Modelos Atómicos Grupo: 703. Ing. Quimica

2. Nombre del alumno: Medina Morales Alma Iveth
Cuatrimestre: Septimo
Asignatura: Física para ingeniería
Docente:
Actividad:
M.A Sarai Nintai Orozco
Gracia
Resultado de Aprendizaje III
Universidad tecnológica del sureste de
Veracruz

3. Indice
Introducción………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………..5
Concepto……………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………….6
¿Qué es?.....................................................................................................................................................................7
Estructura …………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………….8
La corteza …………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………….9
El núcleo ……………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………..10
Historia de átomo ……………………………………………………………………………………………………………………………………………………11
H.…………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………......12
Modelo de Dalton …………………………………………………………………………………………………………………………………………………….16
“Descubrimiento del electròn” …………………………………………………………………………………………………………………………17
Modelo de Thompson …………………………………………………………………………………………………………………………………………...18
…………………………………………………………………………………………………………………………….. …………………………………………………………..19
Inconvenientes ………………………………………………………………………………………………………………………………………………………….20

4. “Descubrimiento del protón”…………………………………………………………………………………………………………………………..21
Modelo de Rutherford……………………………………………………………………………………………………………………………………….25
Experimento de Rutherford……………………………………………………………………………………………………………………………23
Descubrimiento del neutron…………………………………………………………………………………………………………………………..28
Características de los espectros átomicos ……………………………………………………………………………………………...29
Modelo de Borh…………………………………………………………………………………………………………………………………………………....31
Exitos e Inconvenientes……………………………………………………………………………………………………………………………….….33
Modelo mecano-cuantico ………………………………………………………………………………………………………………………….…..34
Orbitales …………………………………………………………………………………………………………………………………………………………….….36
Números cánticos ……………………………………………………………………………………………………………………………………….…….38
Conclusión ……………………………………………………………………………………………………………………………………………………..…….41
Bibliografia …………………………………………………………………………………………………………………………………………………..………42

5. Introducción
En este material se muestra la relación que existe entre el descubrimiento de las partículas
subatómicas y el proceso a través del cual se han propuesto modelos para ayudar a
comprender y explicar los fenómenos y experimentos que se realizaban en la época, así como
sus limitaciones. Como se deriva directamente de su nombre, la física atómica y la física
nuclear nacen del estudio de los átomos y sus propiedades.
☀ Nota: Los modelos son representaciones hipotéticas que nos ayudan a entender el
comportamiento de las manifestaciones del entorno que nos rodea. Comprenderás que la
ciencia es dinámica y que siempre habrá expresiones de la naturaleza que necesitan
interpretarse.

6. Concepto

7. — ¿Qué es?
Es la cantidad mínima de un elemento químico que mantiene sus propiedades, que esta
compuesto de un núcleo con protones y neutrones y de electrones orbitales en un
número característico para cada elemento.

8. Estructura

9. La corteza esta formada por una nube de electrones que giran
alrededor del núcleo.
Bohr en su modelo atómico afirmó que los electrones
corticales giran en una serie de órbitas permitidas llamadas
capas o niveles definidos de energía.
La corteza

10. La corteza esta formada por una nube de electrones que giran
alrededor del núcleo.
Bohr en su modelo atómico afirmó que los electrones
corticales giran en una serie de órbitas permitidas llamadas
capas o niveles definidos de energía.
El núcleo

11. Historia del Átomo

12. Historia de átomo

16. Modelo de Dalton.
o Basado en su modelo, Dalton llegó a determinar, aunque con
bastante imprecisión, los pesos atómicos de algunas
sustancias. Sin embargo, los positivistas más duros del s. XIX,
dumas (1800-1884) y berthelot (1827 -1907) atacaron
fuertemente a Dalton, puesto que no se podía aceptar la
existencia de un objeto sin evidencia del mismo.
o A partir de los postulados de Dalton los átomos dejaron de ser
algo extraño para la Ciencia. Por primera vez se elaboraba una
teoría atómica acerca de la materia, apoyada en la balanza.

