Modelos atómicos

27-11-2021
COATZACOALCOS, VERACRUZ
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MATERIA:
FÍSICA PARA INGENIERÍA
DOCENTE:
M.A SARAI NINTAI OROZCO GRACIA
ALUMNO:
KEYLA ISABEL DOMINGUEZ RAMOS
CUATRIMESTE:
1001 DESPRESURIZADO

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Contenido
1.CONCEPTO DE ÁTOMO Y ESTRUCTURA............................................................. 3
1.1 ¿Qué es un átomo?................................................................................................. 4
1.2¿Qué es la teoría atómica? .................................................................................... 4
1.3 ¿Cómo se agrupa un átomo?................................................................................ 5
1.4 ¿Qué es el número atómico?................................................................................ 5
1.5 ¿Qué es el número másico? ................................................................................. 6
2. HISTORIA DEL ÁTO MO. .............................................................................................. 6
3. MODELOS ATÓMICOS................................................................................................ 8
3.1 ¿Qué son los modelos atómicos? ...................................................................................... 8
3.2 Modelo atómico de Demócrito (450 a.C.) ......................................................................... 9
3.3 Modelo atómico de Dalton (1803 d.C.) ............................................................................. 9
3.4 Modelo atómico de Lewis(1902 d.C.)..............................................................................10
3.5 Modelo atómico de Thomson (1904 d.C.) ........................................................................10
3.6 Modelo atómico de Rutherford (1911 d.C.) .....................................................................10
3.7 Modelo atómico de Bohr (1913 d.C.)...............................................................................10
3.8 Modelo atómico de Sommerfeld (1916 d.C.)....................................................................11
3.9 Modelo atómico de Schrödinger (1926 d.C.)....................................................................11
3.10 El modelo atómico aceptado actualmente, fue propuesto en la década del 1920,
el cuál fue desarrollado principalmente por los científicos Schrödinger y Heisenberg.
El modelo atómico actual: Modelo mecano cuántico. Este modelo presenta una gran
complejidad matemática....................................................................................................11
3.11 Estructura del átomo....................................................................................................12
4. Modelo atómico de Dalton......................................................................................12
4.1 ¿Cómo Dalton llegó a la teoría atómica?....................................................................13
4.2 Los átomos sí cambian................................................................................................14
5. Resistencias a la teoría atómica de Dalton.......................................................................14
6.El descubrimiento del electrón por J.J. Thomson..............................................................14
7. El modelo atómico de Thomson...............................................................................15
8. Protón ................................................................................................................................16
¿Qué es un protón?...........................................................................................................17
9. Descubrimiento del protón ................................................................................................17
9.1 Características del protón........................................................................................18

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10. Experimento de Rutherford..................................................................................18
11. Rutherford determina que el núcleo está cargado positivamente ..................................19
12. Neutrón.......................................................................................................................20
13. Espectros atómicos...............................................................................................21
14. Valoración del modelo de Bohr (1885-1962). .................................................................22
15. El modelo mecánico cuántico del átomo ........................................................................23
16. CONCLUSIÓN.................................................................................................................25
17. BIBLIOGRAFÍA ..........................................................................................................26

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1.CONCEPTO DE ÁTOMO Y ESTRUCTURA.
El átomo es una estructura en la cual se organiza la materia en el mundo
físico o en la naturaleza. Su estructura está compuesta por diferentes
combinaciones de tres sub-partículas: los neutrones, los protones y
los electrones. Las moléculas están formadas por átomos.
Es la parte más pequeña de la que puede estar constituido un elemento.
Por ejemplo, imaginemos que tenemos un trozo de hierro. Lo partimos.
Seguimos teniendo dos trozos de hierro pero más pequeños. Los
volvemos a partir, otra vez... Cada vez tendremos más trozos más
pequeños. Llegará un momento en que solo nos quedará un trozo tan
pequeño que ya no se puede partir.
Si pudiéramos partirlo ya no sería hierro, sería otro elemento de la tabla
periódica. Este trozo tan pequeño es un átomo de hierro.
Definimos átomo como la partícula más pequeña en que un elemento
puede ser dividido sin perder sus propiedades químicas.
El origen de la palabra proviene del griego, que significa indivisible. En el
momento que se bautizaron estas partículas se creía que efectivamente
no se podían dividir, aunque hoy en día sabemos que están formados por
partículas aún más pequeñas.
El àtomo 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.

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La corteza. Formada únicamente por electrones.
1.1 ¿Qué es un átomo?
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.
Por lo tanto, el núcleo atómico, tiene una carga positiva (la de los
protones) en la que se concentra casi toda su masa.
Por otra parte, alrededor del núcleo hay un cierto número de electrones,
cargados negativamente. La carga total del núcleo (positiva) es igual a la
carga negativa de los electrones, de modo que la carga eléctrica total es
neutra.
1.2¿Qué es la teoría atómica?
En la actualidad la idea que la materia está compuesta de esta forma está
bien consolidada científicamente.
Sin embargo, a lo largo de la historia se han ido desarrollando diferentes
teorías sobre la composición de la materia. Son los modelos atómicos.
Estas son las teorías y modelos atómicos más importantes definidos a lo
largo de la historia de la energía nuclear.

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 Teoría atómica de John Dalton.
 Modelo atómico de Thomson.
 Modelo de Ernest Rutherford.
 Modelo atómico de Niels Bohr.

