Hola profe buenas tardes

1. EVOLUCION DE LOS MODELOS ATOMICOS.
NOMBRE: AXEL DAVID VELASQUEZ MARTINEZ.
MATERIA: FISICA PARA INGENIERIA.
DOCENTE: ING. SARAI NINTAI
CARRERA: MECATRONICA
CUATRIMESTRE: SEPTIMO CUATRIMESTRE
GRUPO: 701
Universidad Tecnológica del Sureste de Veracruz
ING. MECATRONICA

2. Indice.
Introducción........................................................................................................................................ 3
Concepto de átomo y estructura. ....................................................................................................... 4
Historia del átomo............................................................................................................................... 5
Modelo atómico de dalton.................................................................................................................. 6
Principios básicos del modelo atómico de Dalton................................................................... 6
Experimentos que condujeron al descubrimiento del electrón. ........................................................ 7
El modelo de Tompson y sus inconvenientes. .................................................................................... 9
Descubrimiento del Protón............................................................................................................... 11
Experimento de Rutherford. ............................................................................................................. 12
Modelo de Rutherford. Inconvenientes............................................................................................ 13
Descubrimiento del neutrón............................................................................................................. 14
Características generales de los espectros atómicos........................................................................ 15
Modelo de Borh. Éxitos e inconvenientes......................................................................................... 16
Modelo mecano-cuántico. Orbitales y números cuánticos. ............................................................. 17
Conclusión......................................................................................................................................... 19
Bibliografía: ....................................................................................................................................... 20

3. Introducción.
El átomo es muy importante en la composición de la materia ya que es la unidad
más pequeña posible de un elemento químico, ósea, es la base de la formación de
todas las moléculas. La palabra átomo se empleaba para referirse a la parte
de materia más pequeño que podía concebirse. En física y química, átomo es la
unidad mas pequeña de un elemento químico que mantiene propiedades, y que no
es posible dividir mediante procesos químicos.
En el siguiente trabajo veremos evolución histórica del modelo de átomo, desde el
modelo de Dalton hasta el modelo actual de la mecánica cuántica. resumido en una
investigación tomando en cuenta algunos puntos importantes y relevantes que
pueden ser de importancia para tomar en cuenta y poder así tener más
conocimiento de esta pequeña pero no menos importante partícula.

4. Concepto de átomo y estructura.
Definición de átomo
Definimos átomo como la partícula más pequeña en que un elemento puede ser
dividido sin perder sus propiedades químicas.
El origen de la palabra proviene del griego, que significa indivisible. En el momento
que se bautizaron estas partículas se creía que efectivamente no se podían dividir,
aunque hoy en día sabemos que están formados por partículas aún más pequeñas.
Estructura y partes del átomo
El àtomo está compuesto por tres subpartículas:
• Protones, con carga positiva.
• Neutrones, sin carga eléctrica (o carga neutra).
• Electrones, con carga negativa.
A su vez, se divide en dos partes:
• El núcleo. Formado por neutrones y protones.
• La corteza. Formada únicamente por electrones.
Los protones, neutrones y electrones son las partículas subatómicas que forman
la estructura atómica. Lo que les diferencia entre ellos es la relación que se
establecen entre ellas.
Los electrones son las partículas subatómicas más ligeras. Los protones, de carga
positiva, pesan unas 1.836 veces más que los electrones. Los neutrones, los únicos
que no tienen carga eléctrica, pesan aproximadamente lo mismo que los protones.

