Modelos Atómicos_Oscar Santos Osorio.pdf

Universidad Tecnológica del Sureste de Veracruz
Carrera: Ingeniería en Mecatrónica
Materia: Física para Ingeniería
Tema: Modelos Atómicos
Unidad III
Docente: Mta. Saraí Nintai Orozco Gracia
Presenta: Oscar Santos Osorio
Matricula: 20190027
Grupo: 703-D Discontinuo
29 de Noviembre de 2023

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Física para Ingeniería
Tabla de Contenido
Introducción..................................................................................................................3
Concepto de átomo y estructura. ..................................................................................4
Historia del átomo.........................................................................................................7
Modelo de Dalton..........................................................................................................8
Experimentos que condujeron al descubrimiento del electrón.....................................10
Modelo de Thompson. Inconvenientes .......................................................................14
Descubrimiento del protón. .........................................................................................16
Experimento de Rutherford.........................................................................................18
Modelo de Rutherford. Inconvenientes .......................................................................20
Descubrimiento del neutrón ........................................................................................20
Características generales de los espectros atómicos..................................................22
Modelo de Borh. Éxitos e inconvenientes ...................................................................23
Modelo mecano cuántico. Orbitales y números cuánticos...........................................27
Conclusión..................................................................................................................30
Bibliografía..................................................................................................................31

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Introducción
Los modelos atómicos son representaciones teóricas que intentan describir la
estructura y el comportamiento de los átomos. A lo largo de la historia, varios científicos
han propuesto diferentes modelos para explicar cómo están compuestos los átomos y
cómo interactúan entre sí. Estos modelos han evolucionado con el tiempo a medida que
se descubrían más detalles sobre la naturaleza de la materia.
Uno de los primeros modelos fue el de Dalton, en el siglo XIX, que consideraba
que los átomos eran esferas indivisibles y que cada elemento estaba compuesto por
átomos únicos con distintas masas. Luego, Thomson propuso el modelo del "pastel de
pasas" que sugiere que los átomos eran una esfera de carga positiva con electrones
incrustados, similar a las pasas en un pastel.
El modelo de Rutherford introdujo la idea del núcleo atómico, proponiendo que los
átomos tenían un núcleo pequeño y denso con electrones orbitando alrededor, como
planetas alrededor del sol. Posteriormente, el modelo de Bohr refinó esta idea al
introducir órbitas cuantizadas para los electrones.
Estos modelos han ido evolucionando con el tiempo a medida que la ciencia ha
avanzado, y aunque el modelo cuántico es el más preciso hasta ahora, la investigación
continúa en busca de una comprensión aún más profunda de la estructura atómica.

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Concepto de átomo y estructura
Átomo
El átomo es la partícula más pequeña y estable que mantiene todas las
propiedades de un elemento. Es decir, la parte de materia más pequeña que puede ser
medida.
Cada átomo, a su vez, posee partes más pequeñas, conocidas como partículas
subatómicas. Estas incluyen protones, neutrones y electrones.
Los átomos se combinan para formar moléculas que luego interactúan para formar
sólidos, líquidos y gases.
Partes del Átomo
Cada átomo está compuesto de protones (partículas positivas) y neutrones
(partículas sin carga). Los electrones (partículas negativas) se mueven alrededor del
núcleo. Los átomos de diferentes elementos contienen diferentes números de protones,
neutrones y electrones.
Protón
Es la partícula cargada positivamente que se encuentra en el núcleo del átomo.
Tiene una masa de aproximadamente 1,67 x 10-24 gramos, que es igual a 1 dalton.
Figura 1: El átomo

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El número de protones de un átomo determina el número atómico del elemento.
Por ejemplo, el hidrógeno posee un solo protón, entonces su número atómico es igual
a 1.
Neutrón
Es la partícula neutra del núcleo del átomo con masa igual a la de un protón, es
decir, un dalton.
Electrón
Los electrones son las partículas subatómicas que orbitan alrededor del núcleo.
El electrón tiene una masa de 9,11 x 10-28 gramos, esto es 1/1800 la masa del protón.
Su masa es tan pequeña que se considera despreciable.
Cada electrón posee una carga negativa. La carga de un átomo es normalmente
neutra, pues tiene tantos protones como electrones, haciendo que las cargas positivas
de uno se cancelen con las cargas negativas del otro.
Figura 2: Partes del Átomo

