R.A.

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FISICA PARA INGENIERIA
R.A TERCER PARCIAL
MODELOS ATOMICOS
ALUMNO MORALES MARTINEZ JOSE
MATRICULA 18190085
PERIODO ESCOLAR
SEPTIEMBRE-
DICIEMBRE 2020
GRUPO 701
NOMBRE DEL DOCENTE ING. SARAI NINTAI OROZCO GRACIA
FECHA DE ENTREGA 4 DE DICIEMBRE DE 2020
Universidad Tecnológica del Sureste de Veracruz
QUÍMICA ÁREA INDUSTRIAL

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INDICE
INTRODUCCION .................................................................................................................... 4
¿QUÉ SON LOS MODELOS ATÓMICOS? ................................................................................... 4
MODELO ATÓMICO DE DALTON (1803)................................................................................... 4
MODELO ATÓMICO DE LEWIS (1902-1916) ............................................................................. 5
MODELO SATURNINO DEL ÁTOMO (1903)............................................................................... 6
MODELO ATÓMICO DE THOMSON (1904 D.C.) ........................................................................ 6
MODELO ATÓMICO DE PERRIN (1907) .................................................................................... 7
MODELO ATÓMICO DE RUTHERFORD (1911)........................................................................... 8
MODELO ATÓMICO DE BOHR (1913)....................................................................................... 9
MODELO ATÓMICO DE SOMMERFELD (1916).........................................................................10
MODELO ATÓMICO DE SCHRÖDINGER(1926) ...........................................................................10
MODELO MECÁNICO CUÁNTICO DEL ÁTOMO.........................................................................11
DESARROLLO .......................................................................................................................13
MODELOS ATOMICOS A LO LARGO DE LA HISTORIA................................................................13
ATOMO Y SU ESTRUCTURA....................................................................................................13
ESTRUCTURA DEL ÁTOMO.....................................................................................................14
PROPIEDADES DEL ÁTOMO ...................................................................................................15
HISTORIA DEL ÁTOMO ..........................................................................................................16
MODELO DE DALTON............................................................................................................18
HIPÓTESIS DE PROUT............................................................................................................20
LA TABLA PERIÓDICA DE LOS ELEMENTOS..............................................................................21
JOSEPH JOHN THOMSON, DESCUBRIÓ EL ELECTRÓN...............................................................22
EL EXPERIMENTO DE ERNEST RUTHERFORD...........................................................................23
MODELO ATÓMICO DE BOHR................................................................................................23
DESCUBRIMIENTO DEL NEUTRÓN..........................................................................................24
TEORÍA Y MODELO ATÓMICO DE SCHRÖDINGER....................................................................26
LOS ATOMOS RADIOACTIVOS................................................................................................27
USO DE PARTÍCULASARTIFICIALMENTEACELERADASPARA DESINTEGRARUN NÚCLEO
ATÓMICO.............................................................................................................................27
EL ACELERADOR DE PARTÍCULAS ...........................................................................................28
LA TEORÍA DE QUE LOS HADRONES........................................................................................31

3. pág. 3
LA ECUACIÓN MASA Y ENERGÍA.............................................................................................32
MODELO ATOMICO ACTUAL..................................................................................................33
CONCLUSIÓN .......................................................................................................................38
BIBLIOGRAFÍA......................................................................................................................39

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INTRODUCCION
Cada sustancia del universo, las piedras, el mar, nosotros mismos, los planetas y
hasta las estrellas más lejanas, están enteramente formada por pequeñas partículas
llamadas átomos.
Son tan pequeñas que no son posible fotografiarlas. Para hacernos una idea de su
tamaño, un punto de esta línea puede contener dos mil millones de átomos, estas
pequeñas partículas son estudiadas por la química, ciencia que surgió en la edad
media y que estudia la materia, es por ello que en esta investigación estudiaremos
acerca de sus descubrimientos, desde sus inicios hasta la actualidad y como a lo
largo de los años ha cambiado la per sección del universo y la manera de verlo.
¿QUÉ SON LOS MODELOS ATÓMICOS?
Entre los múltiples usos del término modelo, se encuentra aquel que asocia el
concepto a una representación o un esquema. Atómico, por su parte, es lo que está
vinculado al átomo (la cantidad más pequeña de un
elemento químico que es indivisible y que tiene
existencia propia).
Un modelo atómico, por lo tanto, consiste
en representar, de manera gráfica, la materia en su
dimensión atómica. El objetivo de estos modelos es
que el estudio de este nivel material resulte más sencillo gracias a abstraer la lógica
del átomo y trasladarla a un esquema.
MODELO ATÓMICO DE DALTON (1803)
Fue el primer modelo atómico con bases científicas, fue formulado en 1803 por John
Dalton, quien imaginaba a los átomos como diminutas esferas.

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El primer modelo atómico con bases científicas nació en el seno de la química,
propuesto por John Dalton en sus “Postulados Atómicos”. Sostenía que todo estaba
hecho de átomos, indivisibles e indestructibles, incluso mediante reacciones
químicas.
Dalton proponía que los átomos de un mismo
elemento químico eran iguales entre sí y tenían
la misma masa e iguales propiedades. Por otro
lado, propuso el concepto de peso atómico
relativo (el peso de cada elemento respecto al
peso del hidrógeno), comparando las masas de
cada elemento con la masa del hidrógeno.
También propuso que los átomos pueden
combinarse entre sí para formar compuestos químicos.
La teoría de Dalton tuvo algunos errores. Afirmaba que los compuestos químicos se
formaban usando la menor cantidad de átomos posible de sus elementos. Por
ejemplo, la molécula de agua, según Dalton, sería HO y no H2O, que es la fórmula
correcta. Por otro lado, decía que los elementos en estado gaseoso siempre eran
monoatómicos (compuestos por un solo átomo), lo que sabemos no es real.
MODELO ATÓMICO DE LEWIS (1902-1916)
También llamado “Modelo del Átomo Cúbico”, en este modelo Lewis proponía la
estructura de los átomos distribuida en forma de
cubo, en cuyos ocho vértices se hallaban
los electrones. Esto permitió avanzar en el estudio
de las valencias atómicas y los enlaces químicos,
sobre todo luego de su actualización por parte de
Irving Langmuir en 1919, donde planteó el “átomo
del octeto cúbico”.

