Resultado de aprendizaje de la materia de física

1. Universidad Tecnológica del Sureste de Veracruz
Carrera: Ing. Química Área Industrial
Materia: Física para Ingeniería
Docente: M.A. Saraí Nintai Orozco Gracia
Alumna: Rodriguez Domínguez Lesly Verania
Grupo: 703
Cuatrimestre: séptimo 1

2. MODELOS ATÓMICOS
EL ÁTOMO A LO LARGO DE LA HISTORIA
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3. Índice
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➢ Introducción 4
➢ Desarrollo 5
➢ Concepto de átomo y estructura. 5
➢ Historia del átomo 6
➢ Modelos atómicos 7
➢ Modelo de Dalton. 7
➢ modelo atómico cubico y modelo atómico saturnino 8
➢ Experimentos que condujeron al descubrimiento del electrón. 9
➢ Modelo de Thompson. 11
➢ Descubrimiento del protón. 12
➢ Experimento de Rutherford. 13
➢ Modelo de Rutherford. 14
➢ Descubrimiento del neutrón. 15
➢ Características generales de los espectros atómicos. 16
➢ Modelo de Bohr. 17
➢ Modelo atómico cuántico 18
➢ Modelo mecano cuántico. Orbitales y números cuánticos. 19
➢ Orbitales 20
➢ Orbitales spdf 21
➢ Conclusión 22
➢ Bibliografías 23

4. Introducción
Los filósofos griegos Demócrito y Leucipo creían que la materia estaba formada por partículas indivisibles llamadas átomos, esta idea
prevaleció hasta fines del siglo XVIII, tiempo después resurgió el termino átomo y se establecieron las teorías y modelos atómicos de
Dalton, Thomson, Rutherford, Bohr, Sommerfeld, y el modelo de la Mecánica Cuántica. En la actualidad el átomo se define como la
partícula más pequeña de un elemento, divisible, formado de partículas subatómicas (electrón, neutrón, protón), formado de un núcleo
atómico en el que se encuentran los protones y los neutrones que conforman la masa atómica y de niveles de energía u orbitales en el
que los electrones giran con energía especifica.
Como ya sabemos el átomo es la unidad más pequeña del elemento químico, a lo largo de la historia muchas investigaciones han
hecho posible saber que la materia esta conformada por átomos distintos, a esta conclusión se llegó tras muchos años
de investigación mostrándonos leyes y modelos de muchos científicos importantes, los cuales nos han servido de guía a y ayuda para
realizar muchos y grandes avances científicos.
Es por eso que en esta investigación se explicara los modelos atómicos, su estructura, etc.
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5. Átomo
Definimos átomo como la partícula más pequeña en que un elemento puede ser dividido sin perder sus propiedades químicas.
Es la parte más pequeña de la que puede estar constituido un elemento.
• El átomo está compuesto por tres subpartículas:
• Protones, con carga positiva.
• Neutrones, sin carga eléctrica (o carga neutra).
• Electrones, con carga negativa.
• A su vez, se divide en dos partes:
• El núcleo. Formado por neutrones y protones.
• La corteza. Formada únicamente por electrones.
• 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.
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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.
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7. Modelos Atómicos
• Modelo de Dalton (1808)
Este científico postuló su teoría atómica retomando algunas ideas de
Demócrito. Gracias a este modelo se considera al átomo como la partícula
fundamental de la materia, con la característica de que al agruparse forman
moléculas. Los puntos más importantes de su teoría son:
• 1)Los elementos están formados por átomos.
• 2)Los átomos de un mismo elemento son todos iguales entre sí.
• 3)Los compuestos se forman por la unión de átomos de distintos elementos,
combinados de manera sencilla y constante formando entidades bien
definidas llamadas moléculas.
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8. modelo atómico cubico y modelo atómico saturnino
• El modelo del átomo cúbico1 fue de los primeros modelos atómicos en el que los electrones del
átomo estaban situados en los ocho vértices de un cubo. Esta teoría se desarrolló en 1902 por Gilbert
N. Lewis, que la publicó en 1916 en el artículo «The Atom and the Molecule» (El átomo y la molécula);
sirvió para darse cuenta del fenómeno de la valencia. Se basa en la regla de Abegg. Fue desarrollada
posteriormente por Irving Langmuir en 1919, como el átomo del octeto cúbico. La figura a
continuación muestra las estructuras de los elementos de la segunda fila de la tabla periódica.
