Modelos atómicos

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FISICA PARA INGENIERIA
R.A. TERCER PARCIAL
MODELOS ATOMICOS
NOMBRE DEL ALUMNO
 Barranco Pérez Arturo
PERIODO ESCOLAR SEPTIEMBRE-
DICIEMBRE 2020
GRUPO 701
NOMBRE DEL DOCENTE
MTRA SARIA NINTAI OROZCO GRACIA
FECHA DE ENTREGA:
Viernes 4 de Diciembre de 2020
Universidad Tecnológica del Sureste de Veracruz
INGENIERO EN QUÍMICA INDUSTRIAL

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Contenido
INTRODUCCIÓN..................................................................................................................3
¿Qué son los modelos atómicos? .................................................................................3
Modelo atómico de Dalton. .............................................................................................3
Modelo atómico cúbico....................................................................................................4
Modelo saturnino del átomo. ..........................................................................................5
Modelo Atómico de Thomson. .......................................................................................6
Modelo Atómico de Perrin. .............................................................................................7
Modelo Atómico de Rutherford. .....................................................................................8
Modelo Atómico de Bohr...............................................................................................10
Modelo Atómico de Sommerfeld..................................................................................12
Modelo cuántico ondulatorio. .......................................................................................13
Modelo mecánico cuántico. ..........................................................................................14
DESARROLLO ...................................................................................................................16
El átomo y su estructura. ..............................................................................................16
Historia del átomo. .........................................................................................................17
Modelo de Dalton. ..........................................................................................................18
Experimentos que condujeron al descubrimiento del electrón. ..............................21
Modelo atómico de Thompson. Inconvenientes........................................................23
Descubrimiento del protón............................................................................................24
Experimento de Rutherford. .........................................................................................25
Modelo atómico de Rutherford. Inconvenientes........................................................26
Descubrimiento del neutrón..........................................................................................26
Características generales de los espectros atómicos..............................................27
Modelo de Bohr. Éxitos e inconvenientes.................................................................28
Modelo mecano cuántico. Orbitales y números cuánticos......................................29
CONCLUSIÓN....................................................................................................................32
BIBLIOGRAFIA...................................................................................................................33

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INTRODUCCIÓN
¿Qué son los modelos atómicos?
Se conoce como modelos atómicos a las distintas representaciones gráficas de la estructura
y funcionamiento de los átomos. Los modelos atómicos han sido desarrollados a lo largo de
la historia de la humanidad a partir de las ideas que en cada época se manejaban respecto
a la composición de la materia.
Los primeros modelos atómicos datan de la
antigüedad clásica, cuando los filósofos y
naturalistas se aventuraron a pensar y a deducir la
composición de las cosas que existen, es decir, de
la materia.
Modelo atómico de Dalton.
El modelo atómicode Dalton fue el primer modelo atómico con bases científicas, propuesto
en varios pasos entre 1803 y 1808 por John Dalton, aunque el autor lo denominó más
propiamente "teoría atómica".
El modelo permitió aclarar por qué las sustancias químicas reaccionaban en proporciones
estequiométricasfijas(Leydelasproporcionesconstantes),y por qué cuandodos sustancias
reaccionan para formar dos o más compuestos diferentes,
entonces las proporciones de estas relaciones son números
enteros (Ley de las proporciones múltiples). Además, el
modelo aclaraba que aun existiendo una gran variedad de
sustancias diferentes, estas podían ser explicadas en
términos de una cantidad más bien pequeña de
constituyentes elementales o de elementos.
Los postulados de este modelo son:

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 La materia seconstituye departículasmínimas,indestructibleseindivisiblesllamadas
átomos.
 Los átomos de un mismo elemento son siempre idénticos entre sí, con la misma
masa y las mismas propiedades. En cambio, los átomos de elementos diferentes
tienen masas y propiedades distintas.
 Los átomos no se dividen, ni pueden crearse ni destruirse durante las reacciones
químicas.
 Los átomos de elementos distintos pueden juntarse para formar compuestos en
diferentes proporciones y cantidades.
 Cuando se combinan para formar compuestos, los átomos se ordenan según
relaciones simples, describibles mediante números enteros.
Limitaciones y Errores en la Teoría de Dalton.
Daltonpensaba quelos átomosdetodoslos elementospermanecíanindividualesporloque
no pudo percatarse que en algunos elementos los átomos existen en moléculas, como por
ejemplo el oxígeno puro que existe como O2 (o sea una molécula del mismo elemento con
dos átomos de oxígeno).
Tambiénpensóerróneamentequeel compuestomássimpleentredoselementosessiempre
un átomo de cada uno. Esto lo llevó a concluir que el agua era HO en vez de H2O.
Modelo atómico cúbico.
El modelo del átomocúbico fue de los primeros modelos atómicos, en el que los electrones
del átomo estaban situados en los ocho vértices de un cubo. Esta teoría se desarrolló en
1902 porGilbertN. Lewis, que la publicóen1916 en el artículo«TheAtomand the Molecule»
(El átomo y la molécula); sirvió para darse cuenta del fenómeno de la valencia.