La descripción de los electrones orbitando alrededor del núcleo
corresponde al sencillo modelo de Niels Bohr.
Las unidades básicas de la química son los átomos. Durante las
reacciones químicas se conservan como tales, no se crean ni se
destruyen. Simplemente, se organizan de manera diferente creando
enlaces diferentes entre ellos.
1.3 ¿Cómo se agrupa un átomo?
Los átomos se agrupan formando moléculas y otros tipos de materiales.
Según la composición se diferencian los distintos elementos químicos
representados en la tabla periódica de los elementos químicos. En la tabla
periódica podemos encontrar el número atómico y el número másico de
cada elemento:
Número atómico.
Número másico.
1.4 ¿Qué es el número atómico?

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Se representa con la letra Z.
Este número indica la cantidad de protones en el núcleo.
Todos los átomos con un mismo número de protones pertenecen al mismo
elemento y tienen las mismas propiedades químicas.
Por ejemplo, si tienen un solo protón se trata de un átomo de hidrógeno
(Z = 1).
1.5 ¿Qué es el número másico?
El número másico se representa con la letra A.
Hace referencia a la suma de protones y neutrones que contiene el
elemento. 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.
1.6¿Qué son los isótopos?
Sucede que los átomos de un elemento no tienen todos el mismo número
de neutrones en el núcleo. Esto se llama isótopo. Los isótopos tienen
(casi) las mismas propiedades químicas, pero otras propiedades físicas.
Se conoce más de un isótopo de prácticamente todos los elementos.
Los isótopos son muy importantes en la industria de la energía nuclear.
El enriquecimiento de uranio se trata de convertir un isótopo de uranio en
otro isótopo de uranio más inestable. Sin estos isótopos tan inestables no
se podrían generar las reacciones de fisión en cadena.
2. HISTORIA DEL ÁTOMO.
El conocimiento del átomo, como todo conocimiento científico, nace de
la curiosidad del hombre por comprender lo que le rodea en su naturaleza
y en su funcionamiento. Por explicarse los fenómenos naturales.
Los filósofos griegos discutieron mucho sobre la naturaleza de la materia
y concluyeron que el mundo debía ser más sencillo de lo que parecía.

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En el siglo V a.C. Leucipo sostenía que todas las formas de materia
debían estar constituidas por un mismo tipo de elemento que adoptaba
formas diferentes. Sostenía, además, que si dividíamos la materia en
partes cada vez más pequeñas, acabaríamos encontrando una porción
que no se podría seguir dividiendo. Un discípulo suyo, aunque hay quien
piensa que podrían ser el mismo, Demócrito, bautizó a estas partes
indivisibles e infinitas de materia con el nombre de átomos, término que
en griego significa “que no se puede dividir”, y que siempre estarían en
movimiento y rodeadas de vacío.
Unos años más tarde Empédocles (siglo IV a.C.) estableció que la materia
estaba formada por 4 elementos: tierra, agua, aire y fuego.
Aristóteles (siglo III a.C.)agregó el “éter” como quintaesencia, negó la
existencia de los átomos de Demócrito y reconoció la teoría de los 4
elementos, la cual, gracias a su prestigio y al posterior d e Platón , se
mantuvo vigente en el pensamiento de la humanidad, perdurando a través
de la Edad Media y el Renacimiento. Hoy sabemos que aquellos 4
elementos iniciales no forman parte de los 106 elementos químicos
actuales.
En 1808, John Dalton publicó su teoría atómica, que retomaba las
antiguas ideas de Leucipo y Demócrito. Según la teoría de Dalton:
 Los elementos están formados por partículas discretas, diminutas e
indivisibles, llamadas átomos, que no se alteran en los cambios
químicos.
 Los átomos de un mismo elemento son todos iguales entre sí en
masa, tamaño y en el resto de las propiedades físicas o químicas.
Por el contrario, los átomos de elementos diferentes tienen distinta
masa y propiedades.
 Los compuestos se forman por la unión de átomos de los
correspondientes elementos según una relación numérica sencilla y
constante. Por ejemplo, el agua está formada por 2 átomos del
elemento hidrógeno y 1 átomo del elemento oxígeno.

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Hoy sabemos que ninguno de estos tres puntos es completamente cierto; sin
embargo, Dalton contribuyó enormemente a entender cómo estaba formada la
materia.
3. MODELOS ATÓMICOS
Desde la Antigüedad, el ser humano se ha cuestionado de qué estaba hecha la materia.
Unos 400 años antes de Cristo, el filósofo griego Demócritoconsideró que la materia estaba
constituida por pequeñísimas partículas que no podían ser divididas en otras más pequeñas.Por
ello,llamóaestaspartículas átomos, que engriegoquiere decir"indivisible".Demócritoatribuyóa
los átomos las cualidades de ser eternos, inmutables e indivisibles.
Sin embargo las ideas de Demócrito sobre la materia no fueron aceptadas por los filósofosde su
épocay hubieronde transcurrircercade 2200 añospara que laideade losátomosfueratomadade
nuevo en consideración.
3.1 ¿Qué son los modelos atómicos?
Se conoce como modelos atómicos a las distintas representaciones gráficas de la estructura y
funcionamientode los átomos.Losmodelosatómicoshansidodesarrolladosalolargode lahistoria
de la humanidad a partir de las ideas que en cada época se manejaban respecto a la composición
de la materia.
Los primeros modelos atómicosdatan de la antigüedad clásica, cuando los filósofos y naturalistas
se aventuraronapensary a deducirlacomposiciónde lascosasque existen,esdecir,de lamateria.
Año Científico Descubrimientos experimentales Modelo atómico
1808
John Dalton
Durante el s.XVIII y principios del
XIX algunos científicos habían
investigado distintos aspectos de
las reacciones químicas,
obteniendo las llamadas leyes
clásicas de la Química.
La imagen del átomo expuesta por
Dalton en su teoría atómica, para
explicar estas leyes, es la de
minúsculas partículas esféricas,
indivisibles e inmutables,
iguales entre sí en
cada elemento
químico.

