BREVE RESEÑA DE LA EVOLUCION DEL ATOMO DESDE SU DESCUBRIMIENTO HASTA SU EVOLUCION TOTAL A TTRAVEZ DE LOS CIENTIFICOS QUE SE EMPEÑARON EN MEJORAR EL LOS MODELOS ATOMICOS

1. UNIVERSIDAD TECNOLOGICA DEL SURESTE DE
VERACRUZ
EVOLUCIÓN HISTÓRICA DEL MODELO DE ÁTOMO,
DESDE EL MODELO DE DALTON HASTA EL MODELO ACTUAL DE
LA MECÁNICA CUÁNTICA.
MATERIA.
FISICA PARA INGENIERIA
MAESTRO.
M.A. SARAÍ NINTAI OROZCO GRACIAS
ALUMNOS.
HECTOR OCAMPO TORRES.
CD. DE NANCHITAL, VERACRUZ A 29 DE NOVIEMBRE DE 2023.

2. 1
INDICE
INTRODUCCION ............................................................................................................. 2
MODELOS ATÓMICOS ..........................................................Error! Bookmark not defined.
¿QUÉ ES UN ÁTOMO? .................................................................................................... 6
LA ESTRUCTURA DEL ÁTOMO......................................................................................... 8
HISTORIA DEL ÁTOMO ................................................................................................. 11
MODELO ATOMICO DE DALTON ................................................................................... 14
QUÉ ES EL MODELO ATÓMICO DE DALTON............................................................... 14
PRINCIPIOS BÁSICOS DEL MODELO ATÓMICO DE DALTON........................................ 15
EXPERIMENTOS QUE CONDUJERON AL DESCUBRIMIENTO DEL ELECTRÓN. ................... 17
MODELO DE THOMPSON. INCONVENIENTES. ........................................................... 19
DESCUBRIMIENTO DEL PROTÓN................................................................................... 20
EXPERIMENTO DE RUTHERFORD.................................................................................. 25
MODELO DE RUTHERFORD. INCONVENIENTES.......................................................... 27
DESCUBRIMIENTO DEL NEUTRÓN. ............................................................................... 28
CARACTERÍSTICAS GENERALES DE LOS ESPECTROS ATÓMICOS...................................... 30
MODELO DE BORH. ÉXITOS E INCONVENIENTES. ...................................................... 33
Éxitos del Modelo de Bohr: ...................................................................................... 33
Inconvenientes del Modelo de Bohr:........................................................................ 34
MODELO MECANOCUÁNTICO. ORBITALES Y NÚMEROS CUÁNTICOS. ............................ 36
Orbitales:................................................................................................................. 36
Números Cuánticos:................................................................................................. 37
CONCLUSIÓN............................................................................................................... 39
BIBLIOGRAFIA ............................................................................................................. 41

3. 2
Introduccion
¿Qué son los modelos atómicos?
Se conoce como modelos atómicos a las distintas representaciones gráficas
de la estructura y funcionamiento de los átomos. Los modelos atómicos han sido
desarrollados a lo largo de la historia de la humanidad a partir de las ideas que en
cada época se manejaban respecto a la composición de la materia.

4. 3
Los primeros modelos atómicos datan de la antigüedad clásica, cuando los
filósofos y naturalistas se aventuraron a pensar y a deducir la composición de las
cosas que existen, es decir, de la materia.
La evolución de los modelos atómicos a lo largo de la historia refleja el constante
progreso en nuestra comprensión de la naturaleza fundamental de la materia. Estos
modelos han sido desarrollados a través de observaciones experimentales, teorías
y avances en la tecnología. Cada modelo ha contribuido a una comprensión más
profunda de la estructura atómica y ha llevado a nuevas preguntas y
descubrimientos. A continuación, se presenta una breve introducción a los modelos
atómicos clave:
Modelo Atómico de Dalton:
En el siglo XIX, John Dalton propuso un modelo atómico que consideraba los
átomos como partículas indivisibles e idénticas para cada elemento.
Dalton postuló que los átomos se combinan en proporciones fijas para formar
compuestos durante las reacciones químicas.
Modelo Atómico de Thomson:
A fines del siglo XIX, J.J. Thomson descubrió el electrón, sugiriendo que los átomos
no eran indivisibles.