5. Los protones y neutrones se encuentran agrupados en el núcleo atómico. Por este
motivo también se les llama nucleones. La energía que mantiene unidos los
protones y los neutrones es la energía nuclear.
Por lo tanto, el núcleo atómico, tiene una carga positiva (la de los protones) en la
que se concentra casi toda su masa.
Por otra parte, alrededor del núcleo hay un cierto número de electrones, cargados
negativamente. La carga total del núcleo (positiva) es igual a la carga negativa de
los electrones, de modo que la carga eléctrica total es neutra.
Historia del átomo
El conocimiento del átomo, como todo conocimiento científico, nace de la
curiosidad del hombre por comprender lo que le rodea en su naturaleza y en su
funcionamiento. Por explicarse los fenómenos naturales.
Los filósofos griegos discutieron mucho sobre la naturaleza de la materia y
concluyeron que el mundo debía ser más sencillo de lo que parecía.
En el siglo V a.C. Leucipo sostenía que todas las formas de materia debían estar
constituidas por un mismo tipo de elemento que adoptaba formas
diferentes. Sostenía, además, que si dividíamos la materia en partes cada vez más
pequeñas, acabaríamos encontrando una porción que no se podría seguir
dividiendo. Un discípulo suyo, aunque hay quien piensa que podrían ser el
mismo, Demócrito, bautizó a estas partes indivisibles e infinitas de materia con el
nombre de átomos, término que en griego significa “que no se puede dividir”, y que
siempre estarían en movimiento y rodeadas de vacío.
Unos años más tarde Empédocles (siglo IV a.C.) estableció que la materia estaba
formada por 4 elementos: tierra, agua, aire y fuego.
Aristóteles (siglo III a.C.)agregó el “éter” como quintaesencia, negó la existencia
de los átomos de Demócrito y reconoció la teoría de los 4 elementos, la cual, gracias
a su prestigio y al posterior de Platón , se mantuvo vigente en el pensamiento de la
humanidad, perdurando a través de la Edad Media y el Renacimiento. Hoy sabemos
que aquellos 4 elementos iniciales no forman parte de los 106 elementos químicos
actuales.
En 1808, John Dalton publicó su teoría atómica, que retomaba las antiguas ideas
de Leucipo y Demócrito. Según la teoría de Dalton:
1. Los elementos están formados por partículas discretas, diminutas e
indivisibles, llamadas átomos, que no se alteran en los cambios químicos.

6. 2. Los átomos de un mismo elemento son todos iguales entre sí en masa,
tamaño y en el resto de las propiedades físicas o químicas. Por el contrario,
los átomos de elementos diferentes tienen distinta masa y propiedades.
3. Los compuestos se forman por la unión de átomos de los correspondientes
elementos según una relación numérica sencilla y constante. Por ejemplo, el
agua está formada por 2 átomos del elemento hidrógeno y 1 átomo del
elemento oxígeno.
Hoy sabemos que ninguno de estos tres puntos es completamente cierto; sin
embargo, Dalton contribuyó enormemente a entender cómo estaba formada la
materia.
Modelo atómico de dalton
Principios básicos del modelo atómico de Dalton.
1. Toda la materia está hecha de átomos.
Absolutamente todo lo que conocemos está hecho de átomos tanto en la
tierra como en el universo conocido. Cada uno de los elementos está hecho
de átomos.
2. Los átomos son indivisibles e indestructibles.
Dalton pensaba que los átomos eran las partículas más pequeñas de la
materia y eran químicamente indestructibles.

7. 3. Todos los átomos de un elemento dado son idénticos .
Para un elemento determinado, todos sus átomos tienen la misma masa y
las mismas características.
4. Los átomos de diferentes elementos varían en masa y propiedades.
Cada elemento tiene átomos de características y masa diferentes.
5. Los compuestos están formados por una combinación de dos o más
tipos diferentes de átomos.
Un compuesto determinado siempre tiene los mismos tipos de átomos
combinados y en las mismas proporciones.
6. Una reacción química es una reorganización de átomos.
Las reacciones químicas son el resultado de una separación, unión o
reorganización de átomos. Sin embargo, los átomos de un elemento nunca
cambian a átomos de otro elemento como resultado de una reacción química.
Experimentos que condujeron al descubrimiento del
electrón.
A finales del siglo, el físico J.J. Thomson comenzó a experimentar con tubos de
rayos catódicos. Los tubos de rayos catódicos son tubos de vidrio sellados en los
que se ha extraído la mayor parte del aire. Al aplicar un alto voltaje entre los
electrodos, que se encuentran uno a cada lado del tubo, un rayo de partículas fluye
del cátodo (el electrodo negativamente cargado) al ánodo (el electrodo
positivamente cargado). Los tubos se llaman "tubos de rayos catódicos" porque el
rayo de partículas o "rayo catódico" se origina en el cátodo. El rayo puede ser
detectado al pintar el extremo del tubo correspondiente al ánodo con un material
conocido como fósforo. Cuando el rayo catódico lo impacta, el fósforo produce una
chispa o emite luz.