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1897
J.J.
Thomson
Demostró que dentro de los
átomos hay unas partículas
diminutas, con carga eléctrica
negativa, a las que se
llamó electrones.
De este descubrimiento dedujo que el
átomo debía de ser una esfera de
materia cargada positivamente, en
cuyo interior estaban incrustados los
electrones.
(Modelo atómico de
Thomson.)
1911
E. Rutherford
Demostró que los átomos no eran
macizos, como se creía, sino que
están vacíos en su mayor parte y
en su centro hay un
diminuto núcleo.
Dedujo que el átomo debía estar
formado por una corteza con los
electrones girando alrededor de un
núcleo central cargado positivamente.
(Modelo atómico de
Rutherford.)
1913
Niels Bohr
Espectros atómicos discontinuos
originados por la radiación
emitida por los átomos excitados
de los elementos en estado
gaseoso.
Propuso un nuevo modelo atómico,
según el cual los electrones giran
alrededor del núcleo en unos niveles
bien definidos.
(Modelo atómico
de Bohr.)
3.2 Modeloatómico de Demócrito(450a.C.)
La “Teoría Atómica del Universo” fue creada por el filósofo griego Demócrito junto a su mentor,
Leucipo. En aquella época los conocimientos no se alcanzaban mediante la experimentación, sino
mediante el razonamiento lógico, basándose en la formulación y el debate de ideas.
Demócritopropusoque el mundo estaba formado por partículas muy pequeñase indivisibles,de
existenciaeterna,homogénease incompresibles,cuyasúnicasdiferenciaserande formaytamaño,
nunca de funcionamiento interno. Estas partículas se bautizaron como “átomos”, palabra que
proviene del griego atémnein y significa “indivisible”.
Según Demócrito, las propiedades de la materia estaban determinadas por el modo en que los
átomos se agrupaban. Filósofos posteriores como Epicuro añadieron a la teoría el movimiento
aleatorio de los átomos.
3.3 Modeloatómico de Dalton(1803 d.C.)
El primermodeloatómicocon basescientíficasnacióenel senode la química,propuestopor 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
mismamasae igualespropiedades.Porotrolado,propusoel conceptode pesoatómicorelativo(el
pesode cada elementorespectoal pesodel hidrógeno),comparandolasmasas de cada elemento
con la masa del hidrógeno. También propuso que los átomos pueden combinarse entre sí para
formar compuestos químicos.

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La teoría de Dalton tuvo algunos errores. Afirmaba que los compuestos químicos se formaban
usandola menor cantidadde átomosposible de sus elementos.Porejemplo,lamoléculade agua,
segúnDalton,seríaHO y no H2O,que esla fórmulacorrecta.Porotro lado,decíaque loselementos
en estadogaseoso siempre eranmonoatómicos(compuestosporun soloátomo),lo que sabemos
no es real.
3.4 Modeloatómico de Lewis (1902d.C.)
Tambiénllamado“Modelodel ÁtomoCúbico”,eneste modeloLewisproponía laestructura de los
átomos distribuida en forma de cubo, en cuyos ocho vértices se hallaban los electrones. Esto
permitióavanzarenel estudiode las valenciasatómicasylos enlacesquímicos,sobretodoluegode
su actualizaciónporparte de IrvingLangmuiren1919, donde planteóel “átomodel octetocúbico”.
Estosestudiosfueronlabase de loquese conoce hoycomoel diagramade Lewis,herramientamuy
útil para explicar el enlace covalente.
3.5 Modeloatómico de Thomson (1904d.C.)
Thomsonasumía que losátomoseran esféricosconelectronesincrustadosenellos.
Propuesto por J. J. Thomson, descubridor del electrón en 1897, este modelo es previo al
descubrimiento de los protones y neutrones, por lo que asumía que los átomos estaban
compuestosporuna esferade cargapositivayloselectronesdecarganegativaestabanincrustados
en ella,comolas pasas en el pudín.Dicha metáfora le otorgó al modeloel epítetode “Modelodel
Pudín de Pasas”.
Este modelo hacía una predicción incorrecta de la carga positiva en el átomo, pues afirmaba que
estaestabadistribuidaportodoel átomo.Mástarde estofue corregidoenelmodelode Rutherford
donde se definió el núcleo atómico.
3.6 Modeloatómico de Rutherford (1911 d.C.)
Ernest Rutherford realizó una serie de experimentos en 1911 a partir de láminas de oro. En estos
experimentos determinó que el átomo está compuesto por un núcleo atómico de carga positiva
(donde se concentralamayorparte de sumasa) yloselectrones,quegiranlibrementealrededorde
este núcleo. En este modelo se propone por primera la existencia del núcleo atómico.
3.7 Modeloatómico de Bohr (1913d.C.)
Al saltar de una órbitaa otra, loselectronesemitenunfotóndiferenciandolaenergía
entre órbitas.
Este modelo da inicio en el mundo de la física a los postuladoscuánticos, 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.