5. 4
Desarrolló el modelo del "pastel de pasas", donde los electrones se dispersan en
una masa positiva, análoga a las pasas en un pastel.
Modelo Atómico de Rutherford:
A principios del siglo XX, Ernest Rutherford realizó el famoso experimento de la
lámina de oro.
Descubrió que la mayor parte de la masa del átomo y su carga positiva están
concentradas en un núcleo pequeño y denso, con electrones orbitando alrededor.
Modelo Atómico de Bohr:
Niels Bohr, en 1913, propuso que los electrones se movían en órbitas cuantizadas
alrededor del núcleo.
Explicó las líneas espectrales del hidrógeno mediante saltos cuantizados de
electrones entre niveles de energía.
Modelo Atómico Actual (Mecánica Cuántica):
A partir de la década de 1920, la mecánica cuántica revolucionó la comprensión de
la estructura atómica.

6. 5
Este modelo describe la probabilidad de encontrar electrones en regiones
específicas alrededor del núcleo mediante funciones de onda y orbitales atómicos.
Cada modelo atómico ha representado un paso hacia adelante en la comprensión
científica, y la mecánica cuántica, en particular, ha proporcionado una base sólida
para entender el comportamiento de partículas subatómicas. Estos modelos han
permitido avances significativos en la tecnología y la química, y continúan siendo
objeto de estudio y refinamiento en la búsqueda de una comprensión más completa
de la naturaleza fundamental de la materia.

7. 6
¿QUÉ ES UN ÁTOMO?
Se conoce como átomo a la unidad más pequeña que constituye la materia. La
palabra átomo proviene del griego antiguo (átomon, “sin división”) y fue acuñada por
los primeros filósofos en teorizar sobre la composición de las cosas, es decir, las
partículas elementales del universo. Desde entonces, con el surgimiento de los
modelos atómicos, la forma de imaginarlos ha variado enormemente, a medida que
un modelo atómico sucedía al anterior a través de los siglos, hasta llegar al que
manejamos hoy en día.
Los átomos tienen las propiedades del elemento químico que componen y, a su vez,
los elementos están organizados y clasificados según sus números atómicos,
configuración electrónica y propiedades químicas en la Tabla Periódica de los
elementos.
Un mismo elemento químico puede estar compuesto por distintos átomos de la
misma clase, es decir, con mismo número atómico (número de protones que tiene
cada átomo en el elemento), aunque sus masas atómicas sean distintas.
Por ejemplo, existen distintos átomos de un mismo elemento que difieren en su
número de neutrones, y son llamados isótopos, un caso representativo son los
isótopos del elemento carbono (12C, 13C, 14C). Entonces, cada átomo pertenece

8. 7
a un mismo elemento químico o no, dependiendo de su número de protones, por lo
que los átomos con el mismo número de protones pertenecen a un mismo elemento
químico.

9. 8
LA ESTRUCTURA DEL ÁTOMO
Un átomo es la unidad más pequeña de materia que conserva todas las propiedades
químicas de un elemento. Por ejemplo, una moneda de oro es simplemente un gran
número de átomos de oro moldeado con la forma de una moneda (con pequeñas
cantidades de otros elementos contaminantes). Los átomos de oro no pueden
dividirse en algo más pequeño y conservar sus características. Un átomo de oro
obtiene sus propiedades de las diminutas partículas subatómicas de las que se
compone.
Un átomo está compuesto de dos regiones. La primera es el pequeño núcleo
atómico, que se encuentra en el centro del átomo y contiene partículas cargadas
positivamente llamadas protones, y partículas neutras, sin carga, llamadas
neutrones. La segunda, que es mucho más grande, es una "nube" de electrones,
partículas de carga negativa que orbitan alrededor del núcleo. La atracción entre los
protones de carga positiva y los electrones de carga negativa es lo que mantiene
unido al átomo. La mayoría de los átomos tienen estos tres tipos de partículas
subatómicas, protones, electrones y neutrones. El hidrógeno (H) es una excepción
porque generalmente tiene un protón y un electrón pero carece de neutrones. El
número de protones en el núcleo define de qué elemento es el átomo, mientras que
el número de electrones que rodea al núcleo determina en qué tipo de reacciones
puede participar. Los tres tipos de partículas subatómicas se ilustran a continuación
en un átomo de helio, el cual tiene, por definición, dos protones.

