Modelos Atómicos

1. Universidad Tecnológica del Sureste de Veracruz
INGENIERIA QUÍMICA ÁREA INDUSTRIAL
Asignatura:
Física Para Ingeniería
RESULTADO DEAPRENDIZAJE
NOMBRE DEL ALUMNO Martinez Osorio Jorge Fabian
MATRICULA 19190117
PERIODO ESCOLAR Sep. 21 – Dic 21 GRUPO 702
NOMBRE DEL DOCENTE M.A. Saraí Nintai Orozco Gracia
Fecha:30/11/2021
Nanchital de Lázaro Cárdenas del Río, Ver

2. ÍNDICE
Introducción …………………………………………………………………………. 3
Átomo ………………………………………………………………………………… 4
Concepto ……………………………………………………………………………. 4
Estructura ……………………………………………………………………………. 4
Historia del átomo …………………………………………………………………… 5
Modelo atómico de Dalton …………………………………………………………. 5
Descubrimiento del electrón ……………………………………………………….. 6
Modelo Atómico de Thompson …………………………………………………….. 7
Descubrimiento del protón ………………………………………………………….. 8
Experimento de Rutherford …………………………………………………………. 9
Descubrimiento del neutrón ……………………………………………………….. 10
Características generales de los aspectos atómicos ……………………………. 10
Modelo atómico de Bohr ……………………………………………………………. 11
Modelo mecánico cuántico …………………………………………………………. 13
Orbitales y números cuánticos ………………………………………………………14
Conclusión ……………………………………………………………………………. 16
Bibliografía ……………………………………………………………………………. 17

3. INTRODUCCIÓN
En este trabajo se hablará del átomo, su concepto,
estructura, historia, modelos atómicos y
experimentos que se hicieron desde Dalton hasta el
modelo actualmente usado (mecánica cuántica).
Cuando hablamos de “modelo” hablamos de una
representación o esquema de forma gráfica que nos
sirve como referencia para entender algo de forma
más sencilla y cuando hablamos de “atómico”
hablamos de conceptos relacionados con los átomos. Desde la Antigüedad, el ser
humano se ha cuestionado de qué estaba hecha la materia.
Unos 400 años antes de Cristo, el filósofo griego Demócrito consideró que la
materia estaba constituida por pequeñísimas partículas que no podían ser divididas
en otras más pequeñas. Por ello, llamó a estas partículas átomos, que en griego
quiere decir "indivisible". Demócrito atribuyó a los átomos las cualidades de ser
eternos, inmutables e indivisibles.
Sin embargo las ideas de Demócrito sobre la materia no fueron aceptadas por los
filósofos de su época y hubieron de transcurrir cerca de 2200 años para que la idea
de los átomos fuera tomada de nuevo en consideración.
Pues bien, un modelo atómico es una representación gráfica de la estructura que
tienen los átomos. Un modelo atómico lo que representa es una explicación o
esquema de cómo se estructuran y, por ende, cómo se comportan los átomos.

4. ÁTOMO
¿Qué es el Átomo?
El átomo es la unidad más básica de la materia con
propiedades de un elemento químico. El átomo es el
componente fundamental de toda la materia, o sea, todo lo que
existe en el universo físico conocido está hecho de átomos.
Todo el universo, todas las estrellas, galaxias, planetas y
demás cuerpos celestes también están hechos de átomos.
Los átomos se agrupan formando moléculas y éstas
constituyen todos los materiales que conocemos con las características físicas y
químicas que observamos.
Características del Átomo
Aunque el átomo es una unidad básica, está compuesto de tres subestructuras:
 Los protones.
 Los neutrones.
 Los electrones.
Estas partículas subatómicas tienen un orden en
particular dentro del átomo. Los protones y los neutrones
forman el núcleo atómico mientras que los electrones
orbitan alrededor de éste. Adicionalmente, estas partículas están definidas por su
carga eléctrica, donde los protones tienen una carga eléctrica positiva, los
electrones negativa y los neutrones como su nombre lo indica, no tienen carga
alguna, aunque aportan otras características al átomo.
Otra particularidad importante de estas partículas es la masa. La mayor parte de la
masa se encuentra en el núcleo, o sea, en los protones y los neutrones. Un protón
tiene aproximadamente 1,800 veces la masa de un electrón. Los electrones orbitan
alrededor del núcleo en una nube que tiene un radio de aproximadamente 10,000
veces el tamaño del núcleo.
HISTORIA DEL ÁTOMO

