Los modelos atomicos alo largo de la historia

1. FISICA PARA INGENIERIA
UNIVERSIDAD TECNOLÓGICA DELSURESTE DE VERACRUZ
PROFA. ING. SARAI NINTAI OROZCO GRACIA
EST. SARA SERRANO MORALES
GRADO: DECIMO
2021
R.A DE MODELOS ATOMICOS

2. 2
INTRODUCCÓN
EN ESTA INVESTIGACION SE DARA A
CONOCER DIFERENTES IDEAS, QUE
TENÍAN CADA INVESTIGADOR SOBRE EL
ÁTOMO Y SU EVOLUCIÓN, QUE NOS AYUDA
ACOMPRENDER SU COMPLEJIDAD.
CUANDO SE MENCIONA QUE LA MATERIA
ESTA FORMADA POR ÁTOMOS SE
RECUERDA AL FILÓSOFO GRIEGO
DEMÓCRITO QUIEN PROPUSO EL NOMBRE
DE ÁTOMO.
LA EVOLUCIÓN HISTÓRICA DE LOS
MODELOS ATÓMICOS ES UN EJEMPLO
EXCELENTE DEL MODO EN QUE LA
CIENCIA CRECE.

3. 3
CONTENIDO
1. CONCEPTODEL ATOMO………………………………………………………………………………………………………………….4
2. ESTRUCTURA Y PARTE DEL ÁTOMO……………………………………………………………………………..………………….4
3. HISTORIA DEL ÁTOMO……………………………………………………………………………………………..………………………5
4. MODELO DEL JOHN DALTON (1808)…………………………………………………………………...………….………..7
4.1 LIMITACIONES Y ERRORES DE LA TEORÍA DE DALTON …………………………………………..……….….….9
5. EXPERIMENTOS QUE CONDUJERON AL DESCUBRIMIENTO DEL ELECTRON ………..…..…………9
5.1 TRABAJOSSOBRERAYOS CATÓDICOS………………………………………………………………………………….….…………9
5.2 MODELO DE PUDÍN DE PASAS………………………………………………………………………..…….....………...………….10
5.3 DESCUBRIMIENTOS DE LOS ISÓTOPOS……………………………………………….………………….………………………….11
5.4 OTROS TRABAJOS………………………………………………………….…………………………………………………………….…….11
6. MODELO DE THOMSON INCONVENIENTES………………….…………………………………………….…………..….…...12
6.1 MODELO ÁTOMICO DE THOMSON (1904) ………………………………………….….……………………..………...12
6.2 CARACTERISTICAS DEL MODELO ÁTOMICO DE THOMSON ………………………………………………..….13
7. DESCUBRIMIENTO DEL PROTÓN………………………………………………………………………..………………………..…..13
7.1 CARACTERISTICASDELPROTÓN……………………………………………………………….…………………………………..……15
8. EL EXPERIMENTODE RUTHERFORD……………………………………………………………….…………………………..…….16
9. INCONVENIENTESDEL MODELO DE RUTHERFORD……………………………………………..…………………………....17
9.1 MODELO DE ERNEST RUTHERFORD (1911)…………………………………………………..…………………………………….17
9.2 PUNTOSFUNDAMENTALESDEL MODELO…………………………………………………………………………................18
10. DESCUBRIMIENTO DEL NEUTRÓN…………………………………………………………………………………………………….19
10.1 ¿QUE ES EL NEUTRÓN?.........................................................................................................................20
10.2 CARACTERÍSTICASMÁSIMPORTANTESDEL NEUTRÓN………………………………………………………….………….20
11. CARACTERISTICASGENERALESDE LOS ASPECTROSATÓMICOS……………………………………………………..….21
12. MODELO DE NIELS BORH (1913)………………………………………………………………….…….………………………..…...22
12.1 ÉXITOS E INCONVENIENTESDELMODELO BORH……………………………………….………………………………….….23
13. MODELO CUBICOGILBERT N. LEWIS……………………………………………………………………………………….…….….24
14. MODELO MECANOCUÁNTICO.ORBITALESYNÚMERO CUANTICOS………………………………………………....25
14.1 ESTABLECIERON EL CONCEPTODE ORBITAL……………………………………………....………………………………….…25
14.2 NÚMEROS CUÁNTICOS ………………………………………………………………..………………………………….…………….…27
15. CONCLUCIÓN……………………………………………………………………………………….………………………….………………..29
16. BIOGRAFIAS……………………………………………………………………………………………………………………………………….30

4. 4
1. CONCEPTODEL ATOMO
se conoce como átomo a la unidad mínimadeunasustancia, lo quecomponetoda la
materia común u ordinaria. Si los átomos dealgunamateria se logran dividir dicha
materia podríadestruirse.
La palabra átomo proviene del griego antiguo (átomon,“sin división”) y fueacuñada
por los primerosfilósofosen teorizar sobre la composición de las cosas, es decir, las
partículas elementales del universo.
El átomo es una estructura en la cual se organiza la materia en el mundo físico
o en la naturaleza.
2. ESTRUCTURAYPARTE DEL ÁTOMO
El átomo está compuesto por tres subpartículas:
Neutrones
Protones
electrones
o Protones, con carga positiva.
o Neutrones, sin carga eléctrica (o carga
neutra).
o Electrones, con carga negativa.
A su vez, se divide en dos partes:
o El núcleo. Formado por neutrones y protones.
o La corteza. Formada únicamente por
electrones.

