modelos atómicos historia e importancia del átomo

1. ING. QUÍMICA ÁREA INDUSTRIAL
FÍSICA PARA INGENIERÍA 703
M.A. SARAÍ NINTAI OROZCO GRACIA
“MODELOS ATOMICOS”
VAZQUEZ GUTIERREZ ANGEL ALEJANDRO

3. INDICE
Introducciónpágina 4
Átomo página 5
Historia del átomo página 6
Modelos atómicospágina7
Modelo de Dalton página7
Modelo de Thompsonpágina 10
Modelo de Rutherfordpágina 13
Modelo de Niels Bohr página15
Modelo mecanocuánticopágina 17
Conclusión página20
Referenciaspágina21

4. INTRODUCCION
Para conocer qué es un átomo desde su descubrimiento, debemos remontarnos a
su etimología que, en este caso, procede del latín atŏmus y su significado es
indivisible. Este término se lo atribuyó Demócrito de Abdera, discípulo de Leucipo
de Mileto. Lo llamó así porque era la medida de menor tamaño que concebía cuya
división era imposible.
Aristóteles sería uno de los filósofos que negaría la idea de que la materia está
compuesta de átomos. Sin embargo, fueron otros muchos que siguieron
defendiendo la teoría atomista.
La curiosidad del hombre por saber qué es un átomo viene de su afán por
entender la naturaleza que le rodea y su funcionamiento. Fue tras la revolución
científica cuando volvió a reconsiderarse, a mediados del siglo XIX, a la escuela
atomista griega por sus nuevas aportaciones científicas que se valían de los
átomos para explicar las leyes químicas. Además, fueron desde esta escuela los
que comprobaron que los átomos se subdividían en partículas más pequeñas.

5. ÁTOMO
La palabra átomo proviene del griego antiguo (átomon, “sin división”) y fue
acuñada por los primeros filósofos en teorizar sobre la composición de las cosas,
es decir, las partículas elementales del universo. Desde entonces, con el
surgimiento de los modelos atómicos, la forma de imaginarlos ha variado
enormemente, a medida que un modelo atómico sucedía al anterior a través de los
siglos, hasta llegar al que manejamos hoy en día.
Parte más pequeña de una sustancia que no se puede descomponer
químicamente. Cada átomo tiene un núcleo (centro) compuesto de protones
(partículas positivas) y neutrones (partículas sin carga). Los electrones (partículas
negativas) se mueven alrededor del núcleo. Los átomos de diferentes elementos
contienen diferentes números de protones, neutrones y electrones.

6. Historia del átomo
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 en el 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: Los elementos están formados
por partículas discretas, diminutas e indivisibles, llamadas átomos, que no se
alteran en los cambios químicos.

7. 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.
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.
En pleno siglo XXI, sabemos que estos tres puntos de la teoría de Dalton ninguno
son completamente ciertos. Aun así, esta aproximación fue la más cercana a todo
lo que conocemos hoy en día y que permitió realizar grandes aportaciones para
las generaciones futuras pudieran seguir investigando en esta línea.
Estudios recientes han demostrado que poco queda de su etimología. Y es que,
posteriormente a esta teoría, se ha conseguido dividir los átomos en diferentes
subpartículas rompiendo con ello la creencia de que el átomo era un material
indivisible.
Además, gracias a los diferentes avances, hemos logrado conocer la energía que
estas diminutas partículas almacena en su interior.
MODELOS ATOMICOS.
MODELO DE DALTON (1808)
Según la teoría atómica de Dalton, la materia está formada
por partículas indivisibles llamadas átomos. Los átomos de
diferentes elementos químicos son diferentes entre sí.
Según esta teoría atómica, los compuestos se forman
como resultado de la combinación de dos o más elementos
en una proporción simple. Dalton también encontró las masas rela tivas
de los átomos.