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En losespectrosrealizadosparamuchosátomosse observabaque loselectronesde unmismonivel
energéticoteníanenergíasdiferentes.Estodemostróque habíaerroresenel modeloyque debían
existir subniveles de energía en cada nivel energético.
El modelo de Bohr se resume en tres postulados:
 Los electrones trazan órbitas circulares en torno al núcleo sin irradiar energía.
 Las órbitas permitidas a los electronesson 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 electronesemitenoabsorbenenergíaal saltar de una órbitaa otra y al hacerloemiten
un fotón que representa la diferencia de energía entre ambas órbitas.
3.8 Modeloatómico de Sommerfeld (1916d.C.)
El modelo de Sommerfeld se basó en parte de los postulados relativistas de Albert
Einstein.
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
tuvierancorrienteseléctricas minúsculasyque a partirdel segundonivel de energíaexistierandos
o más subniveles.
3.9 Modeloatómico de Schrödinger (1926 d.C.)
Propuesto por Erwin Schrödinger a partir de los estudios de Bohr y Sommerfeld, concebía los
electrones como ondulaciones de la materia, lo cual permitió la formulación posterior de una
interpretación probabilística de la función de onda (magnitud que sirve para describir la
probabilidad de encontrar a una partícula en el espacio) por parte de Max Born.
Eso significaque se puede estudiarprobabilísticamentelaposiciónde unelectrónosucantidadde
movimiento pero no ambas cosas a la vez, debido al Principio de Incertidumbre de Heisenberg.
Este es el modelo atómico vigente a inicios del siglo XXI, con algunas posteriores adiciones. Se le
conoce como “Modelo Cuántico-Ondulatorio”.
3.10 El modelo atómico aceptado actualmente, fue propuesto en la
década del 1920, el cuál fue desarrollado principalmente por los científicos
Schrödinger y Heisenberg. El modelo atómico actual: Modelo mecano
cuántico. Este modelo presenta una gran complejidad matemática.

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3.11 Estructura del átomo
En el átomo distinguimos dos partes: el núcleo y la corteza.
 El núcleo es la parte central del átomo y contiene partículas con carga positiva, los
protones, y partículas que no poseen carga eléctrica, es decir son neutras, los
neutrones. La masa de un protón es aproximadamente igual a la de un neutrón.
Todos los átomos de un elemento químico tienen en el núcleo el mismo número de
protones. Este número, que caracteriza a cada elemento y lo distingue de los demás, es el
número atómico y se representa con la letra Z.
 La corteza es la parte exterior del átomo. En ella se encuentran los electrones, con
carga negativa. Éstos, ordenados en distintos niveles, giran alrededor del núcleo. La
masa de un electrón es unas 2000 veces menor que la de un protón.
Los átomos son eléctricamente neutros, debido a que tienen igual número de protones que
de electrones. Así, el número atómico también coincide con el número de electrones.
La suma del número de protones y el número de neutrones de un átomo recibe el nombre
de número másico y se representa con la letra A. Aunque todos los átomos de un mismo
elemento se caracterizan por tener el mismo número atómico, pueden tener distinto
número de neutrones.
Llamamos isótopos a las formas atómicas de un mismo elemento que se diferencian en su
número másico.
Para representar un isótopo, hay que indicar el número másico (A) propio del isótopo y el
número atómico (Z), colocados como índice y subíndice, respectivamente, a la izquierda del
símbolo del elemento.
4. Modelo atómico de Dalton
El modelo atómico de Dalton representa al átomo como la partícula más pequeña e
indivisible de la materia. John Dalton (1766-1844) propuso que los átomos eran los
bloques de construcción básicos de la materia y los representaba como esferas
sólidas.
La idea de que la materia estaba compuesta de partículas pequeñísimas que ya no
se podían dividir fue considerada inicialmente en el siglo V a. de C. por Demócrito.
Sin embargo, pasaron más de 20 siglos para que la noción del átomo fuera
aceptada.
Dalton realizó la primera presentación científica del átomo en 1808. Posteriormente,
este modelo atómico fue desplazado al avanzar el conocimiento y la tecnología.
Postulados de la teoría atómica de Dalton

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Los postulados de la teoría atómica de Dalton se infieren de sus trabajos de
investigación sobre el átomo. A continuación, te explicamos cada una de sus
proposiciones.
Cada elemento está compuesto de partículas diminutas llamadas átomos
La mejor forma de explicar el comportamiento de los gases según Dalton era
asumiendo que los elementos estaban compuestos por átomos.
Los átomos de un elemento son iguales
A diferencia de muchos de sus contemporáneos, Dalton pensó que los átomos de
un elemento eran iguales y que cada elemento debía tener sus propios átomos. Por
ejemplo: el hierro (Fe) tenía átomos propios del hierro, que eran diferentes de los
átomos del elemento plata (Ag).
Los compuestos químicos se forman cuando los átomos se combinan
Un átomo de una sustancia X se combina con un átomo de la sustancia Y para
formar el compuesto XY. En el caso del monóxido de carbono CO, un átomo de
carbono C se combina con un átomo de oxígeno O.
Las reacciones químicas se producen por la reorganización de los átomos
Cuando los compuestos reaccionan, se produce un reacomodo de los átomos. Por
ejemplo, si un compuesto XY reacciona con un elemento Z, puede ocurrir dos
nuevos compuestos: XZ o YZ.
Los átomos no cambian
Para Dalton, los átomos eran indestructibles y no podían cambiarse entre sí.
4.1 ¿Cómo Dalton llegó a la teoría atómica?
Dalton era profesor en una Universidad de Manchester (Inglaterra), interesado en la
meteorología. Estudiando la naturaleza del aire, Dalton propuso en 1803 la ley de
las presiones parciales de los gases. Él pensó que los gases consistían de
pequeñas partículas que se atraían y rechazaban entre sí.
En 1804 propuso la ley de las proporciones múltiples, según la cual un compuesto
está constituido por una cantidad fija y proporcional de elementos.
Aunque Dalton publicó su trabajo parcialmente en revistas científicas de la época,
toda la información fue recopilada en 1808 en el libro Un nuevo sistema de filosofía
química, donde explicó con detalles sus hallazgos.
Fallas de la teoría atómica de Dalton