5. 5
Los protones, neutrones y electrones son las partículas subatómicas que
forman la estructura atómica. Lo que les diferencia entre ellos es la relación
que se establecen entre ellas.
Los electrones son las partículas subatómicas más ligeras. Los protones, de
carga positiva, pesan unas 1.836 veces más que los electrones. Los neutrones,
los únicos que no tienen carga eléctrica, pesan aproximadamente lo mismo
que los protones.
Los protones y neutrones se encuentran agrupados en el núcleo atómico. Por
este motivo también se les llama nucleones. La energía que mantiene unidos
los protones y los neutrones es la energía nuclear.
3. HISTORIADELÁTOMO
La historia del átomo inicia 450 añosantes de Cristo con las afirmaciones postuladas
por el filósofo griego Demócrito de Abdera desarrolló la «teoríaatómicadel
universo», El filósofo se interesó por el descubrimiento delas sustancias esenciales
que contienen todas las sustancias. Él aseguró que la materia podíaser dividida
indeterminadamenteen partículascada vez más diminutashasta llegar al punto más
indivisiblede aquella materia, a las que Demócrito llamó átomos.
En el siglo V a.C., El filósofo. Leucipo pensaba quesólo había un tipo de materia.
Sostenía, además, que, si dividíamosla materia en partes cada vez más pequeñas,
acabaríamos encontrando unaporción queno se podríaseguir dividiendo
Un discípulo suyo, Demócrito, bautizó a estas partes indivisiblesde materia con el
nombrede átomos, término que en griego significa “que no se puede dividir”

6. 6
La teoría atomista de Demócrito y Leucipo se puedeesquematizar así:
 Los átomos son eternos, indivisibles, homogéneos, indestructibles, e invisibles.
 Los átomos se diferencian solo en formay tamaño, pero no por cualidades
internas.
 Las propiedadesdela materia varían según el agrupamiento delos átomos.
Por su parte Epicuro deSamos, filósofo procedentedeAtenas, con su doctrina dela
naturaleza, aseguró, reelaborando la versión de Demócrito, Epicuro indica que la
probabilidad que los átomos sufran desviacionesen su trayectoria, colisionando entre
sí.
Empédoclesestableció que la materia estaba formadapor 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 durante2000años. Hoy sabemosque aquellos 4 elementos iniciales no
forman partede los 106 elementosquímicos actuales.
Tuvieron quetrascurrir varios siglos, hasta que en 1776 nació elhombre que cambiaría
el rumbo de la concepción atomista legada por los antiguos filósofosgriegos: John
Dalton, conocido como el padre de la teoría atómica.

7. 7
4. MODELO DEL JOHN DALTON (1808)
La teoría atómica de Dalton fue el primer modelo con
bases científicas. Dalton definió el concepto de átomo y
concluyó que, en las reacciones químicas, los átomos ni se
crean ni se destruyen, sino que cambiaban su
distribución.
Dalton postuló su teoría formulando unaseriedeenunciadossimples:
La materia está formadapor partículasmuy pequeñasllamadas átomos, queson
indivisibles y no se pueden destruir.
Los átomos de un mismo elemento son iguales entre sí, tienen la misma masae
iguales propiedades. Losátomos dediferentes elementostienen masa diferente.
Comparando lamasade los elementos con los delhidrógeno tomado como la
unidad, propuso elconcepto de peso atómico relativo.
Los átomos permanecen sin división, aun cuando secombinen en las reacciones
químicas.
Los átomos de elementosdiferentesse pueden combinar en proporciones
distintas y formar másde un compuesto. Por ejemplo: un átomo de carbono con
uno deoxígeno forman monóxido de carbono (CO), mientrasque dosátomos de
oxígeno con uno decarbono, forman dióxido de carbono (CO2).
Los compuestosquímicos se forman al unirseátomos dedos o máselementos.
Estos átomos no se pueden dividir niromper, no secrean nise destruyen en
ningunareacción química, y nuncacambian.