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Estructura del átomo
El átomo está compuesto por dos regiones diferentes: el núcleo, donde están los
protones y los neutrones, y la nube u orbitales electrónicos, donde se encuentran los
electrones.
Núcleo
El núcleo es el centro o corazón del átomo que está compuesto por protones y
neutrones. Tanto protones como neutrones poseen masa, pero sólo los protones tienen
carga positiva.
Todos los átomos de un elemento tienen el mismo número de protones, pero el
número de neutrones puede cambiar. A estos átomos con diferente número de
neutrones se les conoce como isótopos de un elemento.
Nube electrónica
Rodeando el núcleo, se encuentran los electrones en una especie de nube. Los
electrones poseen carga negativa. Los átomos se transforman en iones cuando ganan
o pierden electrones.
Si hiciéramos la comparación de la estructura del átomo con un campo de fútbol,
la nube electrónica ocuparía todo el campo de fútbol, mientras que el núcleo del átomo
sería un granito de arena en el medio del campo.
Figura 3: Estructura del Átomo

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Historia del átomo
Los filósofos griegos discutieron mucho sobre la naturaleza de la materia y
concluyeron que el mundo era más sencillo de lo que parecía.
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 indivisibles de materia con el nombre de átomos,
término que en griego significa “que no se puede dividir”.
Empédocles estableció que la materia estaba formada por 4 elementos: tierra,
agua, aire y fuego.
Aristóteles negó la existencia de los átomos de Demócrito y reconoció la teoría de
los 4 elementos, que, gracias al prestigio que tenía, se mantuvo vigente en el
pensamiento de la humanidad durante 2000 años. Hoy sabemos que aquellos 4
elementos iniciales no forman parte de los 106 elementos químicos actuales.
Figura 4: Teoría de los 4 elementos

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Modelo de Dalton
Teoría Atómica de Dalton
Se conoce como la Teoría atómica de Dalton o el Modelo atómico de Dalton al
primer modelo de bases científicas respecto a la estructura fundamental de la materia.
Fue postulado entre 1803 y 1807 por el naturalista, químico y matemático británico John
Dalton (1766-1844), bajo el nombre de “Teoría atómica” o “Postulados atómicos”.
Este modelo propuso una explicación científicamente verosímil a la mayoría de
los enigmas de la química del siglo XVIII y XIX. Postula que toda la materia del mundo
está compuesta por átomos, es decir, que existe un número finito de partículas
fundamentales.
Además, sostiene que simplemente a partir de la combinación de estas partículas
son posibles todas las estructuras complejas de la materia. El antecesor directo fueron
los griegos de la antigüedad clásica.
Los postulados de este modelo son:
• La materia se constituye de partículas mínimas, indestructibles e indivisibles
llamadas átomos.
• Los átomos de un mismo elemento son siempre idénticos entre sí, con la misma
masa y las mismas propiedades. En cambio, los átomos de elementos diferentes
tienen masas y propiedades distintas.
Figura 5: Teoría Atómica de John Dalton

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• Los átomos no se dividen ni pueden crearse ni destruirse durante las reacciones
químicas.
• Los átomos de elementos distintos pueden combinarse para formar compuestos
en diferentes proporciones y cantidades.
• Cuando se combinan para formar compuestos, los átomos se ordenan según
relaciones simples, descriptas mediante números enteros.
A pesar de la obvia importancia del Modelo atómico de Dalton en el surgimiento de
la química moderna, hay que notar que esta teoría posee numerosas insuficiencias,
como se señaló posteriormente.
Por ejemplo, Dalton pensaba que los gases eran sustancias monoatómicas, y que
las moléculas se componían siempre a partir de la menor proporción posible. Esto lo
llevó a suponer que el agua estaba compuesta por un átomo de hidrógeno y otro de
oxígeno (HO) y a calcular erradamente el peso atómico de muchos compuestos.
Importancia de la Teoría Atómica de Dalton
Aunque no fue el definitivo en la historia de la química, Dalton propuso el primer
modelo, fundacional para la química. Permitió resolver cuestiones sobre la materia que
no tenían respuesta en su época.
Por ejemplo, explicó la causa de las proporciones estequiométricas fijas en las
reacciones químicas, es decir, por qué los compuestos se formaban de acuerdo a
cantidades fijas de cada átomo durante una reacción.
La posibilidad de comprobar muchos de los postulados de Dalton sentaron las
bases de la química futura. Muchos de sus errores permanecieron sin resolverse hasta
el siglo XIX, cuando aparecieron, por ejemplo, las primeras evidencias de que los
átomos, al contrario de lo que suponía Dalton, sí eran divisibles.
La gran ventaja de este modelo fue la de explicar científicamente un conjunto
inmenso de hechos complejos y compuestos diversos a partir de una teoría combinatoria
bastante simple.