• El modelo atómico de Nagaoka es conocido como el modelo saturnino. El físico japonés Hantaro
Nagaoka (1865-1950) propuso en 1903 un modelo atómico con electrones orbitando en círculos
alrededor de una gran masa central positiva. ... Según Nagaoka, el sistema de partículas era similar al
sistema de Saturno.
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9. Experimentos que condujeron al descubrimiento
del electrón.
Para estudiar las propiedades de los rayos catódicos, el científico inglés Joseph John Thomson (1856-1940) diseñó
un dispositivo formado por un tubo de vacío en cuyos extremos se situaban dos electrodos metálicos a los que se
aplicaba una diferencia de potencial elevada. Los rayos catódicos emergentes del cátodo se hacían pasar por un
colimador para limitar la anchura del haz y, después, por unas placas metálicas en las que se aplicaba un campo
eléctrico. Finalmente, los rayos se proyectaban sobre una pantalla fluorescente.
Esquema del experimento realizado por Thomson para el descubrimiento del electrón en los rayos catódicos.
Con este esquema, Thomson observó que el campo eléctrico desviaba los rayos catódicos en sentido vertical hacia
la placa positiva. Ello demostraba la carga eléctrica negativa inherente a estos rayos y la existencia de una masa y
de la consiguiente inercia, que impedía que fueran absorbidos por la placa. Por tanto, debía existir una partícula
elemental constituyente de los rayos catódicos, a la que se llamó electrón.
Thomson determinó el valor de la relación entre la carga e y la masa m del electrón, que hoy día se acepta como:
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10. Después del descubrimiento de Thomson sobre la relación carga-masa del electrón, sólo restaba
determinar el valor de una de estas magnitudes para conocer las propiedades básicas de esta
partícula elemental. De ello se encargó, tras varios intentos aproximativos de otros investigadores,
el estadounidense Robert A. Millikan (1868-1953).
Entre 1909 y 1913, Millikan perfeccionó un complejo montaje experimental, basado en esencia en
el uso de un modelo en el que la aplicación de un campo eléctrico intenso entre las placas de un
condensador permite mantener inmóvil y suspendida una gotita de aceite por equilibrio de las
fuerzas gravitatoria y electrostática que actúan sobre ella.
Tras arduas pruebas experimentales, Millikan logró determinar la carga del electrón conociendo
la masa de la gota y la intensidad del campo eléctrico aplicado. Hoy día, el valor admitido de esta
carga es igual a 1,60210 · 10-19 C.
A raíz de ello y de la relación de Thomson puede deducirse la masa del electrón, que resulta igual
9,1091 · 10-31 kg (aproximadamente 1.836 veces menor que la del átomo más ligero, el
hidrógeno).
La experiencia de Millikan sirvió también para constatar que la del electrón es la unidad
fundamental de carga eléctrica.
Esquema del experimento de Millikan con el que determinó la
carga y la masa del electrón. A Se produce un equilibrio de
fuerzas que se traduce en la gota inmóvil. b La carga de la
gota es negativa. 10

11. Modelo de Thompson (1897)
Demostró que dentro de los átomos hay unas partículas diminutas, con
carga eléctrica negativa, a las que se llamó electrones.
Thompson presentó algunas hipótesis, tratando de justificar dos hechos:
• 1)La materia es eléctricamente neutra por lo que, además de contener
electrones, debe de haber partículas con cargas positivas.
• 2)Los electrones pueden extraerse de los átomos, pero no las cargas
positivas.
Su modelo consistía en una especie de “pastel” en la que los electrones
aparecían incrustados como si fueran “trocitos de fruta”. De esta forma,
pretendía explicar que la mayoría de la masa estaba asociada con la carga
positiva y que había un número determinado de electrones distribuidos
uniformemente dentro de esa masa con carga positiva.
De este descubrimiento dedujo que el
átomo debía de ser una esfera de materia
cargada positivamente, en cuyo interior
estaban incrustados los electrones.
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12. Descubrimiento del protón.
El inglés Joseph John Thomson investigó también, en la década de 1910, las propiedades de los llamados rayos
canales o positivos, que se producían en tubos de descarga en la región del ánodo y se precipitaban hacia el
cátodo a grandes velocidades. Estos rayos se veían afectados por campos eléctricos y magnéticos interpuestos
en su trayectoria, lo que demostraba que estaban compuestos por partículas con masa y provistas de una carga
eléctrica positiva. Hacia 1920, estas partículas fueron identificadas por Ernest Rutherford al bombardear
nitrógeno con partículas alfa (núcleos de helio). Rutherford les asignó el nombre de protones.