8. 8
Los átomos pueden combinarseparaformar compuestosquímicos. Por ejemplo:
los átomos de hidrógeno y oxígeno pueden combinarsey formar moléculas de
agua (H2O).
Los átomos se combinan para formar compuestosen relaciones numéricas
simples. Por ejemplo: al formarseagua, la relación es de 2 a 1 (dosátomos de
hidrógeno con un átomo deoxígeno).
Dalton postuló la Ley de las Proporciones Múltiples. Estaley sostiene que, si dos
elementos se pueden combinar en diferentesproporciones, formarán diferentes
compuestos, lo que no contradice la ley de la proporción constante, puescada
compuesto sigue caracterizándosepor unaproporción constante.
Por ejemplo, 12 g decarbono se pueden combinar con 16 g de oxígeno paraformar
monóxido decarbono (CO), pero 12 g de carbono también se pueden combinar con 32 g
de oxígeno para formar dióxido decarbono (CO2).
Dalton dedujo queesto se debía al peso atómico, característica únicapara cada
elemento o tipo deátomo, e introdujo el concepto de peso atómico relativo.Esto
permitió entender por primeravez las relaciones estequiométricas de las reacciones
químicas.

9. 9
4.1 LIMITACIONES Y ERRORES DE LA TEORÍA DE DALTON
No todos los átomos de un elemento son iguales ya que un átomo puede
tener varios isótopos.
Los átomos no están llenos por dentro.
La partícula más pequeña conocida no es un átomo.
Así como no todos los átomos de un elemento son iguales, no todas
las moléculas de un compuesto son iguales.
Los átomos se pueden descomponer como resultado de reacciones
nucleares.
Uno de los eventos que contradice la opinión de que los átomos no se
pueden fragmentar y reconstruir es que los átomos irradian partículas
alfa.
5. EXPERIMENTOS QUE CONDUJERON AL DESCUBRIMIENTO DEL
ELECTRON
5.1 TRABAJOS SOBRE RAYOS CATÓDICOS
Thomson realizó unaserie de experimentosen tubos de rayoscatódicos, quele
condujeron aldescubrimiento delos electrones. Thomson utilizó el tubo de Crookes en
tres experimentosdiferentes.

10. 10
La fuentede bajo voltaje (A) está conectada
al cátodo caliente (C) mientras quela fuente
de alto voltaje (B) proveeenergíaal ánodo
revestido de fósforo (P). La máscara (M) se
conecta al potencial delcátodo y su imagen
se visualizaen el fósforo como área sin
iluminar. Este tubo puedeser construido sin
la fuente A medianteel uso de un cátodo frío.
5.2 MODELO DE PUDÍN 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 unasopade carga positivadifusa.
A menudo llamamos modelo debudín depasas 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).

11. 11
5.3 DESCUBRIMIENTOS DE LOS ISÓTOPOS
Thomson inventó los rayospositivos y en 1911, descubrió la manerade utilizarlos para
separar átomos de diferentemasa.
El objetivo se consiguió desviando los rayos positivos mediante campos eléctricos y
magnéticos (espectrometría de masas). Así descubrió que el neón tiene dos isótopos (el
neón-20 y el neón-22).
5.4 OTROS TRABAJOS
Thomson en 1906 demostró queel hidrógeno tiene un único electrón
propusoel segundomodeloatómico (El primerofuepropuestopor Dalton en 1794),que
podía caracterizarse como una esfera de carga positiva en la cual se incrustan los
electrones.

12. 12
6. MODELO DE THOMSON INCONVENIENTES
El modelo atómico deThomson no pudo explicar cómo se mantienela carga en los
electrones dentro del átomo.
Tampoco pudo explicar la estabilidad de un átomo.
La teoría no mencionó nadasobre el núcleo delátomo.
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 probadosen la época.
Fue rápidamentedescartado por los experimentosdela láminade oro.
En este experimento se demostró que debería existir algo dentro del átomo con
unafuertecarga positiva y mayor masa, el núcleo.
6.1 MODELO ÁTOMICO DE THOMSON (1904)
Joseph John Thomson, teoría de Thomson intentó explicar
dos propiedades entonces conocidas de los átomos:
Los electrones son partículascargadas negativamente.
Los átomos no tienen carga eléctrica neutra.
Thompson descubrió el electrón como partícula subatómica con tubos de
rayos catódicos. Estas nuevas partículas con cargas negativas, pasaro n a ser
consideradas parte de la estructura de los átomos.
El modelo atómico de Thomson también se conoce modelo del pudin de pasas
ya que J.J. Thomson concibió el átomo como un pudin de pasas
La herramienta principalcon la que contó Thomson parasu modelo atómico fuela
electricidad.

13. 13
6.2 CARACTERISTICAS DEL MODELO ÁTOMICO DE THOMSON
Las principales características del modelo atómico de Thomson se resumen en
estos 4 puntos:
Thomsondescubrió loselectrones atravésdesusexperimentoscon tubosderayos
catódicos.
En su modelo el átomo está formado por electrones de carga negativa incrustados
en unaesferade carga positivacomo en un "pudin depasas".
Los electrones están repartidosde manerauniformepor todo el átomo.
El átomo es neutro de manera que las cargas negativas de los electrones se
compensan con la carga positiva.
7. DESCUBRIMIENTODELPROTÓN
Quien descubrió el protónfue el químico y físico británico Ernest Rutherford (1871-
1937). Despuésdeexperimentar con gas nitrógeno y detectar signos de lo que parecían
ser núcleos de hidrógeno, Rutherford concluyó que probablemente esos núcleos se
tratasen de partículaselementales.
Si bien esta idea fuedadapor cierta durantebuenaparte del siglo XX,
Décadas antes del hallazgo de Rutherford, el físico alemán Eugene Goldstein había
propuestolaideadela existencia losprotones.Sin embargo, susideasno fuerontomadas
en cuenta.