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Experimentos que condujeron al descubrimiento del electrón
El descubrimiento del electrón por J.J. Thomson
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.
Figura 6: Los átomos formaban diferentes sustancias.
Fuente: https://concepto.de/teoria-atomica-de-
dalton/#ixzz8KNZmTaTF
Figura 7: Diagrama de un tubo de rayos catódicos

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Para verificar las propiedades de las partículas, Thomson colocó el tubo de rayos
catódicos entre dos placas con cargas opuestas, y observó que el rayo se desviaba,
alejándose de la placa cargada negativamente y acercándose a la placa cargada
positivamente. De este hecho infirió que el rayo estaba compuesto de partículas
negativamente cargadas.
Thomson también colocó dos imanes a cada lado del tubo, y observó que el campo
magnético también desviaba el rayo catódico. Los resultados de este experimento
ayudaron a Thomson a determinar la razón masa a carga de las partículas del rayo
catódico, que lo llevó a un descubrimiento fascinante “la masa de cada partícula era
mucho, mucho menor que la de todo átomo conocido”. Thomson repitió su experimento
con electrodos hechos de diferentes metales, y encontró que las propiedades del rayo
catódico permanecían constantes, sin importar el material del cual se originaban. De
esta evidencia, Thomson concluyó lo siguiente:
• El rayo catódico está compuesto de partículas negativamente cargadas.
• Las partículas deben existir como partes del átomo, pues la masa de cada
partícula es tan solo ~
1
2000
de la masa de un átomo de hidrógeno.
• Estas partículas subatómicas se encuentran dentro de los átomos de todos los
elementos.
Mientras que al principio fueron controversiales, los científicos gradualmente
aceptaron los descubrimientos de Thomson. Con el tiempo, sus partículas de rayo
catódico adquirieron un nombre más familiar: electrones. El descubrimiento de los
electrones refutó parte de la teoría atómica de Dalton, que suponía que los átomos eran
indivisibles. Para explicar la existencia de los electrones se necesitaba un modelo
atómico completamente nuevo.

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El modelo del budín de pasas
Thomson sabía que los átomos tenían una carga total neutra. Por lo tanto, razonó
que debía haber una fuente de carga positiva dentro del átomo que balanceara la carga
negativa de los electrones. Esto llevó a Thomson a proponer que los átomos podían
describirse como cargas negativas flotando en una sopa de carga positiva difusa. A
menudo llamamos modelo de budín de pasas del átomo a este modelo, debido al hecho
de que su descripción es muy similar a un budín de pasas, un postre inglés muy popular
(observa la imagen a continuación).
Ernest Rutherford y el experimento de la lámina de oro
El siguiente experimento revolucionario en la historia del átomo lo realizó Ernest
Rutherford, un físico neozelandés que pasó gran parte de su carrera en Inglaterra y
Canadá. En su famoso experimento de la lámina de oro, Rutherford disparó un rayo
delgado de partículas α (se pronuncia partículas alfa) a una fina lámina de oro puro. Las
partículas alfa son núcleos de He2+
2
4
,y se emiten durante diversos procesos de
decaimiento radiactivo. En este caso, Rutherford colocó una muestra de radio (un metal
radiactivo) dentro de una caja de plomo con un pequeño agujero. La mayoría de la
radiación era absorbida por el plomo, pero un rayo delgado de partículas α era capaz
de escapar del agujero en la dirección de la lámina de oro. La lámina estaba rodeada
de una pantalla detectora que destellaba cuando una partícula α la golpeaba.
Figura 8: Modelo del budín de pasas del átomo