10. 9
Estructura de un átomo. Los protones (carga positiva) y los neutrones (carga neutra)
se encuentran juntos en el pequeño núcleo al centro del átomo. Los electrones
(carga negativa) forman una nube esférica grande alrededor del núcleo. El átomo
que se ve en esta imagen en particular es de helio, con dos protones, dos neutrones
y dos electrones.
Estructura de un átomo. Los protones (carga positiva) y los neutrones (carga neutra)
se encuentran juntos en el pequeño núcleo al centro del átomo. Los electrones
(carga negativa) forman una nube esférica grande alrededor del núcleo. El átomo
que se ve en esta imagen en particular es de helio, con dos protones, dos neutrones
y dos electrones.
Los protones y neutrones no tienen la misma carga pero sí tienen aproximadamente
la misma masa, alrededor de
[1.67 × 10^{-24}] gramos. Dado que los gramos no son una unidad de medida muy
conveniente para medir masas tan pequeñas, los científicos decidieron definir una
medida alternativa, el dalton o unidad de masa atómica (uma). Un único protón o
neutrón tiene un peso muy cercano a 1 uma. Los electrones son mucho más
pequeños en masa que los protones, tan solo 1/1800 de una unidad de masa
atómica, así que no contribuyen gran cosa a la masa atómica total del elemento.
Por el contrario, los electrones tienen un gran efecto en la carga del átomo, ya que
cada electrón tiene una carga negativa igual a la carga positiva de un protón. En
átomos neutros, sin carga, el número de electrones que orbitan el núcleo es igual al

11. 10
número de protones dentro del núcleo. Las cargas positivas y negativas se
cancelan, y generan un átomo sin carga neta.
Los protones, neutrones y electrones son muy pequeños y la mayor parte del
volumen de un átomo —más del 99 por ciento— es en realidad espacio vacío. Con
tanto espacio vacío podrías preguntarte cómo es que los llamados objetos sólidos
no pasan unos a través de otros. La respuesta es que las nubes de electrones de
carga negativa de los átomos se repelerían entre ellas si se aproximaran
demasiado, lo que da como resultado nuestra percepción de la solidez.

12. 11
HISTORIA DEL ÁTOMO
Después de la suposición del Demócrito, ahí quedo la cosa hasta que Dalton, en
1803 lanzó su teoría atómica de la materia y la demostró con múltiples
experimentos. En ella decía que todos los elementos que se conocen están
constituidos por átomos y que estos eran lo más pequeño en que se podía dividir la
materia, es decir eran indivisibles.
Fue el primero en crear una «Teoría Atómica» llamada Teoría Atómica de Dalton.
Dalton utilizó su teoría para explicar y demostrar la existencia del átomo, más o
menos igual que Demócrito, pero con un montón de experimentos que se habían
hecho sobre los gases, y para calcular los pesos atómicos de los elementos.
La teoría atómica de Dalton era útil para muchos cálculos y ayudaba a explicar una
gran cantidad de datos. El error de su teoría era que decía que el átomo era
indivisible, cosa que hoy en día se ha demostrado que es falso.
Faltaba por descubrir el electrón, el protón, el neutrón y el núcleo del átomo.
En 1906 J.J. Thomson, supuso que Dalton estaba equivocado, porque el átomo
estaba compuesto de electrones, partículas más pequeños que el átomo. Los

