Modelos Atomicos

1. 1
UNIVERSIDAD TECNOLOGICA DEL SURESTE DE VERACRUZ
ALUMNO: JOSÉ ANTONIO FLORENTINO PÉREZ
MATRICULA: 18190137
GRUPO: 1001
MATERIA: FÍSICA PARA INGENIERIA
MAESTRO: M. A. SARAI NINTAI OROZCO GRACIA
TAREA: R.A. 3ER PARCIAL
LUGAR Y FECHA: COATZACOALCOS, VER A 29 DE NOVIEMBRE 2021

2. 2
INDICE
Presentación…………………………………………………………………………01
Introducción…………………………………………………………………………03
Concepto de átomo y estructura…………………………………………………04
Historia del átomo……………………………………………………………….….06
Modelo de Dalton……………………………………………………………………08
Experimentos que condujeron al descubrimiento del electrón…………….09
Modelo de Thompson. Inconvenientes…………………………………………10
Descubrimiento del protón………………………………………………………..11
Experimento de Rutherford……………………………………………………….11
Modelo de Rutherford. Inconvenientes………………………………………….13
Descubrimiento del neutrón………………………………………………………14
Características generales de los espectros atómicos……………………….14
Modelo de Borh. Éxitos e inconvenientes………………………………………15
Modelo mecanocuántico. Orbitales y números cuánticos…………………..16
Conclusión...…………………………………………………………………………18
Bibliografía..…………………………………………………………………………19

3. 3
INTRODUCCION
El modelo atómico es una representación estructural de un átomo que trata de
explicar su comportamiento y propiedades.
Modelo atómico de Demócrito (400 a. C.), el primer modelo atómico, postulado
por el filósofo griego Demócrito.
Modelo atómico de Dalton (1803), surgió en el contexto de la química, este fue
el primero con bases científicas.
Modelo atómico de Thomson (1904), o modelo del pudín, los electrones son
como las "frutas" dentro de la "masa" positiva.
Modelo atómico de Rutherford (1911), el primero que distingue entre el núcleo
central y una órbita de electrones a su alrededor.
Modelo atómico de Bohr (1913), en el que los electrones giraban en órbitas
circulares.

4. 4
Modelo del átomo cúbico de Lewis (1916), donde los electrones están dispuestos
según los vértices de un cubo, que explica la teoría de la valencia.
Modelo atómico de Sommerfeld (1916), una versión relativista del modelo de
Rutherford-Bohr.
Modelo atómico de Chadwick (1923), confirmó la existencia de otra partícula
subatómica de la que se tenían múltiples sospechas: el neutrón.
Modelo atómico de Heisenberg (1925), comenzó a desarrollar un sistema de
mecánica cuántica, denominado mecánica matricial.
Modelo atómico de Schrödinger (1926), un modelo cuántico no relativista donde
los electrones se consideran ondas de materia existente.
CONCEPTO DE ÁTOMO Y SU ESTRUCTURA
La materia se encuentra constituida por partículas indivisibles llamadas átomos,
cuya definición es la de ser la porción más pequeña de un elemento que puede
participar en una reacción química.
Los átomos de distintos elementos químicos se combinan entre sí para formar
las moléculas, la combinación de moléculas en una cantidad medible de un tipo
se llama compuesto químico. La partícula más pequeña de un elemento es el
átomo y la partícula más pequeña de una sustancia es la molécula. En la
actualidad se conocen 105 elementos químicos de los cuales 88 se encuentran
en la naturaleza y el resto ha sido generado artificialmente mediante reacciones
nucleares. Cada elemento químico se simboliza mediante un código de una o
dos letras, (Ca: calcio, W: Wolframio, I: iodo).
El átomo está compuesto de un núcleo y una zona periférica o corteza. Está
constituido por una serie de partículas fundamentales: electrón (en la corteza),
protón y neutrón (en el núcleo). Estas partículas interactúan entre sí de forma
que producen una configuración estable. El núcleo central tiene 10-14 metros de
radio; casi toda la masa y toda la carga eléctrica positiva; la región periférica o
corteza tiene 10-10 metros de radio casi sin masa y con toda la carga eléctrica
negativa, de forma que, en su conjunto, los átomos son eléctricamente neutros.

