la evolución histórica del modelo atómico

1. UNIVERSIDAD TECNOLÓGICA DEL SURESTE DE
VERACRUZ
MODELOS ATÓMICOS
MATERIA: FISICA PARA INGENIERIA I
DOCENTE: SARAI NINTAI OROZCO GRACIA
CARRERA: INGENIERIA EN MANTENIMIENTO
INDUSTRIAL
SISTEMA: DISCONTINUO
GRUPO: 1001
CUATRIMESTRE: SEPTIEMBRE - DICIEMBRE 2022
ALUMNO: GÓMEZ PAVÓN JUAN DIEGO

2. 2
INDICE
EVOLUCIÓN HISTORICA DEL MODELO ATÓMICO..................................................3
Átomo concepto y estructura.........................................................................................3
Historia del átomo..................................................................................................................3
Modelo de Dalton....................................................................................................................5
Experimentos que condujeron al descubrimiento del electrón................6
Modelo de Thompson..........................................................................................................6
Inconvenientes.................................................................................................................7
Descubrimiento del protón...............................................................................................7
Experimento de Rutherford..............................................................................................8
Modelo de Rutherford..........................................................................................................9
Inconvenientes.................................................................................................................9
Descubrimiento del neutrón..........................................................................................10
Características generales de los espectros atómicos..................................10
Modelo de Bohr..................................................................................................................... 11
Éxitos e inconvenientes...........................................................................................12
Modelo mecano-cuántico................................................................................................13
Orbitales y números cuánticos........................................................................... 14
CONCLUSIÓN................................................................................................................................... 3
BIBLIOGRAFIAS..............................................................................................................................3

3. 3
EVOLUCIÓN HISTORICA DEL MODELO ATÓMICO
Concepto de átomo y estructura.
El átomo es la unidad más pequeña de la materia que tiene propiedades de
un elemento químico. Cada sólido, líquido, gas y plasma se compone de
átomos neutros o ionizados.
Los protones y los neutrones se ubican en el núcleo del átomo, y los
electrones giran en torno a este. Cada partícula subatómica presenta una
particularidad sobre su carga:
 Protón → Carga positiva
 Electrón → Carga negativa
 Neutrón → Carga neutra
Historia del átomo
Cinco siglos antes de Cristo, los filósofos griegos se preguntaban si la
materia podía ser dividida indefinidamente o si llegaría a un punto, que tales
partículas, fueran indivisibles. Es así, como Demócrito formula la teoría de

4. 4
que la materia se compone de partículas indivisibles, a las que llamó átomos
(del griego átomos, indivisible).
Según Demócrito el átomo es la fracción más pequeña posible de cada
sustancia, sólido y sin estructura interna.
Para explicar su modelo, Demócrito comenzaba con una piedra, la cual
explicaba que si se cortaba a la mitad obtendría dos pedazos de la misma
piedra y si se repitiera la operación continuamente, se llegaría a una pieza
dentro de la piedra que ya no pudiera ser cortada. Una pieza indivisible, el
“átomo”.
Como se puede apreciar el modelo era totalmente mecánico y solamente
consideraba la unión entre átomos. Sin embargo, este modelo fue una
genialidad para la época y tuvieron que pasar 2,200 años para que surgiera
el siguiente modelo atómico que hiciera resonancia en la comunidad científica.

5. 5
Modelo de Dalton
Fue el primer modelo atómico con bases científicas comprobables, fue
formulado en 1803 por John Dalton, quien imaginaba a los átomos como
diminutas esferas.26​ Este primer modelo atómico postulaba:
 La materia está formada por partículas muy pequeñas llamadas
átomos, que son indivisibles y no se pueden destruir.
 Los átomos de un mismo elemento son iguales entre sí, tienen su
propio peso y cualidades propias. Los átomos de los diferentes elementos
tienen pesos diferentes.
 Los átomos permanecen sin división, aun cuando se combinen en las
reacciones químicas.
 Los átomos, al combinarse para formar compuestos guardan
relaciones simples.
 Los átomos de elementos diferentes se pueden combinar en
proporciones distintas y formar más de un compuesto.
 Los compuestos químicos se forman al unirse átomos de dos o más
elementos distintos.

