El documento describe la historia de los modelos atómicos desde la antigua Grecia hasta el modelo mecanocuántico. Los filósofos griegos Demócrito y Leucipo propusieron la primera teoría atómica, llamada "Discontinuidad de la Materia", que sugería que la materia estaba compuesta de átomos indivisibles. Más tarde, científicos como Dalton, Thomson, Rutherford y Bohr desarrollaron modelos atómicos basados en experimentos que revelaron la estructura interna del átomo, incluidos

1. 1
FÍSICA PARA INGENIERÍA
Resultado de Aprendizaje:
“Modelos atómicos”
ALUMNO CRUZ LUIS AXEL MAURICIO
MATRICULA 18190077
PERIODO ESCOLAR SEP-DIC 2020 GRUPO 701
NOMBRE DEL DOCENTE ING. SARAI NINTAI OROZCO GRACIA
Universidad Tecnológica del Sureste de Veracruz
INGENIERÍA EN QUÍMICA ÁREA INDUSTRIAL

2. 2
INDICE
A. INTRODUCCIÓN......................................................................................................3
Artículo I. Átomo y su estructura:.......................................................................................5
Artículo II. Historia del átomo.............................................................................................6
Artículo III. Modelo de Dalton..............................................................................................9
Artículo IV. Experimentos que condujeron al descubrimiento del electrón..........................10
Artículo V. Modelo de Thompson......................................................................................11
Artículo VI. Descubrimiento del protón...............................................................................12
Artículo VII. Modelo de Rutherford......................................................................................14
Artículo VIII. Descubrimiento del neutrón.........................................................................16
Artículo IX. Características generales de los espectros atómicos........................................17
Artículo X. Modelo de Bohr...............................................................................................18
Artículo XI. Modelo mecano cuántico.................................................................................20
B. CONCLUSIÓN........................................................................................................23
C. BIBLIOGRAFÍA:......................................................................................................24

3. 3
A. INTRODUCCIÓN
Los filósofos griegos discutieron mucho sobre la naturaleza de la materia. ¿Qué ocurriría si
dividiéramos un trozo de materia muchas veces? ¿Llegaríamos hasta una parte indivisible o
podríamos seguir dividiendo sinparar?Los filósofos de la antigua Grecia discutieronbastante
sobre este tema. El problema es que estos filósofos no utilizaban ni la medición ni la
experimentación para llegar a conclusiones, por tanto, no seguían las fases del método
científico. De esta forma, se establecieron dos teorías: atomista y continuista.
Teoría atomista:
En el siglo V a.C., Leucipo pensaba que sólo había un tipo de materia. 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, Demócrito, bautizó a estas
partes indivisiblesde materia con el nombre de átomos, términoque en griegosignifica “que
no se puede dividir”. Para el año 400 a. de C. Demócrito y Leucipo propusieron la primera
teoría atómica llamada la "Discontinuidad de la Materia". Los atomistas pensaban que:
 Todo está hecho de átomos. Si dividimos una sustancia muchas veces, llegaremos a ellos.
 Las propiedades de la materia varían según como se agrupen los átomos.
 Los átomos no pueden verse porque son muy pequeños.
 Los átomos son eternos.
 Las propiedades de la materia varían según el agrupamiento de los átomos.
Teoría continuista:
Aproximadamente del año 400 antes de Cristo hasta finales de 1500, el átomo fue olvidado.
Aristóteles había creído que toda la materia estaba hecha de cuatro elementos: fuego, agua,
tierra y aire, esta teoría se llamó continuista. Como Aristóteles era un sabio, la gente
aceptaba la teoría de los cuatro elementos y el avance del estudio de la materia quedó
estancado durante varios siglos. Los continuistas pensaban que:
 Los átomos no existen. No hay límite para dividir la materia.
 Si las partículas, llamadas átomos, no pueden verse, entonces es que no existen.
 Todas las sustancias están formadas por las combinaciones de los 4 elementos básicos:
agua, aire, tierra y fuego.
Durante todo el período que estuvo dominado por la teoría de Aristóteles de los cuatro
elementos no hubo químicos que se dedicaran a investigar los secretos de la materia, había
en cambio, alquimistas, personas que buscaban la forma de transformar el plomo, un metal
barato y abundante, en oro. Aristóteles sugirió que eso podría ser posible, ya que, según él,

4. 4
todos los metales estaban formados de los mismos cuatro elementos. Finalmente, casi dos
mil años después de Aristóteles, un joven matemático italiano llamado Galileo empezó a
analizar todas las teorías antiguas. Lo más importante de aquello resultó que él, por medio
de sus experimentos, ofreció probar que muchas de las teorías científicas de Aristóteles eran
erróneas. En el siglo XVII, un francés llamado Pierre Gassendi sugirió que la teoría atómica
de Demócrito podría ser cierta. Al pasar el tiempo, más hombres empezaron a estar de
acuerdo con él, pero era difícil creer en los átomos, porque todos se realizaban una serie de
preguntas: "¿Cómo son los átomos?" "¿Qué aspecto tienen?" "¿Qué los mantiene
agrupados?" "¿Existen tantas clases diferentes de átomos como objetos distintos hay en el
mundo?""¿Están formadas todas las cosas de la Tierra por una misma clase de átomos, sólo
que esto están agrupados en forma distinta?".