8. En 1808, John Dalton publicó su teoría atómica, que retomaba las antiguas ideas
de Leucipo y Demócrito. Sin embargo, en esta ocasión se basava en una serie de
experiencias científicas de laboratorio.
La teoría atómica moderna se basa en la teoría de Dalton, pero se han cambiado
partes de ella.
MODELO ATÓMICO
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 cada elemento químico.
POSTULADOS DE DALTON
Primer postulado: En él especificada que los átomos era esferas minúsculas
indivisibles, indestructibles y homogéneas. Establecía además que los elementos
estaban formados por los átomos y que estas partículas no podían cambiar ante
ningún tipo de reacción química.
Segundo postulado: establecía que los átomos que se encontraban en un mismo
elemento eran iguales tanto en peso como en otras características, decía que los
átomos de estos elementos tenían su masa diferente dando origen a los pesos
atómicos.
Tercer postulado: este postulado establecía que los átomos no se pueden dividir
ni siquiera al estar en presencia de reacciones químicas, tampoco podían ser
creados o destruidos. La combinación de los átomos da origen a compuestos
complejos pero el átomo continuará siendo la unidad mínima de la materia.
Cuarto postulado: establecía que a pesar de que se hicieran combinaciones para
formar compuestos, éstos tendrían una relación que se podía explicar por medio
de números simples y completos.

9. Quinto postulado: decía que había la posibilidad de combinar átomos diferentes
en proporciones también diferentes que podían dar origen a más de un compuesto
y así se encontraba una explicación sobre la cantidad de átomos que existía en el
universo.
IMPORTANCIA DEL MODELO DE DALTON
La importancia del modelo atómico de Dalton radica en que permitió aclarar por
qué las sustancias químicas podían reaccionar en proporciones estequiométricas
fijas, lo que en la actualidad conocemos como la Ley de las proporciones
constantes, y nos permitió conocer el por qué cuando dos sustancias reaccionan
para formar dos o más compuestos desiguales, las proporciones de estas
relaciones son números enteros, supuesto que conocemos con el nombre de la
Ley de las proporciones múltiples. Además, nos enseñó que la unidad básica de la
materia es el átomo.
EXPERIMENTO DE DALTON
Dalton realizó tres experimentos con tubos de rayos catódicos, y durante su tercer
experimento sacó una serie de conclusiones y decidió llamar como “corpúsculos” a
las partículas que procedían del interior de los átomos de los electrodos, formando
los rayos catódicos. El tubo catódico era un tubo de vidrio vacío cerrado, al que se
le sacaba el aire y se le introducía un gas a una presión reducida. Luego de
realizar su experimento, llegó a la conclusión de que los átomos son divisibles.
ERROR EN EL MODELO DE DALTON
El error que tuvo Dalton en su teoría fue el afirmar que la materia no estaba
compuesta o formada por partículas más pequeñas que no fueran los átomos,
pero a pesar de este inconveniente, su aporte estableció las bases de la Física y
la Química modernas lo que dio paso a verdaderos descubrimientos atómicos
¿CUÁLES SON LAS LEYES RELACIONADAS CON EL MODELO ATÓMICO DE
DALTON?

10. La teoría atómica de Dalton también permite una mejor descripción de los
problemas del cambio químico:
Ley de conservación de la masa: La suma de las masas de las sustancias que
reaccionan en una reacción química es igual a la suma de las masas de las
sustancias (productos) liberadas.
La ley de las proporciones múltiples: si dos elementos forman más de un
compuesto, existe una relación simple entre las diferentes cantidades de los dos
elementos combinados, que se puede expresar en números enteros por peso. Por
ejemplo: en H2O, mientras se combinan 2g de hidrógeno y 16g de átomos de
oxígeno, en OH se combinan 1g de hidrógeno y 16g de oxígeno. Si comparamos
2g de hidrógeno y 1g de hidrógeno combinados con la misma cantidad de oxígeno
en ambos compuestos, se obtiene el número 2.
¿EN QUÉ SE BASA LA TEORÍA ATÓMICA DE JOHN DALTON?
La teoría atómica de Dalton se basa en cuatro supuestos;
 Los elementos químicos están formados por partículas extremadamente
pequeñas e indivisibles e indestructibles llamadas átomos.
 Todos los átomos de un elemento particular son idénticos.
 Los átomos de diferentes elementos pueden combinarse para formar otros
compuestos.
 Las reacciones químicas consisten únicamente en la separación, unión o
reordenamiento de átomos.
MODELO DE THOMPSON
En 1904, Joseph J. Thomson propuso un modelo muy
elemental: el átomo está constituido por una esfera de
materia con carga positiva, en la que se encuentran
encajados los electrones en número suficiente para

