr se basó en el átomo de hidrógeno para hacer el modelo que lleva su nombre. Intentaba realizar un modelo atómico capaz de explicar la estabilidad de la materia y los espectros de emisión y absorción discretos que se observan en los gases. Describió el átomo de hidrógeno con un protón en el núcleo, y girando a su alrededor un electrón. El modelo atómico de Bohr partía conceptualmente del modelo atómico de Rutherford y de las incipientes ideas sobre cuantización que habían surgido unos años antes con las investigaciones de Max Planck y Albert Einstein. Debido a su simplicidad el modelo de Bohr es todavía utilizado frecuentemente como una simplificación de la estructura de la materia. En este modelo los electrones giran en órbitas circulares alrededor del núcleo, ocupando la órbita de menor energía posible, o la órbita más cercana posible al núcleo. El modelo de Bohr funcionaba muy bien para el átomo de hidrógeno.
Erwin Schrödinger se basa en la solución de la ecuación de Schrödinger para un potencial electrostático con simetría esférica, llamado también átomo hidrogenoide. En este modelo los electrones se contemplaban originalmente como una onda estacionaria de materia cuya amplitud decaía rápidamente al sobrepasar el radio atómico.

¿En qué consistían sus modelos atómicos?
El modelo atómico de Dalton, fue el primer modelo atómico con bases científicas, formulado en 1808 . Para Dalton los átomos eran esferas macizas.
Dalton explicó su teoría formulando una serie de enunciados simples:
·         La materia está formada por partículas muy pequeñas llamadas átomos, que son indivisibles y no se pueden destruir.
·         Los átomos de un mismo elemento son iguales entre sí, tienen su propio peso y cualidades propias. Los átomos de los diferentes elementos tienen pesos diferentes.
·         Los átomos permanecen sin división, aún cuando se combinen en las reacciones químicas.
·         Los átomos, al combinarse para formar compuestos guardan relaciones simples.
·         Los átomos de elementos diferentes se pueden combinar en proporciones distintas y formar más de un compuesto. Los compuestos químicos se forman al unirse átomos de dos o más elementos distintos.
El modelo atómico de Thomson, es una teoría sobre la estructura atómica propuesta en 1904 por Joseph John Thomson, descubridor del electrón en 1897, mucho antes del descubrimiento del protón y del neutrón. En dicho modelo, el átomo está compuesto por electrones de carga negativa en un átomo positivo, como un budín de pasas. Se pensaba que los electrones se distribuían uniformemente alrededor del átomo. En otras ocasiones, en lugar de una sopa de carga negativa se postulaba con una nube de carga positiva.
Dicho modelo fue rebatido tras el experimento de Rutherford, cuando se descubrió el núcleo del átomo.