17. “Descubrimiento
del electròn”
El 30 de abril de 1897, Joseph John Thomson (1856-1940) anunció el
descubrimiento del electrón (aunque él no lo llamó así, lo llamó
corpúsculo) en una conferencia impartida en la Royal Institution en
Londres.
☀El físico J. J. Thomson realizó experiencias en tubos de descarga de gases.
Observó que se emitían unos rayos desde el polo negativo hacia el positivo, los
llamó rayos catódicos. Al estudiar las partículas que formaban estos rayos se
observó que eran las mismas siempre, cualquiera que fuese el gas del interior
del tubo. Por tanto, en el interior de todos los átomos existían una o más
partículas con carga negativa llamadas electrones.

18. Modelo de
Thompson

19. El físico J. J. Thomson propuso, en 1904, que la mayor parte
de la masa del átomo correspondería a la carga positiva, que
ocuparía la mayor parte del volumen atómico. Thomson
imaginó el átomo como una especie de esfera positiva continua
en la que se encuentran incrustados los electrones.
El modelo de Thomson fue bastante valorado ya que era capaz
de explicar los siguientes fenómenos:
☀ La electrización: el exceso o defecto de electrones que tenga
un cuerpo es el responsable de su carga negativa o positiva.

20. Inconvenientes
I. Las predicciones del Modelo de Thomson resultaban incompatibles con los
resultados del experimento de Rutherford, que sugería que la carga positiva
estaba concentrada en una pequeña región en el centro del átomo, que es lo
que se conoció como núcleo atómico.
La formación de iones: Un ion es un átomo que ha ganado o perdido uno o más
electrones. Los electrones se pierden o se ganan con relativa facilidad, de
manera que su número dentro del átomo puede variar, mientras que el número
de protones es fijo siempre para cada átomo.

21. “Descubrimiento
del protón”
El físico alemán E. Goldstein realizó algunos experimentos con un tubo de rayos
catódicos con el cátodo perforado. Observó unos rayos que atravesaban al
cátodo en sentido contrario a los rayos catódicos. Recibieron el nombre de rayos
canales.
El estudio de estos rayos determinó que estaban formados por partículas de
carga positiva y que tenían una masa distinta según cual fuera el gas que estaba
encerrado en el tubo.

22. Esto aclaró que las partículas salían del seno del gas y no del electrodo positivo. Al
experimentar con hidrógeno se consiguió aislar la partícula elemental positiva o protón,
cuya carga es la misma que la del electrón pero positiva y su masa es 1837 veces mayor

23. Experimento de
Rutherford

24. En 1911, E. Rutherford y sus colaboradores
bombardearon una fina lámina de oro con
partículas alfa (positivas), procedentes de un
material radiactivo, a gran velocidad. El
experimento permitió observar el siguiente
comportamiento en las partículas lanzadas:
La mayor parte de ellas atravesaron la lámina
sin cambiar de dirección, como era de esperar.
Algunas se desviaron considerablemente. Unas
pocas partículas rebotaron hacia la fuente de
emisión.
El comportamiento de las partículas no podía ser
explicado con el modelo de Thomson, así que
Rutherford lo abandonó y sugirió otro basado en el
átomo nuclear.
En el Modelo de Rutherford la carga positiva está
concentrada en un núcleo central, de manera que
las partículas positivas que pasan muy cerca de él,
se desvían bastante de su trayectoria inicial y sólo
aquellas pocas que chocan directamente con el
núcleo regresan en la dirección de la que proceden.

25. ☀ El Modelo de Rutherford establece que:
El átomo tiene una zona central o núcleo donde se encuentra la carga total positiva (la de los
protones) y la mayor parte de la masa del átomo, aportada por los protones y neutrones. Además
presenta una zona externa o corteza donde se hallan los electrones, que giran alrededor del
núcleo.