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Estos estudios fueron la base de lo que se conoce hoy como el diagrama de Lewis,
herramienta muy útil para explicar el enlace covalente.
MODELO SATURNINO DEL ÁTOMO (1903)
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. Sus investigaciones fueron publicadas en inglés en 1904.
Según Nagaoka, el sistema de partículas era similar al sistema de Saturno. Este
consistía en:
 Un gran número de partículas de igual
masa dispuestos en círculos que se
repelen entre si;
 Una masa central cargada positivamente
que atrae a las otras partículas cargadas
negativamente, con la consecuente
formación de anillos.
Esta configuración podía explicar los fenómenos de radiactividad recientemente
descubiertos, y los espectros de emisión de luz de los elementos.
MODELO ATÓMICO DE THOMSON (1904 D.C.)
En 1897, el físico inglés Joseph
John Thomson (1865-1940), trabajando con tubos al
vacío, fue capaz de mostrar la deflexión de los rayos
catódicos en un campo eléctrico. Para aquella
época, se aceptó que los rayos catódicos eran
corrientes de partículas cargadas negativamente.

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En 1891, el físico irlandés George Johnstone Stoney (1826-1911) sugirió el nombre
de electrón para la sustancia que producía la electricidad. En su honor, Thomson
llamó electrón a las partículas que descubrió.
Las ideas de Thomson se resumen a continuación:
 Los protones y electrones son partículas con cargas iguales, pero de signo
opuesto.
 En un átomo neutro la carga es cero, ya que la cantidad de electrones
negativos es igual a la cantidad de protones positivos.
 Un átomo tiene la forma de una esfera con un radio de 0,00000001 cm, donde
protones y electrones están distribuidos al azar.
 La masa de los electrones no se toma en cuenta debido a su insignificancia,
por lo que la masa del átomo es igual a la masa de los protones.
Fue así como Thomson sugirió que el átomo era una esfera sólida de material
cargado positivamente con electrones negativos clavados, como uvas pasas en una
torta o pudín.
MODELO ATÓMICO DE PERRIN (1907)
El físico francés Jean Perrin (1870-1942)
publicó en 1901 lo que sería el primer
modelo basado en el sistema planetario.
La radiactividad podía explicarse como
la disminución de la atracción eléctrica
del sol atómico por los electrones más
externos (los Neptunos del sistema,
como los llamaba Perrin).
Sin embargo, este modelo no pasó de ser un simple bosquejo, y Perrin no mostró
interés en continuar su estudio. De hecho, Perrin ganó el premio Nobel de Física en
1926 por sus trabajos en el movimiento de partículas en fluidos.

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Curiosamente, en 1924 Perrin fue jurado de la tesis de Louis de Broglie, donde
mostraba las propiedades de onda de los electrones.
MODELO ATÓMICO DE RUTHERFORD (1911)
El modelo atómico de Rutherford, como su nombre lo indica, fue la teoría respecto
a la estructura interna del átomo que propuso en 1911 el químico y físico británico
Ernest Rutherford, a partir de los resultados de su experimentación con láminas de
oro.
En su modelo atómico, Rutherford propuso que los átomos tendrían un núcleo
central en donde recae el mayor porcentaje de su masa, dotado de carga eléctrica
positiva, y que era orbitado por partículas de carga opuesta y menor tamaño.
Según sus consideraciones, el átomo operaba como un sistema solar de electrones
orbitando un núcleo atómico más pesado, como hacen los planetas alrededor
del Sol.
El modelo atómico de Rutherford puede resumirse en las siguientes tres
proposiciones:

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 La mayor parte de la masa atómica se concentra en el núcleo, de mayor
tamaño y mayor peso que el resto de las partículas, y dotado de carga
eléctrica positiva.
 Alrededor del núcleo y a grandes distancias de él se hayan los electrones, de
carga eléctrica negativa, orbitándolo en trayectorias circulares.
 La suma de las cargas eléctricas positivas y negativas de un átomo debería
dar cero como resultado, es decir, deberían ser iguales, para que el átomo
sea eléctricamente neutro.
Rutherford no sólo propuso esta estructura, sino que además calculó su tamaño y
lo comparó con el tamaño del núcleo, llegando a la conclusión de que una
buena parte de la composición del átomo es espacio vacío.
MODELO ATÓMICO DE BOHR (1913)
Este modelo da inicio en el
mundo de la física a los
postulados cuánticos, por lo
que se considera una transición
entre la mecánica clásica y
la cuántica. El físico danés
Niels Bohr propuso este modelo
para explicar cómo podían los
electrones tener órbitas
estables (o niveles energéticos estables) rodeando el núcleo. Además explica por
qué los átomos tienen espectros de emisión característicos.
En los espectros realizados para muchos átomos se observaba que los electrones
de un mismo nivel energético tenían energías diferentes. Esto demostró que había
errores en el modelo y que debían existir subniveles de energía en cada nivel
energético.

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El modelo de Bohr se resume en tres postulados:
 Los electrones trazan órbitas circulares en torno al núcleo sinirradiar energía.
 Las órbitas permitidas a los electrones son aquellas con cierto valor de
momento angular (L) (cantidad de rotación de un objeto) que sea un múltiplo
entero del valor , siendo h=6.6260664×10-34 y n=1, 2, 3….
 Los electrones emiten o absorben energía al saltar de una órbita a otra y al
hacerlo emiten un fotón que representa la diferencia de energía entre ambas
órbitas.
MODELO ATÓMICO DE SOMMERFELD (1916)
Este modelo fue propuesto por Arnold Sommerfield para intentar cubrir las
deficiencias que presentaba el modelo de Bohr.
Se basó en parte de los postulados relativistas de Albert Einstein. Entre sus
modificaciones está la afirmación de que las órbitas de los electrones fueran
circulares o elípticas, que los electrones tuvieran corrientes eléctricas minúsculas y
que a partir del segundo nivel de energía existieran dos o más subniveles.
MODELO ATÓMICO DE SCHRÖDINGER(1926)

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El modelo atómico de Schrödinger fue desarrollado por Erwin Schrödinger en 1926.
Esta propuesta se conoce como el modelo mecánico cuántico del átomo y describe
el comportamiento ondulatorio del electrón.
Para ello, el destacado físico
austriaco se basó en la hipótesis de
Broglie, que afirmaba que cada
partícula en movimiento está
asociada a una onda y puede
comportarse como tal.
Schrödinger sugirió que el
movimiento de los electrones en el
átomo correspondía a la dualidad onda-partícula, y por consiguiente los electrones
podrían movilizarse alrededor del núcleo como ondas estacionarias.
Schrödinger, que recibió el Premio Nobel en 1933 por sus contribuciones a la teoría
atómica, desarrolló la ecuación homónima para calcular la probabilidad de que un
electrón se encuentre en una posición específica.
Describe el movimiento de los electrones como ondas estacionarias.
-Este modelo no predice la ubicación del electrón, ni describe la ruta que toma
dentro del átomo. Sólo establece una zona de probabilidadpara localizar el electrón.
MODELO MECÁNICO CUÁNTICO DEL ÁTOMO
El modelo mecánico cuántico del átomo es el modelo aceptado en la actualidad. Los
tres físicos que contribuyeron al conocimiento del átomo moderno fueron Werner
Heisenberg (1901-1976), Louis de Broglie (1892-1987) y Erwin Schrödinger (1887-
1961).