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Según lo publicado por Lewis, los enlaces covalentes se forman cuando dos átomos
compartenuna arista, comose puede apreciaren la siguientefigura(C).En consecuencia,los
electrones son compartidos por ambos átomos. Los enlaces iónicos de formarían cuandoun
cubo cede un electrón y otro lo gana, sin compartir aristas, como en la figura (A). Lewis
también describe un enlace intermedio, cuando los cubos comparten un vértice, como en
(B).
Aunque el modelo del átomo cúbico se abandonó pronto en favor del modelo mecánico
cuántico basado en la ecuación de Schrödinger, y es por tanto sólo de interés histórico,
representó un paso importante hacia el entendimiento del enlace químico.
Modelo saturnino del átomo.
También conocido como el modelo de Nagaoka,
fue desarrollado por un físico japonés de nombre
Hantaro Nagaoka y fue quien propuso en el 1903
un modelo que tenía orbitando a su alrededor
unos electrones con carga positiva. El Modelo de
Nagaoka estaba basado alrededor de la analogía con Saturno (planeta) y con las teorías que
explicaban la estabilidady relaciones gravitatorias entre este y sus anillos. La cuestión era
esta: los anillosson muy establesporqueel planeta que orbitanes muy masivo.Este modelo
ofrecía dos predicciones:
 Un núcleo muy masivo (en analogía a un planeta muy masivo).

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 Electrones girando alrededor del núcleo atómico, atados a esa órbita por las fuerzas
electroestáticas(enanalogía a losanillosgirandoalrededordeSaturno,atadosa este
por su fuerza gravitatoria).
Sin embargo, había detalles del modelo que eran incorrectos. En particular, si los electrones
fueran anillos de materia eléctricamente cargados, esto provocaría que fueran inestables
debido a la disrupción repulsiva, lo que no pasa con los anillos de Saturno ya que no están
cargados. El propio Nagaoka abandonó la creencia en el modelo saturniano del átomo en
1908.
Modelo Atómico de Thomson.
También conocido comoel modeloPudín con pasas. Desarrollado en 1904.
Sir Joseph John Thomson fue un científico británico que descubrió la primera partícula
subatómica, el electrón. J.J. Thomson descubrió partículas cargadas negativamente
mediante un experimento de tubo de rayos catódicos en el año 1897.
Como consecuencia de este descubrimiento, y considerando
que aún no se tenía evidencia del núcleo de átomo, Thomson
pensó que los electrones se encontraban inmersos en una
sustancia decarga positiva quecontrarrestaba la carga negativa
de los electrones, ya que los átomos tienen carga neutral. Algo
semejante a tener una gelatina con pasas flotandoadentro. Por
este motivo a su modelo atómicose le conoció como el modelodel pudín con pasas.
Características del modelo atómico de Thomson.
 Un átomo se asemeja a una esfera con materia de carga positiva y con electrones
(partículas cargadas negativamente) presentes dentro de la esfera.

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 La carga positiva y negativa es igual en magnitud y, por lo tanto, un átomo no tiene
carga en su conjunto y es eléctricamente neutro.
 Para tener átomos con carga neutra, los electrones deberían estar inmersos en una
sustancia con carga positiva.
 Aunque no era parte explícita del modelo, este modelo no tenía núcleo atómico.
Limitaciones y Errores del modelo atómico de Thomson.
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 descartadopor los experimentos de la lámina de oro. En este experimento
se demostróque debería existiralgodentro del átomoconuna fuertecarga positiva y mayor
masa, el núcleo.
Modelo Atómico de Perrin.
El modelo atómico de Perrin comparó la estructura del átomo
con un sistema solar, en el cual los planetas serían las cargas
negativas y el Sol sería una carga positiva concentrada en el
centro del átomo. En 1895, el destacado físico francés demostró
la transferencia decargasnegativaspor partede rayos catódicos
hacia la superficie en la cual impactan.
Con esto se demostró la naturaleza eléctrica de los rayos catódicos y dio luces sobre la
naturaleza eléctrica del átomo, entendiéndolo como la unidad más pequeña e indivisible
de la materia. En 1901 Jean Baptiste Perrin sugirió que la atracción de las cargas negativas
que rodean al centro (carga positiva) es contrarrestada por la fuerza de la inercia. En 1907
en su propuesta, Perrin indica lo siguiente:

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 La carga positiva noestá expandida a lolargoyanchodetoda la estructura atómica.
Por el contrario, está concentrada en el centro del átomo.
 Las cargas negativas no están dispersas a través del átomo. En cambio, estas se
ubican de manera ordenada alrededor de la carga positiva, hacia el borde exterior
del átomo.
Características del modelo atómico de Perrin.
Las características más destacadas del modeloatómico de Perrin son las siguientes:
 El átomo está conformado por una gran partícula positiva en el centro del mismo, en
la cual se concentra la mayor parte de la masa atómica.
 Alrededor de esta carga positiva concentrada orbitan varias cargas negativas que
compensan la carga eléctrica total.
Limitaciones.
Las limitaciones más significativas de esta propuesta son:
 No se cuenta con una explicación acerca de por qué la carga positiva se mantiene
concentrada en el centro del átomo.
 No se entiende la estabilidaddelasórbitasdelascargas negativasen torno al centro
del átomo.
Modelo Atómico de Rutherford.
También llamado el modelo planetario. Desarrollado en 1911. Después del modelo de
Thomson queconsideraba queloselectronesse encontrabanen un mediodecarga positiva,
dos ayudantes de Rutherford, Geiger y Marsden, realizaron en 1909 un estudio conocido
como “el experimento de la hoja de oro”, el cual demostró que el modelo del “pudín con

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pasas” de Thomson estaba equivocado ya que mostraron que el átomo tenía una estructura
con una fuerte carga positiva.
El experimento consistía en bombardear con partículas alfa una lámina delgada de oro de
100 nm de espesor. Las partículas alfa eran iones, o sea átomos sin electrones por lo que
solamente tenían protones y neutrones y en consecuencia una carga positiva. Si el modelo
de Thomson era correcto, las partículas alfa atravesarían los átomos de oro en línea recta.
Para Ernest Rutherford, el átomo era un sistema planetario de
electrones girando alrededor de un núcleo atómico pesado y con
carga eléctrica positiva.
El modelo atómico de Rutherford puede resumirse de la siguiente
manera:
 El átomoposeeun núcleo central pequeño,con carga eléctrica positiva,quecontiene
casi toda la masa del átomo.
 Los electrones giran a grandes distancias alrededor del núcleo en órbitas circulares.
 La suma de las cargas eléctricas negativas de los electrones debe ser igual a la carga
positiva del núcleo, ya que el átomo es eléctricamente neutro.
Limitaciones del modelo atómico de Rutherford.

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Este modelodesistema solarpropuestopor Rutherfordno puedeser establesegún la teoría
de Maxwell ya que, al girar, los electrones son acelerados y deberían emitir radiación
electromagnética, perder energía y como consecuencia caer en el núcleo en un tiempo muy
breve.
La explicación de cómo los electrones pueden tener órbitas estables alrededor del núcleo y
por qué los átomos presentaban espectros de emisión característicos y discretos son dos
problemas que no se explican satisfactoriamente por este modelo.
Modelo Atómico de Bohr.
En el modelo de Rutherford, lo electrones en movimiento con carga eléctrica negativa
deberían emitir radiación electromagnética de acuerdoa las leyes de Electromagnetismo, lo
que haría que esa pérdida de energía hiciera que los electrones redujeran su órbita
moviéndose en espiral hacia el centro hasta colapsar con el núcleo. El modelo de Bohr
resolvió esta problemática indicando que los electrones orbitan alrededor del núcleo pero
en ciertas orbitas permitidas con una energía específica proporcional a la constante de
Planck.
Estas órbitas definidas se les refirió como capas de energía o niveles de energía. En otras
palabras, la energía de un electrón dentro de un átomo no es continua, sino “cuantificada”.
Estos niveles están etiquetados con el número cuántico n (n = 1, 2, 3, etc.).
Estemodelodenivelesdeenergía,significabaqueloselectronessolopuedenganar operder
energía saltando de una órbita permitida a otra y al ocurrir esto, absorbería o emitiría
radiación electromagnética en el proceso.

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El modelo de Bohr era una modificación al modelo
Rutherford, por lo que las características de un núcleo
central pequeño y con la mayoría de la masa se mantenía.
De la misma forma, los electrones orbitaban alrededor del
núcleo similar a los planetas alrededor del sol aunque sus
órbitas no son planas.
Los postulados de Niels Bohr se resumen de la siguiente forma:
 Los electrones en un átomo se mueven de forma estable a una cierta distancia del
núcleo con una energía definida. Esto es lo que se llama el estado estacionario.
 Los electrones en cada estado estacionario siguen una ruta u órbita circular. Cada
órbita recibe el nombre de "nivel energético" o "capa".
 Cuando el electrón está en el estado estacionario, no produce luz (fotón). Sin
embargo, cuando baja de nivel energético, emiteun fotón.
 Los niveles estacionarios, o capas, se denominan con las letras K, L, M, N, y así
sucesivamente.
Limitaciones y Errores en el modelo de Bohr.
 El modelo no da ninguna razón por la cual los electrones se limitan únicamente a
órbitas específicas.
 Asumió que los electrones tienen un radio y una órbita conocidos, algo que el
Principio de Incertidumbre de Werner Heisenberg desmentiría una década más
tarde.
 El modelo atómico de Bohr era capaz de modelar el comportamiento de los
electrones en átomos de hidrógeno, pero no era tan exacto cuando se trataba de
elementos con mayor cantidad de electrones.