26. La carga positiva de los protones es compensada con la carga negativa de los electrones, que se
hallan fuera del núcleo. El núcleo contiene, por tanto protones en un número igual al de
electrones de la corteza.
El átomo estaba formado por un espacio fundamentalmente vacío, ocupado por electrones que
giran a gran velocidad alrededor de un núcleo central muy denso y pequeño.

27. Inconvenientes
☀ Incapaz de predecir los espectros atómicos.
Fiscamente inestable
☀ Si el electrón estaba quieto
debería ser atraído por el
núcleo y finalmente colapsar
con el.
☀ Si se movía describiendo
órbitas, las teoría
electromagnética predecía
que iría perdiendo energía y
finalmente caer.

28. Descubrimiento del neutròn
•Se comprobó que la masa de protones y electrones no
coincidía con la masa total del átomo; por tanto, el físico E.
Rutherford supuso que tenía que haber otro tipo de
partícula subatómica en el interior de los átomos.
Estas partículas se descubrieron en 1932 por el físico J.
Chadwick. Al no tener carga eléctrica recibieron el
nombre de neutrones. El hecho de no tener carga
eléctrica hizo muy difícil su descubrimiento. Los
neutrones son partículas sin carga y de masa algo mayor
que la masa de un protón.

29. Caracteristicas de
los espectros
átomicos

30. I. Si el mismo elemento, también en estado de gas, recibe radiación electromagnética, absorbe
en ciertas frecuencias del visible, precisamente las mismas en las que emite cuando se
estimula mediante calor. Este será su espectro de absorción.
II. sirve para identificar cada uno de los elementos de la tabla periódica, por simple visualización y
análisis de la posición de las líneas de absorción o emisión en su espectro.
III. Los espectros de absorción y de emisión resultan ser, pues, el negativo uno del otro.
IV. La espectroscopía es un medio de suma utilidad para analizar la composición de una sustancia
desconocida.
Estas características se manifiestan ya se trate de un elemento puro o bien combinado con otros
elementos, por lo que se obtiene un procedimiento bastante fiable de identificación.

31. Modelo de
Borh.

32. Modelo de Bohr.
Niels Bohr (1885-1962) físico danés,
propuso dar una explicación de por
qué los elementos presentaban los
espectros de emisión y absorción y
por qué eran diferentes unos de otros,
para ello retomó los trabajos de Max
Planck acerca de los cuantos o
fotones y de Gustav Kirckhoff quien
estudió el color que emitía la flama del
mechero cuando quemaba algunas
sustancias.
El Modelo atómico de Bohr Postula que
los electrones de un átomo se
encuentran girando alrededor del núcleo
en órbitas circulares, ocupando cada uno
de ellos la órbita de menor energía
posible, o sea, la más cercana al núcleo.
Este modelo resolvió los problemas que
se le observaban al modelo atómico de
Rutherford, sin embargo, surgían nuevos
problemas en el análisis de este nuevo
modelo.

33. Exitos
Inconvenientes
I. Justifica la estabilidad del átomo
II. Introduce el concepto de niveles de energía, lo que permite explicar el
espectro atómico del hidrogeno mediante la hipótesis de los saltos
electrónicos.
III. Relaciona las propiedades químicas de los elementos con su
estructura electrónica.
● Los resultados para los átomos poli electrónicos eran defectuoso.
● Falta de coherencia.

34. Modelo
mecano-cuantico

35. ¿Què es?
Se deriva formalmente de aplicar la ecuación de Schrödinger al átomo. En su forma más
simplificada esta ecuación se puede escribir así: HΨ = EΨ, donde el término H representa a la
energía cinética y la energía potencial del sistema, Ψ es la función de onda, y E, la energía de dicho
sistema.
El modelo mecano cuántico surgió alrededor de 1925, como resultados de los trabajos realizados
por diversos investigadores. Este modelo nos permite explicar la composición del átomo y algunos
fenómenos físicos de las partículas que lo constituyen.