13. 12
experimentos de Thomson mostraron que las partículas negativas son todas iguales
y más pequeñas que los átomos.
Thomson llegó a la conclusión de que las partículas negativas no podían ser las
unidades fundamentales de la materia, ya que eran todas iguales. En lugar de ello,
planteó que deberían ser parte de los átomos. Las partículas negativas fueron más
tarde llamadas electrones. Thomson fue el descubridor del electrón Millikan, lo
confirmó veinte años después.
En 1911 Rutherford, lanzó la primera teoría sobre la estructura del átomo, en ella
decía que los electrones giraban alrededor del núcleo como si fuera un sistema solar
en miniatura.
Fue el descubridor del núcleo del átomo. Esta teoría se mantuvo hasta 1913, fecha
en la cual Bohr, lanzó una nueva teoría atómica, en ella decía que los electrones
giran alrededor del núcleo en órbitas y las demás partículas se concentraban en el
núcleo del átomo.
Esta teoría fue y es de las más importantes, llamada Teoría Atómica de Bohr. Más
tarde, En 1919, de nuevo Rutherford, descubrió que el núcleo de los átomos estaba
compuesto por protones, y que estos tenían carga positiva.

14. 13
La teoría atómica de Bohr no era la definitiva, pero si la base de las teorías actuales
sobre el átomo. Y en 1932 Chadwick, descubrió el neutrón, una de las partículas
fundamentales de la materia que se encuentra en el núcleo del átomo.

15. 14
MODELO ATOMICO DE DALTON
El modelo atómico de Dalton, o también conocido como el modelo de la bola
de billar, fue creado por John Dalton (6 de septiembre de 1766 - 27 de julio de 1844).
Este modelo fue desarrollado entre 1803 y 1808. Después del atomismo y las
corrientes filosóficas Griegas, pasaron más de 2.000 años para que otra teoría
atómica trascendiera en el mundo científico y esta salió de los estudios de John
Dalton, un físico, químico y meteorólogo inglés que propuso inicialmente la teoría
atómica moderna y que también es conocido por sus estudios sobre la incapacidad
para distinguir colores por el ojo humano, condición conocida como Daltonismo.
QUÉ ES EL MODELO ATÓMICO DE DALTON.
La idea del átomo como lo presentó el filosofo griego Demócrito no tuvo gran
aceptación e incluso a muchos científicos a lo largo de los siglos les pareció hasta
ridícula. Sin embargo, entre 1803 y 1808, John Dalton, basado en las ideas de los
Atomistas, según algunos historiadores, presentó un modelo atómico que
finalmente tuvo resonancia en los físicos de la época. Para empezar, Dalton era un
científico y su modelo fue el resultado de las conclusiones de varios experimentos

16. 15
que realizó con gases. Con base en los resultados de sus investigaciones, Dalton
pudo demostrar que los átomos realmente existen, algo que Demócrito solo había
inferido, creando una de las teorías más importantes en la historia de la física
moderna.
PRINCIPIOS BÁSICOS DEL MODELO ATÓMICO DE DALTON
 Toda la materia está hecha de átomos. Absolutamente todo lo que
conocemos está hecho de átomos tanto en la tierra como en el universo
conocido. Cada uno de los elementos está hecho de átomos.
 Los átomos son indivisibles e indestructibles. Dalton pensaba que los átomos
eran las partículas más pequeñas de la materia y eran químicamente
indestructibles.
 Todos los átomos de un elemento dado son idénticos. Para un elemento
determinado, todos sus átomos tienen la misma masa y las mismas
características.
 Los átomos de diferentes elementos varían en masa y propiedades. Cada
elemento tiene átomos de características y masa diferentes.

17. 16
 Los compuestos están formados por una combinación de dos o más tipos
diferentes de átomos. Un compuesto determinado siempre tiene los mismos
tipos de átomos combinados y en las mismas proporciones.
 Una reacción química es una reorganización de átomos. Las reacciones
químicas son el resultado de una separación, unión o reorganización de de
otro elemento como resltado de una reacción química.

