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1808

John Dalton
Durante el s.XVIII y principios del XIX algunos científicos habían investigado distintos aspectos de las reacciones químicas, obteniendo las llamadasleyes clásicas de laQuímica.


La imagen del átomo expuesta por Dalton en su teoría atómica, para explicar estas leyes, es la de minúsculas partículas esféricas, indivisibles e inmutables,
iguales entre sí en cadaelemento químico.


1897

J.J. Thomson
Demostró que dentro de los átomos hay unas partículas diminutas, con carga eléctrica negativa, a las que se llamó electrones.


De este descubrimientodedujo que el átomo debía de ser una esfera de materia cargada positivamente, en cuyo interior estaban incrustados los electrones.
(Modelo atómico de Thomson.)


1911

E. Rutherford
Demostró quelos átomos no eran macizos, como se creía, sino que están vacíos en su mayor parte y en su centro hay un diminuto núcleo.


Dedujo que el átomo debía estar formado por una corteza con los electronesgirando alrededor de un núcleo central cargado positivamente.
(Modelo atómico de Rutherford.)


1913

Niels Bohr
Espectros atómicos discontinuos originados por la radiación emitida por losátomos excitados de los elementos en estado gaseoso.


Propuso un nuevo modelo atómico, según el cual los electrones giran alrededor del núcleo en unos niveles bien definidos.
(Modelo atómico deBohr.)



Enlace iónico: este enlace se da con la atracción electroestática de átomos que poseen cargas eléctricas cuyos signos son contrarios. Para que se realice este enlace, necesariamente uno delos elementos debe cederle electrones a otro. Generalmente, los enlaces iónicos se dan entre un metal que cede electrones y un no metal. El primero es electropositivo y el segundo electronegativo.Estos enlaces se caracterizan por poseer elevados puntos de ebullición y fusión, suelen ser solubles y, en soluciones acuosas o fundidos, conducen electricidad aunque no en estado sólido.
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