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Modelo Atómico de Sommerfeld.
El modelo atómico de Sommerfeldes una versión mejorada del modelo de Bohr, en el que
el comportamiento de los electrones se explica por la existencia de diferentes niveles de
energía dentro del átomo. Arnold Sommerfeld publicó en 1916 su propuesta explicando
las limitaciones de este modelo aplicando la teoría de la relatividadde Einstein.
El modelo atómico de Sommerfeldsurge para perfeccionar
las deficiencias del modelo atómico de Bohr. Las
propuestas de este modelo, en términos generales, son las
siguientes:
 Los electronesdescribenórbitascircularesalrededordel núcleo,sinirradiarenergía.
 No todaslas órbitaseran posibles.Sólose habilitanaquellasórbitascuyomomento
angular del electrón cumple ciertas características. Cabe señalar que el momento
angular de una partícula depende de un compendio de todas sus magnitudes
(velocidad, masa y distancia) con respecto al centro de rotación.
 La energía liberada cuando un electrón desciende de una órbita a otra se emite en
forma de energía luminosa (fotón).
Después de varios meses de estudios aplicando la ley de Coulomb y la teoría de la
relatividad para explicar las deficiencias del modelode Bohr, en 1916 Sommerfeld anunció
dos modificaciones básicas a ese modelo:
 Las órbitas de los electrones pueden ser circulares o elípticas.
 Los electrones alcanzan velocidades relativistas, es decir, valores cercanos a la
velocidad de la luz.
Sommerfeld definió dos variables cuánticas que permiten describir el momento angular
orbital y la forma orbital de cada átomo. Estos son:

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 Número cuántico principal “n”.
Cuantiza el semieje mayor de la elipse descrita por el electrón.
 Número cuántico secundario “I”.
Cuantiza el eje medio menor de la elipse descrita por el electrón.
Este último valor, también conocido como número cuántico azimutal, se designa con la
letra “I” y adquiere valores que van de 0 a n-1, siendo n el número cuántico principal del
átomo. Dependiendo del valor del número cuántico azimutal, Sommerfeld asignó
diferentes nombres a las órbitas, como se detalla a continuación:
 l=0 → orbitals S.
 l=1 → main orbital orbital orbital orbital p.
 l=2 → orbital difuso u orbital d.
 I=3 → fundamental orbital u orbital f.
Además, Sommerfeld indicóque el núcleo de los átomos no era estático. Según el modelo
que propuso, tanto el núcleo como los electrones se mueven alrededor del centro de masa
del átomo.
Modelo cuántico ondulatorio.
El modelo atómico de Schrödinger fue desarrollado por Erwin
Schrödingeren 1926. Esta propuesta se conocecomoel modelo
mecánico cuántico del átomo y describe el comportamiento
ondulatorio del electrón. Para ello, el destacado físico austriaco
se basó en la hipótesis de Broglie, que afirmaba que cada
partícula en movimiento está asociada a una onda y puede
comportarse como tal.

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Schrödinger sugirió que el movimiento de los electrones en el átomo correspondía a la
dualidad onda-partícula, y por consiguiente los electrones podrían movilizarse alrededor
del núcleo como ondas estacionarias.
Los postulados del modelo atómico de Schrödinger son los siguientes:
 Los electrones se comportan como ondas estacionarias que se distribuyen en el
espacio según la función de ondas Ψ
 Los electrones se mueven dentro del átomo al describir orbitales. Estas son áreas
donde la probabilidad de encontrar un electrón es considerablemente mayor. La
probabilidadreferida es proporcional al cuadradode la función de onda Ψ2.
La configuración electrónica del modelo atómico de Schrödinguer explica las propiedades
periódicas de los átomos y los enlaces que forman.
Sin embargo, el modelo atómico de Schrödinger no considera el spin de los electrones, ni
las variaciones en el comportamiento de los electrones rápidos debido a los efectos
relativistas.
Modelo mecánico cuántico.
El modelo atómico actual fue desarrollado durante la década de 1920, principalmente por
Schrödinger y Heisenberg. Se trata de un modelo de gran
complejidad matemática, hasta el punto de que al utilizarlo sólo
se puede resolver con precisión el átomo de hidrógeno. Se
utilizanmétodosaproximadospara resolverátomosdistintosdel
hidrógeno.
En cualquier caso, el modelo atómico mecánico-cuántico encaja muy bien con las
observaciones experimentales.