5. 5
Tabla representando las partículas fundamentales con su carga y masa
LA CORTEZA.
La corteza está formada por una nube de electrones que giran alrededor del
núcleo. La masa del electrón es 9.11 x 10-31 kg. = 0,000549 umas (unidad de
masa atómica), si no se necesita mucha precisión, se utiliza un sistema de
números enteros llamados números de masa atómica. El número de masa
atómica de un electrón es 0 y es 1836 veces menor que la del protón o neutrón
y presentan carga eléctrica negativa de -1,6 10*-19C.
EL NÚCLEO.
El núcleo está constituido por los protones y los neutrones llamados
conjuntamente nucleones. El protón y neutrón tienen prácticamente la misma
masa (1,67 10-27 kg.). El protón presenta la misma carga que el electrón, pero
de signo contrario mientras que el neutrón no presenta carga. La estructura
nuclear descrita presentaría repulsión electrostática muy intensa siendo el
núcleo inestable. Esto no es así ya que entran en juego las llamadas fuerzas
nucleares, de corto alcance, pero de gran intensidad, que contrarrestan las
fuerzas repulsoras electrostáticas de los protones. Actúan así al aproximarse dos
nucleones a distancias de 10-15 metros. Cuando las distancias de aproximación
son del orden de 10-17 metros se invierte la acción de las fuerzas volviéndose
repulsivas y evitando que los nucleones se colapsen bajo la acciónde las fuerzas
nucleares.

6. 6
HISTORIA DEL ÁTOMO
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.
1808 JOHN DALTON
Durante el siglo XVIII y principios del siglo XIX algunos científicos habían
investigado distintos aspectos de las reacciones químicas, obteniendo las
llamadas leyes clásicas de la Química.
La imagen del átomo expuesta por Dalton en su teoría atómica, para explicar
estas leyes, es la de minúsculas partículas esféricas, indivisibles e inmutables
iguales entre sí en cada elemento químico.

7. 7
1897 J. J. THOMSON
Demostró que dentro de los átomos hay unas partículas diminutas, con carga
eléctrica negativa, a las que se llamó electrones.
De este descubrimiento dedujo que el átomo debía de ser una esfera de materia
cargada positivamente, en cuyo interior estaban incrustados los electrones.
1911 E. RUTHERFORD
Demostró que los átomos no eran macizos, como se creía, sino que están vacíos
en su mayor parte y en su centro hay un diminuto núcleo.
Dedujo que el átomo debía estar formado por una corteza con los electrones
girando alrededor de un núcleo central cargado positivamente.
1903 NIELS BOHR
Espectros atómicos discontinuos originados por la radiación emitida por los
átomos excitados de los elementos en estado gaseoso.
Propuso un nuevo modelo atómico, según el cual los electrones giran alrededor
del núcleo en unos niveles bien definidos.

8. 8
MODELO DE DALTON
John Dalton (1766-1844) Nació en Cumberland, Inglaterra. Estudió inicialmente
en una escuela rural y su progreso fue tan rápido que a la edad de doce años se
convirtió en maestro de la escuela. En 1793 se trasladó a Manchester y allí se
estableció para el resto de su vida, primero como profesor en el New College y
más tarde como tutor privado.
Aproximadamente por el año 1808, Dalton define a los átomos como la unidad
constitutiva de los elementos (retomando las ideas de los atomistas griegos). Las
ideas básicas de su teoría, publicadas en 1808 y 1810 pueden resumirse en los
siguientes puntos:
La materia está formada por partículas muy pequeñas para ser vistas, llamadas
átomos.
Los átomos de un elemento son idénticos en todas sus propiedades, incluyendo
el peso.
Diferentes elementos están formados por diferentes átomos.
Los compuestos químicos se forman de la combinación de átomos de dos o más
elementos, en un átomo compuesto; o lo que es lo mismo, un compuesto químico
es el resultado de la combinación de átomos de dos o más elementos en una
proporción numérica simple.
Los átomos son indivisibles y conservan sus características durante las
reacciones químicas.
En cualquier reacción química, los átomos se combinan en proporciones
numéricas simples.
La separación de átomos y la unión se realiza en las reacciones químicas. En
estas reacciones, ningún átomo se crea o destruye y ningún átomo de un
elemento se convierte en un átomo de otro elemento.
A pesar de que la teoría de Dalton era errónea en varios aspectos, significó un
avance cualitativo importante en el camino de la comprensión de la estructura de
la materia. Por supuesto que la aceptación del modelo de Dalton no fue