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Evidentemente para nuestro conocimiento actual, la teoría de Dalton presenta
muchas fallas. A continuación te explicamos, a modo de resumen, cada uno de los
aspectos fundamentales de la teoría de Dalton que son rechazados.
El átomo no es indivisible
El átomo, en realidad, está conformado por muchas otras partículas subatómicas.
Fueron necesarios casi cien años después de la teoría de Dalton para descubrir los
electrones y los protones, con lo cual se echaba por tierra que el átomo era
indivisible.
4.2 Los átomos sí cambian
Un átomo puede cambiar por efecto de la radiactividad. Cuando átomos inestables
pierden partículas, pueden dar origen a un elemento completamente nuevo. Por
ejemplo: el uranio -238 se transforma por decaimiento radiactivo en torio-234.
El agua no es la combinación de un hidrógeno y un oxígeno
Ahora sabemos que la molécula de agua está formada por dos átomos de hidrógeno
y un átomo de oxígeno. Dalton tuvo un error en el cálculo del agua.
El modelo atómico que siguió al de Dalton fue el de "pudin con pasas", propuesto
por J.J. Thomson (1856-1940), donde los electrones (pasas) estaban incrustados
en una masa positiva (pudín).
5. Resistencias a la teoría atómica de Dalton
El químico británico sir Henry Enfield Roscoe (1833-1915) se burlaba de la teoría
atómica diciendo que los átomos eran pedacitos de madera inventados por el señor
Dalton.
Probablemente se refería a los modelos de construcción en madera que algunos
científicos usaban para representar los diferentes tipos de átomos.
6.El descubrimiento del electrón por J.J. Thomson
A finales del siglo XIX, el físico J.J. Thomson comenzó a experimentar con tubos de
rayos catódicos. Los tubos de rayos catódicos son tubos de vidrio sellados en los
que se ha extraído la mayor parte del aire. Al aplicar un alto voltaje entre los
electrodos, que se encuentran uno a cada lado del tubo, un rayo de partículas fluye

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del cátodo (el electrodo negativamente cargado) al ánodo (el electrodo
positivamente cargado). Los tubos se llaman "tubos de rayos catódicos" porque el
rayo de partículas o "rayo catódico" se origina en el cátodo. El rayo puede ser
detectado al pintar el extremo del tubo correspondiente al ánodo con un material
conocido como fósforo. Cuando el rayo catódico lo impacta, el fósforo produce una
chispa o emite luz.
7. El modelo atómicode Thomson
¿Cómo es el átomo? A principios del siglo XX se disponía de suficiente información
química y física para que muchos físicos pudieran diseñar modelos de átomos. Se
sabía que las partículas negativas con propiedades idénticas (electrones) se podían
obtener de muchas sustancias diferentes y de diferentes maneras. Esto sugería que
los electrones son componentes de todos los átomos.
Pero los electrones están cargados negativamente mientras que las muestras de un
elemento son eléctricamente neutras. Por lo tanto, los átomos que constituyen tales
muestras también serán probablemente eléctricamente neutros. Si es así, y en los
átomos hay electrones con carga negativa, esto indicaría que en un átomo es
necesaria la presencia de una cantidad igual de carga positiva.
Mencionamos al hablar de los electrones como las partículas de los rayos catódicos
que los átomos de hidrógeno tienen unas 1800 veces más masa que los electrones,
que tienen una masa de 9,109·10-31 kg. De aquí se sigue que los electrones
constituyen una parte muy pequeña de la masa total de un átomo.
Así pues, cualquier modelo de átomo que se proponga debía tener en cuenta la
siguiente información:
un átomo eléctricamente neutro debe contener la misma cantida de cargas positivas
y negativas:
la carga negativa está asociada con solo una pequeña parte de la masa total del
átomo, y la aportan los electrones
Adicionalmente cualquier modelo atómico tenía que ser capaz de responder a dos
preguntas básicas:

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¿Cuántos electrones hay en un átomo?
¿Cuál es la disposición de los electrones y la carga positiva en el átomo?
Durante los primeros 10 años del siglo XX se propusieron varios modelos atómicos,
pero ninguno fue satisfactorio. Hasta 1911, el modelo más popular para el átomo
fue el propuesto por J.J. Thomson en 1904. Thomson sugirió que un átomo consistía
en una esfera de electricidad positiva en la que se distribuía una cantidad igual de
carga negativa en forma de pequeños electrones. A partir de los estudios
electroquímicos a lo largo del XIX y por los realizados con radiación X, la cantidad
de carga positiva en cada átomo se supuso que era igual al número atómico del
átomo Z (un número entero) multiplicado por la magnitud de la carga del electrón e,
es decir, la carga positiva de un átomo es igual a Z·e. Para cumplir con la condición
de que el átomo sea eléctricamente neutro debe haber un número igual de
electrones cargados negativamente.
Con estas suposiciones, el átomo de Thomson era como un «pudín de pasas» de
electricidad positiva, con los electrones negativos esparcidos en él como ciruelas o
pasas. Así, el hidrógeno (Z=1) consistía en un electrón, carga -1e, incrustado en
una esfera de carga positiva +1e. El helio (Z=2) consistía en dos electrones
incrustados en una esfera de carga positiva +2e, y así sucesivamente.
Thomson asume en este modelo que «la masa del pudin» positiva actúa sobre los
electrones negativos, manteniéndolos en el átomo solo por fuerzas eléctricas y que el radio
de los átomos tendría que ser de un orden de magnitud de 10-10 m, basándose para ello
en información de la teoría cinética de los gases y otras consideraciones.
Sin embargo, Thomson no podía explicar cómo se mantenía unida «la masa del pudin»
positiva, ya que lo que se sabía de electricidad indicaba que debería desmoronarse debido
a la repulsión eléctrica. Tampoco podía explicar las propiedades químicas ni el sistema de
periodos.
Se requería mucha más información experimental y un nuevo concepto radical, el concepto
de cuanto de energía, para construir un modelo del átomo mucho más satisfactorio. Este
concepto se introdujo mediante el uso de los resultados obtenidos al estudiar un conjunto
de problemas completamente diferente, la radiación térmica y el enigma del efecto
fotoeléctrico, de eso se encargarían Max Planck y Albert Einstein.
8. Protón