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En este modelo no se habla de órbitas, sino de orbitales. Una órbita es una región del
espacio en la que la probabilidadde encontrar el electrón es máxima. Las órbitas atómicas
tienen diferentes formas geométricas.
Características.
Los principios básicos del modelo actual son: La presencia de un núcleo atómico con
partículas conocidas, casi toda la masa atómica en un volumen muy pequeño. Los estados
estacionarios o niveles de energía fundamentales en los que los electrones se distribuyen
en función de su contenido energético.

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DESARROLLO
El átomo y su estructura.
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 efectivamentenose podíandividir,aunque hoy en
día sabemos que están formados por partículas aún más
pequeñas.
El átomo es una estructura en la cual se organiza la materia en el mundo físico o en la
naturaleza. Su estructura está compuesta por diferentes combinaciones de tres sub-
partículas: los neutrones, los protones y los electrones.
Como ya se mencionó el átomo 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.

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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.
Historia del átomo.
La historia del modelo atómico se puede dividir en tres etapas en que se propuso la
existencia para comprender la composición de la materia: la primitiva; en la que surgieron
las primeras ideas con el fin de dar una explicación crédula sobre cómo la materia estaba
compuesta en su interior, la clásica; en la que se retomaron las primeras ideas surgidas
años antes durante un período conocido como el Renacimiento donde científicos y
expertos comenzaron debates e investigaciones por crear un modelo tanto creíble como
verdadero, y la moderna; donde las ideas al fin se unificaron y dieron lugar al modelo
aceptado hasta el día de hoy.
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 sigloV a.C. Leuciposostenía que todaslasformasdemateria debíanestarconstituidas
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
átomosde Demócritoyreconocióla teoría delos4 elementos,la cual,graciasa su prestigio

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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 Daltonpublicósuteoría atómica,queretomabalasantiguasideasdeLeucipo
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.
 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.
Modelo de Dalton.
El modelo atómico de Dalton o Teoría atómica de Dalton, fue una propuesta presentada
entre 1803 y 1807 por el químico y matemático inglés John Dalton. Esta fue la primera

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propuesta de organización conceptual respecto a la estructura y el funcionamiento de los
átomos.
El modelodeDaltontambiénes conocidocomomodeloesférico,ya que proponeel hecho
de que el átomo es una esfera indivisible, sólida y compacta. Gracias a este modelo fue
mucho más sencillo brindar una explicación sobre la química al resto del mundo y fue la
base de los muchos proyectos de investigación innovadores que le siguieron.
Según Dalton, la materia estaba compuesta por una unidad mínima llamada átomo, la cual
no podía serdestruida ni dividida deninguna manera.Esta unidadpropuesta antiguamente
por Demócrito y su mentor Leucipo, fue la base de las investigaciones de Dalton y la
creación de su modelo atómico.
Dalton formuló su modelo atómico con 6 postulados en donde explica en que basó sus
estudios y como los llevo a cabo.
Postulado 1
En la imagen a la izquierda queda representado un resumen del
modelo de Dalton: los átomos serían esferas minúsculas indivisibles,
indestructibles y homogéneas.
El primer postulado de Dalton establecía que los elementos se
encuentran conformados por partículas diminutas denominadas átomos, las cuales no
pueden ser divididas ni pueden ser destruídas
Postulado 2

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El segundo postulado de Dalton establecía que todos los átomos presentes en un mismo
elemento son iguales tanto en peso como en otras caracteríticas.
Por otra parte, también establecía que los átomos de elementos distintos poseen masa
diferente. De esta propuesta surgió el conocimiento de los pesos atómicos relativos que se
demostraron al comparar diferentes elementos con el hidrógeno.
Postulado 3
El tercero postulado de Dalton establecía que los átomos son indivisibles aun cuando sean
combinados en reacciones químicas. Tampocopueden ser creados o destruidos.
La combinación de átomos, tanto iguales como diferentes, generará compuestos más
complejos, pero este proceso no cambiará el hecho de que el átomo es la unidad mínima
de la materia.
Postulado 4
El cuarto postuladodeDaltonestablecía queaun cuandose combinenátomospara formar
un compuesto, los mismos siempre tendrán una relación que puede ser expresada en
números simples y completos. Esta expresión no se mostrará en fracciones, ya que los
átomos son indivisibles.
Postulado 5
El quinto postulado de Dalton establecía que existe la posible combinación de átomos
diferentes en proporciones diferentes para formar más de un compuesto.
De esta manera, se podría explicar que a partir de una cantidad finita de átomos haya
provenido toda la materia existente en el universo.
Postulado 6