5. 5
Artículo I. Átomo y su estructura:
n átomo consiste en un diminuto núcleo,
denso, rodeado por electrones dispersos en
un espacio relativamente grande en torno al
núcleo. El núcleo contiene protones con carga positiva y
neutrones neutros; por consiguiente, tiene carga positiva. Los
electrones tienen carga negativa y se mueven de manera
continua. Como cualquier cosa que se mueve, los electrones
presentan energía cinética,queeslo que contrarresta la fuerza
de atracción de los protones con carga positiva; de otra
manera, los electrones con carga negativa serían atraídos por el núcleo.
Ya que la cantidad de carga positiva de un protón es igual a la cantidad de carga negativa de
un electrón, un átomo neutro tiene cantidades iguales de protones y electrones. Los átomos
pueden ganar electrones y ante ello se tornan negativos, o bien pueden perder electrones y
tornarse positivos. Sin embargo, la cantidad de protones no cambia en un átomo. Los
protones y los neutrones tienen masas aproximadamente iguales y unas 1,800 veces
mayores que la de un electrón. Eso significa que la mayor parte de la masa de un átomo
reside en su núcleo. No obstante, la mayor parte del volumen de un átomo la determinan
sus electrones, y a ellos nos enfocaremos porque son los que forman los enlaces químicos.
El número atómico de un átomo es igual al número de protones en su núcleo.
También es el número de electrones que rodean el núcleo de un átomo neutro. Por ejemplo,
el número atómico del carbono es 6 y quiere decir que un átomo neutro de carbono cuenta
con seis protones y seis electrones.
El número de masa de un átomo es la suma de sus protones y neutrones. Todos los
átomos de carbono tienen el mismo número atómico porque todos presentan la misma
cantidad de protones. No todos ellos son equivalentes en masa porque no todos cuentan
con la misma cantidad de neutrones. Por ejemplo, 98.89% de los átomos de carbono en la
naturaleza tiene seis neutrones —por lo que su número de masa es 12— y 1.11% tiene siete
neutrones —cuyo número de masa es 13. Esas dos clases diferentes de átomos de carbono
( 12C y 13C) se llaman isótopos. Los isótopos tienen el mismo número atómico (esto es, la
misma cantidad de protones) pero distinto número de masa porque su cantidad de
neutrones es distinta.
Entre los carbonos naturales también hay huellas de 14C, que tiene seis protones y ocho
neutrones. Este isótopo del carbono es radiactivo y se desintegra, o decae, con una vida
media de 5,730 años. (La vida media, o semivida, es el tiempo que tarda la mitad de los
núcleos en decaer).Mientrasuna planta o un animal estén vivos, incorporan tanto 14C como
U

6. 6
el que excretan o exhalan. Al morir, ya no incorporan 14C, por lo que el 14C en el organismo
muerto disminuye lentamente; por eso se puede determinar la edad de una sustancia
orgánica a través de su contenido de 14C. núcleo (protones + neutrones) nube de electrones
Mientras más cerca está el orbital del núcleo, menor es su energía. 1.2 Cómo se distribuyen
los electrones en un átomo 5
La masa atómica de un elemento en la naturaleza es el promedio ponderado de la
masa de sus átomos. Dado que una unidad de masa atómica (uma) se define como
exactamente igual a 1/12 de la masa del 12C, la masa atómica del 12C es 12.0000 uma; la
masa atómica del 13C es 13.0034 uma. Así, la masa atómica del carbono es 12.011 uma
[(0.9889 X 12.0000) (0.0111 X 13.0034)] 12.011. La masa molecular es la suma de los pesos
atómicos de todos los átomos en la molécula.
Artículo II. Historia del átomo.
La historia del átomo inicia 450 años antes de Cristo con las
afirmaciones postuladas por el filósofo griego Demócrito de
Abdera. El filósofo se interesó por el descubrimiento de las
sustancias esenciales que contienen todas las sustancias. Él
aseguró que la materia podía ser dividida indeterminadamente
en partículas cada vez más diminutas hasta llegar al punto más
indivisible de aquella materia, a las que Demócrito
llamó átomos, palabra que en griego significa inseparable. Así
que, la materia se componía de átomos y estos eran
inseparables, de manera que Demócrito marcó una distinción
entre los pensadores anteriores, que nombraron elementos átomos a elementos como el
agua, el aire y el fuego. Demócrito afirmó, que estos no eran átomos en sí mismo, sino que
estaban compuestos por miles de ellos.
En suma, Demócrito supuso que toda la materia se encuentra compuesta por partículas
sólidas, indivisibles e invisibles al ojo humano, los famosos átomos. Aunque este filósofo
interesado por los procesos físicos y químicos nunca tuvo una prueba verídica que
comprobara la existencia del átomo. Podemos afirmar que fue la primera persona en hablar
sobre este y consolidar una concepción atomista, conocida actualmente como
la Discontinuidad de la Materia, generando un largo debate con el pasar de los siglos.
El filósofo Leucipo de Mileto se basó en el átomo para sustentar su idea racional del origen
del universo; asegurando que el universo estaba integradopor milesde partículasindivisibles
que se juntaron luego de un evento similar a un torbellino. Por su parte Epicuro de Samos,
filósofo procedente de Atenas, con su doctrina de la naturaleza, aseguró, reelaborando la