14. 14
Como se descubrió el protón, con el experimento deRutherford queestaba formado por
una pequeña caja de latón de provista de llaves que permitían la circulación de
los gases estudiados. En uno de los extremos de la caja había un orificio recubierto de
plata, capaz de absorber por si solas partículas alfa, en el otro extremo se disponía una
placa de vidrio. En el exterior de la caja se encontraba el sistema de detección, formado
por: una pantalla centelleadora de sulfuro de zinc, puesta a una distancia de 5 mm,
espacio en el que se introdujeron pantallasabsorbentes de mica; finalmente también se
necesita un microscopio paraobservar los destellos, producidosen laplaca.
Por último, dentro de la cámara se encontraba la fuente emisora radiactiva sobre un
soporte que le permite acercarse o alejarse de la pantalla reveladora. Todo este sistema
se colocó sobre un campo magnético intenso, que desviabalateralmente a los electrones
beta, evitando que incidieran en la pantalla reveladora y produjeran destellos no
deseados.
El alcance de una determinada corriente eléctrica depende del tipo de partícula, de su
energía inicial y del medio material atravesado. Conociendo el alcance de la partícula en
cuestión (en este caso dela partículaalfa), se puedesaber dequé partículase trata y con
qué energía se ha producido. Esta información permite caracterizar a las partículas
originadas. Rutherford utilizó esta propiedad para estudiar cómo se comportaban las
partículas alfa cuando sedisparaban dentro de un ambiente con nitrógeno e hidrógeno.
Un protón es una partícula subatómica. Es decir, es una partícula que se encuentra
dentrodela estructuradelátomo. Se caracteriza por tener carga positivay unamasacasi
dosmil veces más grandeque un electrón.

15. 15
7.1 CARACTERISTICAS DELPROTÓN
Los protones tienen unacarga positiva de1 (1,6 x 10-19 Coulombs)
Son partículas compuestas: los protones están formados por estructuras más
pequeñas, llamadashadrones, que a su vez están compuestaspor quarks.
Los protones tienen tres quarks: dos de carga positiva (quarks up) y uno de carga
negativa (quark down).
La vidamedia deun protón es de 1035 años.
El protón tiene unaantipartícula, llamadaantiprotón, que se caracteriza por tener
carga negativa.
Los protones y los neutrones se encuentran en el núcleo del átomo, por eso
también son llamadosnucleones.
La masa de un protón es 1836 vecesmásgrandeque la de un electrón.
El protón mide0,88 femtómetrosdeancho (10 -15 metros).

16. 16
8. EL EXPERIMENTODE RUTHERFORD
El experimento de Rutherford, también llamado experimento de la lámina de oro, fue
realizado por Hans Geiger y Ernest Marsden en 1909, y publicado en 1911, bajo la
dirección de Ernest Rutherford en los Laboratorios de Física de la Universidad de
Manchester.
El experimento consistió en mandar un haz de partículas alfa sobre una fina lámina de
oro yobservar cómo dichaláminaafectaba a latrayectoriadedichos rayos. Las partículas
alfase obtenían dela desintegración deuna sustanciaradiactiva, el polonio.Paraobtener
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 detrayectoria delas partículas, se empleó una pantallacon sulfuro dezinc que
producepequeñosdestelloscada vez que unapartículaalfa choca con él
Este experimento demostró que los átomos son un espacio prácticamente vacío, a
excepción de un pequeño núcleo central, cargado positivamente, que es el que provoca
que algunade las partículas alfa positivasse desvíe o reboten.