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El sexto y último postulado de Dalton establecía que todos y cada uno de los compuestos
químicos se crearon a partir de la combinación de los átomos de dos o más elementos
diferentes.
Errores en la teoría de Dalton.
Dalton pensaba que los átomos de todos los elementos permanecían individuales por lo
que no pudo percatarse que en algunos elementos los átomos existen en moléculas, como
por ejemplo el oxígeno puro que existe como O2 (o sea una molécula del mismoelemento
con dos átomos de oxígeno).
También pensó erróneamente que el compuesto más simple entre dos elementos es
siempre un átomo de cada uno. Esto lo llevó a concluir que el agua era HO en vez de H2O.
Experimentos que condujeron al descubrimiento del electrón.
En 1832 Michael Faraday (1791-1867) determinó la cantidad de corriente necesaria para
realizar la electrólisis de una sustancia. En estudios posteriores junto con George Stoney
(1826-1911) llevaron a Faraday a relacionar la unidad de carga eléctrica, a la que llamó
electrón, con el átomo.
Las primeras evidencias experimentales sobre la existencia de los electrones derivan de los
estudios realizados con el tubo de rayos catódicos. Este dispositivo, empleado en los
monitores de televisión, consiste en un tubo de vidrio del cual se ha evacuado casi todo el
aire y en el que se introducen dos placas (electrodos) conectados a una fuente de alto
voltaje. Se observa que el electrodonegativo(cátodo) emiteunrayo invisibleque se dirige
hacia el electrodo positivo (ánodo). Empleando un electrodo positivo perforado y
colocando detrás una pantalla fluorescente se puede observar que el rayo sigue una
trayectoria recta.

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En posteriores experimentos se somete el haz de rayos catódicos a campos eléctricos y
magnéticos, observado desviaciones con respecto a la trayectoria rectilínea que implica la
presencia de partículas con carga negativa en dicho rayo (electrones).
En 1897 J.J Thomson (1856-1940) estudió el cambio en la trayectoria de la rayos catódicos
al ser sometidos a campos electricos y magnéticos simultáneos obteniendo la relación
entre la carga y la masa del electrón.
e/m = 1,75882 108 culombios/gramo
En 1909, Robert Millikan (1868-1953) realizó un experimento que permitió determinar la
carga del electrón. El experimento de Millikan consistía en pulverizar aceite y estudiar el
movimiento de las finas gotas en el interior de un campo eléctrico. Las gotas se cargaban
eléctricamente por acción de Rayos X y ajustando el voltaje entre las placas se consigue
compensar la fuerza gravitacional con la fuerza electrostática, en este punto la gota levita
y el potencial aplicado permite el cálculo de la carga eléctrica. Este valor es 1,60218 10-19
culombios. Dado que la relación carga/masa es de 1,75882 108 C/g, mediante un simple
factor de conversión se obtiene la masa del electrón.

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𝑚 =
1 𝑔
1.75882𝑋108 𝐶
∗ 1.60218𝑋10−19 𝐶 = 9.10940𝑋10−28 𝑔
Modelo atómico de Thompson. Inconvenientes.
El modelo atómico de Thomson fue creado por el
celebradofísicoinglésJ. J. Thomson, quien descubrióel
electrón. Por este descubrimiento y sus trabajos acerca
de la conducción eléctrica en los gases, fue
galardonadoen 1906 con el Premio Nobel de Física.
Según Thomson, la carga positiva estaba distribuida por todo el átomo y las cargas
negativas estaban incrustadas en él como si fueran las pasas de un pudín. De esta
comparación surgió el término “pudín de pasas”, como se conoció informalmente al
modelo.
Inconvenientes y limitaciones.
Aunque Thomson hizo uso de todo el conocimiento del que disponía para el momento,
hay varias limitaciones importantes en su modelo, que fueron evidentes muy pronto:
 La carga positiva no está repartida por todo el átomo. Los experimentos de la
dispersión de Rutherford mostraron que la carga positiva del átomo
necesariamente está confinada a una pequeña región del mismo, que luego pasó a
ser conocida como el núcleo atómico.

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 Los electrones poseen una distribución específica dentro de cada átomo. Los
electrones no están repartidos de manera uniforme, como las pasas del famoso
budín, sino que tienen una disposición en orbitales que los modelos posteriores
pusieron de manifiesto.
 El núcleo atómico es el que contiene la mayor parte de la masa. El modelo de
Thomson postuló que la masa del átomo estaba repartida uniformemente en su
interior. Pero hoy en día sabemos que la masa del átomo está prácticamente
concentrada en los protones y neutrones del núcleo.
Descubrimiento del protón.
Generalmente se le acredita a Ernest Rutherford el descubrimiento del protón. En el año
1918 Rutherford encontró que cuando se disparan partículas alfa contra un gas de
nitrógeno, sus detectores de centelleo muestran los signos de núcleos de hidrógeno.
Rutherford determinó que el único sitio del cual podían provenir estos núcleos era del
nitrógeno y que por tanto el nitrógeno debía contener núcleos de hidrógeno. Por estas
razones Rutherford sugirió que el Núcleo de hidrógeno, que en la época se sabía que su
número atómico era 1, debía ser una partícula fundamental. Antes que Rutherford, Eugen
Goldstein había observado rayos catódicos compuestos de iones cargados positivamente
en 1886.
Luego del descubrimiento del electrón por Joseph John Thomson, Goldstein sugirió que
puesto que el átomo era eléctricamente neutro, el mismo debía contener partículas