18. 17
EXPERIMENTOS QUE CONDUJERON AL DESCUBRIMIENTO DEL
ELECTRÓN.
A finales del siglo XIX, el físico J.J. Thomson comenzó a experimentar con tubos
de rayos catódicos. Los tubos de rayos catódicos son tubos de vidrio sellados en
los que se ha extraído la mayor parte del aire. Al aplicar un alto voltaje entre los
electrodos, que se encuentran uno a cada lado del tubo, un rayo de partículas
fluye del cátodo (el electrodo negativamente cargado) al ánodo (el electrodo
positivamente cargado). Los tubos se llaman "tubos de rayos catódicos" porque el
rayo de partículas o "rayo catódico" se origina en el cátodo. El rayo puede ser
detectado al pintar el extremo del tubo correspondiente al ánodo con un material
conocido como fósforo. Cuando el rayo catódico lo impacta, el fósforo produce una
chispa o emite luz.
Un diagrama de un tubo de rayos catódicos.
Un diagrama del tubo de rayos catódicos de J.J. Thomson. El rayo se origina en el cátodo y pasa a través de
una rendija en el ánodo. El rayo catódico se desvía de la placa cargada negativamente, hacia la placa cargada
positivamente. La cantidad por la cual un campo magnético desvía el rayo ayudó a Thomson a determinar la
razón entre la masa y carga de las partículas que lo conforman. Imagen tomada de Openstax, CC BY 4.0
Para verificar las propiedades de las partículas, Thomson colocó el tubo de rayos
catódicos entre dos placas con cargas opuestas, y observó que el rayo se

19. 18
desviaba, alejándose de la placa cargada negativamente y acercándose a la placa
cargada positivamente. De este hecho infirió que el rayo estaba compuesto de
partículas negativamente cargadas.
Thomson también colocó dos imanes a cada lado del tubo, y observó que el
campo magnético también desviaba el rayo catódico. Los resultados de este
experimento ayudaron a Thomson a determinar la razón masa a carga de las
partículas del rayo catódico, que lo llevó a un descubrimiento fascinante [-]la
masa de cada partícula era mucho, mucho menor que la de todo átomo
conocido—. Thomson repitió su experimento con electrodos hechos de diferentes
metales, y encontró que las propiedades del rayo catódico permanecían
constantes, sin importar el material del cual se originaban. De esta evidencia,
Thomson concluyó lo siguiente:
 El rayo catódico está compuesto de partículas negativamente cargadas.
 Las partículas deben existir como partes del átomo, pues la masa de cada
partícula es tan solo ~1/2000 de la masa de un átomo de hidrógeno.
 Estas partículas subatómicas se encuentran dentro de los átomos de todos
los elementos.
Mientras que al principio fueron controversiales, los científicos gradualmente
aceptaron los descubrimientos de Thomson. Con el tiempo, sus partículas de rayo
catódico adquirieron un nombre más familiar: electrones. El descubrimiento de los
electrones refutó parte de la teoría atómica de Dalton, que suponía que los átomos

20. 19
eran indivisibles. Para explicar la existencia de los electrones se necesitaba un
modelo atómico completamente nuevo.
MODELO DE THOMPSON. INCONVENIENTES.
El modelo atómico de Thomson no pudo explicar cómo se mantiene la carga
en los electrones dentro del átomo. Tampoco pudo explicar la estabilidad de un
átomo. La teoría no mencionó nada sobre el núcleo del átomo. Los protones y los
neutrones aún no eran descubiertos y Thomson un científico serio se basó
principalmente en crear una explicación con los elementos científicamente probados
en la época.
Fue rápidamente descartado por los experimentos de la lámina de oro. En
este experimento se demostró que debería existir algo dentro del átomo con una
fuerte carga positiva y mayor masa, el núcleo.