8. Un diagrama de un tubo de rayos catódicos.
Un diagrama del tubo de rayos catódicos de J.J. Thomson. El rayo se origina en el
cátodo y pasa a través de una rendija en el ánodo. El rayo catódico se desvía de la
placa cargada negativamente, hacia la placa cargada positivamente. La cantidad
por la cual un campo magnético desvía el rayo ayudó a Thomson a determinar la
razón entre la masa y carga de las partículas que lo conforman.
Para verificar las propiedades de las partículas, Thomson colocó el tubo de rayos
catódicos entre dos placas con cargas opuestas, y observó que el rayo se desviaba,
alejándose de la placa cargada negativamente y acercándose a la placa cargada
positivamente. De este hecho infirió que el rayo estaba compuesto de partículas
negativamente cargadas.
Thomson también colocó dos imanes a cada lado del tubo, y observó que el campo
magnético también desviaba el rayo catódico. Los resultados de este experimento
ayudaron a Thomson a determinar la razón masa a carga de las partículas del rayo
catódico, que lo llevó a un descubrimiento fascinante -−minusla masa de cada
partícula era mucho, mucho menor que la de todo átomo conocido—. Thomson
repitió su experimento con electrodos hechos de diferentes metales, y encontró que
las propiedades del rayo catódico permanecían constantes, sin importar el material
del cual se originaban. De esta evidencia, Thomson concluyó lo siguiente:
El rayo catódico está compuesto de partículas negativamente cargadas.
Las partículas deben existir como partes del átomo, pues la masa de cada partícula
es tan grande de la masa de un átomo de hidrógeno.
Estas partículas subatómicas se encuentran dentro de los átomos de todos los
elementos.
Mientras que al principio fueron controversiales, los científicos gradualmente
aceptaron los descubrimientos de Thomson. Con el tiempo, sus partículas de rayo
catódico adquirieron un nombre más familiar: electrones. El descubrimiento de los
electrones refutó parte de la teoría atómica de Dalton, que suponía que los átomos
eran indivisibles. Para explicar la existencia de los electrones se necesitaba un
modelo atómico completamente nuevo.

9. El modelo de Tompson y sus inconvenientes.
Thomson sabía que los átomos tenían una carga total neutra. Por lo tanto, razonó
que debía haber una fuente de carga positiva dentro del átomo que balanceara la
carga negativa de los electrones. Esto llevó a Thomson a proponer que los átomos
podían describirse como cargas negativas flotando en una sopa de carga positiva
difusa. A menudo llamamos modelo de budín de pasas del átomo a este modelo,
debido al hecho de que su descripción es muy similar a un budín de pasas, un postre
inglés muy popular (observa la imagen a continuación).
Dado lo que ahora sabemos de la estructura real de los átomos, este modelo
puede sonar un poco descabellado. Afortunadamente, los científicos continuaron
investigando la estructura del átomo, y pusieron a prueba la validez del modelo del
budín de pasas de Thomson.Verificación de conceptos: Thomson propuso un
modelo atómico donde distintas cargas negativas flotaban dentro de un "mar" de
carga positiva.