11. neutralizar su carga. De este descubrimiento dedujo que el átomo debía de ser
una esfera de materia cargada positivamente, en cuyo interior estaban incrustados
los electrones.
Esta nueva teoría atómica de Thomson intentó explicar dos propiedades entonces
conocidas de los átomos:
 Los electrones son partículas cargadas negativamente.
 Los átomos no tienen carga eléctrica neutra
MODELO ATÓMICO
Según el modelo atómico de Thomson, el átomo consiste en
electrones colocados en una "sopa" cargada positivamente, que
compensa las cargas eléctricamente negativas de los electrones.
Según este modelo, los electrones podrían girar libremente en una gota o nube de
una sustancia tan cargada positivamente. Sus órbitas se estabilizaron dentro del
átomo por el hecho de que cuando un electrón se aleja del centro de una nube
cargada positivamente, experimenta un aumento en la fuerza de atracción hacia el
centro de la nube.
Esta fuerza de atracción lo devuelve de nuevo al centro. La fuerza de atracción al
centro de una nube esférica cargada uniformemente es directamente proporcional
a la distancia a su centro.
En el modelo de Thomson, los electrones pueden rotar libremente en órbitas de
anillos, que se estabilizan mediante interacciones entre electrones. Los espectros
de línea se explicaban por la diferencia de energías cuando se movían a lo largo
de diferentes órbitas de anillos.
El modelo de Thomson se convirtió en un precursor del posterior modelo atómico
de Bohr, que representa el átomo como una semejanza del sistema solar.
La identificación por J.J. Thomson de unas partículas subatómicas cargadas
negativamente, los electrones, a través del estudio de los rayos catódicos, y su
posterior caracterización, le llevaron a proponer un modelo de átomo que explicara

12. dichos resultados experimentales. Se trata del modelo conocido informalmente
como el pudín de ciruelas, según el cual los electrones eran como 'ciruelas'
negativas incrustadas en un 'pudín' de materia positiva.
ERRORES CON EL MODELO ATÓMICO DE THOMPSON
El modelo atómico de Thomson no pudo explicar cómo se mantiene la carga en
los electrones dentro del átomo. Tampoco pudo explicar la estabilidad de un
átomo.
La teoría no mencionó nada sobre el núcleo del átomo.
Los protones y los neutrones aún no eran descubiertos y Thomson un científico
serio se basó principalmente en crear una explicación con los elementos
científicamente probados en la época.
Fue rápidamente descartado por los experimentos de la lámina de oro.
En este experimento se demostró que debería existir algo dentro del átomo con
una fuerte carga positiva y mayor masa, el núcleo.
CARACTERÍSTICAS DEL MODELO ATÓMICO DE THOMSON
Las principales características del modelo atómico de Thomson se resumen en
estos 4 puntos:
 Thomson descubrió los electrones a través de sus experimentos con tubos
de rayos catódicos.
 En su modelo el átomo está formado por electrones de carga negativa
incrustados en una esfera de carga positiva como en un "pudin de pasas".
 Los electrones están repartidos de manera uniforme por todo el átomo.
 El átomo es neutro de manera que las cargas negativas de los electrones
se compensan con la carga positiva.
DESCUBRIMIENTO DEL PROTÓN
Protón