17. 17
9. INCONVENIENTESDELMODELO DE RUTHERFORD
Contradecía la teoría electromagnética de Maxwell. Según esta teoría una carga
eléctrica acelerada deberíade emitir ondaselectromagnéticas. Un electrón al girar
en círculos alrededor del núcleo debería emitir, por tanto, ondas
electromagnéticas. Dicha emisión provocaríaunapérdidadeenergíaqueharía que
el electrón describiera órbitas de radio decreciente hasta caer sobre el núcleo. El
modelo atómico deRutherford era, por tanto, inviabledesdeelpunto devista dela
física clásica.
No daba una explicación satisfactoria a los espectros atómicos. Si encerramos en
un tubo hidrógeno o helio y sometemosel gas a voltajes elevados, el gas emite luz.
Si hacemos pasar esa luz a través de un prisma, los colores que la constituyen se
separan dándonos el espectro de la luz analizada. Pronto se concluyó que la
emisión de luz podría deberse a que los electrones absorbían energía de la
corriente eléctrica y saltaban a órbitas superiores para, a continuación, volver a
caer a las órbitas más próximasal núcleo emitiendo el exceso de energía en forma
de energía luminosa. Esta interpretación conducía, sin embargo, a afirmar que los
espectros deberían de ser continuos, yaque al existir órbitas decualquier radio (y
energía) todos los saltos son posibles. La experiencia, por el contrario, mostraba
que los espectros de los átomos son discontinuos. Constan de rayas de diversos
colores sobre un fondo negro.
9.1 MODELO DE ERNESTRUTHERFORD(1911)
En el modelo de Rutherford, dijo que los átomos eran
fácilmente transponiblespor cargas eléctricas.
Su modelo definía el átomo como un núcleo pesado con carga
positiva y que los electrones giraban a su alrededor.
La mayor partedelátomo estaba compuesto por un espacio vacío
realizando experimentoscon partículas alfa.
El modelo atómico deRutherford o modelo atómico planetario es
un modelo del átomo propuesto por ErnestRutherford.
El nuevo modelo propuesto por Rutherford tenía características que se han mantenido
incluso en modelosposteriores, como:

18. 18
La concentración de la mayoría de la materia en un volumen pequeño en
comparación con el tamaño atómico, es decir, un núcleo atómico
La presencia de electrones que giran alrededor del núcleo atómico.
partir de su descripción, comenzó a representar el átomo
con el núcleo en el centro y los electrones en órbita
alrededor de él, como los planetas del sistema
solar alrededor del Sol. Debido a esta representación en
particular se le conoció como modelo planetario.
9.2 PUNTOS FUNDAMENTALES DEL MODELO
El átomo es en su mayoría un espacio vacío. Rutherford negó el modelo atómico
de Thomson al confirmar la existencia del núcleo atómico, ya postulado
por Nagaoka. Sin embargo, Rutherford señaló que el núcleo del átomo es muy
pequeño en comparación con el propio átomo.
En el núcleo del átomo se concentraba la masa y la carga positiva delátomo. Esta
característica equilibraba la carga eléctrica de los electrones haciéndolo
eléctricamente neutro. Rutherford introdujo el concepto de peso atómico, que
anteriormente se había omitido. La carga nuclear fue identificada como
responsablede la dispersión de partículas alfa.
Los electrones con carga negativa presentes alrededor del átomo no afectan la
dispersión delas partículas alfa.

19. 19
10. DESCUBRIMIENTODELNEUTRÓN
Descubrimiento delneutrón debe decomenzar con el aparataje que utilizó
Chadwick para llevar a cabo su experimento. El sistema experimentalutilizado por
Chadwick consta de unacámara y un contador conectado a un oscilógrafo.
En la cámara, bajo condicionesdevacío, se encontraba el emisor alfa (unafuentede
polonio)y unaplaca de berilio. Las partículasalfa, al chocar con el berilio, originaban
un haz dela radiación desconocida, que llegaba hasta el contador, dondese podían
estudiar sus efectos. El contador era en unapequeñacámara deionización conectada a
un amplificador, cuando seproducían ionizacionesdebidasa la entradade una
partícula ionizanteen la cámara, éstas eran registradas en un oscilógrafo. A la entrada
del contador se colocaba blancos de distintos materiales.
En sus investigaciones, el matrimonio francéshabía utilizado parafina, pero Chadwick
intercaló láminas dealuminio entre el blanco y el gas dellenado dela cámara de
ionización. Después, midió la variación en la ionización que se producíaal aumentar el
espesor de aluminio.
Para explicar esto, Chadwick creó la llamada hipótesis delneutrón. La radiación que
producíaesas emisionesde núcleosde retroceso no podíaser radiación
electromagnética dealta energía, ya queesta hipótesis no explicaba la probabilidad de
interacción observadani la conservación de la energía. Chadwick fuegalardonado con
el Premio Nobel deFísica en diciembre de1935 por el descubrimiento del neutrón.
La tercera partícula,
constituyente del átomo,
se encontró en los átomos
de berilio al ser
bombardeados por
partículas alfa.
Este bombardeo
provocabala emisión
por losátomos de una
radiacióncompuestapor
partículas de masa