10. Inconvenientes o ventajas y desventajas.
Ventajas Desventajas
En 1897 Joseph John Thompson realiza una
serie de experimentos y descubre el
electrón.
El error de Thomson fue la visualización del
átomo, ya que este no era exactamente una
masa.
Incorpora la idea de que la materia está
formada por partículas diferentes, unas con
carga positiva y otras con carga negativa.
Con ello justifica los experimentos en los
que se manifiesta una interacción de la
materia con la electricidad, por ejemplo la
conductividad de los metales, las celdas
electroquímicas, la electrólisis, etc.
Al plantear que ambos tipos de partículas
se encontraban estrechamente en
contacto ("budín de pasas") no podía
justificar la generación de los espectros de
emisión que se habían observado al
someter a descarga una muestra de un gas
y observado un espectro de líneas
característico.
No distribuyó correctamente las cargas en el
átomo. Thomson ya sabía de la existencia
de partículas subatómicas, pero sostenía
que el átomo era una masa de carga + en
donde los electrones, con carga -, se
incrustaban (como un "pudin" de pasas).
Esto es incorrecto, y ya lo demostró
posteriormente Rutherford.
Los inconvenientes que plantea este
modelo, tienen que ver con un conjunto de
fenómenos que aparecen a finales del siglo
XIX y que muestran un comportamiento
muy extraño de algunos átomos de ciertos
elementos químicos: recibe el nombre de
RADIACTIVIDAD (antes era conocida como
fosforescencia).

11. Descubrimiento del Protón
Quien descubrió el protón fue el químico y físico británico Ernest Rutherford (1871-
1937). Después de experimentar con gas nitrógeno y detectar signos de lo que
parecían ser núcleos de hidrógeno, Rutherford concluyó que probablemente esos
núcleos se tratasen de partículas elementales.
Si bien esta idea fue dada por cierta durante buena parte del siglo XX, a partir de
los años setenta la evidencia científica demostró que el protón estaba constituido
por otras partículas más pequeñas llamadas hadrones y mesones, que son, en
realidad, las verdaderas partículas elementales ya que, hasta ahora, no hay
evidencia de que puedan dividirse aún más o que contengan otras estructuras en
su interior.
Décadas antes del hallazgo de Rutherford, el físico alemán Eugene Goldstein había
propuesto la idea de la existencia los protones. Sin embargo, sus ideas no fueron
tomadas en cuenta.
Características del protón:
• Los protones tienen una carga positiva de 1 (1,6 x 10-19 Coulombs)
• Son partículas compuestas: los protones están formados por estructuras más
pequeñas, llamadas hadrones, que a su vez están compuestas por quarks.
• Los protones tienen tres quarks: dos de carga positiva (quarks up) y uno de
carga negativa (quark down).
• La vida media de un protón es de 1035 años.
• El protón tiene una antipartícula, llamada antiprotón, que se caracteriza por
tener carga negativa.
• Los protones y los neutrones se encuentran en el núcleo del átomo, por eso
también son llamados nucleones.
• La masa de un protón es 1836 veces más grande que la de un electrón.
• El protón mide 0,88 femtómetros de ancho (10 -15 metros.

12. Experimento de Rutherford.
EL EXPERIMENTO DE RUTHERFORD
.
En aquél tiempo se sabía que ciertos átomos (radiactivos) eran capaces de emitir
partículas denominadas alfa (cargadas positivamente). Cuando una finísimalámina
de oro se bombardea con estas partículas se obtiene un resultdo sorprendente.
Muchas de ellas se desvían, incluso salen rebotadas en sentido opuesto. La pantalla
de sulfuro de zinc revela el resultado dando una señal luminosa. Rutherford y sus
alumnos se sorprendieron tanto como si al disparar un cañón sobre una hoja de
papel distante, la bala rebotara y volviera hacia el cañón.
Este experimento demostró que los átomos son un espacio prácticamente vacío, a
excepción de un pequeño núcleo central, cargado positivamente, que es el que
provoca que alguna de las partículas alfa positivas se desvíe o reboten.