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En este caso, el electrón se comporta como una onda estacionaria y ya no se habla
de órbitas sino de nubes electrónicas. Las nubes electrónicas son espacios
alrededor del núcleo donde probablemente se pueda encontrar el electrón.
Aquí cada electrón tiene una dirección específica reflejada en los números
cuánticos, que son cuatro:
 Número cuántico principal: el nivel energético n = 1 (K), 2 (L), 3 (M), 4 (N)...
 Número cuántico secundario: la subcapa l = s, p, d, f.
 Número cuántico magnético: el orbital m = x, y, z.
 Número cuántico spin: el tipo de spin del electrón s = +1/2, -1/2.
En este sentido, no hay dos electrones que tengan los mismos números cuánticos.
Esto se conoce como el principio de exclusión de Pauli, gracias al físico austríaco
Wolfgang Pauli (1900-1958).

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DESARROLLO
MODELOS ATOMICOS A LO LARGO DE LA HISTORIA
ATOMO Y SU ESTRUCTURA
La definición de un átomo dice que es la unidad más pequeña en la que se puede
dividir la materia sin que pierda las propiedades químicas, es decir sus propiedades
como elemento químico.
Para conocer un poco cómo se
llegó a la descripción de lo que era
un átomo, nos tenemos que
remontar a la Grecia Clásica,
filósofos como Demócrito o
Epicuro, ya se conocía, pero no
como concepto científico sino
filosófico. Estos filósofos
simplemente pensaban que la materia no podría dividirse indefinidamente, luego
tendrían un fin, un punto que ya no se pueda dividir más y que, sin embargo, al
unirse todas esas pequeñas materias formarían objetos. La necesidad de conocer
el porqué de las cosas nos llevó a un concepto, que desarrollaría la química siglos
después, XVIII-XIX.
Según los filósofos griegos la materia estaba formada por los elementos de la
naturaleza
El concepto que se tenía de átomo, como la parte más pequeña en la que se puede
dividir la materia, no es del todo cierto, ya que como veremos un átomo está
compuesto de 3 elementos, que obviamente son más pequeños. A estos elementos
las llamamos Partículas Subatómicas.

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ESTRUCTURADELÁTOMO
Los átomos están formados por unas partículas más pequeñas: protones,
electrones y neutrones. Un átomo se diferenciará de otro según estén dispuestas
estas partículas.
 Los Electrones: Tiene carga negativa, es la partícula más ligera de las tres.
 Los Protones: Tienen carga positiva y es mucho más pesado que los
Electrones
 Los Neutrones: Los neutrones no tienen carga, pero son aproximadamente
igual de pesados que los Protones.
Dentro del átomo los protones y los neutrones se concentran en el centro, formando
lo que se denomina núcleo del átomo o núcleo atómico. Los electrones, sin
embargo, se encuentran girando alrededor del del núcleo del átomo, en lo que se
ha llamado corteza.
Como en el núcleo del átomo sólo está compuesto por los protones y neutrones y
hemos dicho que los neutrones no tienen carga, el núcleo del átomo tendrá, por lo
tanto, carga positiva, la del protón.

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Para que la carga sea neutra, se tendrán
que equilibrar el núcleo positivo del
átomo, donde se encuentra la mayor parte
de su masa, con los electrones que rodean
al núcleo atómico, donde la carga positiva
del núcleo del átomo sea igual que la
carga negativa de los electrones que
rodean al núcleo.
Pero las últimas investigaciones en el campo de la mecánica cuántica, han llegado
a la conclusión de que los electrones no se encuentran girando alrededor del núcleo,
aunque sí se ha encontrado un incremento de presencia de electrones a una cierta
distancia del núcleo.
PROPIEDADES DELÁTOMO
Los átomos son los elementos base de la química. Cuando se produce una reacción
química, los átomos no se destruyen, sino que crean nuevos enlaces con otros
átomos, agrupándose en nuevas moléculas.
Para conocer el número de masa y el número de protones que hay en el
núcleo, llamado número atómico, se ha desarrollado una tabla, llamada Tabla
Periódica de los Elementos Químicos. En ella se especifican tanto el número
atómico como el número de la masa de cada elemento.

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Comencemos por saber qué es un número atómico y el número de masa o másico.
 Número atómico. Representado con la letra Z, nos indica el número de
protones que contiene en su núcleo un átomo, que es igual a la de electrones.
Todos los átomos con un mismo número de protones pertenecen al mismo
elemento y tienen las mismas propiedades químicas. Por ejemplo, todos los
átomos con 5 protones serán de Boro (Z = 5), todos los átomos con
6 protones serán de Carbono (Z = 6).
 Número másico. Representado con la letra A, se trata de la suma del
número de protones y neutrones.
 Los isótopos. Son dos átomos con el mismo número de protones, pero
diferente número de neutrones. Los isótopos de un mismo elemento, tienen
unas propiedades químicas y físicas muy parecidas entre sí.
HISTORIA DEL ÁTOMO
La historia de cómo fue descubierta la
unidad más pequeña de la que se
compone la materia es realmente una
historia fascinante, la cual está provista
tanto de hechos sorprendentes; como
de experimentos que a su vez ayudaron
a encontrar pistas en relación a otros
fenómenos importantes de la física.
La historia de átomo siempre ha estado enmarcada por un cerco de misterio; ya que
los científicos de distintas no siempre han tenido las suficientes herramientas que
les permitieran comprobar cualquier teoría.
Para empezar a hablar del átomo, es necesario partir de la historia de cómo fue
descubierta la electricidad. Hay que trasladarnos al año 600 A.C, cuando Thales de
Miletus realiza un experimento que da como resultado un fenómeno que hasta ahora