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Basado en el modelo del budín de pasas de Thomson, Rutherford predijo que la
mayoría de las partículas α atravesarían la lámina de oro sin ser perturbadas. Esto es
porque suponía que la carga positiva en el modelo del budín de pasas estaba repartida
alrededor del volumen completo del átomo. Por lo tanto, el campo eléctrico de la "sopa"
cargada positivamente sería muy débil para afectar significativamente la trayectoria de
las partículas α, que eran relativamente masivas y veloces.
Sin embargo, los resultados del experimento fueron sorprendentes. Mientras que
la mayoría de las partículas α atravesaron la lámina sin ser perturbadas, unas pocas
(alrededor de 1 en 20,000 partículas α) se desviaron ¡más de 90° en su trayectoria!
Rutherford mismo describió sus resultados con la siguiente analogía: "Fue el evento
más increíble que me ha ocurrido en la vida. Fue casi tan increíble como si dispararas
una bala de 15 pulgadas a un pañuelo de papel y esta regresara y te golpeara".
Figura 9: Aparato que usó Rutherford para su experimento de la lámina de oro
Figura 10: Resultados esperados del experimento de la lámina de oro

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Modelo de Thompson. Inconvenientes
El modelo atómico de Thomson, también conocido como el modelo del pudín con
pasas, fue desarrollado por Joseph John Thomson (18 de Diciembre de 1856 - 27 de
julio de 1940) en el año 1904. Sir Joseph John Thomson fue un científico británico que
descubrió la primera partícula subatómica, el electrón. Además, J.J. Thomson descubrió
partículas cargadas negativamente mediante un experimento de tubo de rayos catódicos
En este modelo, Thompson aún llamaba a los electrones corpúsculos y
consideraba que estaban dispuestos en forma no aleatoria, en anillos giratorios. Sin
embargo, la parte positiva permanecía en forma indefinida. 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.
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.
Figura 11: Modelo Atómico de Thomson
Fuente: https://concepto.de/teo
ria-atomica-de-

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Principios básicos del modelo atómico de Thomson
1. Un átomo se asemeja a una esfera con materia de carga positiva y con electrones
(partículas cargadas negativamente) presentes dentro de la esfera.
2. La carga positiva y negativa es igual en magnitud y, por lo tanto, un átomo no
tiene carga en su conjunto y es eléctricamente neutro.
3. Para tener átomos con carga neutra, los electrones deberían estar inmersos en
una sustancia con carga positiva.
4. Aunque no era parte explícita del modelo, este modelo no tenía núcleo atómico.
Limitaciones y errores del modelo atómico de Thomson
El modelo atómico de Thomson no pudo explicar cómo se mantiene la carga en
los electrones dentro del átomo. Tampoco pudo explicar la estabilidad de un átomo. La
teoría no mencionó nada sobre el núcleo del átomo. Los protones y los neutrones aún
no eran descubiertos y Thomson un científico serio se basó principalmente en crear una
explicación con los elementos científicamente probados en la época. Fue rápidamente
descartado por los experimentos de la lámina de oro. En este experimento se demostró
que debería existir algo dentro del átomo con una fuerte carga positiva y mayor masa,
el núcleo.
Figura 12: Limitaciones del Modelo Atómico de Thomson
Fuente: https://concepto.de/teoria-atomica-
de-dalton/#ixzz8KNZmTaTF

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Descubrimiento del protón.
El químico y físico neozelandés Ernest Rutherford (1871-1937) fue quien
descubrió el protón. Realizó en 1911 un experimento enviando partículas alfa a una
lámina de oro, y se dio cuenta de que algunas de las partículas rebotaban en diferentes
direcciones. Con este resultado, Rutherford concluyó que el átomo debía tener un
núcleo cargado positivamente.
Más adelante, entre 1917 y 1919, experimentó enviando partículas alfa en el aire
y en gas nitrógeno puro. Observó que las reacciones nucleares tenían como producto
núcleos de hidrógeno. De ahí se estableció que el hidrógeno contenía una partícula de
carga positiva en el núcleo, llamado protón, y que estaba presente en todos los
elementos.
Esta idea fue dada por cierta durante buena parte del siglo XX. Eso sí, fue a partir de
los años setenta que la evidencia científica demostró que el protón estaba constituido
por otras partículas más pequeñas, los cuarks.
Décadas antes del hallazgo de Rutherford, el físico alemán Eugene Goldstein había
propuesto la idea de la existencia los protones. Sin embargo, sus ideas no fueron
tomadas en cuenta.
Figura 13: Descubrimiento del protón
Fuente: https://concepto.de/teori
a-atomica-de-