5. 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.
MODELO ATÓMICO DE DALTON
También conocido como el modelo de la bola de billar. Desarrollado en 1804.
Después del Atomismo y las corrientes filosóficas
Griegas, pasaron más de 2 mil años para que otra teoría
atómica trascendiera en el mundo científico y ésta salió de
los estudios de John Dalton, un físico, químico y
meteorólogo inglés que propuso inicialmente la teoría
atómica moderna y que también es conocido por sus estudios sobre la incapacidad
para distinguir colores por el ojo humano, condición conocida como Daltonismo.
Principiosbásicosdelmodelo atómico de Dalton.
1. Toda la materia está hecha de átomos.
Absolutamente todo lo que conocemos está hecho de átomos tanto en la
tierra como en el universo conocido. Cada uno de los elementos está hecho
de átomos.
2. Los átomos son indivisibles e indestructibles.
Dalton pensaba que los átomos eran las partículas más pequeñas de la
materia y eran químicamente indestructibles.
3. Todos los átomos de un elemento dado son idénticos .
Para un elemento determinado, todos sus átomos tienen la misma masa y
las mismas características.

6. 4. Los átomos de diferentes elementos varían en masa y propiedades.
Cada elemento tiene átomos de características y masa diferentes.
5. Los compuestos están formados por una combinación de dos o más
tipos diferentes de átomos.
Un compuesto determinado siempre tiene los mismos tipos de átomos
combinados y en las mismas proporciones.
6. Una reacción química es una reorganización de átomos.
Las reacciones químicas son el resultado de una separación, unión o
reorganización de átomos. Sin embargo, los átomos de un elemento nunca
cambian a átomos de otro elemento como resultado de una reacción química.
DESCUBRIMIENTO DEL ELECTRÓN
Durante varios años, Thomson investigó la naturaleza de los rayos catódicos y
demostró que los campos eléctricos podían provocar la desviación de éstos. Llevó
a cabo numerosos experimentos sobre su desviación, bajo el efecto combinado de
campos eléctricos y magnéticos, buscando la relación existente entre la carga y la
masa de las partículas, proporcionalidad que se mantenía constante aun cuando se
alterase el material del cátodo.
El 30 de abril de 1897 anuncia el descubrimiento de
una nueva partícula y demostró que era
aproximadamente mil veces más ligera que el
hidrógeno, el electrón, designación propuesta años
antes por el irlandés George Johnstone Stoney, que
había teorizado sobre su existencia. Joseph John
Thomson fue, por lo tanto, el primero que identificó partículas subatómicas.
Thomson examinó además los rayos positivos, estudiados anteriormente por Eugen
Goldstein y en 1912 descubrió el modo de utilizarlos en la separación de átomos de
diferente masa. A su vez, descubrió que el neón posee dos isótopos, el neón-20 y
el neón-22.
Thomson recibió el Premio Nobel de Física en 1906 por sus estudios acerca del

7. paso de la electricidad a través del interior de los gases. Calculó la cantidad de
electricidad transportada por cada átomo y determinó el número de moléculas por
centímetro cúbico. En 1937, su hijo George Paget Thomson obtuvo también el
Premio Nobel de Física por el descubrimiento de la difracción de los electrones.
MODELO ATÓMICO DE THOMPSON
También conocido como el modelo Pudín con
pasas. Desarrollado en 1904.
Este modelo creado en 1904, nunca tuvo una
aceptación académica generalizada y fue
rápidamente descartado cuando en 1909 Geiger y
Marsden hicieron el experimento de la lámina de
oro.
En este experimento, estos científicos, también residentes de la universidad de
Manchester y discípulos de Ernst Rutherford, hicieron pasar un haz de partículas
alfa de Helio, a través de una lámina de oro. Las partículas alfa son iones de un
elemento, o sea, núcleos sin electrones y por lo tanto con carga positiva.
El resultado fue que este haz se dispersaba al pasar por la lámina de oro, lo que
hacía concluir que debía haber un núcleo con fuerte carga positiva que desviaba el
haz. En el modelo atómico de Thomson, la carga positiva estaba distribuida en la
“gelatina” que contenía los electrones por lo que un haz de iones debería pasar a
través del átomo en ese modelo.
El descubrimiento del electrón también contravenía a una parte del modelo atómico
de Dalton que consideraba que el átomo era indivisible, lo que impulsó a Thompson
en pensar en el modelo del “pudín de ciruelas”.
DESCUBRIMIENTO DEL PROTÓN