6. 6
Experimentos que condujeron al descubrimiento del electrón
 Los experimentos de J.J. Thomson con tubos de rayos catódicos
mostraron que todos los átomos contienen pequeñas partículas
subatómicas con carga negativa, llamadas electrones.
 El modelo del budín de pasas de Thomson para el átomo consiste en
electrones con carga negativa ("pasas") dentro de un "budín" con carga
positiva.
Modelo de Thompson

7. 7
Thomson sugiere un modelo atómico que tomaba en cuenta la existencia del
electrón, descubierto por él en 1897. Su modelo era estático, pues suponía
que los electrones estaban en reposo dentro del átomo y que el conjunto era
eléctricamente neutro.
Con este modelo se podían explicar una gran cantidad de fenómenos
atómicos conocidos hasta la fecha. Posteriormente, el descubrimiento de
nuevas partículas y los experimentos llevado a cabo por Rutherford
demostraron la inexactitud de tales ideas.
Inconvenientes
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.
Descubrimiento del protón.
Los protones fueron descubiertos en 1918 por Ernest Rutherford (1871-1937),
químico y físico británico. En medio de experimentos con gas de nitrógeno,

8. 8
Rutherford notó que sus instrumentos detectaban la presencia de núcleos de
hidrógeno al disparar partículas alfa contra el gas.
Concluyó que estos núcleos debían ser partículas fundamentales de la
materia, sin saber en ese entonces que, justamente, el núcleo del átomo de
hidrógeno contiene una única partícula: un protón. Fue así que se decidió
dotar al hidrógeno del número atómico 1.
Experimento de Rutherford.
El experimento de la lámina de oro de Rutherford mostró que el átomo es en
su mayoría espacio vacío con un pequeño y denso núcleo con carga positiva.

9. 9
Modelo de Rutherford
El Modelo de Rutherford establecía: El átomo tiene un núcleo central en el
que están concentradas la carga positiva y prácticamente toda la masa. La
carga positiva de los protones es compensada con la carga negativa de los
electrones, que se hallan fuera del núcleo
Inconvenientes
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.

10. 10
Descubrimiento del neutrón.
Mediante diversos experimentos se comprobó que la masa de protones y
electrones no coincidía con la masa total del átomo; por tanto, Rutherford
supuso que tenía que haber otro tipo de partícula subatómica en el núcleo de
los átomos.
Estas partículas se descubrieron en 1932 por J. Chadwick. Al no tener carga
eléctrica recibieron el nombre de neutrones. El hecho de no tener carga
eléctrica hizo muy difícil su descubrimiento.
Los neutrones son partículas sin carga y de masa algo mayor que la masa de
un protón
Características generales de los espectros atómicos
El espectro de emisión atómica de un elemento es un conjunto de
frecuencias de las ondas electromagnéticas emitidas por átomos de ese
elemento. Cada espectro de emisión atómico de un átomo es único y puede
ser usado para determinar si ese elemento es parte de un compuesto
desconocido.
Las características del espectro de emisión de algunos elementos son
claramente visibles a ojo descubierto cuando estos elementos son calentados.
Por ejemplo, cuando un alambre de platino es bañado en una solución de
nitrato de estroncio y después es introducido en una llama, los átomos de
estroncio emiten color rojo. De manera similar, cuando el cobre es introducido
en una llama, ésta se convierte en luz azul. Estas caracterizaciones

11. 11
determinadas permiten identificar los elementos mediante su espectro de
emisión atómica.
El hecho de que sólo algunos colores aparezcan en las emisiones atómicas
de los elementos significa que sólo determinadas frecuencias de luz son
emitidas. Cada una de estas frecuencias están relacionadas con la energía
con la fórmula:
donde E es la energía, h es la constante de Planck y v es la frecuencia. Con
esto se concluye que sólo algunos fotones con ciertas energías son emitidos
por el átomo. El principio del espectro de emisión atómica explica la variedad
de colores en signos de neón, así como los resultados de las pruebas de las
llamas químicas mencionadas anteriormente.
Modelo de Borh.

12. 12
El átomo es un pequeño sistema solar con un núcleo en el centro y
electrones moviéndose alrededor del núcleo en órbitas bien definidas. Las
órbitas están cuantizadas (los electrones pueden estar solo en ciertas órbitas)
Cada órbita tiene una energía asociada. La más externa es la de mayor
energía.
Los electrones no irradian energía (luz) mientras permanezcan en órbitas
estables. Los electrones pueden saltar de una a otra órbita. Si lo hace desde
una de menor energía a una de mayor energía absorbe un cuanto de energía
(una cantidad) igual a la diferencia de energía asociada a cada órbita. Si pasa
de una de mayor a una de menor, pierde energía en forma de radiación (luz).
Éxitos e inconvenientes
Estableció una clara ruptura entre el mundo de lo macroscópico y el mundo
atómicos. En éste último los fenómenos son discontinuos, están cuantizados
y las leyes que los expliquen deberán tener en cuenta esta característica.
Entre sus grandes aciertos cabe citar:
 Permite deducir valores para los radios de las órbitas y para sus
energías.
 Posibilita la deducción teórica de la fórmula de Rydberg y una
concordancia con la realidad hasta ahora desconocida.
Entre sus limitaciones tenemos:
 Aún no se desliga de la física clásica ya que se basa en parte en sus
principios.
 Las órbitas de los electrones deberían ser elípticas en lugar de
circulares como en los sistemas planetarios.
 Sólo es aplicable al hidrógeno o hidrogenoides (átomos con un sólo
electrón He+ o Li2+).
 Los avances en espectroscopia mostraron nuevas rayas en los
espectros que el modelo de Bohr no conseguía explicar.