7. 7
versión de Demócrito, Epicuro indica que la formación del universo pudo responder a un
proceso de azar, en otras palabras, la probabilidad que los átomos sufran desviaciones en su
trayectoria, colisionando entre sí.
Tuvieron que trascurrir varios siglos, hasta que en 1776
nació el hombre que cambiaría el rumbo de la concepción
atomista legada por los antiguos filósofos griegos: John
Dalton, conocido como el padre de la teoría atómica. Nació
en el Reino Unido, específicamente en Cumbria. Desde la
edad de 12 años demostró su inteligencia.Siendomásjoven
se interesó por la meteorología y de ahí explotó su atracción
por ciertos fenómenos químicos. Dalton, con sus postulados
marcó un gran cambio en el conocimiento sobre los átomos y
su comportamiento.
En ese sentido, el científico aseguró que la materia se constituye de
átomos indivisibles,dicha afirmaciónnotenía mucho de novedoso. Pero, ademásagregóque
los átomos tienen un carácter inmutable, ósea nunca pueden transformarse unos en otros,
lo que tiene valor mutable son las combinaciones químicas porque están conformadas por
moléculasidénticasy estas a su vez por átomos. Graciasa un sinfín de experimentos llevados
a cabo por Dalton, se estableció la Teoría Atómica de Dalton.
La mencionada teoría ayudó a calcular el peso atómico de los elementos, como los
elementos gaseosos. Descubrió las masas atómicas de varios elementos relacionándolos con
la masa del hidrogeno. Estos descubrimientos fueron expuestos el 21 de octubre de 1803
durante una conferencia en la Sociedad Literaria y Filosófica de Manchester. Luego, las
disertaciones fueron plasmadas en su célebre libro Nuevo sistema de filosofía química,
publicado en 1808.
En este texto se puede destacar las siguientes afirmaciones generales: La materia se
compone de partículas atómicas, de carácter indivisible e indestructible, los átomos de un
mismo elemento son iguales, al igual que su peso y cualidades, los átomos no se dividen aun
cuando se combinen por medio de reacciones químicas, los átomos de diversos elementos
puedencombinarse y formar átomos compuestos, por último,los compuestosquímicosnacen
por la unión de átomos de dos o más elementos distintos. Muchas afirmaciones de Dalton
fueron rebatidas o reafirmadas.

8. 8
En un futuro, Michael Faraday reformuló varios de los planteamientos de Dalton. En 1883,
descubrió que el flujo de la corriente eléctrica de una sustancia a otra produce
ciertos cambios químicos, lo que indica la existencia de una
relación entre electricidad y materia, asegurando que los
átomos debían tener una estructura eléctrica que suministra la
cantidad de corriente eléctrica adecuada al peso de la sustancia
química descompuesta.
En el año de 1906 salea la luz el Modelo Atómico de Thomson,que
claramente invalidaba el anterior Modelo Atómico de Dalton ya
que este no reflexionaba sobre la estructura interna del átomo. El
físico británico Joseph John Thomson se valió del uso de los rayos
catódicos dispuestos en un tubo de vacío que eran desviados al aplicar un campo magnético
para obtener las pruebas para dar a luz este modelo.
El modelo atómico de Thomson postula que: el átomo en su interior posee electrones de
carga negativa incrustados en una esfera de carga positiva, dichos electrones se encuentran
de manera uniforme por todo el átomo, la carga del átomo es neutro de modo que las cargas
negativas de los electrones se compensan con la carga positiva, los electrones se pueden
extraer del átomo de cualquier sustancia. Entonces, Thomson representó el átomo con un
modelo estático, en donde los electrones se hallaban fijos dentro de la masa positiva, este
modelo fue aprobado por la comunidad científica porque permitió explicar cualitativamente
fenómenos como la emisión de luz por los átomos, aunque hechos posteriores modificaron
esta hipótesis.
El encargado de modificar el modelo de Thomson fue Ernest
Rutherford, quien en 1911 consideró que en el núcleo central
del átomo se encuentra la carga positiva y la masa; mientras
que alrededor se encuentran los electrones girando a gran
velocidad. Por otro lado, descubrió que el núcleo posee una
corteza y un núcleo, los electrones que giran lo hacen en la
corteza del átomo alrededor del núcleo; esta región es pequeña
y se ubica en el centro del átomo que posee la carga positiva.
Tan solo dos años después, Niels Bohr, estudiando disciplinadamente
el modelo de Rutherford, profundizó la manera en que los electrones se mantenían bajo una
órbita estable alrededor del núcleo sin radiar energía, además gracias al número
cuántico n, pudo asegurar que primero: existe una distancia entre la órbita y el núcleo;

9. 9
segundo que no todos los electrones circulan por todas las orbitas y tercero calculó el radio
de la órbita. Bohr también expresó porqué los átomos presentaban espectros de emisión
característicos y como los electrones pueden emitir o absorber energía durante los saltos de
una órbita a otra. Al poco tiempo, vino el modelo de Sommerfeld que basado en el de Bohr,
formula aportes a la mecánica relativista indicando que los electrones recorren velocidades
cercanas a las de la luz. También se puede destacar que para Sommerfeld, el electrón es
básicamente una corriente eléctrica. En 1924, sale a la luz el Modelo de Schrödinger,
formulado por Erwin Schrödinger, que como innovación tiene en cuenta los cuatro números
cuánticos: n, i, m, s. para afirmar que en un átomo no hay electrones con los cuatro números
cuánticos iguales.
En los años 60 los físicos estadounidenses Murray Gell-Mann y Georg Zweig, detectaron una
partícula subatómica denominada quark. En el siglo XXI un equipo de científicos realizó
experimentos en el Gran Colisionador de Hadrones encontrado el pentaquarks. Este
descubrimiento de la partícula subatómica sirve para comprender mejor la constitución de
la materia ordinaria, los neutrones y los protones.
Artículo III.Modelo de Dalton
n su libro “Nuevo Sistema de Química” publicado en 1808, Dalton resumió sus
postulados basados en las evidencias empíricas de Proust y Lavoisier :
• En los procesos químicos, los elementos están constituidos por partículas pequeñas
llamadas átomos, que son invisibles e inalterables.
• Las propiedades químicas de los átomos de un mismo elemento son iguales.
• Las propiedades químicas de los átomos de diferentes elementos son distintas.
• Las sustancias compuestas se originan por la combinación de átomos de diferentes
elementos, en una relación definida y constante.
E
Según la teoría atómica de Dalton,
los átomosde un mismoelemento
son idénticos entre sí, pero los
átomos de un elemento son
diferentes a los átomos de otro
elemento.Puedeobservarseloque
Dalton se imaginaba cuando se
unían átomos de diferentes
elementos para formar
compuestos. En este caso, el
compuestose formabaporlaunión
de A y B,en unaproporciónde 2:1.