20. 20
No poseecarga eléctrica Su masa es 1838,5 vecesmayor queladel electrón
y 1,00137 veces mayor queladel protón
10.1 ¿QUE ES EL NEUTRÓN?
Neutrón es el nombre que se le da a uno de los dos componentes del núcleo del átomo
(excepto el delátomo de hidrógeno), el otro es el protón.
El neutrón es representado con la letra n, tiene una masa igual a 1,675·10-27 kg y su
carga es 0.
10.2 CARACTERÍSTICAS MÁS IMPORTANTES DELNEUTRÓN
Se le consideraunaformadel nucleón (la
otra formaes el protón)
El neutrón es estable siempreque pueda
arrimarsea un protón
Fueradel núcleo atómico es inestable.
Al aislarlo pasarán algunos minutospara
que se desintegre
Está presente en todos los núcleos
atómicos con excepción delhidrógeno
Su promedio devidafueradelnúcleo atómico es de quinceminutos, despuésdeeste
lapso detiempo emitirá un electrón ademásde un antineutrón y se convertiráen
protón

21. 21
11. CARACTERISTICAS GENERALES DE LOS ASPECTROS ATÓMICOS
EJEMPLOS:
CARACTERISTICAS
ASPECTROS
ATOMICOS
Cada átomo es capaz de emitir o absorber radiación
electromagnética.
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.
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.
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.

22. 22
12. MODELO DE NIELS BORH (1913)
El modelo atómico de Bohr era una modificación
del modelo de Rutherford: el átomo es como
“un sistema solar microscópico” en el que los
electrones están en órbita alrededor del núcleo.
Bohr supuso que los electrones se movían en órbitas
circulares alrededor del núcleo.
Niels Bohr desarrolló su modelo de acuerdo a tres postulados fundamentales :
Los electrones describen órbitas circulares en torno al núcleo del
átomo sin irradiar energía.
Las únicas órbitas permitidas para un electrón son aquellas para las cuales
el momento angular del electrón sea un determinado múltiplo entero.
El electrón solo emite o absorbe energíaen lossaltos deunaórbita permitidaaotra.

23. 23
Bohr estudió el movimiento de los electrones
que orbitan alrededor del núcleo en la
teoría atómica.
12.1 ÉXITOS E INCONVENIENTESDELMODELO BORH
ÉXITOS
Justifica la estabilidad
del átomo(órbitas
estacionarias)
Introduce el
concepto de niveles
de energia
Se explica el espectro
atómico del hidrógeno
mediante la hipotesis
de los saltos
electrónicos
Relaciona las
propiedades
quimicas de los
elementos con su
estructura
electrónica(sistema
periódico)

24. 24
13. MODELO CUBICOGILBERTN. LEWIS
La teoría delátomo cúbico fueformuladapor
Gilbert N. Lewis, en el año 1902.
El modelo del átomo cúbico fuedelos primeros
modelosatómicos en el que los electrones del
átomo estaban situados en los ocho vértices de un cubo.
La figura a continuación muestralas estructuras de
los elementos dela segundafila dela tabla periódica.
El artículo de 1916 de Lewis también introdujo el concepto del par de electrones en
el enlace covalente, la regla delocteto, y la ahora llamada estructurade Lewis
INCONVENIENTE
Los resultados para los
átomos polielectrónicos
eran defectuosos
Falta de coherencia:
mezcla de ideas
clásicas con ideas
cuánticas

25. 25
14. MODELO MECANOCUÁNTICO.ORBITALES YNÚMEROCUANTICOS
Modelomecano-cuántico, comenzóaprincipiosdelsiglo XX,cuando lasdosdelasteorías
que intentaban explicar ciertos fenómenos (la ley de gravitación universal y la teoría
electromagnética clásica) se volvían insuficientespara explicarlos.
Es el modeloaceptado actualmente.Fueexpuesto en1925por HeisenbergySchrödinger.
Aspectos característicos: Dualidad onda-partícula: Broglie propuso que las partículas
materiales tienen propiedades ondulatorias, y que toda partícula en movimiento lleva
unaondaasociada.
Principio de indeterminación de Heisenberg: establece que es imposible situar a un
electrón en un punto exacto delespacio.
Las ecuaciones del modelo mecano-cuántico describen el comportamiento de los
electrones dentro del átomo, y recogen su carácter ondulatorio y la imposibilidad de
predecir sustrayectorias exactas.
14.1 ESTABLECIERON ELCONCEPTODE ORBITAL: regióndel espacio del átomo
donde la probabilidadde encontrar un electrónes muy grande.
Orbitales. Existen distintos tipos de orbitales quese identifican con letras: s, p, d y f.
La formay el tamaño deun orbital dependedelnively del subniveldeenergíaen quese
encuentra.
El tamaño del orbital es mayor en los nivelessuperiores.
El tipo deorbitales que hay en cada niveltambién está determinado:
 en el primer nivelsolo hay un orbital detipo s.
 en el segundo nivelhay orbitales de tipo s y p.
 en el tercer nivel hay orbitales de tipo s, p y d. ·
 en el cuarto nively los siguientes hay orbitales de tipo s, p, d y f.
Orbitales s: Tienen simetría esférica alrededor delnúcleo.
Pueden contener hasta un máximo dedos electrones.
Hay un orbital s en cada nivel deenergía.