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Características del Protón
Una característica de los protones es que se clasifican como hadrones, fermiones y
bariones:
• Hadrón: una partícula que experimenta la fuerza nuclear fuerte. En concreto,
esta fuerza mantiene los protones unidos con los neutrones y evita que los
protones se repelan entre sí.
• Fermión: una partícula con espín semientero o momento angular intrínseco de
1/2.
• Barión: una partícula que contiene tres cuarks. En este caso, son dos cuarks
arriba y uno abajo.
Sumado a lo anterior, los protones tienen otras características:
• La carga positiva del protón, de +1,6 x 10-19 culombios, es exactamente igual y
opuesta a la del electrón.
• La masa del protón, de 1,67 x 10-27 kg, es aproximadamente unas 1836 veces
más grande que la del electrón, y ligeramente menor que la del neutrón.
• Los protones, junto con los neutrones, son nucleones y forman parte del núcleo
del átomo
Figura 14: Estructura del protón
a-atomica-de-

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• Los protones son partículas compuestas, formados por tres cuarks: dos cuarks
arriba de carga relativa +2/3, y un cuark abajo de carga relativa -1/3.
• La vida media de un protón es de 1034 años por lo menos.
• El protón tiene una antipartícula llamada antiprotón o protón negativo,
caracterizado por tener una carga negativa del mismo valor.
Experimento de Rutherford
El modelo atómico de Rutherford, como su nombre lo indica, fue uno de los
modelos propuestos para explicar la estructura interna del átomo. En 1911 el químico y
físico británico Ernest Rutherford propuso este modelo a partir de los resultados de su
experimentación con láminas de oro.
Este modelo constituyó un quiebre con modelos anteriores como el Modelo
atómico de Dalton y el modelo atómico de Thompson, y un paso hacia adelante respecto
al modelo actualmente aceptado.
En su modelo atómico, Rutherford propuso que los átomos tienen un núcleo
central donde se encuentra el mayor porcentaje de su masa. Además, según esta teoría,
este núcleo tiene carga eléctrica positiva y es orbitado por partículas de carga opuesta
y menor tamaño (electrones).
Figura 15: Modelo Atómico de Rutherford
a-atomica-de-

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El experimento de Rutherford
El método experimental de Rutherford partía de varias láminas delgadas de oro
que serían bombardeadas en laboratorio con núcleos de helio (partículas alfa, que
tienen carga positiva), midiendo así los ángulos de desviación del haz de partículas al
atravesar el oro.
Este comportamiento, que en ocasiones alcanzó desviaciones de hasta 90°, no
concordaba con el modelo atómico propuesto por Thompson, imperante en la época.
El modelo de Thompson propone que el átomo es una esfera positiva, con los
electrones de carga negativa incrustados en ella. Por esta razón se asemeja el modelo
a un pudín con pasas: el pudín sería el átomo y las pasas serían los electrones.
Por otra parte, el modelo de Rutherford establece que el átomo tiene la carga
positiva concentrada en el núcleo y los electrones orbitan alrededor de él. Si el átomo
tuviese la estructura planteada por Thompson, las partículas alfa (positivas), al atravesar
la lámina de oro deberían seguir sus trayectorias o desviarse muy poco. Sin embargo,
lo que ocurrió, es que se vieron desviaciones de estas partículas de hasta 90 y 180°, lo
que demostró que el átomo, efectivamente, tiene la carga positiva concentrada en su
centro (como proponía Rutherford) y no distribuida en una esfera (como proponía
Thompson).
Figura 16: Experimento de Rutherford
a-atomica-de-