13. Un protón es una partícula subatómica. Es decir, es
una partícula que se encuentra dentro de la
estructura del átomo. Se caracteriza por tener carga
positiva y una masa casi dos mil veces más grande
que un electrón. El término protón viene del griego
prōton, que significa primero. Esto es porque durante
mucho tiempo se creyó que los protones y neutrones eran partículas indivisibles a
partir de las cuales comenzaba a organizarse la materia.
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.
MODELO DE RUTHERFORD
Rutherford supuso que el átomo estaba formado por un espacio
fundamentalmente vacío, ocupado por electrones que giran
alrededor de un núcleo central muy denso y pequeño. ... Hay
tantos electrones en la corteza como protones en el núcleo, por
lo que el conjunto del átomo es eléctricamente neutro.
MODELO ATÓMICO
. El modelo atómico de Rutherford o modelo atómico
planetario es un modelo del átomo propuesto por Ernest
Rutherford.
En 1909 se realizó el experimento de Geiger y Marsden,
también conocido como el experimento de Rutherford,
ya que fue dirigido por el propio Rutherford. Los resultados del experimento se

14. publicaron en un análisis de 1911 por Rutherford. La dispersión de Rutherford
observada en el experimento sugirió que los primeros modelos atómicos
"panettone" y "saturniano" eran incorrectos.
El nuevo modelo propuesto por Rutherford tenía características que se han
mantenido incluso en modelos posteriores, como:
 La concentración de la mayoría de la materia en un volumen pequeño en
comparación con el tamaño atómico, es decir, un núcleo atómico
 La presencia de electrones que giran alrededor del núcleo atómico.
Rutherford no dijo nada sobre el posible movimiento de los electrones, también
porque sabía que su revolución alrededor del núcleo central provocaría la emisión
de ondas electromagnéticas.
Sin embargo, a partir de su descripción, comenzó a representar el átomo con el
núcleo en el centro y los electrones en órbita alrededor de él, como los planetas
del sistema solar alrededor del Sol. Debido a esta representación en particular se
le conoció como modelo planetario.
ERRORES CON EL MODELO ATÓMICO DE THOMPSON
Según el modelo de Rutherford, el átomo presentaba el inconveniente de ser
inestable: La física clásica decía que una carga en movimiento emite
continuamente energía por lo que los electrones radiarían energía sin parar hasta
"caer" en el núcleo, con lo que el átomo se destruiría. ¡Pero esto no sucede!
Los espectros atómicos. El conjunto de líneas que se obtenían al hacer emitir o
absorber radiaciones por parte de los átomos era inexplicable con el modelo de
Rutherford.
DESCUBRIMIENTO DEL NEUTRÓN

15. Ernest Rutherford propuso por primera vez la existencia del neutrón en 1920, para
tratar de explicar que los núcleos no se desintegrasen por la repulsión
electromagnética de los protones. Se comprobó que algunas partículas neutras
deben estar presentes además de los protones. A finales de 1932 el físico inglés
James Chadwick, en Inglaterra, realizó una serie de experimentos de los que
obtuvo unos resultados que no concordaban con los que predecían las fórmulas
físicas: la energía producida por la radiación era muy superior y en los choques no
se conservaba el momento. Para explicar tales resultados, era necesario optar por
una de las siguientes hipótesis: o bien se aceptaba la no conservación del
momento en las colisiones o se afirmaba la naturaleza corpuscular de la radiación.
Como la primera hipótesis contradecía las leyes de la Física, se prefirió la
segunda. Con ésta, los resultados obtenidos quedaban explicados, pero era
necesario aceptar que las partículas que formaban la radiación no tenían carga
eléctrica. Tales partículas tenían una masa muy semejante a la del protón, pero
sin carga eléctrica, por lo que se pensó que eran el resultado de la unión de un
protón y un electrón formando una especie de dipolo eléctrico. Posteriores
experimentos descartaron la idea del dipolo y se conoció la naturaleza de los
neutrones.
CARACTERÍSTICAS GENERALES DE LOS ESPECTROS ATÓMICOS.
MODELO DE NIELS BOHR
Adopto el modelo de Rutherford, Bohr propuso para el átomo de
hidrógeno, un núcleo formado por una partícula positiva, y girando
alrededor de ella, un electrón. Este es el modelo planetario donde el
núcleo es el sol y los electrones los planetas.
MODELO ATÓMICO