9. 9
inmediata, muchos científicos se resistieron durante muchos años a reconocer
la existencia de dichas partículas.
Además de sus postulados Dalton empleó diferentes símbolos para representar
los átomos y los átomos compuestos, las moléculas.
EXPERIMENTOS QUE CONDUJERON AL
EXPERIMENTO DEL ELECTRON
Thomson realizó una serie de experimentos en tubos de rayos catódicos, que le
condujeron al descubrimiento de los electrones. Thomson utilizó el tubo de
Crookes en tres experimentos diferentes.
A finales del siglo XIX, el físico J.J. Thomson comenzó a experimentar con tubos
de rayos catódicos. Los tubos de rayos catódicos son tubos de vidrio sellados en
los que se ha extraído la mayor parte del aire. Al aplicar un alto voltaje entre los
electrodos, que se encuentran uno a cada lado del tubo, un rayo de partículas
fluye del cátodo (el electrodo negativamente cargado) al ánodo (el electrodo
positivamente cargado). Los tubos se llaman "tubos de rayos catódicos" porque
el rayo de partículas o "rayo catódico" se origina en el cátodo. El rayo puede ser
detectado al pintar el extremo del tubo correspondiente al ánodo con un material
conocido como fósforo, cuando el rayo catódico lo impacta, el fósforo produce
una chispa o emite luz.

10. 10
MODELO DE THOMSON
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.
Para explicar la formación de iones, positivos y negativos, y la presencia de los
electrones dentro de la estructura atómica, Thomson ideó un átomo parecido a
un pastel de frutas.
Una nube positiva que contenía las pequeñas partículas negativas (los
electrones) suspendidos en ella. El número de cargas negativas era el adecuado
para neutralizar la carga positiva.
En el caso de que el átomo perdiera un electrón, la estructura quedaría positiva;
y si ganaba, la carga final sería negativa. De esta forma, explicaba la formación
de iones; pero dejó sin explicación la existencia de las otras radiaciones.
INCONVENIENTES
El error que cometió Thomson fue que pensó que la carga positiva ocupaba todo
el espacio del átomo, posteriormente Rutherford descubrió que el átomo es
prácticamente hueco.
El error de Thomson fue la visualización del tomo, ya que este no era
exactamente una masa. Incorpora la idea de que la materia está formada por
partículas diferentes, unas con carga positiva y otras con carga negativa.

11. 11
DESCUBRIMIENTO DEL PROTÓN
Un protón es una partícula subatómica. Es decir, es una partícula que se
encuentra dentro de la estructura del átomo. Se caracteriza por tener carga
positiva y una masa casi dos mil veces más grande que un electrón.
Quien descubrió el protón fue el químico y físico británico Ernest Rutherford
(1871-1937). Después de experimentar con gas nitrógeno y detectar signos de
lo que parecían ser núcleos de hidrógeno, Rutherford concluyó que
probablemente esos núcleos se tratasen de partículas elementales.
Si bien esta idea fue dada por cierta durante buena parte del siglo XX, a partir de
los años setenta la evidencia científica demostró que el protón estaba constituido
por otras partículas más pequeñas llamadas hadrones y mesones, que son, en
realidad, las verdaderas partículas elementales ya que, hasta ahora, no hay
evidencia de que puedan dividirse aún más o que contengan otras estructuras
en su interior.
EXPERIMENTO DE RUTHERFORD
El experimento de Rutherford, también llamado "experimento de la lámina de
oro", fue realizado por Hans Geiger y Ernest Marsden en 1909, bajo la dirección
de Ernest Rutherford en los Laboratorios de Física de la Universidad de
Manchester.
El experimento consistió en "bombardear" con un haz de partículas alfa una fina
lámina de oro y observar cómo las láminas de diferentes metales afectaban a la
trayectoria de dichos rayos.