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Modelo de Rutherford. Inconvenientes
Este modelo, por otra parte, tiene ciertas limitaciones que se pudieron resolver con
el avance del conocimiento y la tecnología:
No se podía explicar cómo era posible que en el núcleo atómico se mantuvieran
unidas un conjunto de cargas positivas, pues deberían repelerse, ya que son todas
cargas del mismo signo.
No se podía explicar la estabilidad del átomo, pues al considerar los electrones de
carga negativa que gira alrededor del núcleo positivo, en algún momento estos
electrones debían perder energía y colapsar contra el núcleo.
El modelo atómico de Rutherford estuvo vigente durante poco tiempo, y fue
sustituido por el modelo atómico propuesto por el físico danés Niels Bohr en 1913, en el
que se resolvían algunas de las limitantes y se incorporaban las propuestas teóricas
desarrolladas por Albert Einstein en 1905.
Descubrimiento del neutrón
Antes del descubrimiento de los neutrones, existía una incógnita respecto a la
masa y carga de los átomos, en especial cuando se evidenció que los electrones no
podían estar en el núcleo atómico, pero que la masa nuclear no se correspondía
exactamente con la masa total de los protones.
Así, el físico alemán Ernest Rutherford, quien descubrió los protones, propuso en
1920 la necesidad de que existiera un neutrón, o sea, una partícula que aportara masa
al átomo sin modificar su carga eléctrica.
Años después, los neutrones fueron descubiertos en 1932, por el físico inglés
James Chadwick, ganador en 1935 del Premio Nobel de Física. Gracias a distintas
experiencias y estudios de la radiación obtenida al golpear parafina u otros compuestos
ricos en hidrógeno, Chadwick demostró que las predicciones físicas no se
correspondían con el fenómeno observado.

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Propiedades de los Neutrones
Los neutrones poseen una masa similar a la del protón, pero ligeramente mayor
(1,00137 veces) y, por lo tanto, mucho mayor a la del electrón (1838,5 veces). Como los
protones, están compuestos por partículas fundamentales llamadas quarks. Los
neutrones poseen dos quarks “down” (abajo) y uno “up” (arriba). La suma de las cargas
de estos quarks es cero.
Cuando se encuentran en el núcleo atómico, los neutrones son estables, pero
cuando se hallan por fuera, en estado libre, poseen una vida media de 879,4 segundos,
antes de descomponerse en un protón, un electrón y antineutrino electrónico. Esto es lo
que ocurre a menudo en el interior de las plantas nucleares, donde hay una alta
concentración de neutrones libres.
Figura 17: El Neutrón
a-atomica-de-
Figura 18: Propiedades de los Neutrones
a-atomica-de-

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Características generales de los espectros atómicos
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, y tienen la
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 identificarlo fácilmente. A continuación, se muestra el
espectro de emisión del hidrógeno:
Figura 19: Espectros Atómicos
a-atomica-de-
Figura 20: Espectro de emisión del Hidrógeno
Fuente: https://concepto.de/teoria-
atomica-de-

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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 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.
Modelo de Borh. Éxitos e inconvenientes
Niels Bohr fue un físico danés que en 1913 propuso un nuevo modelo para explicar
la estructura del átomo y su comportamiento a través de la estabilidad de los electrones.
Por este decisivo aporte al conocimiento recibió el Premio Nobel de Física en 1922.
El modelo planteado por Bohr funcionó para comprender el funcionamiento de
ciertos tipos de átomos, como el de hidrógeno, pero no para otros de estructura más
compleja. Sin embargo, su modelo abrió las puertas para establecer las teorías
siguientes y fue la base del modelo atómico moderno o de la actualidad.
Figura 21: Espectro de absorción del Hidrógeno
atomica-de-
Figura 22: Modelo Atómico de Bohr
atomica-de-

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Origen del Modelo Atómico de Bohr
Durante la época de la antigua Grecia se pensaba que la materia estaba
constituida por principios o elementos indivisibles, es decir, que no podían ser
fraccionadas en partes aún más pequeñas (como el agua o el aire).
Sin embargo, el trabajo del químico John Dalton hacia finales de la Edad
Moderna aportó los primeros enfoques científicos que sentaron las bases de la
estequiometría química. En 1803 expuso su teoría atómica de que la materia
estaba compuesta por átomos de diferentes estructuras.
En 1897 Joseph Thomson descubrió el electrón como parte del átomo y en
1911 Ernest Rutherford elaboró una teoría sobre la estructura interna del átomo.
Niels Bohr fue quien comprendió y describió la organización de esas partículas
llamadas electrones y su distribución en órbitas específicas alrededor del núcleo
del átomo.
Características del Modelo Atómico de Bohr
El modelo atómico de Bohr, que resultó la base del modelo atómico actual, explicaba
la estabilidad de la materia y la conformación de los enlaces químicos. Observar la
representación gráfica del modelo de Bohr hará más sencillo comprender las siguientes
características:
• Los electrones que rodean el núcleo de un átomo pueden ser internos o
externos. Ambos tipos de electrones se encuentran en órbitas circulares
alrededor del núcleo, pero los electrones no pueden estar en todas las órbitas,
solo en las permitidas.
• Los electrones están en niveles definidos de energía y a distancias fijas. La órbita
más cercana al núcleo tiene energía más baja respecto a la órbita más alejada
del núcleo, que tiene más energía.
• Las órbitas tienen un número determinado de electrones, según su distancia
respecto al núcleo. Esa escala de distribución se denomina “configuraciones