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era desconocido, y que ahora llamamos energía eléctrica. Después de tomar un
trozo de piedra de ámbar, Tales decide frotarlo sobre su piel y se da cuenta de que
los cabellos; así como otros elementos ligeros, son atraídos por él. En un principio
no pudo definir con exactitud de qué trataba esta fuerza; pero tomó registro de lo
sucedido.
La palabra griega de donde se toma la palabra átomo es “ἄτομον” la cual significa
“indivisible” o “sin partes”. Algunos autores, en relación a la historia del
descubrimiento del átomo, se lo atribuyen a Leucipo de Mileto; y junto con su
estudiante Demócrito de Abedera quienes propusieron que la materia se compone
de la unión de varios elementos de pequeño tamaño.
En un libro escrito por Demócrito, que tiene una datación de al menos 2000 años,
se explica que la explicación detrás del porqué hay estalactitas en las cuevas, es la
consecuencia de que los átomos de agua se filtraran en los de las rocas. ¡Una
explicación de hace siglos, que ya presagia la existencia del átomo!
Demócrito, en el año 450 años antes de Cristo con las afirmaciones postuladas por
el filósofo griego Demócrito de Abdera. El filósofo se interesó por el descubrimiento
de las sustancias esenciales que contienen todas las sustancias. Él aseguró que la
materia podía ser dividida indeterminadamente en partículas cada vez más
diminutas hasta llegar al punto más indivisible de aquella materia, a las que
Demócrito llamó átomos, palabra que en griego significa inseparable. Así que, la
materia se componía de átomos y estos eran inseparables, de manera que
Demócrito marcó una distinción entre los pensadores anteriores, que nombraron
elementos átomos a elementos como el agua, el aire y el fuego. Demócrito afirmó,
que estos no eran átomos en sí mismo, sino que estaban compuestos por miles de
ellos.
En suma, Demócrito supuso que toda la materia se encuentra compuesta por
partículas sólidas, indivisibles e invisibles al ojo humano, los famosos átomos.
Aunque este filósofo interesado por los procesos físicos y químicos nunca tuvo una
prueba verídica que comprobara la existencia del átomo. Podemos afirmar que fue

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la primera persona en hablar sobre este y consolidar una concepción atomista,
conocida actualmente como la Discontinuidad de la Materia, generando un largo
debate con el pasar de los siglos.
El filósofo Leucipo de Mileto se basó en el átomo para sustentar su idea racional
del origen del universo; asegurando que el universo estaba integrado por miles de
partículas indivisibles que se juntaron luego de un evento similar a un torbellino. Por
su parte Epicuro de Samos, filósofo procedente de Atenas, con su doctrina de la
naturaleza, aseguró, reelaborando la versión de Demócrito, Epicuro indica que la
formación del universo pudo responder a un proceso de azar, en otras palabras, la
probabilidad que los átomos sufran desviaciones en su trayectoria, colisionando
entre sí.
Dado al estatus que poseía Aristóteles, los demás filósofos y estudiosos de la
antigua Grecia pensaron igual que él; y por ello no tuvo el resultado esperado. Los
siguientes siglos no se continuó explorando esta idea. Sin embargo, la historia de
cómo fue descubierto el átomo continuó a partir del siglo XIX. Los científicos
siguieron cuestionándose cuál es el origen, así como la estructura de la que se
compone la materia.
MODELO DE DALTON
Tuvieron que trascurrir varios siglos, hasta que en 1776 nació el hombre que
cambiaría el rumbo de la concepción atomista legada por los antiguos filósofos
griegos: John Dalton, conocido como el padre de la teoría atómica.

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Nació en el Reino Unido, específicamente en
Cumbria. Desde la edad de 12 años demostró
su inteligencia. Siendo más joven se interesó
por la meteorología y de ahí explotó su
atracción por ciertos fenómenos químicos.
Dalton, con sus postulados marcó un gran
cambio en el conocimiento sobre los átomos y
su comportamiento.
En ese sentido, el científico aseguró que la materia se constituye de átomos
indivisibles, dicha afirmación no tenía mucho de novedoso. Pero, además agregó
que los átomos tienen un carácter inmutable, ósea nunca pueden transformarse
unos en otros, lo que tiene valor mutable son las combinaciones químicas porque
están conformadas por moléculas idénticas y estas a su vez por átomos. Gracias a
un sinfín de experimentos llevados a cabo por Dalton, se estableció la Teoría
Atómica de Dalton.
La mencionada teoría ayudó a calcular el peso atómico de los elementos, como los
elementos gaseosos. Descubrió las masas atómicas de varios elementos
relacionándolos con la masa del hidrogeno. Estos descubrimientos fueron
expuestos el 21 de octubre de 1803 durante una conferencia en la Sociedad
Literaria y Filosófica de Manchester. Luego, las disertaciones fueron plasmadas en
su célebre libro Nuevo sistema de filosofía química, publicado en 1808.
En este texto se puede destacar las siguientes afirmaciones generales: La materia
se compone de partículas atómicas, de carácter indivisible e indestructible, los
átomos de un mismo elemento son iguales, al igual que su peso y cualidades, los
átomos no se dividen aun cuando se combinen por medio de reacciones químicas,
los átomos de diversos elementos pueden combinarse y formar átomos
compuestos, por último, los compuestos químicos nacen por la unión de átomos de
dos o más elementos distintos. Muchas afirmaciones de Dalton fueron rebatidas o
reafirmadas.

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HIPÓTESIS DE PROUT
Prout realizó las dos hipótesis de pesos atómicos integrales y la unidad de
la materia. Es decir, los pesos atómicos de todos los elementos químicos son
múltiplos en número entero del peso atómico del hidrógeno.
Sugirió que el hidrógeno podría ser la
materia primaria a partir de la cual se
formaron todos los demás elementos. Esto
se expresó en dos documentos en
los Annals of Philosophy (1815, 1816). Se
titulaban The Relationshipbetween Specific
Gravities of Bodies in Their Gaseous
State y Weights of Their Atoms.
Los trabajos trataron el cálculo de las gravedades específicas (densidades relativas)
de los elementos a partir de los datos publicados de otros químicos. Él derivó un
excelente valor para el hidrógeno, que debido a su peso ligero había sido muy difícil
de determinar con precisión por experimentación.
Esta fue quizás su contribución más conocida a la química. Suscitó el interés y la
mejora en la determinación de los pesos atómicos exactos y por lo tanto en la teoría
atómica, así como en la búsqueda de un sistema de clasificación de los elementos.
Aunque en un principio publicó su hipótesis de manera anónima, se identificó como
el autor cuando descubrió que sus ideas habían sido aceptadas por el eminente
químico Thomas Thomson, fundador de Annals of Philosophy.
Aunque la hipótesis de Prout no fue confirmada por mediciones posteriores más
precisas de los pesos atómicos, fue una visión fundamental de la estructura del
átomo. Por ello, en 1920, Ernest Rutherford eligió el nombre del protón recién
descubierto para, entre otras razones, dar crédito a Prout.