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¿Qué es un protón?
Un protón es una partícula subatómica. Es decir, es una partícula que se encuentra
dentro de la estructura del átomo. Se caracteriza por tener carga positiva y una
masa casi dos mil veces más grande que un electrón.
El término protón viene del griego prōton, que significa primero. Esto es porque
durante mucho tiempo se creyó que los protones y neutrones eran partículas
indivisibles a partir de las cuales comenzaba a organizarse la materia.
Sin embargo, la evidencia ha demostrado que el protón está compuesto por
estructuras más pequeñas que son las verdaderas partículas elementales.
9. Descubrimiento del protón
Quien descubrió el protón
fue el químico y físico británico Ernest Rutherford (1871-1937). Después de
experimentar con gas nitrógeno y detectar signos de lo que parecían ser núcleos de
hidrógeno, Rutherford concluyó que probablemente esos núcleos se tratasen de
partículas elementales.
Si bien esta idea fue dada por cierta durante buena parte del siglo XX, a partir de
los años setenta la evidencia científica demostró que el protón estaba constituido
por otras partículas más pequeñas llamadas hadrones y mesones, que son, en
realidad, las verdaderas partículas elementales ya que, hasta ahora, no hay
evidencia de que puedan dividirse aún más o que contengan otras estructuras en
su interior.
Décadas antes del hallazgo de Rutherford, el físico alemán Eugene Goldstein había
propuesto la idea de la existencia los protones. Sin embargo, sus ideas no fueron
tomadas en cuenta.

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9.1 Características del protón
Los protones tienen las siguientes características:
 Los protones tienen una carga positiva de 1 (1,6 x 10-19
Coulombs)
 Son partículas compuestas: los protones están formados por estructuras más pequeñas,
llamadas hadrones, que a su vez están compuestas por quarks.
 Los protones tienen tres quarks: dos de carga positiva (quarks up) y uno de carga
negativa (quark down).
 La vida media de un protón es de 1035
años.
 El protón tiene una antipartícula, llamada antiprotón, que se caracteriza por tener carga
negativa.
 Los protones y los neutrones se encuentran en el núcleo del átomo, por eso también son
llamados nucleones.
 La masa de un protón es 1836 veces más grande que la de un electrón.
 El protón mide 0,88 femtómetros de ancho (10 -15
metros).
10. Experimento de Rutherford
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. Ellos
dedujeron esto midiendo cómo un haz de partículas alfa se dispersa cuando golpea
una delgada hoja metálica. Los experimentos se realizaron entre 1908 y 1924 por
Hans Geiger y bajo la dirección de Ernest Rutherford en los laboratorios de la
Universidad de Mánchester.

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A petición de Rutherford, Geiger y Marsden realizaron una serie de experimentos
en los que dirigieron un haz de partículas alfa en una fina lámina de oro y midieron
el patrón de dispersión usando una pantalla fluorescente. Detectaron partículas alfa
rebotando en la hoja de oro en todas las direcciones, algunas de vuelta en la fuente.
Esto debía ser imposible según el modelo de Thomson. Obviamente, esas
partículas habían encontrado una fuerza electrostática mucho mayor que el modelo
de Thomson, lo que a su vez implicaba que la carga positiva del átomo se
concentraba en un volumen mucho más pequeño de lo que Thomson imaginaba.2
Cuando Geiger y Marsden dispararon partículas alfa en sus láminas, se dieron
cuenta de que solo una pequeña fracción de las partículas alfa se desvió en más de
90°. La mayoría voló directamente a través de la lámina. Esto sugirió que esas
esferas minúsculas de la carga positiva intensa fueron separadas por vastos golfos
del espacio vacío. La mayoría de las partículas pasaron a través del espacio vacío
con una desviación mínima, y una pequeña fracción golpeó los núcleos y se desvió
fuertemente.
Rutherford rechazó así el modelo de Thomson, y en cambio propuso un modelo en
el que el átomo consistía en su mayoría espacio vacío, con toda su carga positiva
concentrada en el centro de un volumen muy pequeño, rodeado por una nube de
electrones.
11. Rutherford determina que el núcleo está cargado
positivamente
En su artículo de 1911, Rutherford supuso que la carga central del átomo estaba cargada
positivamente, pero reconoció que no podía decir con seguridad, ya que una carga negativa o
positiva habría sido adecuada a su modelo de dispersión. Los resultados de otros experimentos
confirmaron su hipótesis. En un artículo de 1913, Rutherford declaró que el «núcleo» estaba
cargado positivamente, basado en el resultado de experimento que exploraban la dispersión de
partículas alfa en varios gases.
En 1917, Rutherford y su asistente William Kay comenzaron a explorar el paso de las partículas
alfa a travésde gases como el hidrógeno y el nitrógeno.En un experimento en el que dispararon
un haz de partículas alfa a través del hidrógeno, las partículas alfa golpearon los núcleos de
hidrógeno hacia adelante en la dirección de la viga, no hacia atrás. En un experimento en el que
dispararon partículas alfa a través de nitrógeno, descubrió que las partículas alfa golpearon a
núcleos de hidrógeno (i.e. protones) fuera de los núcleos de nitrógeno.
Resumen: la mayoría de los rayos alfa atravesaron la lámina sin dividirse, la mayor
parte del espacio de un átomo es espacio vacío. Hay una densa y diminuta región
que llamó núcleo, que contiene carga positiva y casi toda la masa del átomo;
algunos rayos se desviaron porque pasan muy cerca del centro con carga eléctrica
del mismo tipo que los rayos alfa (carga positiva); muy pocos rebotaron porque
chocaron frontalmente contra ejes centros de carga positiva.