13. 13
Modelo mecanocuántico.
El descubrimiento que inició la mecánica cuántica como un campo de estudio
fue cuando los físicos Albert Einstein y Max Planck demostraron que la luz y
la materia pueden comportarse como partículas y como ondas. Esto comenzó
la era de la mecánica cuántica , que es básicamente la física de lo muy
pequeño.
Si partículas como los electrones pueden comportarse como ondas, significa
que no tienen una posición exacta de la forma que imaginamos para una
partícula tradicional. La mecánica cuántica nos dice que no se puede conocer
con precisión la posición y la velocidad de un electrón al mismo tiempo.
Esto significa que no deberíamos imaginar a los electrones como objetos
individuales que giran alrededor del átomo. En cambio, todo lo que sabemos
es la probabilidad de encontrar un electrón en una ubicación particular.
Terminamos con algo llamado nube de electrones. Una nube de
electrones es un área del espacio en la que es probable que se encuentre un
electrón. Es como un gráfico en 3-D que muestra la probabilidad de encontrar
el electrón en cada lugar del espacio.

14. 14
Orbitales y números cuánticos
La mecánica cuántica también nos dice que una partícula tiene ciertos
números (llamados números cuánticos) que representan sus propiedades. Al
igual que los materiales pueden ser duros o blandos, brillantes o sin brillo, las
partículas tienen números para describir las propiedades. Estos incluyen los
números cuánticos orbitales de una partícula, el número cuántico magnético y
su espín. No hay dos electrones en un átomo que puedan tener exactamente
los mismos números cuánticos.
Los números cuánticos orbitales le dicen en qué nivel de energía se
encuentra el electrón. En el modelo de Bohr, esto representa la altura de la
órbita por encima del núcleo; las órbitas más altas tienen más energía. La
primera órbita es n = 1, la segunda es n = 2 y así sucesivamente.
El número cuántico magnético es solo un número que representa en qué
dirección apunta el electrón. La otra propiedad mecánica cuántica importante,

15. 15
llamada espín, está relacionado con el hecho de que los electrones vienen en
pares. En cada par, un electrón gira en una dirección (con un giro de la mitad)
y el otro electrón gira en el otro sentido (con un giro de la mitad
negativa). Dos electrones con el mismo espín no pueden existir como un
par. Esto puede parecer algo aleatorio, pero tiene efectos en términos de
cuán magnético es el material.
Es más probable que los materiales que tienen electrones desapareados
sean magnéticos.

16. 16
CONCLUSIÓN
Los modelos atómicos son representaciones graficas donde podemos
observar las estructuras y el funcionamiento de los átomos, como se vio en la
investigación existen diferentes representaciones graficas de los modelos
atómicos como lo son el modelo de Dalton, Thompson, Rutherford, Bohr,
entre otros.
Gracias a sus descubrimientos conocemos lo que es hoy en día la estructura
del átomo por lo que sabemos que se compone de 3 elementos que son: los
protones, los electrones y los neutrones.

17. 17
BIBLIOGRAFIAS:
El descubrimiento del electrón y del núcleo (artículo). (s. f.). Khan Academy.
https://es.khanacademy.org/science/ap-chemistry/electronic-structure-
of-atoms-ap/history-of-atomic-structure-ap/a/discovery-of-the-electron-
and-nucleus
colaboradores de Wikipedia. (2022, 28 noviembre). Átomo. Wikipedia, la
enciclopedia libre. https://es.wikipedia.org/wiki/%C3%81tomo
Historia del Modelo Atómico. (2003, 18 diciembre). Monografias.com.
https://www.monografias.com/trabajos14/modelo-atomico/modelo-
atomico
QUIMICA ORGANICA. (s. f.). https://www.liceoagb.es/quimiorg/
Modelos atómicos. (s. f.).
http://concurso.cnice.mec.es/cnice2005/93_iniciacion_interactiva_mate
ria/curso/materiales/atomo/modelos.htm
Protón - Concepto, descubrimiento, propiedades y características. (s. f.).
Concepto. https://concepto.de/proton/