El modelo atómico de Rutherford es una teoría sobre la estructura interna del átomo propuesto por el químico y físico británico neozelandés Ernest Rutherford para explicar los resultados de su "experimento de la lámina de oro", realizado en 1911.
El modelo de Rutherford fue el primer modelo atómico que consideró al átomo formado por dos partes: la "corteza", constituida por todos sus electrones, girando a gran velocidad alrededor de un "núcleo", muy pequeño, que concentra toda la carga eléctrica positiva y casi toda la masa del átomo.
El modelo atómico de Bohr es un modelo clásico del átomo, pero fue el primer modelo atómico en el que se introduce una cuantización a partir de ciertos postulados. Fue propuesto en 1913 por el físico danés Niels Bohr, para explicar cómo los electrones pueden tener órbitas estables alrededor del núcleo y por qué los átomos presentaban espectros de emisión característicos . Además el modelo de Bohr incorporaba ideas tomadas del efecto fotoeléctrico, explicado por Albert Einstein en1905.  
El modelo atómico de Schrödinger concebía originalmente los electrones como ondas de materia. Así la ecuación se interpretaba como la ecuación ondulatoria que describía la evolución en el tiempo y el espacio de dicha onda material.
Más tarde Max Born propuso una interpretación probabilística de la función de onda de los electrones. Esa nueva interpretación es compatible con los electrones concebidos como partículas cuasi puntuales cuya probabilidad de presencia en una determinada región viene dada por la integral del cuadrado de la función de onda en una región. Es decir, en la interpretación posterior del modelo, éste era modelo probabilista que permitía hacer predicciones empíricas, pero en el que la posición y la cantidad de movimiento pueden conocerse simultáneamente, por el principio de incertidumbre. Así mismo el resultado de ciertas mediciones no están determinadas por el modelo, sino sólo el conjunto de resultados posibles y su distribución de probabilidad.
¿Cuáles eran las limitaciones de sus modelos atómicos?
Limitaciones del modelo atómico de Dalton:
En un principio, Dalton dijo que la materia estaba formada por átomos, es decir, por partículas indivisibles e inalterables. Pero al descubrirse la existencia de las partículas subátomicas, se comprobó que el átomo no era indivisible. A pesar de que la teoría de Dalton era errónea, significó un avance muy importante en el camino de la comprensión de la materia. Además, la aceptación del modelo de Dalton no fue inmediata, y durante bastantes años muchos científicos se resistieron a reconocer la existencia del átomo.
Limitaciones del modelo atómico de Thomson:
Según el modelo de Thomson, los átomos están constituidos por una distribución de carga y masa regular, y éstos están unidos unos con otros formando la sustancia. Es decir, la sustancia debería poseer una estructura interna homogénea y, por tanto, las partículas al atravesarla deberían tener un comportamiento uniforme. Tras los experimentos de Rutherford, y tras el descubrimiento de las partículas subatómicas se vio que lo dicho por Thomson no se cumplía.
        Por otro lado, aunque Thomson explicó la formación de iones, dejó sin explicación la existencia de las otras reacciones.
Limitaciones del modelo atómico de Rutherford:
Rutherford propuso que los electrones orbitarían en ese espacio vacío alrededor de un minúsculo núcleo atómico, situado en el centro del átomo. Además se abrían varios problemas nuevos que llevarían al descubrimiento de nuevos hechos y teorías al tratar de explicarlos:
Por un lado se planteó el problema de cómo un conjunto de cargas positivas podían mantenerse unidas en un volumen tan pequeño, hecho que llevó posteriormente a la postulación y descubrimiento de la fuerza nuclear fuerte, que es una de las cuatro interacciones fundamentales.
Por otro lado existía otra dificultad proveniente de la electrodinámica clásica que predice que una partícula cargada y acelerada, como sería el caso de los electrones orbitando alrededor del núcleo, produciría radiación electromagnética, perdiendo energía y finalmente cayendo sobre el núcleo. Las leyes de Newton, junto con las ecuaciones de Maxwell del electromagnetismo aplicadas al átomo de Rutherford llevan a que en un tiempo del orden de  s, toda la energía del átomo se habría radiado, con la consiguiente caída de los electrones sobre el núcleo. Se trata, por tanto de un modelo físicamente inestable, desde el punto de vista de la física clásica.
Limitaciones del modelo atómico de Bohr:
No podía justificar el desdoblamiento de niveles como subniveles en el espectro de emisión del Hidrógeno. Sommerfeld, perfeccionó el modelo de Borh, considerando que las órbitas también podían ser circulares, para lo cual necesitó un segundo número cuántico con lo que explico el efecto Zeeman.
Aunque el modelo Bohr-Sommerfeld era bueno para el hidrógeno y demás átomos con un solo electrón (como el He+), no lo era para el resto de elementos, puesto que no justificaba sus espectros atómicos ni sus propiedades atómicas.
El modelo de Bohr, mezcla de mecánica cuántica y mecánica clásica, dio pie a  un modelo mucho más sofisticado: el modelo mecánico cuántico.


Limitaciones del modelo atómico de Schrodinger:
Si bien el modelo de Schrödinger describe adecuadamente la estructura electrónica de los átomos, resulta incompleto en otros aspectos:


      ·         El modelo de Schrödinger en su formulación original no tiene en cuenta el espín de los electrones, esta deficiencia es corregida por el modelo de Schrödinger-Pauli.
·         El modelo de Schrödinger ignora los efectos relativistas de los electrones rápidos, esta deficiencia es corregida por la ecuación de Dirac que además incorpora la descripción del espín electrónico.
·         El modelo de Schrödinger si bien predice razonablemente bien los niveles energéticos, por sí mismo no explica porqué un electrón en un estado cuántico excitado decae hacia un nivel inferior si existe alguno libre. Esto fue explicado por primera vez por la electrodinámica cuántica y es un efecto de la energía del punto cero del vacío cuántico.