12. 12
Las partículas alfa se obtenían de la desintegración de una sustancia radiactiva,
el polonio. Para obtener un fino haz se colocó el polonio en una caja de plomo,
el plomo detiene todas las partículas, menos las que salen por un pequeño
orificio practicado en la caja. Perpendicular a la trayectoria del haz se interponía
la lámina de metal. Y, para la detección de trayectoria de las partículas, se
empleó una pantalla con sulfuro de zinc que produce pequeños destellos cada
vez que una partícula alfa choca con él.
Según el modelo de Thomson, las partículas alfa atravesarían la lámina metálica
sin desviarse demasiado de su trayectoria:
La carga positiva y los electrones del átomo se encontraban dispersos de forma
homogénea en todo el volumen del átomo. Como las partículas alfa poseen una
gran masa (8.000 veces mayor que la del electrón) y gran velocidad (unos 20.000
km/s), las fuerzas eléctricas serían muy débiles e insuficientes para conseguir
desviar las partículas alfa.
Además, para atravesar la lámina del metal, estas partículas se encontrarían con
muchos átomos, que irían compensando las desviaciones hacia diferentes
direcciones.
Pero se observó que un pequeño porcentaje de partículas se desviaban hacia la
fuente de polonio, aproximadamente una de cada 8.000 partícula al utilizar una
finísima lámina de oro con unos 200 átomos de espesor. En palabras de
Rutherford ese resultado era "tan sorprendente como si le disparases balas de
cañón a una hoja de papel y rebotasen hacia ti".
Rutherford concluyó que el hecho de que la mayoría de las partículas
atravesaran la hoja metálica, indica que gran parte del átomo está vacío, que la
desviación de las partículas alfa indica que el deflector y las partículas poseen
carga positiva, pues la desviación siempre es dispersa. Y el rebote de las
partículas alfa indica un encuentro directo con una zona fuertemente positiva del
átomo y a la vez muy densa.
11

13. 13
MODELO DE RUTHERFORD
Basado en los resultados de su trabajo, que demostró la existencia del núcleo
atómico, Rutherford sostiene que casi la totalidad de la masa del átomo se
concentra en un núcleo central muy diminuto de carga eléctrica positiva. Los
electrones giran alrededor del núcleo describiendo órbitas circulares. Estos
poseen una masa muy ínfima y tienen carga eléctrica negativa. La carga eléctrica
del núcleo y de los electrones se neutralizan entre sí, provocando que el átomo
sea eléctricamente neutro.
Aspectos más importantes del Modelo atómico de Ernest Rutherford:
El átomo posee un núcleo central en el que su masa y su carga positiva.
El resto del átomo debe estar prácticamente vacío, con los electrones formando
una corona alrededor del núcleo.
La neutralidad del átomo se debe a que la carga positiva total presente en el
núcleo, es igualada por el número de electrones de la corona.
Cuando los electrones son obligados a salir, dejan a la estructura con carga
positiva (explica los diferentes rayos).
El átomo es estable, debido a que los electrones mantienen un giro alrededor del
núcleo, que genera una fuerza centrífuga que es igualada por la fuerza eléctrica
de atracción ejercida por el núcleo, y que permite que se mantenga en su órbita.
El valor de la cantidad de energía contenida en un fotón depende del tipo de
radiación (de la longitud de onda). En la medida que la longitud de onda se hace
menor, la cantidad de energía que llevan es mayor.
En la región 7.5x1014 hasta 4.3x10-14 , se encuentra el espectro visible, con los
colores violeta, azul, verde, amarillo y rojo.
Las regiones donde las frecuencias es mayor (longitud de onda es menor), el
contenido energético de los fotones, es grande en comparación con otras zonas.
En el caso de la luz ultravioleta (U.V.) sus radiaciones no se perciben a simple
vista, pero conocemos su alto contenido energético al actuar como catalizador
en numerosos procesos químicos.

14. 14
DESCUBRIMIENTO DEL NEUTRON
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.
CARACTERISTICAS 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 radiación
electromagnética, absorbe en ciertas frecuencias del visible, precisamente las
mismas en las que emite cuando 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 radiación en las mismas longitudes de onda en las que la emite. Los

15. 15
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.
MODELO DE BORH
El físico danés Niels Bohr (Premio Nobel de Física 1922), postula que los
electrones giran a grandes velocidades alrededor del núcleo atómico. Los
electrones se disponen en diversas órbitas circulares, las cuales determinan
diferentes niveles de energía. El electrón puede acceder a un nivel de energía
superior, para lo cual necesita "absorber" energía. Para volver a su nivel de
energía original es necesario que el electrón emita la energía absorbida (por
ejemplo, en forma de radiación). Este modelo, si bien se ha perfeccionado con
el tiempo, ha servido de base a la moderna física nuclear. Este propuso una
Teoría para describir la estructura atómica del Hidrógeno, que explicaba el
espectro de líneas de este elemento. A continuación, se presentan los
postulados del Modelo Atómico de Bohr:
El Átomo de Hidrógeno contiene un electrón y un núcleo que consiste de un sólo
protón. · El electrón del átomo de Hidrógeno puede existir solamente en ciertas
órbitas esféricas las cuales se llaman niveles o capas de energía. Estos niveles
de energía se hallan dispuestos concéntricamente alrededor del núcleo. Cada
nivel se designa con una letra (K, L, M, N,...) o un valor de n (1, 2, 3, 4,...).
El electrón posee una energía definida y característica de la órbita en la cual se
mueve. Un electrón de la capa K (más cercana al núcleo) posee la energía más
baja posible. Con el aumento de la distancia del núcleo, el radio del nivel y la
energía del electrón en el nivel aumentan. El electrón no puede tener una energía
que lo coloque entre los niveles permitidos.