26. 26
Orbitalesp: Es unconjuntodetresparejasdelóbulosorientadasen lastresdimensiones.
• Cadauno deestos tres lóbulos puedetener un máximo de tres electrones, por lo tanto,
un orbital p lleno contiene seis electrones.
Puedeencontrarsea partir delsegundo nivelde energía.
Orbitales d: Es un conjunto decinco orbitales dispuestosen los planosX, Y y Z.
• Cadauno de estos cinco orbitales puedecontener un máximo dedos electrones, por lo
tanto, un orbital d completo tiene diez electrones.
Pueden encontrarsea partir del tercer nivelde energía.
Orbitales f: Es un conjunto de siete orbitales simétricamente distribuidos sobre los
planosX, Y y Z.
• En cada uno de estos siete orbitales puedehaber un máximo de dos electrones, por lo
tanto, un orbital f completo tiene catorce electrones.
Pueden encontrarsea partir de la cuarta capa.

27. 27
14.2 NÚMEROS CUÁNTICOS :son unos números asociados a magnitudes físicas
conservadas en ciertos sistemas cuánticos.
Los números cuánticos permiten caracterizar los estados estacionarios, es
decir, los autovaloresdelsistema.
Estos números cuánticos son:
I) El número cuántico principal n Este número cuántico está relacionado tanto con la
energía como con la distancia media entre el núcleo y el electrón, medida en niveles
energéticos, aunque la distancia media en unidades de longitud también crece
monótonamentecon n. Los valoresdeeste número, quecorrespondealnúmerodelnivel
energético, varían teóricamente entre 1 e infinito, pero solo se conocen átomos que
tengan hasta 8 niveles energéticos en su estado fundamentalyaque el número atómico
y el número cuántico principalse relacionan mediante 2n2 = Z < 110.
II) El número cuántico secundario es L (l = 0,1,2,3,4,5,...,n-1), indica la forma de los
orbitales y el subnivel de energía en el que se encuentra el electrón. Un orbital de un
átomo hidrogenoidetiene l nodosangularesy n-1-l nodosradiales. Si:

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l = 0: Subórbita "s" (formacircular)→s provienede sharp (nítido)Tiene un espacio para
doselectrones.
l = 1: Subórbita "p" (forma semicircular achatada) →p proviene de principal (*) Tiene
tres espacios para seis electrones.
l = 2: Subórbita "d" (forma lobular, con anillo nodal) →d provienede difuse (difuso) (*)
Tiene cinco espacios para diez electrones.
l = 3: Subórbita "f" (lobulares con nodosradiales)→f provienede fundamental(*)Tiene
siete espacios paracatorce electrones.
l = 4: Subórbita "g" (*)
l = 5: Subórbita "h" (*)
III) El número cuántico magnético (m, ml), Indica la orientación espacial del subnivel
de energía, "(m = -l,...,0,...,l)". Para cada valor de lhay 2l+1 valoresde m.
IV) El número cuántico de espín (s, ms), Describe el momento angular intrínseco del
electrón. Los valoresque puedetomar el número cuántico despin son -1/2 y +1/2.

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15. CONCLUCIÓN
Con el tiempo, se ha investigado el átomo, neutrón, protón, los científicos han realizados
actividades en lo cual a cada uno de ellos han tenido resultados y errores y gracias a eso
descubríannuevas ideas, por talrazón losmodelos atómicos sufrencambios,hoy en díalo
actual es el modelo mecano cuántico, pero realmente no se sabe si tendrá alguna
modificación,yaquelosmodelosanterioresigualtuvieroninconvenientes.
Los modelosnos ayudan a comprender mejor un tema a través de una comparación, la
evolucióndelmodeloatómicodesdelostiemposremotos,hanevolucionadoynosayudahoy
en día, un ejemplo de ello es trabajar con la tabla periódica donde encontramos cierta
cantidadde átomo,lo cualsenos hafacilitadotrabajar y realizardiversasactividades.
Lo quenosenseñaquelosátomossepuedendiferenciaren tamañoy forma en esencia un
átomo es la unidad más pequeña de la materia que conserva las propiedades químicas
del elemento.