10. 10
Basado en su modelo, Dalton llegóa determinar,aunque con bastante imprecisión,los pesos
atómicos de algunas sustancias. Sin embargo, los positivistas más duros del s. XIX, dumas
(1800-1884) y berthelot (1827 -1907) atacaron fuertemente a Dalton, puesto que no se
podía aceptar la existencia de un objeto sin evidencia del mismo. Claro, Dalton no sabía de
fórmulas para defender sus ideas. A partir de los postulados de Dalton los átomos dejaron
de ser algo extraño para la Ciencia. Por primera vez se elaboraba una teoría atómica acerca
de la materia, apoyada en la balanza.
Artículo IV.Experimentos que condujeron al descubrimiento del
electrón.
alton en su teoría atómica considera el átomo como la unidad básica de un elemento
que puede intervenir en una reacción química. Para Dalton el átomo era
indivisible. Sin embargo, trabajos desarrollados a partir de 1850 demostraron que
los átomos están formados por partículas más simples, llamadas partículas subatómicas.
La primera evidencia sobre la estructura atómica fue suministrada a principios de 1800 por
el químico inglés Humphry Davy (1778-1829). Davy encontró que la corriente eléctrica
descomponía ciertas sustancias, sugiriendo que los elementos de un compuesto se
mantenían unidos por fuerzas eléctricas. 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 electrodo negativo (cátodo) emite un rayo invisible que 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.
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).
D

11. 11
En 1897 J.J Thomson (1856-1940)estudió el cambio en la trayectoria de los rayos catódicos
al ser sometidos a campos eléctricos y magnéticos simultáneos obteniendo la relación entre
la carga y la masa del electrón.
e/m = 1,75882 108 coulombios/gramo.
Una vez determinada la relación entre la masa y la carga es necesario diseñar un nuevo
experimentoque permita calcular una de lasdos magnitudes, obteniéndose a partir de dicha
relación la otra.
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.
Artículo V. Modelo de Thompson.
lgunos meses después de los hallazgos de Röntgen, el científico inglés Joseph
Thomson (1856-1940) demostró y determinó cuidadosamente la naturaleza de los
rayos catódicos cuando los rayos X ionizaban los gases al incidir sobre ellos.
Basándose en estas propiedades de los rayos catódicos, Thomson demostró el
comportamiento corpuscular de estos rayos y propuso que los rayos catódicos son
constituyentes del átomo, e intentando explorar aún más las ideas de Crookes, modificó
levemente el tubo original. Hoy cualquier televisor moderno se construye basado en el
modelo del tubo de Thomson.
Incorporando algunas fórmulas, cálculos matemáticos y análisis, Thomson llegó a proponer
el cociente e/m, basado en los valores de los campos eléctricos y magnéticos además de los
datos geométricos del experimento. Por primera vez se concluía que la masa de estas
partículas negativas era una fracción pequeña de la masa total del átomo, quedando así
establecido que el electrón es una partícula subatómica. Propuso así el modelo atómico del
“budín de pasas” asumiendo que los átomos son esferas positivas con electrones dispersos
en la misma proporción y que se encuentran girando en su interior, en anillos concéntricos
dentro de la masa atómica positiva. Este modelo simple indicaba que la materia se
A

12. 12
encontraba eléctricamente neutra. En principio, este modelo fue satisfactorio. Sin embargo,
más tarde fue incapaz de explicar e interpretar algunas propiedades del átomo, como el
origen de los espectros atómicos o la emisión de partículas alfa, que serían caracterizadas
posteriormente por Ernest Rutherford.
 Inconveniente: 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.
Artículo VI.Descubrimiento del protón.
l descubrimiento oficial del
protón se publicó hace 100
años, en junio de 1919, aunque
Ernest Rutherford y sus colegas
realizaron sus experimentos unos años
antes. La colisión de un haz de
partículas alfa (núcleos de helio-4)
contra átomos de nitrógeno-14
produjo átomos de oxígeno-17y un haz
de núcleos de hidrógeno (14N + α
→ 17O + p). Pero el término «protón»
no se publicó hasta 1920 en Nature. Un artículo que resumía una reunión de la BAAS (British
Association for the Advancement of Science) el 25 de agosto de 1920. En ella, Oliver Lodge
le pidió a Rutherford un nombre para el núcleo de hidrógeno y su propuesta fueron dos:
«prouton», en honor a la hipótesis del químico William Prout, y «protón», a partir de la
palabra griega prôtos (primero). El término «protón» no fue usado por el propio Rutherford
hasta un artículo de 1925.
E
Modelo atómico “del budín de pasas” de Joseph Thomson
J.J. Thomson (1904) lanzó su primera hipótesis sobre la estructura
interna del átomo: el átomo estaba constituido por corpúsculos con
carga eléctrica negativa uniformemente distribuidos en una esfera
difusade electricidadpositiva,loque explicabasuneutralidadeléctrica.
La distribución de los corpúsculos dentro del átomo fue analizada
matemáticamente encontrandoThomsonque lomás probable eraque
estuvieran dispuestos en anillos concéntricos dentro del átomo.
Tomado de Uribe, M.V. y Cuellar L., 2003. Estudio histórico-
epistemológico del modelo atómico de Rutherford. Revista Tecné.
Episteme y Didáxis. UPN. Colombia).