36. Orbitales
Son regiones de espacio en la nube electrónica donde existe la máxima probabilidad de hallar
un electrón, como no se puede conocer la trayectoria de los electrones, se calcula la zona de
probabilidad de hallarlo, al término más apropiado es REEMPE.
En un orbital como máximo puede haber dos electrones, si éste se halla apareado,
necesariamente los dos electrones tendrán SPIN diferente.
Un orbital energético se halla constituido de 1 o más orbitales.

37. o ORBITAL DE TIPO p
Posee una simetría de esfera achatada la orientación esta dada por el eje
cartesiano.
o ORBITAL DE TIPO d
Posee una simetría elíptica y 5 tipos de orbitales d.
o ORBITAL DE TIPO f
Posee una simetría elíptica y 7 tipos de orbitales f.

38. Números cánticos
La distribución de los electrones alrededor del núcleo
obedece a una serie de reglas que se traducen en un
modelo matemático que reconoce 4 números cuánticos:
1. Número cuántico principal
(n):
Corresponde a los niveles de energía. Estos niveles aumentan de tamaño a medida que
nos alejamos del núcleo. Posee valores n=1, 2, 3, 4, 5, 6,...

39. Representa la existencia de subniveles de
energía dentro de cada nivel. Se calculan
considerando l = 0, 1, 2, 3, 4
Representa la orientación de los orbitales
y se calcula m=+/- l.
2. Número cuántico secundario
(l):
3. Número magnético (m):

40. 4. Número de spin (s):
Indica la cantidad de electrones presentes en un orbital y el tipo de giro de los electrones,
habiendo dos tipos +1/2 y -1/2. En cada tipo de suborbital cabe máximo 2 electrones y estos
deben tener spines o girpos opuestos.

41. Conclusión
En la presente investigación se realizó una retroalimentación a los temas vistos por lo que la
evolución de los modelos físicos de átomo fue impulsado por los datos experimentales. El modelo de
Rutherford, en el cual los electrones se mueven alrededor de un núcleo positivo muy denso ,
explicaba los resultados del experimento de dispersión, pero no el motivo. Bohr partió del modelo de
Rutherford pero postuló que los electrones sólo puede moverse en determinadas orbitas; su modelo
explicaba ciertas características de la emisión discreta del átomo de hidrogeno, pero fallaba en otros
elementos.
A modo de conclusión del trabajo resulta importante destacar la bondad del modelo de Bohr
aplicado a átomos mono electrónicos Finalmente, su simplicidad y su alto grado de aplicabilidad.
Lla complejidad de los elementos químicos que abundan en la naturaleza hace que los iones y
átomos isoeléctricos con el átomo de hidrógeno. Por lo que este trabajo cumplió con cada uno de los
temas requeridos y subtemas.

42. Bibliografia
I. Ayluardo, B. (1999). Fundamentos de la física. México: McGraw-Hill.
II. Bravo, J. (2001). Principios de Física I. Conceptos Básicos. México: Grupo Editorial
Éxodo.
III. García, M. et al. (2009). Paquete de Evaluación: Instrumentos de Evaluación Formativa
y Continua para Física I. México: UNAM-CCH.
IV. Garritz, A. y Chamizo, J. (2001). Tú y la Física. México: Pearson.
V. Eisberg, R.M y Resnick R. (1989) Física cuántica: átomos, moléculas, sólidos y
partículas, Ed. Limusa México, 1º ed..
VI. Rutherford, E. (1911). The scattering of α and β particles by matter and the structure of
the atom. Philosophical Magazine Series 6, 21(125), pp. 669-688.
VII. Sommerfeld, A. (1915). Ber. Akad. München, pp. 425-459; (1916) p. 131; (1917) p. 83.
VIII. Sommerfeld, A. (1916). Annalen der Physik. 51, p. 1