La historia de su descubrimiento se remonta al 1886, cuando Eugen Goldstein descubrió los rayos anódicos y
demostró que eran partículas con carga positiva (iones) producidos a partir de los gases.
Rutherford se dio cuenta de que, bombardeando partículas alfa en gas nitrógeno puro, sus detectores de
centelleo mostraban los signos de los núcleos de hidrógeno. Rutherford determinó que el hidrógeno sólo podía
venir del nitrógeno y que, por tanto, debían contener núcleos de hidrógeno.
Un núcleo de hidrógeno se desintegraba por el impacto de la partícula alfa, y formaba un átomo de oxígeno en el
proceso. El núcleo de hidrógeno es, por tanto, presente en otros núcleos como una partícula elemental, lo
que Rutherford llamó el protón.
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13. Experimento de 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.
• Los experimentos de Rutherford fueron una serie
de experimentos históricos mediante los cuales los científicos
descubrieron que cada átomo tiene un núcleo donde tiene las
cargas positivas y la mayor parte de su masa se concentran.
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14. Modelo de Rutherford (1911)
Rutherford fue discípulo de Thompson; e identificó dos tipos de
radiaciones a las que llamó alfa (α) y beta (β). Gracias a su
experiencia en radiación, estableció un modelo molecular, que tiene
las siguientes características:
• 1)El átomo tiene un núcleo central en el que está concentrada la
carga positiva, y casi toda su masa.
• 2)En la zona exterior (corteza) se encuentra la carga negativa
que está formada por electrones.
• 3)El núcleo contiene protones.
• 4)Los electrones giran alrededor del núcleo y están separados
de éste por una gran distancia.
• 5)El tamaño del núcleo es muy pequeño en comparación con la
del átomo. 14

15. Descubrimiento del neutrón.
El descubrimiento del neutrón, la tercera partícula constituyente de los
átomos, hubo de esperar hasta 1932, cuando el físico inglés James Chadwick
(1891-1974) observó las peculiaridades del comportamiento de los átomos del
berilio al ser bombardeados por partículas alfa. Este bombardeo provocaba la
emisión por los átomos de una radiación compuesta por partículas de masa
aproximadamente igual a la del protón y carga eléctrica nula, ya que no era
desviada por los campos eléctricos.
La constatación de la existencia de electrones, protones y neutrones como
partículas constituyentes de los átomos de los elementos conocidos abrió
nuevos horizontes a la interpretación sobre la condición de la materia y la
energía, y auspició un extraordinario desarrollo de la física, la química y la
tecnología.
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16. Características generales de los espectros atómicos.
Cada átomo es capaz de emitir o absorber radiación electromagnética, aunque solamente en algunas frecuencias
que son características propias de cada uno de los diferentes elementos químicos. Si, mediante suministro de
energía calorífica, se estimula un determinado elemento en su fase gaseosa, sus átomos emiten radiación en
ciertas frecuencias del visible, que constituyen su espectro de emisión. Si el mismo elemento, también en estado
de gas, recibe 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 espectros de absorción y de emisión resultan ser, pues, el negativo uno del otro. Puesto que el
espectro, tanto de emisión como de absorción, es característico de cada elemento, sirve para identificar cada uno
de los elementos de la tabla periódica, por simple visualización y análisis de la posición de las líneas de absorción
o emisión en su espectro. Estas características se manifiestan ya se trate de un elemento puro o bien combinado
con otros elementos, por lo que se obtiene un procedimiento bastante fiable de identificación. Podemos, en
definitiva, identificar la existencia de determinados elementos químicos en la composición de sistemas
inaccesibles, como pueden ser objetos astronómicos, planetas, estrellas o sistemas estelares lejanos, aparte de
que, también, y debido al Efecto Doppler-Fizeau, podemos establecer una componente de velocidad de
acercamiento o alejamiento de nosotros
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17. Modelo de Bohr (1913).
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.
Bohr realizó estudios con hidrógeno y gracias a esto estableció que:
• 1)Los átomos que tienen el mismo número de electrones de valencia y que poseen distintos
números, tienen características similares.
• 2)Los átomos tienen un núcleo demasiado pequeño y denso que contiene partículas
subatómicas.
• 3)Los electrones se encuentran en diferentes órbitas alrededor del núcleo.
• 4)Los átomos son eléctricamente neutros, pero si tienen electrones cargados
negativamente, deben contener otras partículas con carga positiva (protones).