13. 13
La hipótesis de Prout (1815, 1816) afirmaba que todos los átomos estaban formados por
átomos de hidrógeno, llamados «protilos». La razón era obvia, la mayoría de los átomos
tenían una masa atómica múltiplo de la del hidrógeno; pero había excepciones (debido a la
existencia de isótopos naturales). Las propiedades del protón fueron descubriéndose poco a
poco. El espín (semientero) del protón se desveló en 1927 gracias a la teoría cuántica del
calor específico de la molécula de hidrógeno de David Dennison; los dos alótropos del
hidrógeno molecular (uno de los motivos del Premio Nobel de 1932 a Werner Heisenberg),
el ortohidrógeno y el parahidrógeno se diferencian en si los espines apuntan en la misma
dirección o en direcciones opuestas. Otto Stern observó en 1933 el momento magnético del
protón (uno de los motivos de su Premio Nobel de 1943).
El descubrimiento de que el protón no era una partícula fundamental, como el electrón, sino
una partícula compuesta, con un tamaño finito, lo lideró Robert Hofstadter (Premio Nobel
de Física en 1961). Realizó en el SLAC experimentos de dispersión de electrones (su colisión
contra núcleos atómicos), desvelando que que el nucleón (el protón y el neutrón) tenía un
tamaño finito y una distribución de carga en su interior. Se supo que el protón estaba
formado por partículas fundamentales, los quarks (también llamados partones), gracias a los
experimentos de dispersión profunda de electrones entre 1967 y 1969 (Premio Nobel de
Física de 1990). La teoría cuántica de campos que explica el protón, la cromodinámica
cuántica (QCD), se desarrolló entre 1964 y 1973, culminando con el nacimiento del modelo
estándar de la física de partículas.
Hasta 1925, en sus artículos y en sus charlas, Rutherford usaba los términos «átomos de
hidrógeno» y «núcleos de hidrógeno»; no le gustaba el nombre «protón». Pero en 1923 se
publicó un librode texto estadounidense que usaba «protón» con lo que sus reticenciashacia
este término se relajaron. Pero no lo adoptó de forma completa hasta 1925. ¿Por qué tardó
tanto en aceptar un término que él mismo había propuesto? Porque tenía que confirmar su
existencia con experimentos de dispersión de partículas alfa contra otros elementos activos,
como boro, nitrógeno, flúor,sodio yfósforo; estos experimentos los realizódesde1921 hasta
1924 junto a James Chadwick. Así a finales de 1924 quedó convencido y usó por primera vez
el término protón en su charla ante la Royal Society el 29 de enero de 1925.

14. 14
Artículo VII. Modelo de Rutherford.
a estamos en el siglo XX. En 1908 Ernest Rutherford apoyado en los trabajos de tipo
experimental de hans geiger y ernest marsden realizó un experimento notable:
utilizando las ideas y explicaciones de Becquerel y de los esposos Curie, “bombardeó”
una lámina de oro muy delgada con partículas radiactivas, observando que la mayoría de las
partículas atravesaban la lámina de oro mientras otras partículas desviaban su trayectoria.
Así, pensó que la masa del átomo
estaba concentrada en un espacio
suficientemente pequeño, quedando
los electrones en la periferia. Nacía de
esta forma un nuevo modelo de
átomo, más complejo que el de
Demócrito y Thomson. En vez de estar
“lleno de partículas” estaba casi
completamente vacío, con un centro
(el núcleo) compuesto de partículas
que Rutherford llamó protones,
pensando que los electrones se
hallaban por fuera de él. Así lo explicó:
“Tuve la idea de un átomo con un
núcleo pequeñísimo, pero de gran
masa y con carga eléctrica positiva”.
El descubrimiento del núcleo del
átomo fue posible a partir de la
observación de las desviaciones que
sufríanlastrayectoriasdelaspartículas
en aquellas sustancias radioactivas
cuando se bombardeaban los átomos.
Todo ello llevó también a que Ernest
Rutherford estableciera un orden de
magnitud relativo a las dimensiones
reales del núcleo atómico y que eran,
precisamente, los electrones, los que
determinaban el tamaño del átomo.
Y
Experimento de la lámina de oro, de
Rutherford
H. Geiger y E. Marsden (1909) idearon un
experimento en el que hicieron incidir partículas
alfa sobre láminas metálicas lo suficientemente
finas comopara quefuese máxima la probabilidad
de que las partículas sólo fueran dispersadas por
unúnico átomoduranteel tiempo quetardabaen
atravesar la lámina. Se esperaba, de acuerdo con
el modelo de J.J. Thomson, quelas partículas alfa,
por ser de alta energía y de gran masa, sólo
sufrieran muy leves desviaciones al atravesar el
átomo; pero se sorprendieron al observar que
varias partículas “golpearon” la lámina y se
volvieronatrás. Rutherfordanalizóelresultadodel
experimento descrito anteriormente y llegó a la
conclusión de que la dispersión hacia atrás debía
ser consecuencia de una única colisión, lo que lo
llevó a pensar en la existencia del núcleo atómico.
Tomadode Uribe, M.V. y Cuellar L., 2003. Estudio
histórico-epistemológico del modelo atómico de
Rutherford. Revista Tecné. Episteme y Didáxis.
UPN. Colombia.

15. 15
 Modelo atómico de Rutherford
De acuerdo a los cálculos
realizados, Rutherford planteó que
lo hallado en el experimento de la
lámina de oro sólo era posible si se
pensara que los átomos tuvieran
prácticamente toda la masa
concentrada en un diminuto
núcleo. En este momento tuvo la
idea de un átomo con un núcleo
diminuto de gran masa y portador de carga positiva y con electrones por fuera de éste, con
masa despreciable comparada con la del núcleo y en número suficiente para neutralizar la
carga del núcleo. El modelo atómico de Rutherford le permitió calcular el número de
partículas alfa que debían ser desviadas en ángulos grandes por la lámina de oro,
coincidiendo este número con los resultados experimentales de Geiger y Marsden.
Este modelo provocó la ensoñación de científicos y pensadores: el macrocosmos y el
microcosmos funcionaban con las mismas reglas de la naturaleza. Los estudios de
Rutherford le valieron el Premio Nobel de Química en 1908. Sin embargo, de acuerdo con
la teoría de Maxwell, si los electrones giraban en sus órbitas, debían emitir ondas elec-
tromagnéticas de manera permanente y al hacerlo perdían energía con lo que en algún
momento dejarían de girar. Si esto ocurría, los electrones caerían al núcleo
irremediablemente. De manera que el maravilloso modelo de Rutherford era aún
insuficiente para explicar la estructura de la materia. Eso pensaba el investigador físico
danés de veintiocho años, aficionado al fútbol, niels bohr (1885-1962), mientras se dirigía
esa lluviosa tarde de invierno, a una reunión con su maestro J.J. Thomson.
 Inconveniente:
El principal problema del modelo de Rutherford fue que asumió que los electrones
giraban en órbitas circulares en torno al núcleo, según esto los electrones se deberían
mover a gran velocidad, lo que junto con la órbita que describen los haría perder energía
colapsando con el núcleo.