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• electrónicas” y es equivalente a la escala de la tabla periódica (representada en
el orden de las filas).
• Los electrones pueden saltar de nivel o de órbita, y este salto solo puede ocurrir
desde y hacia las órbitas permitidas. Por ejemplo, un electrón que salta de una
órbita exterior a una interior pierde energía, que se desprende en forma de fotón
o luz. Si salta de una órbita interior a una exterior, gana energía.
• La mínima cantidad de energía que se puede ganar o perder en cualquier
longitud de onda se denomina “cuanto de energía”, de allí surge la expresión
“salto cuántico” para hacer referencia a un cambio de los electrones de un nivel
energético a otro. Este cambio está asociado a una pérdida o ganancia de
energía.
Limitaciones del Modelo Atómico de Bohr
Con todo, el modelo de Bohr logró grandes éxitos entre 1913 y 1924. Pero también
contenía preguntas sin respuesta y problemas no resueltos, como Rutherford había
observado inmediatamente. Con el paso del tiempo surgieron problemas adicionales
para los que el modelo resultaba claramente inadecuado. Los tres quizás más
significativos eran los siguientes:
1.- El modelo de Bohr explicaba muy bien los espectros de los átomos con un solo
electrón en la capa más externa. Sin embargo, aparecieron serias diferencias
entre el modelo y el experimento en los espectros de los átomos con dos o más
electrones en la capa más externa.
Figura 23: Características del Modelo Atómico de Bohr

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2.- Los experimentos también pusieron de manifiesto que cuando una muestra de
un elemento se coloca en un campo eléctrico o magnético su espectro de emisión
muestra líneas adicionales. Por ejemplo, en un campo magnético cada línea se
divide en varias líneas. El modelo de Bohr no pudo explicar, de manera
cuantitativa, algunas de las divisiones observadas.
3.- Además, el modelo no proporcionaba explicación alguna para el brillo relativo
(intensidad) de las líneas espectrales. Estas intensidades relativas dependen de
las probabilidades con las que los átomos en una muestra experimentan
transiciones entre los estados estacionarios; altas probabilidades se traducen en
líneas más intensas. Se debería poder calcular la probabilidad de una transición
de un estado estacionario a otro, pero el modelo de Bohr no permitía hacerlo.
A principios de años veinte estaba claro que el modelo de Bohr, a pesar de sus
notables éxitos, estaba muy limitado. Para crear un modelo que resolviese más
problemas el modelo de Bohr tendría que ser o revisado en profundidad o
completamente reemplazado [3]. Pero los éxitos del modelo de Bohr hacían necesario
que cualquier nuevo modelo de la estructura atómica aún tendría que explicar la
existencia de estados estacionarios. Por lo tanto, un nuevo modelo tendría que basarse
en conceptos cuánticos
Figura 24: Limitaciones del Modelo Atómico de Bohr

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Modelo mecano cuántico. Orbitales y números cuánticos
Al surgir la mecánica cuántica, el concepto de átomo tuvo que ser rediseñado. Los
electrones ya no podían tener una órbita fija como en los modelos de Bohr y Rutherford
y su movimiento estaba descrito por la función de onda.
Concepto de orbital.
Como se había descubierto el principio de incertidumbre, ya no se podía determinar
la posición del electrón con una precisión infinita, por lo que en este modelo el concepto
de órbita fue sustituido por el de orbital.
• Órbita: curva que describe un cuerpo alrededor de otro en el espacio.
• Orbital: región del espacio donde la probabilidad de encontrar al electrón es muy
alta.
Al resolver la ecuación de Schrödinger para un átomo resultó que solo se
encontraban resultados validos cuándo introducíamos unos valores determinados en
ciertas variables. Estos números son los que llamamos números cuánticos.
Figura 25: Modelo Mecánico Cuántico