13. Modelo de Rutherford. Inconvenientes.
La importancia del modelo de Rutherford residió en proponer por primera vez la
existencia de un núcleo en el átomo
Lo que Rutherford consideró esencial, para explicar los resultados experimentales,
fue "una concentración de carga" en el centro del átomo, ya que sin ella, no podía
explicarse que algunas partículas fueran rebotadas en dirección casi opuesta a la
incidente.
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 teorias 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
ATOMO SEGÚN RUTHERFORD
Inconvenientes.
1. contradecía la teoría electromagnética de Maxwell. Según esta teoría una
carga eléctrica acelerada debería de emitir ondas electromagnéticas. Un
electrón al girar en círculos alrededor del núcleo debería emitir, por tanto,
ondas electromagnéticas. Dicha emisión provocaría una pérdida de energía
que haría que el electrón describiera órbitas de radio decreciente hasta caer

14. sobre el núcleo. El modelo atómico de Rutherford era, por tanto, inviable
desde el punto de vista de la física clásica.
2. No daba una explicación satisfactoria a los espectros atómicos. Si
encerramos en un tubo hidrógeno o helio y sometemos el gas a voltajes
elevados, el gas emite luz. Si hacemos pasar esa luz a través de un prisma,
los colores que la constituyen se separan dándonos el espectro de la luz
analizada. Pronto se concluyó que la emisión de luz podría deberse a que los
electrones absorbían energía de la corriente eléctrica y saltaban a órbitas
superiores para, a continuación, volver a caer a las órbitas más próximas al
núcleo emitiendo el exceso de energía en forma de energía luminosa. Esta
interpretación conducía, sin embargo, a afirmar que los espectros deberían
de ser continuos, ya que al existir órbitas de cualquier radio (y energía) todos
los saltos son posibles. La experiencia, por el contrario, mostraba que los
espectros de los átomos son discontinuos. Constan de rayas de diversos
colores sobre un fondo negro.
Descubrimiento del neutrón.
Mediante diversos experimentos 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.

15. Características generales de los espectros atómicos.
Cada átomo es capaz de emitir o absorber radiación electromagnética, aunque
solamente en algunas frecuencias que son características propias de cada uno de
los diferentes elementos químicos.
Si, mediante suministro de energía calorífica, se estimula un determinado
elemento en su fase gaseosa, sus átomos emiten radiación en ciertas frecuencias
del visible, que constituyen su espectro de emisión.
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.
Se cumple, así, la llamada Ley de Kirchoff, que nos indica que todo elemento
absorbe radiación en las mismas longitudes de onda en las que la emite. Los
espectros de absorción y de emisión resultan ser, pues, el negativo uno del otro.
Puesto que el espectro, tanto de emisión como de absorción, es característico de
cada elemento, 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.
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.
Podemos, en definitiva, identificar la existencia de determinados elementos
químicos en la composición de sistemas inaccesibles, como pueden ser objetos
astronómicos, planetas, estrellas o sistemas estelares lejanos, aparte de que,
también, y debido al Efecto Doppler-Fizeau, podemos establecer una componente
de velocidad de acercamiento o alejamiento de nosotros.

16. Modelo de Borh. Éxitos e inconvenientes.
Valoración del modelo de Bohr (1885-1962).
Estableció una clara ruptura entre el mundo de lo macroscópico y el mundo
atómicos. En éste último los fenómenos son discontinuos, están cuantizados y las
leyes que los expliquen deberán tener en cuenta esta característica. Entre sus
grandes aciertos cabe citar:
• Permite deducir valores para los radios de las órbitas y para sus
energías.
• Posibilita la deducción teórica de la fórmula de Rydberg y una
concordancia con la realidad hasta ahora desconocida.
Entre sus limitaciones tenemos:
• Aún no se desliga de la física clásica ya que se basa en parte en sus
principios.
• Las órbitas de los electrones deberían ser elípticas en lugar de
circulares como en los sistemas planetarios.
• Sólo es aplicable al hidrógeno o hidrogenoides (átomos con un sólo
electrón He+ o Li2+).
• Los avances en espectroscopia mostraron nuevas rayas en los
espectros que el modelo de Bohr no conseguía explicar.