8. Los protones fueron descubiertos en 1918
por Ernest Rutherford (1871-1937), químico
y físico británico. En medio de experimentos
con gas de nitrógeno, 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 numero
atomico 1
Sin embargo, se sabe de experiencias científicas previas que llevaron a este
descubrimiento. Por ejemplo, el físico alemán Eugene Goldstein (1850-1930) en
1886 halló iones positivos dentro del átomo, a través de experimentos con rayos
catódicos.
Además, el británico J. J. Thompson (1856-1940) ya había descubierto los
electrones y su carga negativa, es decir que era necesario que hubiera en el átomo
algún otro tipo de partícula con carga opuesta.
EXPERIMENTO DE RUTHERFORD
En 1910 un físico neozelandés. Ernest Rutherford, que estudio
con Thomson en la Universidad de Cambridge, utilizó
partículas alfa para demostrar la estructura de los átomos.
Junto con su colega Hans Geiger y un estudiante de
licenciatura llamado Ernest Marsden. Rutherford efectuó una
serie de experimentos utilizando láminas muy delgadas de oro y de otros metales,
como blanco de partículas a provenientes de una fuente radiactiva. Ellos observaron
que la mayoría de las partículas atravesaban la lámina sin desviarse, o bien con una
ligera desviación. De vez en cuando, algunas partículas alfa eran dispersadas (o
desviadas) de su trayectoria con un gran ángulo. En algunos casos, las partículas

9. alfa regresaban por la misma trayectoria hacia la fuente radiactiva. Éste fue el
descubrimiento más sorprendente ya que. Según el modelo de Thomson, la carga
positiva del átomo era tan difusa que se esperaría que las partículas a atravesaran
las láminas sin desviarse o con una desviación mínima
Esto explica por qué la mayoría de las partículas a atravesaron la lámina de oro
sufriendo poca o ninguna desviación. Rutherford propuso que las cargas positivas
de los átomos estaban concentradas en un denso conglomerado central dentro del
átomo, que llamó núcleo. Cuando una partícula “A” pasaba cerca del núcleo en el
experimento, actuaba sobre ella una gran fuerza de repulsión, lo que originaba una
gran desviación. Más aún, cuando una partícula “A” incidía directamente sobre el
núcleo, experimentaba una repulsión tan grande que su trayectoria se invertía por
completo.
MODELO ATÓMICO DE RUTHERFORD
También llamado el modelo planetario. Desarrollado en 1911.
Este modelo tuvo gran aceptación en la comunidad
científica y vislumbró un panorama de un átomo con
varias partículas subatómicas. Científicos posteriores
pudieron determinar el número de electrones o número
atómico de cada elemento.
Culturalmente, pese a todos los nuevos descubrimientos,
el modelo tipo planetario de Rutherford-Bohr es el que sigue en la mente de la
mayoría de la gente y es aún la forma más sencilla de explicar el funcionamiento de
un átomo, con un núcleo de protones y neutrones y electrones en órbitas girando
alrededor.
Los modelos atómicos anteriores consideraban que la carga positiva estaba
distribuida uniformemente en el átomo, lo cual haría fácil atravesarla dado que su
carga no sería tan fuerte en un punto determinado.
Los resultados inesperados del experimento, hicieron concluir a Rutherford que el
átomo tenía un centro con una fuerte carga positiva que cuando una partícula alfa
intentaba pasar era rechazada por esta estructura central.

10. 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 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.
Si el mismo elemento, también en estado de gas, recibe radiaciónelectromagnética,
absorbe en ciertas frecuencias del visible, precisamente las mismas en las que
emite cuando se estimula mediante calor. Este será su espectro de absorción.