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Significado de los números cuánticos en el modelo mecano-cuántico
Los números cuánticos, son variables de la energía en la ecuación de Schrödinger
que solo pueden tomar valores sencillos, es decir, números enteros.
• n: número cuántico principal. Toma valores naturales, es decir, 1, 2, 3, 4, 5, 6,
7… Nos dice la extensión del orbital atómico, es decir, lo grande que es.
• l: número cuántico secundario. Toma solo los valores desde hasta y
determina el tipo de orbital en el que sitúa el electrón y por lo tanto su forma.
• m: número cuántico magnético. Toma solo los valores
desde hasta pasando por el 0 ( ). Indica en que orbital está
el electrón y su orientación espacial.
• s: número cuántico de spin. Toma solo los valores . Nos dice en que
sentido gira sobre su eje el electrón.
Orbitales Atómicos
Según los números cuánticos podemos tener un tipo de orbital u otro. Vamos a
ver los tipos que existen.
Tipo s (l=0): es un orbital esférico, por lo que la probabilidad de encontrar al electrón
solo depende de la distancia al núcleo.
Figura 26: Orbital Atómico tipo s
Fuente: https://concepto.
de/teoria-atomica-de-

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Tipo p (l=1): son tres parejas de lóbulos (m=-1, m=0 y m=1) y existen cuando n es igual
o mayor que dos. Cada orbital recibe el nombre por su orientación espacial. El orbital
p_x son dos lóbulos en la dirección del eje x, el p_y son dos lóbulos en el eje y, y el p_z
lo mismo pero en el eje z. Esto supone que si en cada orbital caben dos electrones en
total puede haber seis electrones en los orbitales p.
Tipo d (l=2): aparecen cuando n es mayor o igual que tres, también está formados por
lóbulos pero con una colocación más compleja. Estos orbitales son cinco (m=-2, m=-1,
m=0, m=1 y m=2).
Tipo f (l=3): aparecen cuando n es mayor o igual que cuatro y vuelven a estar formados
por lóbulos con una disposición aún más compleja. Son siete (m=-3, m=-2, m=-1, m=0,
m=1, m=2 y m=3)
Figura 27: Orbital Atómico tipo p
Figura 28: Orbital Atómico tipo d

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Conclusión
La evolución de los modelos atómicos refleja el progreso en nuestra
comprensión de la estructura fundamental de la materia. Cada modelo ha aportado una
pieza importante al rompecabezas, pero ninguno ha sido completamente definitivo. Lo
que es evidente es que los átomos son entidades dinámicas y complejas, muy diferentes
a la idea inicial de esferas indivisibles.
Los modelos más recientes, basados en la mecánica cuántica, han revelado la
naturaleza probabilística de la ubicación de los electrones. Esta comprensión nos ha
permitido explicar fenómenos complejos, entender mejor la formación de enlaces
químicos y desarrollar tecnologías avanzadas.
A medida que la investigación avanza, es probable que sigamos refinando
nuestros modelos, quizás incluso llegando a una comprensión más profunda de la
estructura atómica y subatómica. La ciencia siempre está en evolución, y cada avance
nos acerca más a captar la verdadera esencia de la materia a nivel fundamental.

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Bibliografía
• Fernandes, A. Z. (2021, 12 mayo). Átomo: qué es, estructura y partes. Toda Materia.
https://www.todamateria.com/atomo/
• HISTORIA DEL TOMO. (s. f.).
http://newton.cnice.mec.es/materiales_didacticos/el_atomo/historia.htm?1&0
• Álvarez, D. O. (2021, 15 julio). Teoría atómica de Dalton - concepto e importancia.
Concepto. https://concepto.de/teoria-atomica-de-dalton/
• Giménez, V. M. (2023, 25 abril). Modelos atómicos: qué son Y línea del tiempo.
geoenciclopedia.com. https://www.geoenciclopedia.com/modelos-atomicos-que-
son-y-linea-del-tiempo-625.html
• Modelo mecano cuántico. Números cuánticos. - MotyScience. (2021, 21 marzo).
MotyScience. https://www.motyscience.com/bachillerato/2o-bachillerato/quimica-ii-
2o-bachillerato/modelo-mecano-cuantico-numeros-cuanticos/

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