21. pág. 21
LA TABLA PERIÓDICADE LOS ELEMENTOS
Mientras escribía su libro sobre los principios
de la química, Mendeleiev notó ciertos
patrones que dieron pie a la creación de su
aclamada tabla periódica de los elementos,
un temprano prototipo en el que se basa hoy
la tabla tal cual la conocemos.
Era 1869, y la estructura atómica era
técnicamente desconocida para la ciencia.
Sin embargo, Mendeleiev pensaba que los
elementos estaban relacionados entre sí por
características como su peso atómico,
llegando incluso a “predecir” la existencia de elementos aún desconocidos
basándose en estas características.
Esta estructura establecía, por ejemplo, que si los elementos son acomodados
según su masa atómica, salían a relucir las propiedades periódicas.
En un principio, la tabla no causó estruendo, pero cuando otros investigadores
lograron identificar los “elementos perdidos” que Mendeleiev predijo con gran
precisión, la tabla periódica pasaría a convertirse en uno de los más importantes
aportes a la química, pues dio estructura a algo nunca antes categorizado, como las
vastas características de los elementos.
Por muchos años, vio pasar descubrimientos colosales sobre nuevos elementos, y
a pesar de temer que algunos de estos pusieran en peligro su estructura, con el
tiempo se pudieron incorporar sin crear ninguna alteración importante a la tabla.
Mendeleiev llegó incluso a ser testigo en 1900 de cómo la identificación de los gases
nobles encajaba a la perfección en su sistema, creando así una nueva columna
entre los halógenos y los alcalinos.

22. pág. 22
JOSEPHJOHN THOMSON, DESCUBRIÓ ELELECTRÓN
Sir Joseph John Thomson fue físico británico
nacido el 18 de diciembre de 1856. Estudió en la
Universidad de Manchester y en el Trinity College
de Cambridge, graduándose en Matemáticas en
1880, ocupó la cátedra Cavendish y,
posteriormente, fue nombrado director
del Laboratorio Cavendish de la Universidad de
Cambridge.
Durante varios años, Thomson investigó la naturaleza de los rayos catódicos y
demostró que los campos eléctricos podían provocar la desviación de éstos. Llevó
a cabo numerosos experimentos sobre su desviación, bajo el efecto combinado de
campos eléctricos y magnéticos, buscando la relación existente entre la carga y la
masa de la partículas, proporcionalidad que se mantenía constante aún cuando se
alterase el material del cátodo.
El 30 de abril de 1897 anuncia el descubrimiento de una nueva partícula y demostró
que era aproximadamente mil veces más ligera que el hidrógeno, el electrón,
designación propuesta años antes por el irlandés George Johnstone Stoney, que
había teorizado sobre su existencia. Joseph John Thomson fue, por lo tanto, el
primero que identificó partículas subatómicas.
Thomson examinó además los rayos positivos, estudiados anteriormente por Eugen
Goldstein y en 1912 descubrió el modo de utilizarlos en la separación de átomos de
diferente masa. A su vez, descubrió que el neón posee dos isótopos, el neón-20 y
el neón-22.
Thomson recibió el Premio Nobel de Física en 1906 por sus estudios acerca del
paso de la electricidad a través del interior de los gases. Calculó la cantidad de
electricidad transportada por cada átomo y determinó el número de moléculas por
centímetro cúbico. En 1937, su hijo George Paget Thomson obtuvo también el
Premio Nobel de Física por el descubrimiento de la difracción de los electrones.

23. pág. 23
EL EXPERIMENTO DE ERNEST RUTHERFORD
El método experimental de Rutherford partía de varias láminas delgadas de oro que
serían bombardeadas en laboratorio con núcleos de helio (partículas alfa), midiendo
así los ángulos de desviación del haz de partículas al atravesar el oro.
Dicho comportamiento, que en ocasiones alcanzó desviaciones de hasta 90°, no
concordaba con el modelo atómico propuesto por Thompson, imperante en la
época, según el cual los átomos eran nubes difusas, cargadas positivamente en
cuyo interior había electrones neutralizados electromagnéticamente. A partir de
estos resultados, Rutherford pudo reformular la idea de átomo que se manejaba
hasta la época.
MODELO ATÓMICO DE BOHR
El modelo de Bohr era una modificación al modelo
Rutherford, por lo que las características de un
núcleo central pequeño y con la mayoría de la
masa se mantenía. De la misma forma, los
electrones orbitaban alrededor del núcleo similar
a los planetas alrededor del sol, aunque sus
órbitas no son planas.

24. pág. 24
Principios básicos del modelo atómico de Bohr.
 Las partículas con carga positiva se encuentran en un volumen muy
pequeño comparado con el tamaño del átomo y contienen la mayor parte
de la masa del átomo.
 Los electrones con carga eléctrica negativa, giran alrededor del núcleo en
órbitas circulares.
 Los electrones orbitan el núcleo en órbitas que tienen un tamaño y energía
establecidos. Por lo tanto, no existen en un estado intermedio entre las
órbitas.
 La energía de la órbita está relacionada con su tamaño. La energía más
baja se encuentra en la órbita más pequeña. Cuanto más lejos esté el nivel
de energía del núcleo, mayor será la energía que tiene.
 Los niveles de energía tienen diferentes números de electrones. Cuanto
menor sea el nivel de energía, menor será la cantidad de electrones que
contenga, por ejemplo, el nivel 1 contiene hasta 2 electrones, el nivel 2
contiene hasta 8 electrones, y así sucesivamente.
 La energía se absorbe o se emite cuando un electrón se mueve de una
órbita a otra.
DESCUBRIMIENTODELNEUTRÓN
Finalmente el 27 de febrero del año 1932, en un artículo publicado en la revista
Nature,”Possible Existence of a Neutron” (Nature, p. 312 (Feb. 27, 1932) el físico
británico James Chadwick, anuncia el descubrimiento de una nueva partícula
nuclear; el neutrón.
Este descubrimiento haría posible el descubrimiento de la fisión atómica. En
contraste con el núcleo de helio (partículas alfa) que está cargado positivamente y,
por lo tanto, son repelidas por las fuerzas eléctricas del núcleo de los átomos
pesados,la utilización de neutrones para la desintegración atómica no necesita

25. pág. 25
sobrepasar ninguna barrera electrónica y es capaz de penetrar y dividir el núcleo de
los elementos más pesados.
De esta forma, Chadwick allanó el camino hacia la fisión del uranio 235 y hacia la
creación de la bomba atómica. Como reconocimiento por su descubrimiento, fue
galardonado en 1932 con la medalla Hughes, concedida por la Royal Society «por
sus estudios sobre la anormal dispersión de la luz» y, en 1935, con el Premio Nobel
de física por el descubrimiento del neutrón.
Más tarde descubrió que un científico alemán había identificado al neutrón al mismo
tiempo. Sin embargo, Hans Falkenhagen temía publicar sus resultados. Cuando
Chadwick supo del descubrimiento de Falkenhagen le ofreció compartir el Premio
Nobel. Falkenhagen, sin embargo, lo rechazó.
El neutrón es una partícula subatómica, un nucleón, sin carga neta, presente en el
núcleo atómico de prácticamente todos los átomos, excepto el protio. Aunque se
dice que el neutrón no tiene carga, en realidad está compuesto por tres partículas
fundamentales cargadas llamadas quarks, cuyas cargas sumadas son cero. Por
tanto, el neutrón es un barión neutro compuesto por dos quarks de tipo abajo, y un
quark de tipo arriba.
Fuera del núcleo atómico, los neutrones son inestables, teniendo una vida media de
15 minutos (885,7 ± 0,8 s); cada neutrón libre se descompone en un electrón, un
antineutrino y un protón. Su masa es muy similar a la del protón, aunque ligeramente
mayor.