16. El modelo de Bohr establece que los átomos tienen diferentes
configuraciones electrónicas en que que los electrones se
mueven en órbitas circulares alrededor del núcleo.El modelo de
Bohr se parece al modelo planetario de Copérnico, los planetas
describiendo órbitas circulares alrededor del Sol. En este caso,
los electrones solo pueden orbitar por determinadas órbitas permitidas. Los radios
de las órbitas no pueden tener cualquier valor.
Después de las aportaciones científicas de John Dalton, Joseph Thomson y el
modelo de Rutherford, Niels Henrik Bohr propuso el modelo atómico de Bohr en
1911.
En otros modelos de átomos anteriores al modelo de Bohr, se afirmó que en el
núcleo del átomo había protones cargados (+) y que circulaban electrones en
órbitas circulares alrededor del núcleo. Bohr estudió el movimiento de los
electrones que orbitan alrededor del núcleo en la teoría atómica.
Erwin Schrödinger descubrió la ecuación fundamental de la mecánica cuántica a
partir del del modelo atómico de Bohr junto con la dualidad onda-corpúsculo.
ÉXITOS E INCONVENIENTES CON EL MODELO DE BOHR
El gran éxito del modelo de Bohr es que explicó teóricamente el espectro del
hidrógeno. Bohr supuso que de entre todas las órbitas que un electrón puede
describir en torno al núcleo, sólo unas concretas son permisibles.
El modelo atómico de Bohr funcionaba muy bien para el átomo de hidrógeno sin
fallas, sin embargo, en los espectros realizados para átomos de otros elementos
se observaba que los electrones de un mismo nivel energético tenían distinta
energía, mostrando que existía un error en el modelo.
 Dado que los electrones son muy rápidos, deben considerarse no solo en la
física clásica sino también en la teoría de la relatividad.

17.  El modelo atómico de Bohr sólo puede explicar los espectros de átomos de
un solo electrón (hidrógeno). No puede explicar los espectros de átomos de
varios electrones.
 La dualidad onda-partícula (hipótesis de De Broglie) no se tuvo en cuenta
en el modelo atómico de Bohr.
 Según el principio de incertidumbre de Werner Heisenberg, la ubicación y la
velocidad del electrón en el átomo no se pueden determinar
simultáneamente con absoluta certeza. Por tanto, el concepto de "órbita" es
erróneo.
 No menciona los neutrones.
MODELO MECANOCUÁNTICO
Quienes sentaron las bases del nuevo modelo mecanico cúantico fueron tres
científicos:
a) En 1924, Louis de Broglie, postuló que los electrones tenían un comportamiento
dual de onda y partícula. Cualquier partícula que tiene masa y que se mueve a
cierta velocidad, también se comporta como onda.
b) En 1927, Werner Heisenberg, sugiere que es imposible conocer con exactitud la
posición, el momento y la energía de un electrón. A esto se le llama "principio de
incertidumbre"
c) En 1927, Erwin Schrödinger, establece una ecuación matemática que al ser
resuelta permite obtener una función de onda (psi cuadrado) llamada orbital. Esta
describe probabilisticamente el comportamiento de un electrón en el átomo. Esta

18. función es llamada densidad electrónica e indica la probabilidad de encontrar un
electrón cerca del núcleo. La probabilidad es mayor mientras más cercana al
núcleo y menor si nos alejamos del núcleo. Con esta teoría de Schrödinger queda
establecido que los electrones no giran en orbitas alrededor del núcleo como el
modelo de Bohr, sino en volumenes alrrededor del núcleo.
ORBITALES Y NUMEROS CUANTICOS
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,...
2. Número cuántico secundario (l): representa la existencia de subniveles de
energía dentro de cada nivel. Se calculan considerando l = 0, 1, 2, 3, 4
Así, para n=1...l =0 ( "s" )
para n=2 .........l = 0, 1 ( "s", "p" )
para n=3 .........l = 0, 1, 2 ( "s", "p", "d" )
para n=4 .........l = 0, 1, 2, 3, 4 ("s", "p", "d", "f" )
3. Número magnético (m): representa la orientación de los orbitales y se calcula
m=+/- l
si l = 0, m=0 es decir 1 solo tipo de orbital s
si l = 1, m =-1, 0, +1 es decir 3 tipos de suborbitales p (px, py y pz)
si l = 2, m = -2, -1, 0, +1, +2 es decir 5 tipos de suborbitales d (du, dv, dx, dy, dz)
si l = 3, m = -3, -2, -1, 0, +1, +2, +3 es decir 7 tipos de suborbitales f (fs, ft, fu, fv,
fx, fy y fz)