16. 16
Un electrón en la capa más cercana al núcleo (Capa K) tiene la energía más baja
o se encuentra en estado basal. Cuando los átomos se calientan, absorben
energía y pasan a niveles exteriores, los cuales son estados energéticos
superiores. Se dice entonces que los átomos están excitados.
Cuando un electrón regresa a un Nivel inferior emite una cantidad definida de
energía a la forma de un cuanto de luz. El cuanto de luz tiene una longitud de
onda y una frecuencia características y produce una línea espectral
característica.
La longitud de onda y la frecuencia de un fotón producido por el paso de un
electrón de un nivel de energía mayor a uno menor en el átomo de Hidrógeno
está dada por:
Para Bohr el átomo sólo puede existir en un cierto número de estados
estacionarios, cada uno con una energía determinada.
La energía sólo puede variar por saltos sucesivos, correspondiendo cada salto a
una transición de un estado a otro.
MODELO MECANOCUÁNTICO
al modelo mecánico cuántico del átomo: se piensa en los electrones como ondas
de materia probabilística utilizando la longitud de onda de De Broglie, la ecuación
de Schrödinger y el principio de incertidumbre de Heisenberg. Estudiamos el
espín del electrón electrón y el experimento de Stern-Gerlach.
Louis de Broglie propuso que todas las partículas podrían ser tratadas como
ondas de materia con una longitud de onda lambdaλlambda, dada por la
siguiente ecuación:
El cuadrado de la función de onda, psi^2ψ2psi, squared, representa
la probabilidad de encontrar un electrón en una región dada dentro del átomo.
Un orbital atómico está definido como la región dentro de un átomo que
encierra donde posiblemente esté el electrón el 90% del tiempo.
El principio de incertidumbre de Heisenberg afirma que no podemos conocer
tanto la energía como la posición de un electrón. Por lo tanto, a medida que

17. 17
sabemos con mayor precisión la posición del electrón, sabemos menos sobre
su energía, y viceversa.
Los electrones tienen una propiedad intrínseca llamada espín, y un electrón
puede tener uno de dos posibles valores de espín: espín arriba o espín abajo.
Cualesquiera dos electrones que ocupen el mismo orbital deben tener espines
opuestos.
ORBITALES Y NÚMEROS CUANTICOS
Debidoa su carácter ondulatorio, no se puede precisar la posiciónde un electrón,
únicamente podemos hablar de la probabilidad de 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:
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.

18. 18
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.
CONCLUSIÓN
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.

19. 19
BIBLIOGRAFIA
Modelos atómicos. (s. f.). Modelos Atómicos. Recuperado 28 de noviembre de
2021, de
http://concurso.cnice.mec.es/cnice2005/93_iniciacion_interactiva_materia/curso
/materiales/atomo/modelos.htm
QUIMICA ORGANICA. (s. f.). Química orgánica. Recuperado 29 de noviembre
de 2021, de https://www.liceoagb.es/quimiorg/
Modelos atómicos. (s. f.-a). Modelos Atómicos. Recuperado 28 de noviembre de
2021, de
http://concurso.cnice.mec.es/cnice2005/93_iniciacion_interactiva_materia/curso
/materiales/atomo/modelos.htm
rcsmatheus , Monografias.com. (s. f.). Historia del Modelo Atómico -
Monografias.com. Historia del modelo Atómico. Recuperado 29 de noviembre de
2021, de https://www.monografias.com/trabajos14/modelo-atomico/modelo-
atomico.shtml
colaboradores de Wikipedia. (2021, 19 noviembre). Átomo. Wikipedia, la
enciclopedia libre. Recuperado 29 de noviembre de 2021, de
https://es.wikipedia.org/wiki/%C3%81tomo