26. pág. 26
El neutrón es necesario para la estabilidad de casi todos los núcleos atómicos, a
excepción del isótopo hidrógeno-1. La interacción nuclear fuerte es responsable de
mantenerlos estables en los núcleos atómicos.
TEORÍAY MODELO ATÓMICO DE SCHRÖDINGER
El modelo atómico de Schrödinger se basa en la hipótesis de Broglie y en los
modelos atómicos anteriores de Bohr y Sommerfeld.
Para ello, Schrödinger se basó en el experimento
de Young y, basándose en sus propias
observaciones, desarrolló la expresión
matemática que lleva su nombre.
Aquí está el fundamento científico de este modelo
atómico:
El experimento de Young: la primera
demostración de la dualidad onda-partícula.
La hipótesis de de Broglie sobre la naturaleza ondulatoria y corpuscular de la
materia puede ser demostrada por el Experimento de Young, también conocido
como el experimento de doble rendija.
El científico inglés Thomas Young sentó las bases del modelo atómico de
Schrödinger cuando, en 1801, realizó el experimento para probar la naturaleza
ondulatoria de la luz.
Durante su experimento, Young dividió la emisión de un rayo de luz que pasa a
través de un pequeño agujero a través de una cámara de observación. Esta división
se consigue utilizando una tarjeta de 0,2 milímetros, situada paralelamente al haz.
El diseño del experimento se hizo de manera que el haz de luz fuera más ancho
que la tarjeta, por lo que, cuando la tarjeta se colocó horizontalmente, el haz se

27. pág. 27
dividió en dos partes aproximadamente iguales. La salida de los rayos de luz fue
dirigida por un espejo.
Ambos rayos de luz golpearon una pared en una habitación oscura. Allí el patrón de
interferencia entre las dos ondas era evidente, lo que mostraba que la luz podía
comportarse tanto como una partícula como una onda.
LOS ATOMOS RADIOACTIVOS
La radiactividad “artificial” había
nacido y el matrimonio Joliot-Curie fue
galardonado en 1935 con el premio
Nobel de Química. La dotación
económica del premio les permitió
instalarse en Sceaux, donde recibían
a sus amigos los domingos por la
tarde. Irène, a diferencia de Marie,
siempre antepuso sus obligaciones como madre a todo lo demás, creía que la
maternidad era la experiencia más increíble que había vivido. En 1936, como
consecuencia del premio, Irène fue nombrada subsecretaria de Estado para la
Investigación Científica y, al año siguiente, accedió a una cátedra en la Sorbona.
Frédéric, por su parte, fue elegido como catedrático en el Collège de France en 1937
y abandonó el laboratorio del Instituto del Radio para formar su propio laboratorio,
en donde construyó el primer ciclotrón de Europa occidental.
Descubrir que la radiactividad artificial podía ser producida por el hombre supuso un
avance fundamental en las aplicaciones médicas de las radiaciones ionizantes. Los
Joliot-Curie, tal y como se desprende de su discurso de recepción del premio Nobel,
ya aventuraron las posibilidades de su descubrimiento en el campo de la Medicina:
USO DE PARTÍCULAS ARTIFICIALMENTE ACELERADAS PARA
DESINTEGRAR UN NÚCLEO ATÓMICO.

28. pág. 28
En 1928 trabajó como investigador en
el Saint John's College de Cambridge, cargo
que desempeñó hasta 1946. En el año 1932,
y en colaboración con el físico Ernest
Walton, fue el primero
en desintegrar un núcleo atómico con
partículas subatómicas aceleradas artificialmente.
Usaron un acelerador de partículas que habían desarrollado para bombardear
átomos de litio con protones. Algunos de los átomos de litio absorbían un protón y
se desintegraban en dos átomos de helio. Entre 1941 y 1944, fue supervisor jefe del
departamento de Investigación y Desarrollo de las Fuerzas Aéreas Británicas, y
desde 1944 a 1946 ejerció como director de la división de energía atómica del
Consejo de Investigación Nacional de Canadá.
Fue galardonado en 1938 con la medalla Hughes, concedida por la Royal
Society «por su descubrimiento de que los núcleos pueden ser desintegrados por
partículas producidas artificialmente que los bombardean».1 Compartió la medalla
con Walton. En 1948 le concedieron el título de sir y compartió con Walton el Premio
Nobel de Física de 1951.
EL ACELERADOR DE PARTÍCULAS
En 1929 Lawrence diseñó un ciclotrón, capaz de comunicar a las partículas
subatómicas una energía de hasta 1.200.000 eV, energía suficiente para provocar
la desintegración del núcleo atómico.
El 26 de enero de 1932, la Oficina de patentes de los Estados Unidos, recibió una
solicitud por parte de Ernest Orlando Lawrence, para la patente “Método y aparato
para acelerar iones”. Se trataba de su ciclotrón.

29. pág. 29
Durante su existencia (1939-1962), el ciclotrón de Berkeley diseñado por Lawrence
había contribuido al descubrimiento de siete nuevos elementos químicos: el
neptunio, el plutonio, el americio, el curio, el berkelio, el californio y el mendelevio.
Además Lawrence, en uno de sus ciclotrones, consiguió aislar por primera vez el
tecnecio, el primer elemento no presente en la naturaleza obtenido de forma
artificial. Con el ciclotrón también obtuvo fósforo radiactivo y otros isótopos para uso
médico; así mismo advirtió la utilidad de los haces de neutrones en el tratamiento
de enfermedades cancerígenas.
Fue galardonado en 1937 con la medalla Hughes, concedida por la Royal Society
«por su trabajo en el desarrollo del ciclotrón y sus aplicaciones a las investigaciones
de la desintegración nuclear».
Durante la Segunda Guerra Mundial trabajó en el Proyecto Manhattan como jefe del
departamento encargado del proceso electromagnético de separación del isótopo
235 del uranio para la bomba atómica.
Un ciclotrón es un tipo de acelerador de partículas. El método directo de acelerar
iones utilizando la diferencia de potencial presentaba grandes dificultades
experimentales asociados a los campos eléctricos intensos. El ciclotrón evita estas
dificultades por medio de la aceleración múltiple de los iones hasta alcanzar
elevadas velocidades sin el empleo de altos voltajes.
La mayoría de los actuales aceleradores de partículas de alta energía descienden
del primer ciclotrón de protones de 1 MeV construido por Ernest O. Lawrence y M.
S. Livingstone en Berkeley (California, EE. UU.). El artículo original publicado en la