16. 16
Artículo VIII. Descubrimiento del neutrón.
acido en 1891 en condado de Chesire, al
norte de Inglaterra, James Chadwick ha
sido reconocido por su trayectoria como
físico y por adjudicarse el Premio Nobel de Física
en 1935 por el descubrimiento del neutrón.
“En 1932 la revista Nature publicó la
investigación de James Chadwick, en la que
demostraba la existencia del neutrón. Este
descubrimiento condujo al desarrollo de la
bomba atómica.”
A pesar de que fue Ernest Rutherford quien planteó por primera vez la existencia de esta
partícula,mientrasdictaba una conferencia enla Royal Societyde Londres en 1920, Chadwick
–quien trabajó con él en el Laboratorio Físico de Manchester- logró demostrarlo a través de
una investigación, la cual fue publicada en la edición de la revista Nature el 27 de febrero de
1932.
Los neutrones son partículas subatómicas y sin carga
eléctrica que componen, junto a los protones y electrones,
el núcleo de un átomo. Los átomos son las partículas que
forman la materia, es decir, de lo que todo está formado.
A partir de 1920 se realizaron varios experimentos que
intentaron comprobar las sugerencias de Rutherford, hasta
que en 1932, Chadwick logró verificar la presencia de estas
partículas sin carga en y del mismo tamaño de un protón,
del cual ya se tenía conocimiento.
Los neutrones tienen una función fundamental, y es que sirve para mantener estable al
átomo, dándole la masa necesaria para que pueda sostenerse a sí mismo. Su descubrimiento
no solo le valió un premio Nobel a Chadwick, sino que también contribuyó al desarrollo de
la fisión nuclear y de la bomba atómica.
Chadwick falleció en julio de 1974, a sus 82 años, dejando como legado uno de los
descubrimientos más importantes y relevantes para entender la conformación de la materia
y la ciencia en la actualidad.
N

17. 17
Artículo IX.Características generales de los espectros atómicos.
n el siglo XVII, Isaac Newton demostró que la luz blanca visible procedente del
sol puede descomponerse en sus diferentes colores mediante un prisma.
El espectro que se obtiene es continuo; contiene todas laslongitudes de onda desde el
rojo al violeta, es decir, entre unos 400 y 700 nm (1 nm -nanómetro- = 10-9 m).
En cambio, la luz emitida por un gas incandescente no es blanca sino coloreada y el espectro
que se obtiene al hacerla pasar a través de un prisma es bastante diferente. Es un espectro
discontinuo que consta de líneas o rayas emitidas a longitudes de onda específicas. Cada
elemento (es decir cada tipo de átomos) posee un espectro característico que puede
utilizarse para identificarlo. Por ejemplo, en el del sodio, hay dos líneas intensas en la región
amarilla a 589 nm y 589,6 nm.
Cuando se hace pasar la luz por un prisma, ésta se descompone en sus componentes, en un
proceso denominado dispersión, tal y como puedes observar en la siguiente animación en la
que se simula la descomposición de la luz blanca:
Al calentar un elemento gaseoso hasta que llega a la incandescencia, se produce una
emisión de luz que, al hacerla pasar por un prisma, se descompone en forma de un
espectro discontinuo, que consta de una serie de líneas correspondientes a determinadas
frecuencias y longitudes de onda.
A este tipo de espectros se los conoce como espectros de emisión, ytienenla característica
fundamental que cada elemento químico presenta un espectro característico propio,
específico y diferente de los del resto de elementos, que sirve como "huella digital"
permitiendo identificarlofácilmente.Acontinuación se muestra el espectro de emisióndel
hidrógeno:
Es posible también obtener el espectro de un gas de una forma complementaria,
iluminando con luz blanca (que presenta todas las frecuencias posibles) una muestra del
E

18. 18
gas en cuestión, de forma que se observan unas líneas oscuras sobre el fondo iluminado,
correspondientes a las longitudes de onda en las que el elemento absorbe la energía.
A este espectro se le conoce como espectro de absorción y es complementario al de
emisión, puesto que las líneas de ambos coinciden para un mismo elemento, tal y como
puedes observar en el espectro de absorción del hidrógeno que se muestra a continuación.
A la vista de estas series espectrales para el átomo de hidrógeno, resultó que el modelo
atómico de Rutherford era incapaz de explicar por qué razón cuando se comunicaba
energía a los átomos, después la emitían con unas frecuencias determinadas.
Por otra parte, según la física clásica una carga en movimiento emite continuamente
energía, por lo que los electrones que giran alrededor del núcleo con aceleración
centrípeta cada vez tendrían menos energía, y acabarían cayendo sobre el núcleo,
radiando energía en dicho proceso y dando lugar a la destrucción del átomo. ¡Pero el
átomo es estable!
Artículo X. Modelo de Bohr.
n 1913, el joven investigador Bohr quedó
impresionado con la oratoria de Rutherford
en el Congreso Solvay, celebrado en
Bruselas, Bélgica, y que reunió a un selecto grupo
de intelectuales entre los que se encontraba el
joven científico Albert Einstein (1879-1955). Más
que pensar en descartar las ideas de Rutherford,
Bohr se trazó una gran tarea: resignificar el modelo.
Mantuvo la representación del pequeño sistema
solar, pero asignó a los electrones lugares definidos en las órbitas que giraban en torno al
núcleo, siendo los electrones más energéticos los más lejanos a él. Pero, al mismo tiempo,
al alejarse del núcleo, Bohr postulaba un aumento de la cantidad de electrones orbitando
dependiendo del tipo de átomo. Al respecto, un postulado radical de Bohr revolucionaría
las ideas científicas de la época: los electrones sólo emitían energía cuando se cambiaban
de una órbita más energética a una menos energética y mientras circulaban en su órbita
(estado elemental) no emitían energía. Estos y otros estudios le valieron el Premio Nobel
de Física en 1922. Volvamos a los días de Niels Bohr y su modelo atómico. En 1913
defendió su idea de que la energía atómica no se emite ni se absorbe en forma continua,
E