11. Se cumple, así, la llamada Ley de Kirchoff, que nos indica que todo elemento
absorbe radiación en las mismas longitudes de onda en las que la emite. Los
espectros de absorción y de emisión resultan ser, pues, el negativo uno del otro.
Puesto que el espectro, tanto de emisión como de absorción, es característico de
cada elemento, sirve para identificar cada uno de los elementos de la tabla
periódica, por simple visualización y análisis de la posición de las líneas de
absorción o emisión en su espectro.
Estas características se manifiestan ya se trate de un elemento puro o bien
combinado con otros elementos, por lo que se obtiene un procedimiento bastante
fiable de identificación.
Podemos, en definitiva, identificar la existencia de determinados elementos
químicos en la composición de sistemas inaccesibles, como pueden ser objetos
astronómicos, planetas, estrellas o sistemas estelares lejanos, aparte de que,
también, y debido al Efecto Doppler-Fizeau, podemos establecer una componente
de velocidad de acercamiento o alejamiento de nosotros.
MODELO ATÓMICO DE BOHR
En 1913, Niels Bohr desarrolló su célebre modelo
atómico de acuerdo a cuatro postulados
fundamentales:
 Los electrones orbitan el núcleo del átomo en
niveles discretos y cuantizados de energía, es
decir, no todas las órbitas están permitidas,
tan sólo un número finito de éstas.
 Los electrones pueden saltar de un nivel
electrónico a otro sin pasar por estados
intermedios.
 El salto de un electrón de un nivel cuántico a otro implica la emisión o
absorción de un único cuanto de luz (fotón) cuya energía corresponde a la
diferencia de energía entre ambas órbitas.
 Las órbitas permitidas tienen valores discretos o cuantizados del momento
angular orbital.
La cuarta hipótesis asume que el valor mínimo de n es 1. Este valor corresponde a
un mínimo radio de la órbita del electrón de 0,0529 nm. A esta distancia se le

12. denomina radio de Bohr. Un electrón en este nivel fundamental no puede descender
a niveles inferiores emitiendo energía.
El modelo de Bohr fue el primero en reconocer el concepto de la mecánica cuántica
en la estructura electrónica de un átomo de hidrógeno y, además, develó cómo era
la estabilidad de los átomos. La teoría clásica sostenía que un electrón (con carga
negativa) que orbitaba alrededor de un núcleo (con carga positiva) emitía energía
electromagnética, y perdía velocidad hasta caer sobre el núcleo.
Pero las pruebas experimentales no evidenciaban el proceso planteado por la teoría
clásica. A partir del modelo de Bohr y del trabajo de varios físicos más, lograron
resolverlo. En 1916 el físico alemán Arnold Sommerfel optimizó el modelo atómico
de Bohr respecto a que los electrones giraban en órbitas circulares para agregar
que, además, podían girar en órbitas elípticas más complejas. Al concepto de
mecánica cuántica propuesto por Bohr, se le agregó el modelo cuántico no
relativista del físico austríaco Erwin Schrödinger, en 1926, cuya teoría contemplaba
a los electrones como ondas estacionarias de materia que tenían probabilidad de
estar en un lugar determinado o en otro.
En 1927 los físicos alemanes Max Born y Werner Heisenberg aportaron al concepto
de probabilidad de Schrödinger el principiode incertidumbre, que establecía que no
se podía conocer de manera simultánea la posición y la velocidad del electrón. Por
lo tanto, no se podía saber su trayectoria con exactitud. A través de estos aportes
generales y de diversos estudios y teorías de otros físicos y matemáticos, se logró
resolver el dilema planteado por la teoría clásica que resultaba incomprobable
desde las pruebas experimentales.
MODELO MECÁNICO CUÁNTICO

13. 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.
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, 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.
Aunque el modelo mecánico cuántico del átomo es más abstracto y complejo, es
una imagen mucho más precisa de cómo funcionan los átomos. Debido a esto, nos
permite hacer mejores predicciones sobre cómo se comportarán las partículas
cuando intentemos interactuar con ellas. Usamos la mecánica cuántica para crear
televisores de pantalla plana, sensores de cámara y computadoras, por lo que
conocer la mecánica cuántica es muy útil.
ORBITALES Y NÚMEROS CUÁNTICOS