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revista Physical Review, volumen 40, del 1 de abril de 1932, titulado “Producción de
iones ligeros de alta velocidad sin el empleo de grandes voltajes”, describe este
original invento.
El ciclotrón consta de dos placas semicirculares huecas, que se montan con sus
bordes diametrales adyacentes dentro de un campo magnético uniforme que es
normal al plano de las placas y se hace el vacío. A dichas placas se les aplican
oscilaciones de alta frecuencia que producen un campo eléctrico oscilante en la
región diametral entre ambas. Como consecuencia, durante un semiciclo el campo
eléctrico acelera los iones, formados en la región diametral, hacia el interior de uno
de los electrodos, llamados Ds, donde se les obliga a recorrer una trayectoria
circular mediante un campo magnético y finalmente aparecerán de nuevo en la
región intermedia.
El campo magnético se ajusta de modo que
el tiempo que se necesita para recorrer la
trayectoria semicircular dentro del electrodo
sea igual al semiperiodo de las oscilaciones.
En consecuencia, cuando los iones vuelven
a la región intermedia, el campo eléctrico
habrá invertido su dirección y los iones
recibirán entonces un segundo aumento de
la velocidad al pasar al interior de la otra ‘D’.
Como los radios de las trayectorias son proporcionales a las velocidades de los
iones, el tiempo que se necesita para el recorrido de una trayectoria semicircular es
independiente de sus velocidades. Por consiguiente, si los iones emplean
exactamente medio ciclo en una primera semicircunferencia, se comportarán de
modo análogo en todas las sucesivas y, por tanto, se moverán en espiral y en
resonancia con el campo oscilante hasta que alcancen la periferia del aparato.

31. pág. 31
Su energía cinética final será tantas veces mayor que la que corresponde al voltaje
aplicado a los electrodos multiplicado por el número de veces que el ion ha pasado
por la región intermedia entre las ‘Ds’.
LA TEORÍADE QUE LOS HADRONES
En 1963, los físicos estadounidenses Murray Gell-Mann y George Zweig
propusieron la teoría de que los hadrones son en realidad combinaciones de otras
partículas elementales llamadas quarks, cuyas interacciones son transmitidas por
gluones, la partícula responsable de la interacción fuerte, y que consigue unir a los
quarks para formar las partículas ya comentadas. Esta es la teoría subyacente de
las investigaciones actuales, y se la suele denominar con el nombre de Modelo
Estándar.
En la época en que el modelo de quarks fue propuesto, bastaban tres tipos de
quarks: up, down y sideway o strange nombrados con las iniciales u, d, s; así como
cuatro leptones: el electrón y el muon y sus compañeros neutrinos (neutrino
electrónico y neutrino muónico). Las características de éstos se indican en forma de
tabla más adelante.
Sin embargo diferentes avances realizados desde entonces han llevado a aumentar
el número de partículas elementales.
Por una serie de consideraciones, en particular para eliminar la contradicción con el
principio de Pauli, es decir que dos partículas que sean fermiones no pueden ocupar
el mismo estado teniendo los mismos números cuánticos (o propiedades), fue
introducido el concepto de color del quark. Debemos entender el color como una
carga que, contrariamente a la carga eléctrica que sólo posee dos valores (positiva
o negativa), en este caso existen tres cargas de color. Se indica, por tanto que cada
quark puede existir en tres formas coloreadas: amarilla, azul y roja (señalemos que
la mezcla de estos colores da el color blanco nulo). De esta manera los quarks que
forman el protón (up-up-down) tienen coloraciones diferentes y el principio de Pauli

32. pág. 32
no se infringe. Para explicar la antimateria formada por el mismo tipo de antiquarks
se les dio una carga de color o simplemente color complementario (anticolores), los
que sumados con colores base dan colores nulos.
El descubrimiento de nuevas partículas en el acelerador lineal de Stanford en 1974
identificó un nuevo quark, denominado charmed, encanto o simplemente c. En el
modelo de partículas formados por 4 quarks, propuesto anteriormente. Este difiere
de los demás quarks por otro número cuántico que se hizo necesario introducir, el
número cuántico C o encantamiento, cuyo valor es cero en el resto de quarks y 1
para el quark c y su antiquark. Además la masa del quark c fue cinco veces mayor
que la del quark s. Las parejas up-down, y electrón-neutrino (electrónico) se
denominaron por tanto la primera generación, a su vez la segunda generación, que
da lugar a partículas más inestables, está formada por los quarks strange-charmed
y los leptones muon-neutrino (muónico).
LA ECUACIÓN MASA Y ENERGÍA.
E=MC² es la ecuación más famosa del mundo desde que apareció en la portada de
la revista Times de 1946. En ella aparece un retrato de Albert Einstein, un hongo
atómico y E=MC², estableciendo una relación entre la fórmula del físico alemán y el

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desarrollo de la bomba que destruyó
Hiroshima. La verdad es que Einstein no
participó en la creación de la bomba, pero su
idea fue la semilla que lo comenzó todo. Hoy
se puede encontrar la ecuación en polos,
tazas, stikers y toda clase de merchandising,
pese a que pocos entienden su significado y
las consecuencias que tuvo para el mundo.
La idea fue presentada en el artículo ¿Depende la inercia de un cuerpo de su
contenido de energía?, publicado en Annalen der Physik el 27 de septiembre de
1905. Pese a lo complejo que suelen resultar los cálculos de algunas teorías, el
físico logró una ecuación elegante y sencilla. ¿Pero de qué va todo esto? El
periodista estadounidense Walter Isaacson (el mismo que hizo el libro sobre Steve
Jobs) publicó en 2007 una biografía de Einstein, en la cual hace una didáctica
explicación de la ecuación.
“La energía (E) es igual a la masa (M) multiplicada por el cuadrado de la velocidad
de la luz (C²). Obviamente, la velocidad de la luz ya es una cifra enorme, y su
cuadrado resulta casi inconcebiblemente mayor. De ahí que una diminuta cantidad
de materia, si se convierte completamente en energía, genere una fuerza enorme.
(…) Expresado de una manera más gráfica: la energía contenida en la masa de una
uva pasa podría satisfacer casi todas las necesidades energéticas de la ciudad de
Nueva York durante un día entero”.
MODELO ATOMICO ACTUAL
Entre los conocimientos actuales o no sobre el átomo, que han mantenido su
veracidad, se consideran los siguientes:
 La presencia de un núcleo atómico con las partículas conocidas, la casi
totalidad de la masa atómica en un volumen muy pequeño.