19. 19
sino que por paquetes discretos llamados “cuantos”. De esta manera, determinados
electrones en determinadas órbitas tendrían determinada cantidad de energía.
 Principios básicos del modelo atómico de Bohr.
1. Laspartículascon carga positiva se encuentran en un volumen muy pequeño comparadocon
el tamaño del átomo y contienen la mayor parte de la masa del átomo.
2. Los electrones con carga eléctrica negativa, giran alrededor del núcleo en órbitas circulares.
3. Los electrones orbitan el núcleo en órbitas que tienen un tamaño y energía establecidos. Por
lo tanto, no existen en un estado intermedio entre las órbitas.
4. La energía de la órbita está relacionada con su tamaño. La energía más baja se encuentra en
la órbita más pequeña. Cuanto más lejos esté el nivel de energía del núcleo, mayor será la
energía que tiene.
5. Los niveles de energía tienen diferentes números de electrones. Cuanto menor sea el nivel
de energía, menor será la cantidad de electrones que contenga, por ejemplo, el nivel 1
contiene hasta 2 electrones, el nivel 2 contiene hasta 8 electrones, y así sucesivamente.
6. La energía se absorbe o se emite cuando un electrón se mueve de una órbita a otra.
Modelo atómico
Postula que los electrones de un
átomo se encuentran girando
alrededor del núcleo en órbitas
circulares,ocupandocadaunode ellos
la órbita de menor energía posible, o
sea, la más cercana al núcleo. Este
modeloresolviólosproblemasque se
le observaban al modelo atómico de
Rutherford, sin embargo, surgían
nuevos problemas en el análisis de
este nuevo modelo.

20. 20
 Éxitos e inconvenientes
Establecióuna clara ruptura entre el mundo de lo macroscópico y el mundo atómico. En este
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.
Artículo XI.Modelo mecano cuántico.
stamos a iniciosdel año 1920. Las salitrerasdel Norte
Grande chileno prosperaban ininterrumpidamente.
En 1924, a los veinte años, Pablo Neruda publicaba
“20 poemas de amor y una canción desesperada”. En
Europa y Norteamérica los científicos se encontraban
divididos en dos grupos: aquellos que pensaban que la luz
era “una vibración” y aquellos que creían que era un
“chorro de corpúsculos”. En 1924, un joven francés
presentó su tesis doctoral “Investigaciones acerca de la
teoría de los cuanto” (analogías entre luz y materia). Su
nombre: Louis de Broglie. De Broglie consideraba el
comportamiento dual del electrón como onda-corpúsculo, lo que se constituyó en la génesis
de la mecánica cuántica.
“Luego de meditar y reflexionar largo tiempo en soledad, de repente tuve la idea de que el
descubrimiento hecho por Einstein, 1905, debería extenderse a todas las partículas
materiales”.
–Luis de Broglie–
E

21. 21
La mecánica cuánticaesuna teoría quehace referencia a una nueva manera depensar acerca
de las propiedades de los átomos, que al ser partículas muy pequeñas, hace imposible
conocer con exactitud algunas de sus propiedades, lo que lleva a pensarlas en términos
probabilísticos.
El principio de incertidumbre de Heisenberg:
¡Ser o no ser! Sin embargo, quedaban algunas cuestiones por resolver que veremos a
continuación. werner heisenberg, 1901-1976, físico alemán y Premio Nobel en 1932, señaló
que es imposible conocer con exactitud la velocidad y la posición del electrón a la vez.Sepuede
medir con exactitud su posición y también su velocidad, pero ambas simultáneamente
resultan imposiblesde predecir.Amayor precisióny exactitud en la velocidad de la partícula,
mayor incertidumbre con relación a su posición y viceversa.
Los postulados de Heisenberg sirvieron de base para los estudios sobre superconductividad
que, en los albores del s. XXI, nos permiten comunicarnos con personas que están muy lejos
de nosotros en cuestión de minutos.
 Las órbitas son niveles de energía
Otro de los aportes de NielsBohr fue postular la existencia
de distintos niveles de energía los cuales representaron
con letras mayúsculas K, L, M, N, O, etc., en los que se
hallarían distribuidos los electrones. Se estableció que a
la distribución de estos electrones se correspondería con
la existencia de los números cuánticos (principal,
secundario, magnético y de espín).
Así, a cada nivel energético le correspondía un valor del
respectivo número cuántico principal designado por la
letra minúscula n. Los valores de n son 1, 2, 3, etc.
Además, los aportes del físico alemánsommerfield(1915)
permitieronincorporar el concepto de los subniveles para los nivelesenergéticosprincipales.
También, el conocimiento entregado por zeeman determinó la orientación de las órbitas del
electrón (efecto Zeeman), que dio como resultado el origen de un nuevo número cuántico,
conocido como número cuántico magnético, que se representa con una letra ml o m.
Sin embargo, caracterizadas las partículas subatómicas, nada hacía presagiar que los
hermosos y fascinantes hallazgos de la ciencia, construidos con tanto esmero y sacrificio a
través de 2.000 años, cambiarían los destinos de la humanidad en los próximos tiempos.