14. El número cuántico principal (n) describe el tamaño del orbital, por ejemplo: los
orbitales para los cuales n=2 son más grandes que aquellos para los cuales n=1.
Puede tomar cualquier valor entero empezando desde 1: n=1, 2, 3, 4, etc.
El número cuántico del momento angular orbital (l) describe la forma del orbital
atómico. Puede tomar valores naturales desde 0 hasta n-1 (siendo n el valor del
número cuántico principal). Por ejemplo, si n=5, los valores de l pueden ser: l= 0, 1
,2, 3, 4. Siguiendo la antigua terminología de los espectros copistas, se designa a
los orbitales atómicos en función del valor del número cuántico secundario, l, como:
 l = 0 orbital s (sharp)
 l = 1 orbital p (principal)
 l = 2 orbital d (diffuse)
 l = 3 orbital f (fundamental)
El número cuántico
magnético (ml), determina la orientación espacial del orbital. Se denomina
magnético porque esta orientación espacial se acostumbra a definir en relación a
un campo magnético externo. Puede tomar valores enteros desde -l hasta +l. Por
ejemplo, si l=2, los valores posibles para m son: ml=-2, -1, 0, 1, 2.
El número cuántico de espín (s), sólo puede tomar dos valores: +1/2 y -1/2.
Capas y Subcapasprincipales
Todos los orbitales con el mismo valor del número cuántico principal, n, se
encuentran en la misma capa electrónica principal o nivel principal, y todos los
orbitales con los mismos valores de n y l están en la misma subcapa o subnivel.
El número de subcapas en una capa principal es igual al número cuántico principal,
esto es, hay una subcapa en la capa principal con n=1, dos subcapas en la capa
principal con n=2, y así sucesivamente. El nombre dado a una subcapa,
independientemente de la capa principal en la que se encuentre, esta determinado
por el número cuántico l, de manera que como se ha indicado anteriormente: l=0
(subcapa s), l=1 (subcapa p), l=2 (subcapa d) y l=3 (subcapa f).

15. El número de orbitales en una subcapa es igual al número de valores
permitidos de ml para un valor particular de l, por lo que el número de orbitales
en una subcapa es 2l+1. Los nombres de los orbitales son los mismos que los
de las subcapas en las que aparecen.
CONCLUSIÓN

16. La teoría atómica de Dalton fue la base para todos los modelos que existieron hasta
el más actual. Todos ayudaron en cierto modo para llegar a una respuesta que tal
vez aún no está concluida. Pero nos ayuda a ir descubriendo y entendiendo que
todo lo que vemos, sentimos y tocamos está formado por ciertas partículas que
gracias a todos los modelos atómicos hemos llegado a comprender. La evolución
de los modelos atómicos indica que la ciencia siempre está en constante avance y
que cada día se conoce algo nuevo, el átomo inició como una partícula indivisible y
posteriormente se logró dividir, es decir, que la materia es divisible y además que
es discontinua y los experimentos que lo demostraron fueron:
 El tubo de rayos catódicos que encontró que el átomo tenía electrones.
 La difracción de la luz al pasar por un prisma y que se puede dividir en sus
siete colores.
 El experimento de Rutherford y el descubrimiento del núcleo y años después
el neutrón por Chadwick.
 Los espectros de emisión y absorción emitido por cada uno de los elementos
y que presenta espectros de bandas.
Como te habrás dado cuenta, cada uno de los modelos atómicos ayudaron a
entender algunos fenómenos, pero lo más importante es que se siguen usando para
dar explicación al comportamiento de la materia.
BIBLIOGRAFÍA

17. Anónimo (2014) Que es el átomo. Sitio web: https://www.geoenciclopedia.com/que-
es-el-atomo/
Anónimo (2016) Historia del átomo. Sitio web: https://historia-biografia.com/historia-
del-atomo/
Anónimo (2013) Modelo atómico de Dalton. Sitio web:
https://www.geoenciclopedia.com/modelo-atomico-de-dalton/
Anónimo (2021) Electrón, sitio web: https://fondecyt.gob.pe/fondecyt-
informa/joseph-john-thomson-fisico-britanico-que-descubrio-el-electron
Anónimo (2020) Modelo Atómico de Thompson, sitio web
https://www.geoenciclopedia.com/modelo-atomico-de-thomson/
Anónimo (2019) Experimento de Rutherford
https://www.quimica.es/enciclopedia/Experimento_de_Rutherford.html
Anónimo (2011) Descubrimiento del neutrón, sitio web:
https://www.quimicafisica.com/descubrimiento-neutron.html
Anónimo (2015) Números cuánticos, sitio web:
https://sites.google.com/site/quimica1obach/numeros-cu
Anónimo (2021) Modelo Mecánico Cuántico, sitio web: https://estudyando.com/el-
modelo-mecanico-cuantico-definicion-y-descripcion-general/