20
El principal problema del modelo de Rutherford fue que asumió que los electrones
giraban en órbitas circulares en torno al núcleo, según esto los electrones se
deberían mover a gran velocidad, lo que junto con la órbita que describen los haría
perder energía colapsando con el núcleo.
12. Neutrón
Fue predicho teóricamente en 1920 por Ernest Rutherford, recibió el nombre de
"neutrón" de William Draper Harkins en 1921 y fue después propuesto por Santiago
Antúnez de Mayolo en 1924 y en 1932 fue descubierto y documentado por James
Chadwick. Se localiza en el núcleo del átomo. Antes de ser descubierto el neutrón,
se creía que un núcleo de número de masa A (es decir, de masa casi A veces la del
protón) y carga Z veces la del protón, estaba formada por A protones y A-Z
electrones. Pero existen varias razones por las que un núcleo no puede contener
electrones. Un electrón solamente podría encerrarse en un espacio de las
dimensiones de un núcleo atómico (10-12 cm) si fuese atraído por el núcleo una
fuerza electromagnética muy fuerte e intensa; sin embargo, un campo
electromagnético tan potente no puede existir en el núcleo porque llevaría a la
producción espontánea de pares de electrones negativos y positivos (positrones).
Por otra parte, existe incompatibilidad entre los valores del espín de los núcleos
encontrados experimentalmente y los que podrían deducirse de una teoría que los
supusiera formados por electrones y protones; en cambio, los datos experimentales
están en perfecto acuerdo con las previsiones teóricas deducidas de la hipótesis de
que el núcleo consta solo de neutrones y protones.
Ernest Rutherford propuso por primera vez la existencia del neutrón en 1920, para
tratar de explicar que los núcleos no se desintegrasen por la repulsión
electromagnética de los protones.
En el año 1930, en Alemania, Walther Bothe y H. Becker descubrieron que si las
partículas alfa del polonio, dotadas de una gran energía, caían sobre materiales
livianos, específicamente berilio, boro o litio, se producía una radiación
particularmente penetrante. En un primer momento se pensó que eran rayos
gamma, aunque estos eran más penetrantes que todos los rayos gamma hasta ese
entonces conocidos, y los detalles de los resultados experimentales eran difíciles
de interpretar sobre estas bases.
En 1924, el físico Louis de Broglie presentó la existencia de un elemento neutro en
la Academia de Ciencias de París.
Ese mismo año, el físico peruano Santiago Antúnez de Mayolo, durante el III
Congreso Científico Panamericano, presenta la ponencia Hipótesis sobre la
constitución de la materia, en la que predijo la existencia de un elemento neutro
dentro del átomo.4 Cabe resaltar al respecto, que en la actualidad en ninguna obra

21
especializada sobre el neutrón se menciona la predicción de Antúnez de Mayolo, ni
siquiera en Historia del Neutrón de Donald J. Hughes.
En 1930, Viktor Ambartsumian y Dmitri Ivanenko, en la URSS, encontraron que,
contrariamente a la opinión dominante de la época, el núcleo no puede consistir en
protones y electrones. Se comprobó que algunas partículas neutras deben estar
presentes además de los protones.
En 1932, en París, Irène Joliot-Curie y Frédéric Joliot mostraron que esta radiación
desconocida, al golpear parafina u otros compuestos que contenían hidrógeno,
producía protones a una alta energía. Eso no era inconsistente con la suposición de
que eran rayos gamma de la radiación, pero un detallado análisis cuantitativo de los
datos hizo difícil conciliar la ya mencionada hipótesis.
Finalmente (a finales de 1932) el físico inglés James Chadwick, en Inglaterra, realizó
una serie de experimentos de los que obtuvo unos resultados que no concordaban
con los que predecían las fórmulas físicas: la energía producida por la radiación era
muy superior y en los choques no se conservaba el momento. Para explicar tales
resultados, era necesario optar por una de las siguientes hipótesis: o bien se
aceptaba la no conservación del momento en las colisiones o se afirmaba la
naturaleza corpuscular de la radiación. Como la primera hipótesis contradecía las
leyes de la Física, se prefirió la segunda. Con ésta, los resultados obtenidos
quedaban explicados pero era necesario aceptar que las partículas que formaban
la radiación no tenían carga eléctrica. Tales partículas tenían una masa muy
semejante a la del protón, pero sin carga eléctrica, por lo que se pensó que eran el
resultado de la unión de un protón y un electrón formando una especie de dipolo
eléctrico. Posteriores experimentos descartaron la idea del dipolo y se conoció la
naturaleza de los neutrones.
13. Espectros atómicos
1. 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 radiaciónelectromagnética,
absorbe en ciertas frecuencias del visible, precisamente las mismas en las que
emite cuando se estimula mediante calor. Este será su espectro de absorción.