25
cargadas positivamente. Goldstein usó los rayos canales y pudo calcular la razón
carga/masa.Encontróquedichas razonescambiabancuandovariabanlosgasesque usaba
en el tubo de rayos catódicos. Lo que Goldstein creía que eran protones resultaron ser
iones positivos. Sin embargo, sus trabajos fueron largamente ignorados por la comunidad
de físicos.
Experimento de Rutherford.
El Experimento de la Hoja de Oro.
Esta seriede experimentosfueronrealizadosentre1909 y 1913 en los laboratoriosdefísica
de la Universidad de Manchester por un par de científicos, Hans Geiger y Ernest Marsden,
colaboradores de Ernest Rutherford y bajo la supervisión del mismo.
La importancia deestosexperimentosradica enel hecho que sus resultadosy conclusiones
condujeron a un nuevo y revolucionario modelo atómico.
El experimento consistía en bombardear con partículas alfa una lámina delgada de oro de
100 nm de espesor. Las partículas alfa eran iones, o sea átomos sin electrones por lo que
solamente tenían protones y neutrones y en consecuencia una carga positiva. Si el modelo
de Thomson era correcto, las partículas alfa atravesarían los átomos de oro en línea recta.

26
Modelo atómico de Rutherford. Inconvenientes.
El modelo planteado por Rutherford sugiere que la carga
positiva del átomo está concentrada en un núcleo
estacionario de gran masa, mientras que los electrones
negativos se mueven en órbitas alrededor del núcleo,
ligadas por la atracción eléctrica entre cargas opuestas.
Inconvenientes y limitaciones del modelo atómico de
Rutherford
Aunque el modelo atómico de Rutherford fue un gran avance en la física, no era perfecto
ni completo, de hecho de acuerdo a las leyes de Newton era algo imposible y tampoco
explicaba un aspecto importante de las leyes de Maxwell. Este modelo no pudo explicar
ciertas cosas como:
 No tenía una explicación de cómo se mantenían unidas un grupo de cargas
positivas en el núcleo. Según la teoría eléctrica, las cargas positivas se deberían
repeler. Sin embargo, el núcleo era la unión de varios Protones.
 Otra contradicción de este modelo fue hacia las leyes fundamentales de la
electrodinámica, ya que al considerar que los electrones con carga negativa giran
alrededor del núcleo, según las leyes de Maxwell, deberían emitir radiación
electromagnética. Esta radiación consumiría energía que haría que los electrones
colapsaran con el núcleo. Por lo tanto, no podía explicar la estabilidaddel átomo.
Descubrimiento del neutrón.
La tercera partícula fundamental es el neutrón, descubierto en 1932 por James Chadwick
(1891-1974) al bombardear una lámina de berilio con partículas alfa, observó la emisión
por parte del metal de una radiación de muy alta energía, similar a los rayos gamma.
Estudios posteriores demostraron que dicha radiación estaba formada por partículas

27
neutras (no responden a los campos eléctricos) de masa ligeramente superior a la de los
protones.
El descubrimiento del neutrón permitió entender la razón por la que el átomo de helio
tiene una masa 4 veces superior a la del hidrógeno, conteniendo sólo dos protones. La
explicación radica en la existencia de 2 neutrones en su núcleo.
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.

28
Si el mismo elemento, también en estado de gas, recibe radiación electromagnética,
absorbeenciertasfrecuenciasdel visible,precisamentelasmismasenlasqueemitecuando
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
radiaciónenlas mismaslongitudesdeonda en las quela emite.Los espectrosde 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.
Modelo de Bohr. Éxitos e inconvenientes.
En el modelo de Rutherford, lo electrones en movimiento
con carga eléctrica negativa deberían emitir radiación
electromagnética de acuerdo a las leyes de
Electromagnetismo, lo que haría que esa pérdida de
energía hiciera que los electrones redujeran su órbita
moviéndose en espiral hacia el centro hasta colapsar con
el núcleo. El modelo de Bohr resolvió esta problemática
indicando que los electrones orbitan alrededor del núcleo pero en ciertas orbitas
permitidas con una energía específica proporcional a la constante de Planck.
El modelo de Bohr fue el primero en introducir el conceptode cuantización lo que lo ubica
como un modelo entre la mecánica clásica y la mecánica cuántica. Fue una mejora al