19. 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
grupos opuestos.
Una configuración electrónica es la forma de llenado de los orbitales y suborbitales
para completar un átomo. La configuración electrónica se logra en base a ciertas
reglas llamadas "Principio de Aufbau" o "Principio de Construcción".
a) Principio de Mínima energía: "Los electrones se ubican primero en los orbitales
de más baja energía (más cerca del núcleo) y los de mayor energía se ocupan
cuando los primeros estan ocupados"
b) Principio de exclusión de Pauli: "Los orbitales son ocupados por dos electrones
como máximo, siempre que presenten espines distintos".
c) Principio de Máxima multiplicidad de Hund: "En orbitales de la misma energía
los electrones entran de a uno. Ocupando cada órbita con el mismo spin. Cuando
se alcanza el semillenado, recién se produce el apareamiento con los espines
opuestos".

20. CONCLUSION
Bueno, la importancia de los modelos atómicos es demasiado elevada ¿por qué?,
básicamente si nadie fuera pensado "¿Cómo es un átomo?" no se fueran dado
ciertos avances en la química, como por ejemplo, en la parte de la
electronegatividad, y también que el simple hecho de pensar buscar nuevos
modelos atómicos (acertados) es un avance para la química, y no solo en la
química si no también, en otras materias como Física o Bilogía, es decir, si no se
fueran planteando otros modelos atómicos, no fueran planteados sus leyes, si no
se fueran planteado las leyes, no la estudiaríamos, y si no las estudiamos es una
gran falta de conocimiento
Los modelos atómicos fueron la base del entendimiento de la materia, su
importancia proviene en que cada uno sirvió de base para el próximo modelo
hasta llegar al entendimiento que tenemos hoy.
Todos ayudaron a los próximos modelos a desarrollarse y entender a la materia de
manera precisa. Teniendo en cuenta que el modelo de Planck es el más actual y
se enfoca en la mecánica cuántica.

21. REFERENCIAS
 Atom. (desconocido) Modelo mecanico-cuántico del átomo, Alas de la
Ciencia - Colegio Santa Juana de Arco recuperado de:
http://quimica1m.blogspot.com/p/configuracion-electronica.html
 Planas. O.(22/abril/2021) Modelo atómico de Dalton: Postulados y
limitaciones, energía nuclear. Recuperado de: https://energia-
nuclear.net/que-es-la-energia-nuclear/atomo/modelos-atomicos/modelo-
atomico-de-dalton
 Planas. O.(22/abril/2021) Modelo atómico de Ernest Rutherford, el modelo
planetario energía nuclear. Recuperado de: https://energia-nuclear.net/que-
es-la-energia-nuclear/atomo/modelos-atomicos/modelo-atomico-de-
rutherford
 Planas. O.(22/abril/2021) Modelo atómico de Thomson, postulados y
características,energía nuclear. Recuperado de: https://energia-
nuclear.net/que-es-la-energia-nuclear/atomo/modelos-atomicos/modelo-
atomico-de-thomson
 Planas. O.(22/abril/2021 Modelo atómico de Bohr. Definición, errores y
características), energía nuclear. Recuperado de: https://energia-
nuclear.net/que-es-la-energia-nuclear/atomo/modelos-atomicos/modelo-
atomico-de-bohr
 Planas. O.(22/abril/2021)¿Qué es un átomo?, energía nuclear. Recuperado
de: https://energia-nuclear.net/que-es-la-energia-nuclear/atomo
 Desconocido,(s/n) Historia: modelos atómicos, recuperado de:
http://concurso.cnice.mec.es/cnice2005/93_iniciacion_interactiva_materia/c
urso/materiales/atomo/modelos.htm