22. 22
 Los números cuánticos
Finalmente, el físico austríaco Erwin Schrodinger, 1887-
1961, desarrolló una ecuación matemática que permitió
formalizar desde el punto de vista de una función de onda
el comportamiento de las partículas para el electrón. La
función de onda de un electrón describe lo que se llama un
orbital atómico. Por ello se debe tener presente que un
conjunto de ondas se representa por orbitales. Entonces, se
puede definir un orbital atómico como la región del espacio
que tiene forma, tamaño y orientación donde existe la
máxima probabilidaddeencontrar un electrón.Este modelo
matemático nos entrega información de cuatro números
cuánticos, que son los siguientes:
• El número cuántico principal (n), nos entrega la energía
que posee el electrón y el tamaño aproximado del átomo.
Los valores que toma son números enteros, por ejemplo: 1,
2, y 3.
• El número cuántico secundario (azimutal) (l), nos da
información del tipo de orbital y se representa con números
enteros que van de 0 hasta (n-1).
• El número cuántico magnético (ml ó m) nos indica la
orientación espacial de los orbitales. Los valores que toma
son números enteros que dependen del valor que adopte el
número cuántico secundario (l); estos valores están
comprendidos entre +1 y -1, incluyendo el 0.
• Finalmente el número cuántico del spin (s), nos determina
el giro de un electrón alrededor de su propio eje, el cual
puede asumir solamente dos valores, que son +½ y -½.
El número de electrones posibles que pueden ubicarse en
cada uno de los orbitales es:
Orbitales
Los químicos han acordado
pensar en ciertas formas para
los orbitales, no obstante que
en rigor un orbital no tiene
forma definida. Pese a lo
anterior, es conveniente
modelizarlos en formas
específicas para luego
analizar la formación de los
enlaces químicos entre los
átomos. Aquí, los diagramas
de contornos de los orbitales
s, 2p y 3d.

23. 23
B. CONCLUSIÓN.
La teoría atómica de Dalton es la base de todos los modelos existentes. Todos ayudaron de
alguna manera a llegar a respuestas que tal vez no se hayan completado. Pero esto puede
ayudarnos a descubrir y comprender que todo lo que vemos, sentimos y tocamos está
formado por determinadas partículas, gracias a todos los modelos atómicos que ya hemos
entendido. Todos estos descubrimientos han pasado por muchas etapas, con el paso del
tiempo las personas siempre han investigado y desarrollado con ideas que pueden
comprender y obtener respuestas.
Hay varios modelos atómicos, y son más complejos que otros: por ejemplo, el modelo
atómico de Rutherford (1911) (el primero en distinguir entre el núcleo central y la nube de
electrones que lo rodea) y el modelo atómico de Bohr (1913), que es Un modelo atómico.
Modelo cuantitativo de un átomo con un electrón que gira en una órbita circular. El átomo
consta de dos partes: el núcleo y la capa. El núcleo es la parte central, es muy pequeño y
puede encontrar todas las cargas positivas (protones) y en realidad la masa de todos los
átomos. La corteza es casi un espacio vacío, enorme en relación con el tamaño del núcleo,
aquí los electrones tienen una masa muy pequeña y una carga negativa (electrones). En un
átomo neutro, la carga negativa del electrón es neutralizada por la carga positiva del
núcleo; se dice que este tipo de átomo está descargado. Esto significa que el número de
electrones que rodean el núcleo es igual al número de protones.

24. 24
C. BIBLIOGRAFÍA:
1. Biografía, H. y. (2017, November 21). Historia del Átomo. Retrieved December 2,
2020, from Historia y biografía de website: https://historia-biografia.com/historia-
del-atomo/
2. Descubrimiento del electrón | FisicoQuímica. (2010). Retrieved December 2, 2020,
from Quimicafisica.com website: http://www.quimicafisica.com/descubrimiento-
electron.html
3. Descubrimiento del electrón - Principia. (2020). Retrieved December 2, 2020, from
Principia.io website: https://principia.io/2015/04/30/descubrimiento-del-
electron.IjEyMiI/
4. https://www.facebook.com/profile.php?id=100007845464664. (2019, December 7).
El origen del nombre del protón - La Ciencia de la Mula Francis. Retrieved
December 2, 2020, from La Ciencia de la Mula Francis website:
https://francis.naukas.com/2019/12/07/el-origen-del-nombre-del-proton/
5. El Experimento de Ernest Rutherford : El Protón y el Núcleo » TP - Laboratorio
Químico. (2014, December 24). Retrieved December 2, 2020, from TP -
Laboratorio Químico website: https://www.tplaboratorioquimico.com/quimica-
general/teoria-atomica/el-experimento-de-ernest-rutherford-el-proton-y-el-
nucleo.html
6. Ernest Rutherford: radioactividad y descubrimiento del núcleo del átomo. (2020).
Retrieved December 2, 2020, from Astromia.com website:
https://www.astromia.com/biografias/rutherford.htm
7. Hidalgo, F. (2020, February 7). James Chadwick: el físico que hace 88 años
descubrió el neutrón - La Tercera. Retrieved December 2, 2020, from La Tercera
website: https://www.latercera.com/que-pasa/noticia/chadwick-fisico-
neutron/1002882/

25. 25
8. 3.1 Espectros atómicos. (2020). Retrieved December 3, 2020, from Catedu.es
website: http://e-
ducativa.catedu.es/44700165/aula/archivos/repositorio/1000/1162/html/31_espectro
s_atmicos.html
9. Modelo Atómico de Bohr - Información y Características. (2018). Retrieved
December 3, 2020, from Geoenciclopedia.com website:
https://www.geoenciclopedia.com/modelo-atomico-de-bohr/
10. Aciertos e inconvenientes de Bohr. (2012). Retrieved December 3, 2020, from
Blogspot.com website: http://elfisicoloco.blogspot.com/2012/11/aciertos-e-
inconvenientes-de-bohr.html