• 5)Chadwick descubre que el núcleo está compuesto por protones y neutrones.
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18. Modelo atómico cuántico
• El modelo atómico de Schrödinger​​ (1926) es un modelo cuántico no
relativista. En este modelo los electrones se contemplaban
originalmente como una onda estacionaria de materia cuya amplitud
decaía rápidamente al sobrepasar el radio atómico.
El modelo atómico actual llamado “modelo orbital” o “cuántico-
ondulatorio” se basa en: ... Aunque con la mecánica cuántica queda
claro que no se puede saber dónde se encuentra un electrón en un
átomo; sí define la región en la que puede encontrarse en un
momento dado.
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19. Modelo mecano cuántico. Orbitales y números
cuánticos.
• El modelo mecano cuántico establece que los electrones se encuentran alrededor del núcleo
ocupando posiciones mas o menos probables, pero su posición no se puede predecir con total
exactitud.
• Es el modelo aceptado actualmente. Fue expuesto en 1925 por Heisenberg y Schrödinger. • Aspectos
característicos: ·Dualidad onda-partícula: Broglie propuso que las partículas materiales tienen
propiedades ondulatorias, y que toda partícula en movimiento lleva una onda asociada. ·Principio de
indeterminación de Heisenberg: establece que es imposible situar a un electrón en un punto exacto del
espacio. • 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 sus trayectorias
exactas. • Así establecieron el concepto de orbital: región del espacio del átomo donde la probabilidad
de encontrar un electrón es muy grande.
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20. Orbitales
• Existen distintos tipos de orbitales que se identifican con
letras: s, p, d y f. • La forma y el tamaño de un orbital
depende del nivel y del subnivel de energía en que se
encuentra. • El tamaño del orbital es mayor en los niveles
superiores. • El tipo de orbitales que hay en cada nivel
también está determinado: ·en el primer nivel solo hay un
orbital de tipo s. ·en el segundo nivel hay orbitales de tipo
s y p. ·en el tercer nivel hay orbitales de tipo s, p y d. ·en
el cuarto nivel y los siguientes hay orbitales de tipo s, p, d
y f. 20

21. Orbitales s,p,d,f
1. Orbitales s: Tienen simetría esférica alrededor del núcleo. • Pueden contener hasta un máximo de dos
electrones. • Hay un orbital s en cada nivel de energía.
2. Orbitales p: Es un conjunto de tres parejas de lóbulos orientadas en las tres dimensiones. • Cada uno
de estos tres lóbulos puede tener un máximo de tres electrones, por lo tanto un orbital p lleno contiene
seis electrones. • Puede encontrarse a partir del segundo nivel de energía.
3. Orbitales d: Es un conjunto de cinco orbitales dispuestos en los planos X, Y y Z. • Cada uno de estos
cinco orbitales puede contener un máximo de dos electrones, por lo tanto un orbital d completo tiene
diez electrones. • Pueden encontrarse a partir del tercer nivel de energía.
4. Orbitales f: Es un conjunto de siete orbitales simétricamente distribuidos sobre los planos X, Y y Z. • En
cada uno de estos siete orbitales puede haber un máximo de dos electrones, por lo tanto un orbital f
completo tiene catorce electrones. • Pueden encontrarse a partir de la cuarta capa.
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22. 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. Conforme avanzan los años va avanzando la ciencia por
lo que se va descubriendo nuevas cosas y actualizando información
como lo es acerca de los átomos y los modelos atómicos.
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23. Bibliografías
• Anónimo. (2005). “Historia: modelos atómicos”. Obtenido de:
http://concurso.cnice.mec.es/cnice2005/93_iniciacion_interactiva_materia/curso/materiales/atomo/modelos.htm
• Anónimo. (2015). “Evolución del modelo atómico”. Unitips. Obtenido de: https://blog.unitips.mx/evolucion-del-modelo-atomico
• Anónimo. (21/05/2012). “Modelo mecano cantico y orbitales”. Obtenido de: https://es.slideshare.net/crisdedios/modelo-mecano-cuntico-
y-orbitales
• Anónimo. (2014). “Descubrimiento del electrón”. Obtenido de: https://www.hiru.eus/es/fisica/el-descubrimiento-del-electron
• Oriol Panas. (19/03/2019). “¿Que es un protón?”. Energía nuclear. Obtenido de : https://energia-nuclear.net/que-es-la-energia-
nuclear/atomo/proton
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