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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.
2. Ejemplos de espectros atómicos:
14. Valoración del modelo de Bohr (1885-1962).
Estableció una clara ruptura entre el mundo de lo macroscópico y el mundo
atómicos. En éste último los fenómenos son discontinuos, están cuantizados y las
leyes que los expliquen deberán tener en cuenta esta característica. Entre sus
grandes aciertos cabe citar:
 Permite deducir valores para los radios de las órbitas y para sus energías.
 Posibilita la deducción teórica de la fórmula de Rydberg y una concordancia
con la realidad hasta ahora desconocida.
Entre sus limitaciones tenemos:

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 Aún no se desliga de la física clásica ya que se basa en parte en sus
principios.
 Las órbitas de los electrones deberían ser elípticas en lugar de circulares
como en los sistemas planetarios.
 Sólo es aplicable al hidrógeno o hidrogenoides (átomos con un sólo
electrón He+ o Li2+).
 Los avances en espectroscopia mostraron nuevas rayas en los espectros
que el modelo de Bohr no conseguía explicar.
15. El modelo mecánico cuántico del átomo
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.
Introducción al modelo mecánico cuántico del átomo: se piensa en los electrones
como ondas de materia probabilística utilizando la longitud de onda de De Broglie,
la ecuación de Schrödinger y el principio de incertidumbre de Heisenberg.
Estudiamos el espín del electrón electrón y el experimento de Stern-Gerlach.
La materia se comienza a comportar muy extraño a nivel subatómico. Algo de este
comportamiento es tan contraintuitivo que solo podemos hablar de él con símbolos y
metáforas, como en la poesía.
Debido a su carácter ondulatorio, no se puede precisar la posición de un electrón,
únicamente podemos hablar de la probabilidad de hallarlo en un punto determinado del
espacio. La región en la que hay más de un 90% de probabilidad de hallar el electrón es lo
que conocemos como orbital atómico. Así, obtenemos los números cuánticos, n, l y m que

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definen totalmente un orbital, mientras que los 4 números cuánticos n, l, m y s definen
totalmente un electrón que ocupa un orbital.
Los números cuánticos son:
 El número cuántico principal, n, nos indica el nivel energético en el que nos
hallamos.
 El número cuántico orbital o azimutal, l, nos indica el tipo de orbital: s, p, d o f.
 Orbitales tipo s: tiene un valor de l=0, y presentan simetría esférica.
 Orbitales tipo p: tienen un valor de l=1 y 3 posibles valores de m=-1,0,1, es decir,
tres orientaciones. Así, tendremos los orbitales px, py y pz. Como son 3 orbitales
cabrán en total 6 electrones (2 en cada uno). Su forma es lobular.
 Orbitales tipo d: tienen un valor de l=2 y 5 posibles valores de m=-2,-1,0,1,2, es decir,
5 orientaciones distintas. Caben 10 electrones.
 Orbitales tipo f: tienen un valor de l=3 y, por tanto, 7 posibles valores de m=-3,-2,-
1,0,1,2,3, 7 orientaciones distintas. Caben 14 electrones.
 El número cuántico magnético, m, nos indica la orientación de los orbitales.

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16. CONCLUSIÓN
El modelo atómico de Demócrito en lo personal fue la base para todos los modelos
que existieron hasta el más actual. Todos los fundadores ayudaron y aportaron en
cierto modo para lograr el modelo atómico actual. Con esto nos ayuda a ir
descubriendo y entendiendo como esta todo formado por ciertas partículas que
gracias a todos los modelos atómicos hemos llegado a poder estudiar y entender
un poco sobre cada uno de ellos.
Todo este descubrimiento ha pasado por muchas etapas como recalco el
descubrimiento fue por “Demócrito”; ya que desde los años 450 el propuso que el
mundo estaba formado por partículas muy pequeñas e indivisibles cabe mencionar
que en aquellos años no existía la tecnología que hay hoy en día o la que tenían
Dalton en 1803que con el tiempo se han ido estudiando y avanzando siempre con
la idea de poder entenderlo y llegar a una respuesta. Dalton sostenía que todo
estaba hecho de átomos, indivisibles e indestructibles y esto va muy apegado a la
idea en un principio de Demócrito. Cada modelo atómico en lo personal ha sido de
grandes hallazgos ya que al gran aporte de Lewis se ha podido detallar el enlace
covalente, gracias a su perspectiva mediante el mismo enfoque. Es bastante
interesante las aportaciones que dio Thomson ya que al asumir que los átomos
estaban compuestos por una esfera de carga positiva Rutherford y él se encargó de
corregir la definición del núcleo atómico.
Me parece un desarrollo muy práctico el nuevo modelo atómico aceptado ya que es
totalmente complejo matemáticamente, aunque sé que aun seguirá actualizándose
y descubriéndose mas términos del mismo modelo atómico.

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17. BIBLIOGRAFÍA
Historia: modelos atómicos 2008
http://concurso.cnice.mec.es/cnice2005/93_iniciacion_interactiva_materia/curso/materiale
s/atomo/aconstruir.htm
Modelos atómicos 2006
https://concepto.de/modelos-atomicos/
Autor: Oriol Planas - Ingeniero Técnico Industrial especialidad en mecánica
Fecha publicación: 7 de mayo de 2019
https://energia-nuclear.net/que-es-la-energia-nuclear/atomo
Algo de historia
HISTORIA DEL ÁTOMO
https://www.catedraenresauco.com/historia-del-atomo-la-radiactividad/
Modelo atómico de Dalton
Ana Zita Ana Zita
Doctora en Bioquímica
https://www.todamateria.com/modelo-atomico-de-dalton/
César Tomé López es divulgador científico y editor de Mapping Ignorance
https://culturacientifica.com/2019/06/11/el-modelo-atomico-de-thomson/
Espectros atómicos
http://casanchi.org/fis/espectros/espectros01.htm
Cosas de Física y Química
Javier Sánchez 26/10/2012
http://elfisicoloco.blogspot.com/2012/11/aciertos-e-inconvenientes-de-bohr.html
QuimitubeQ-blog
Orbitales atómicos y números cuánticos
Escrito por Quimitube
https://www.quimitube.com/videos/orbitales-atomicos-y-numeros-cuanticos/
jafet alquicira memije. (2007).
Modelos Atomicos. 2008, de monografias
Sitio web:
https://www.monografias.com/trabajos109/modeloatomicos/modeloatomicos.
shtml#conclusioa

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