34. pág. 34
 Los estados estacionarios o niveles de energía fundamentales en los cuales
se distribuyen los electrones de acuerdo a su contenido energético.
 La dualidad de la materia (carácter onda-partícula), aunque no tenga
consecuencias prácticas al tratarse de objetos de gran masa. En el caso de
partículas pequeñas (electrones) la longitud de onda tiene un valor
comparable con las dimensiones del átomo.
 La probabilidad en un lugar de certeza, en cuanto a la posición, energía y
movimiento de un electrón, debido a la imprecisión de los estudios por el uso
de la luz de baja frecuencia.
Fue Erwin Schodinger, quien ideó el modelo atómico actual, llamado "Ecuación de
Onda", una fórmula matemática que considera los aspectos anteriores. La solución
de esta ecuación, es la función de onda (PSI), y es una medida de la probabilidad
de encontrar al electrón en el espacio. En este modelo, el área donde hay mayor
probabilidad de encontrar al electrón se denomina orbital.
El valor de la función de onda asociada con una partícula en movimiento esta
relacionada con la probabilidad de encontrar a la partícula en el punto (x,y,z) en el
instante de tiempo t.
Piense por ejemplo en el campo eléctrico de una onda electromagnética. Una
probabilidad negativa, o compleja, es algo sin sentido. Esto significa que la función
de onda no es algo observable. Sin embargo el módulo (o cuadrado) de la función
de onda siempre es real y positivo. Por esto, a se le conoce como la densidad de
probabilidad.
La función de onda depende de los valores de tres (03) variables que reciben la
denominación de números cuánticos. Cada conjunto de números cuánticos, definen
una función específica para un electrón.
Números Cuánticos
Son cuatro (04) los números encargados de definir la función de onda (PSI)
asociada a cada electrón de un átomo: el principal, secundario, magnético y de Spin.

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Los tres (03) primeros resultan de la ecuación de onda; y el último, de las
observaciones realizadas de los campos magnéticos generados por el mismo
átomo.
Número cuántico principal
Es un criterio positivo, representado por la letra "n", indica los niveles energéticos
principales. Se encuentra relacionado con el tamaño. En la medida que su valor
aumenta, el nivel ocupa un volumen mayor y puede contener más electrones, y su
contenido energético es superior. Sus valores pueden ser desde 1 hasta infinito.
Número cuántico secundario
Representado por la letra "I", nos indica la forma que pueden tener el espacio donde
se encuentra el electrón. El valor que se le asigna depende del número principal; va
desde cero (0) hasta n-1.
Se ha conseguido que para dos (02) electrones que pertenecen al mismo nivel
energético (igual "n"), las diferencias en valores de "I", se expresan en diferencias
de contenidos energéticos, debido a esto reciben la denominación de subniveles de
energía con un aumento progresivo en la medida que "I" aumenta de valor.
I = 0 I = 1 I = 2 I = 3
Orbital s Orbital p Orbital d Orbital f
I = 0 I = 1 I = 2 I = 3 Comparación
Orbital < Orbital < Orbital < Orbital Desde el punto
de
s p d f Vista energético

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Número cuántico magnético
Representa las orientaciones que pueden asumir los diferentes orbitales frente a un
campo magnético; el símbolo utilizado es "m"; y los valores que tienen son los
números orbitales enteros que van desde -1 hasta +1. El números de valores que
pueden tener "m" indican el números de órbitas que puede contener un sub-nivel de
energía.
Número cuántico de Spin
Tiene dos (02) valores permitidos +1/2 y -1/2. Estos valores representan el
movimiento del electrón, tipo de rotación sobre su eje, con dos (02) únicas
posibilidades y opuestas entre sí, hacía la derecha o hacía la izquierda. Cada uni
de los orbitales puede contener dos (02) electrones, uno con cada spin. De estar los
dos (02), el momento magnético se anula, es cero, esto sucede debidoa lo apuesto.
Isótopos e isóbaros
Los Isótopos:
Son átomos que tienen el mismo número atómico, pero diferentes masas. Al
pertenecer al mismo elemento químico presentan las mimas propiedades, pero no
son reconocibles por su masa diferente La diferencia se encuentra en el número de
neutrones presentes en el núcleo.
Los Isóbaros:
Son átomos que, a pesar de presentar diferentes número atómico, tiene masas
iguales. Sus propiedades químicas son diferentes puesto que se trata de elementos
químicos también diferentes.

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Fusión y Fisión nuclear
Fusión Nuclear:
Es la unión de dos núcleos ligeros, para producir uno más pesado.
Dos Isótopos de Hidrógeno se unen formando un núcleo con dos protones y dos
neutrones que corresponden a un átomo de Helio.
Sin embargo, esta reacción requiere de una alta energía de activación, para que los
núcleos se acerquen y se fundan en uno. Una vez comenzada la reacción, la
energía liberada es enorme, del orden de 1700GJ (Gigajoule).
Fisión Nuclear:
Es la ruptura de un núcleo atómico en dos partes parecidas en el contenido de
protones, originado con el bombardeo de neutrones.
Al chocar un neutro con un átomo de Uranio, se crea un núcleo provisional que
posteriormente se divide en dos núcleos.
Con respecto a la energía que se produce, para la fisión de un gramo de Uranio,
es de 85 Gigajoule (Gj) 109 J, aproximadamente a la misma que se produce al
quemar tres toneladas de Carbón. Debido a este enorme despedimiento de energía
fue usado como bomba en la segunda guerra mundial.

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CONCLUSIÓN
A largo de los años el mundo ha ido cambiando al igual que su progreso, ya que
desde tiempos atrás el ser humano supo evolucionar y de esta manera pudo
cambiar su entorno y el de los demás, un ejemplo de ello fue el descubrimiento del
átomo, que esta fue la pieza clave para que todo cambiara a partir de ahí,
permitiendo abrir caminos a nuevos campos de investigación.
Dentro de los átomos hay unas partículas diminutas, con carga eléctrica negativa,
a las que se llamó electrones. De este descubrimiento dedujo que el átomo debía
de ser una esfera de materia cargada positivamente, en cuyo interior estaban
incrustados los electrones. (Modelo atómico de Thomson)
La importancia de conocer los átomos es que la materia está conformada por ellos
que a su vez se dividen en protones, electrones y neutrones ya que, al ser una
mínima unidad de la materia, ayudaba a comprender composiciones, cambios,
comportamiento, fenómenos y la estructura de sustancias del universo de esta
manera poder evolucionar y cambiar el pensamiento y la manera de ver las cosas
en las personas.

39. pág. 39
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