17. Modelo mecano-cuántico. Orbitales y números cuánticos.
1. Modelo mecano cuántico y orbitales• El modelo mecano cuántico establece
que los electrones se encuentran alrededor del núcleo ocupando posiciones
mas o menos probables, pero su posición no se puede predecir con total
exactitud.• Se llama orbital a la región del espacio en la que existe una
probabilidad elevada (superior al 90%) de encontrar al electrón.
2. Modelo mecano-cuántico• Comenzó a principios del siglo XX, cuando las dos
de las teorías que intentaban explicar ciertos fenómenos (la ley de gravitación
universal y la teoría electromagnética clásica) se volvían insuficientes para
explicarlos.• Max Planck enunció entonces la hipótesis de que la radiación
electromagnética es absorbida y emitida por la materia en forma de
«cuantos» de luz o fotones de energía mediante una constante estadística,
que se denominó constante de Planck.• Albert Einstein retomo la hipótesis
de Planck proponiendo que la luz en ciertas circunstancias, se comporta
como partículas de energía independientes. Fue Albert Einstein quien
completó en 1905 las correspondientes leyes de movimiento en su teoría
especial de la relatividad.
3. Modelo mecano-cuántico• Es el modelo aceptado actualmente. Fue expuesto
en 1925 por Heisenberg y Schrödinger.• Aspectos característicos: ·Dualidad
onda-partícula: Broglie propuso que las partículas materiales tienen
propiedades ondulatorias, y que toda partícula en movimiento lleva una onda
asociada. ·Principio de indeterminación de Heisenberg: establece que es
imposible situar a un electrón en un punto exacto del espacio.• Las
ecuaciones del modelo mecano-cuántico describen el comportamiento de los
electrones dentro del átomo, y recogen su carácter ondulatorio y la
imposibilidad de predecir sus trayectorias exactas.• Así establecieron el
concepto de orbital: región del espacio del átomo donde la probabilidad de
encontrar un electrón es muy grande.
4. Orbitales• Existen distintos tipos de orbitales que se identifican con letras: s,
p, d y f.• La forma y el tamaño de un orbital depende del nivel y del subnivel
de energía en que se encuentra.• El tamaño del orbital es mayor en los
niveles superiores.• El tipo de orbitales que hay en cada nivel también está
determinado: ·en el primer nivel solo hay un orbital de tipo s. ·en el segundo
nivel hay orbitales de tipo s y p. ·en el tercer nivel hay orbitales de tipo s, p y
d. ·en el cuarto nivel y los siguientes hay orbitales de tipo s, p, d y f.
5. Orbitales s• Tienen simetría esférica alrededor del núcleo. • Pueden contener
hasta un máximo de dos electrones. • Hay un orbital s en cada nivel de
energía.
6. Orbitales p• Es un conjunto de tres parejas de lóbulos orientadas en las tres
dimensiones.• Cada uno de estos tres lóbulos puede tener un máximo de tres

18. electrones, por lo tanto un orbital p lleno contiene seis electrones.• Puede
encontrarse a partir del segundo nivel de energía.
7. Orbitales d• Es un conjunto de cinco orbitales dispuestos en los planos X, Y
y Z.• Cada uno de estos cinco orbitales puede contener un máximo de dos
electrones, por lo tanto un orbital d completo tiene diez electrones.• Pueden
encontrarse a partir del tercer nivel de energía.
8. Orbitales f• Es un conjunto de siete orbitales simétricamente distribuidos
sobre los planos X, Y y Z.• En cada uno de estos siete orbitales puede haber
un máximo de dos electrones, por lo tanto un orbital f completo tiene catorce
electrones.• Pueden encontrarse a partir de la cuarta capa.

19. Conclusión.
Se puede observar mantiene un enfoque positivo de la evolución científico sobre los
modelos de los átomos, que un sistema atómico está compuesto por un modelo
atómico que es una representación estructural de un átomo, que trata de explicar
su comportamiento y propiedades. Existen varios modelos atómicos y algunos más
elaborados que otros como y que con el Paso de tiempo se harán unas mejoras
gracias a las investigaciones de ahora y se comprenderá más y se plantearán mejor
para dar un paso más y así demostrar que la ciencia siempre está en constante
avance y que cada día se conoce algo nuevo sobre ello .

20. Bibliografía:
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