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16. BIOGRAFIAS
 Autor: Oriol Planas - Ingeniero Técnico Industrial especialidad en mecánica
Fecha publicación: 15 deagosto de2021
 Mora,Diccionario defilosofía JoséFerrater. «DEMÓCRITO| Diccionario defilosofía
José Ferrater Mora». www.diccionariodefilosofia.es. Consultado el 10 de marzo de
2021.
 Laercio, Diógenes. «LIBRO IX, Demócrito, 3». Vidas, opiniones y sentencias de los
filósofosmásilustres.
 Encyclopedia Britannica. Democritus. Extraído 21-10-2006.
 Internet Encyclopedia of Philosophy. Democritus. Extraído 01-08-2006.
 Berryman, Sylvia (2016). Zalta, Edward N., ed. Democritus(Winter 2016 edición).
The Stanford Encyclopediaof Philosophy. Consultado el23 deabril de2021.
 Diccionario de filosofía José Ferrater. «ABDERA, ESCUELA DE | Diccionario de
filosofía José Ferrater Mora». www.diccionariodefilosofia.es. Consultado el 11 de
marzo de2021.
 Gossin, Pamela. Encyclopedia of Literatureand Science, 2002.
 Gossin, Albert; Gossin, Pamela; Harris, Paul; Bernstein, Stephen D.; Bromberg,
Shelly Jarrett; Cassuto, David (2002). Encyclopedia of Literature and Science (en
inglés). GreenwoodPublishingGroup.p. 235. ISBN 9780313305382.Consultadoel
10 denoviembrede 2019
 Tú y la química. Pearson Educación. 1 de enero de 2001. ISBN 9789684444140.
Consultado el11 de diciembre de2015.
 Química 2 (UdeG). Ediciones Umbral. ISBN 9789709758818. Consultado el 11 de
diciembre de2015.
 Burns, Ralph A. (2003). Fundamentos de química. Pearson
Educación. ISBN 9789702602811. Consultado el3 de marzo de2018.
 Picado, Ana Beatriz; Álvarez Milton. (2008) Química I. Editor EUNED. p. 108.
 Atanasio. Los grandes enigmas del universo y los sabios encargados de desvelarlos.
Biblioteca Online SL. ISBN 9788494085000. Consultado el3 demarzo de2018.
 Víctor Manuel Ramírez (2014). Química 2. Grupo Editorial
Patria. ISBN 9786077440079. Consultado el3 demarzo de 2018.
 Dalton, John (2012-05). El atomismo en Química. Universidad de
Alicante. ISBN 9788497172110. Consultado el3 demarzo de 2018.
 Douglas, Bodie Eugene; Alexander, John J. (1994). Conceptosy modelosde química
inorgánica. Reverte. ISBN 9788429171532. Consultado el3 demarzo de 2018.

31. 31
 Laszlo, Ervin (1997). El cosmos creativo: hacia una ciencia unificada de la materia,
la vida y la mente. Editorial Kairós. ISBN 9788472453777. Consultado el 3 de
marzo de2018.
 Navarro Vives, J. (2000). El neutrón deChadwick y su interpretación.
 Wllllart Torres, A. (2006). Taller y Laboratorio: Experimento histórico:
Descubrimiento delprotón. Revista 100cias@ uned, 9, 161-165.
 Herradón, B. (30 deabril de 2015)Descubrimiento delelectrón.
 Yanes, J (28 de abril de 2017)La revolución del electrón. Fondecyt (30 deabril de
2019) Joseph John Thomson, físico británico que descubrió el electrón. Hiru.eus
(s.f) El Descubrimiento DelElectrón.
 Wikimedia Commons alberga una galería multimedia sobre Joseph John
Thomson.
 Página web delInstituto Nobel, Premio Nobel deFísica 1906 (en inglés)
 Wikiquotealberga frases célebres deo sobre Joseph John Thomson
 https://www.significados.com/proton/
 Química i. Editor EUNED. Página116. (books.google.es).
 Burn, RalphA. (2002). Pearson, ed. Fundamentosde química. p. 117.
 Ángelo, Joseph A. (2004). Nuclear Technology. Greenwood
Publishing. ISBN 1573563366.
 Autor: Oriol Planas - Ingeniero Técnico Industrialespecialidad en mecánica Fecha
publicación:30 demayo de2021
Última revisión: 31 de mayo de 2021
 Real Sociedad Española de Física - Sección de Alicante. (s.f) Problema de
estabilidad nuclear. Descubrimiento del protón y el neutrón.
 Wllllart Torres, A. (2006). Taller y Laboratorio: Experimento histórico:
Descubrimiento delprotón. Revista 100cias@ uned, 9, 161-165.
 Figueroa Martínez, Jorge Enrique (1 de enero de 2007). Física moderna (Edición
revisada). Pearson Educación. ISBN 9789702607892. v3P8NP6M5P4C.
 Química para el acceso a ciclos formativos de grado superior. e-book. MAD-
Eduforma. Página97. (books.google.es)
 Bargalló, Modesto (1 de enero de 1976). Química: en cuatro semestres, para
escuelasdeenseñanzamediasuperiory similares.EditorialPorrúa.Consultadoel11
de diciembrede 2015.

32. 32
 Lewis, G. N. The Atom and the Molecule. J. Am. Chem. Soc. 1916, 38, 762-
785. Langmuir, I. The Arrangement of Electrons in Atoms and Molecules. J. Am.
Chem. Soc. 1919, 41, 868-934.
 C. Sánchez del Río, ed. (2003). Física cuántica. Ediciones Pirámide. ISBN 978-84-
368-1656-3.Galindo, A. y Pascual P.: Mecánica cuántica, Ed. Eudema, Madrid, ISBN
84-7754-042-X.