29
modelo de Rutherford pero incorporando los descubrimientos de cuantización
descubiertos por Max Planck unos años antes y las ideas de Albert Einstein.
Inconvenientes y limitaciones.
 El modelo no da ninguna razón por la cual los electrones se limitan únicamente a
órbitas específicas.
 Asumió que los electrones tienen un radio y una órbita conocidos, algo que el
Principio de Incertidumbre de Werner Heisenberg desmentiría una década más
tarde.
 El modelo atómico de Bohr era capaz de modelar el comportamiento de los
electrones en átomos de hidrógeno, pero no era tan exacto cuando se trataba de
elementos con mayor cantidad de electrones.
 Este modelo también tenía conflictos para explicar el efecto Zeeman. Este efecto
que se observa cuando las líneas espectrales se dividen en dos o más en presencia
de un campo magnético externo y estático.
 De la misma forma, este modelo proporciona un valor incorrecto para el momento
angular orbital del estado fundamental.
Modelo mecano cuántico. Orbitales y números cuánticos.
Quienes sentaron las bases del nuevo modelo mecánicocuántico fueron tres científicos:
a) En 1924, Louis de Broglie, postuló que los electrones tenían un comportamientodual de
onda y partícula. Cualquier partícula que tiene masa y que se mueve a cierta velocidad,
también se comporta como onda.

30
b) En 1927, Werner Heisenberg,sugierequees imposibleconocerconexactitudla posición,
el momento y la energía de un electrón. A esto se le llama "principiode incertidumbre"
c) En 1927, Erwin Schrodinger, establece una ecuación matemática que al ser resuelta
permite obtener una función de onda (psi cuadrado) llamada orbital. Esta describe
probabilísticamente el comportamiento de un electrón en el átomo. Esta 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 Schrodinger queda establecido que los electrones no giran
en orbitas alrededor del núcleo comoel modelo de Bohr, sino en volúmenes alrededor del
núcleo.
Orbitales y números cuánticos
Debido a su carácter ondulatorio, no se puede precisar la posición de un electrón,
únicamente podemos hablar de la probabilidadde hallarlo en un punto determinado del
espacio. La región en la que hay más de un 90% de probabilidad de hallar el electrón es lo
que conocemos como orbital atómico. Así, obtenemos los números cuánticos, n, l y m que
definen totalmente un orbital, mientras que los 4 números cuánticos n, l, m y s definen
totalmente un electrón que ocupa un orbital.
Los números cuánticos son:

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 El número cuántico principal, n, nos indica el nivel energético en el que nos
hallamos.
 El número cuántico orbital o azimutal, l, nos indica el tipo de orbital: s, p, d o f.
 Orbitales tipo s: tiene un valor de l=0, y presentan simetría esférica.
 Orbitales tipo p: tienen un valor de l=1 y 3 posibles valores de m=-1, 0, 1, es decir,
tres orientaciones. Así, tendremos los orbitales px, py y pz. Como son 3 orbitales
cabrán en total 6 electrones (2 en cada uno). Su forma es lobular.
 Orbitales tipo d: tienen un valor de l=2 y 5 posibles valores de m=-2,-1, 0, 1, 2, es
decir, 5 orientaciones distintas. Caben 10 electrones.
 Orbitales tipo f: tienen un valor de l=3 y, por tanto, 7 posibles valores de m=-3,-2,-
1, 0, 1, 2, 3. 7 orientaciones distintas. Caben 14 electrones.
 El número cuántico magnético, m, nos indica la orientación de los orbitales.
 El número cuántico espín (s), se le denomina número cuántico de espín o de giro
del electrón. Es número cuántico tiene dos valores por cada valor del número
cuántico m, los valores son +1/2 y -1/2 y denotan los posibles giros del electrón
alrededor de su propio eje.

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CONCLUSIÓN
Como hemos visto en este trabajo los modelos atómicos fueron sufriendo cambios y
modificaciones,deacuerdoa losavances científicos quese ibanoriginando,espor eso que
hay una gran variedad de ellos.
Todoslos modelosatómicosanterioresal quese usa actualmente tuvieronsus limitaciones
y correcciones, y aunque hoy en día parezcan muy obvios esos errores la realidad es que
cada uno de ellos fue importante para realizar los avances científicos que nos permitieron
llegaral modeloatómicousadoactualmente,el cual esmodeloatómicomecánicocuántico.
Aunque el modelo mecánico cuántico es hoy en día el reconocido mundialmente, por ser
el modelo que interpreta la mayoría de los fenómenos conocidos, no significa que será el
modelo definitivo. La tecnología avanza a una velocidad increíble y así mismo los avances
científicos, tal vez en un futuro surjan nuevas observaciones y experimentos que
introduzcan nuevas teorías o hagan cambiar las que ya están establecidas, y con ello tal
vez se haga presente un nuevo modeloatómicoomodificacionesal modeloatómicousado
actualmente.

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