21. 20
DESCUBRIMIENTO DEL PROTÓN.
Un protón es una partícula subatómica que forma parte de la estructura del
átomo, en el núcleo atómico. Se caracteriza por tener carga positiva de 1,6 x 10-19
culombios y una masa de 1,67 x 10-27 kg.
Por muchos años, se consideró el protón como una partícula fundamental
indivisible. Hoy en día conocemos que se compone de varias partículas
elementales: los cuarks y sus respectivos anticuarks, y gluones.
Los protones son esenciales en la formación de la materia. Al tener carga
positiva, contrarrestan la carga negativa de los electrones, y cuando se igualan las
cargas, ello contribuye a la estabilidad del átomo. Además, la cantidad de protones
indica de qué elemento químico se trata, denominado número atómico.
Por ejemplo, un elemento con 20 protones siempre se tratará de calcio (Ca),
de número atómico 20. Si el elemento posee 7 protones, estaremos hablando del
nitrógeno (N), con número atómico 7.

22. 21
El término protón viene del griego protón, que significa primero. Esto es
porque durante mucho tiempo se creyó que los protones eran partículas indivisibles
a partir de las cuales comenzaba a organizarse la materia.
El químico y físico neozelandés Ernest Rutherford (1871-1937) fue quien
descubrió el protón. Realizó en 1911 un experimento enviando partículas alfa a
una lámina de oro, y se dio cuenta de que algunas de las partículas rebotaban en
diferentes direcciones. Con este resultado, Rutherford concluyó que el átomo
debía tener un núcleo cargado positivamente.
Más adelante, entre 1917 y 1919, experimentó enviando partículas alfa en
el aire y en gas nitrógeno puro. Observó que las reacciones nucleares tenían
como producto núcleos de hidrógeno. De ahí se estableció que el hidrógeno

23. 22
contenía una partícula de carga positiva en el núcleo, llamado protón, y que
estaba presente en todos los elementos.
Esta idea fue dada por cierta durante buena parte del siglo XX. Eso sí, fue a
partir de los años setenta que la evidencia científica demostró que el protón estaba
constituido por otras partículas más pequeñas, los cuarks.
Décadas antes del hallazgo de Rutherford, el físico alemán Eugene
Goldstein había propuesto la idea de la existencia los protones. Sin embargo, sus
ideas no fueron tomadas en cuenta.
Asimismo, J. J. Thomson sugirió un modelo en el que los electrones
estaban incrustados en una partícula de carga positiva. No obstante, las
características de dicha partícula diferían con las del protón.

24. 23
Una característica de los protones es que se clasifican como hadrones,
fermiones y bariones:
 Hadrón: una partícula que experimenta la fuerza nuclear fuerte. En
concreto, esta fuerza mantiene los protones unidos con los neutrones y
evita que los protones se repelan entre sí.
 Fermión: una partícula con espín semientero o momento angular intrínseco
de 1/2.
 Barión: una partícula que contiene tres cuarks. En este caso, son dos
cuarks arriba y uno abajo.
Sumado a lo anterior, los protones tienen otras características:
 La carga positiva del protón, de +1,6 x 10-19 culombios, es exactamente
igual y opuesta a la del electrón.
 La masa del protón, de 1,67 x 10-27 kg, es aproximadamente unas 1836
veces más grande que la del electrón, y ligeramente menor que la del
neutrón.
 Los protones, junto con los neutrones, son nucleones y forman parte del
núcleo del átomo
 El radio del protón mide aproximadamente unos 0,84 femtómetros, es decir,
unos 8,4 x 10 -16 metros. El radio es miles de veces más pequeño que el
de un átomo.
 Los protones son partículas compuestas, formados por tres cuarks: dos
cuarks arriba de carga relativa +2/3, y un cuark abajo de carga relativa -1/3.

25. 24
 La vida media de un protón es de 1034 años por lo menos.
 El protón tiene una antipartícula llamada antiprotón o protón negativo,
caracterizado por tener una carga negativa del mismo valor.
 El protón también puede referirse al ion de hidrógeno (H+), ya que este
elemento solo está formado por un protón.

26. 25
EXPERIMENTO DE RUTHERFORD.
Hoy en día, el concepto de que la materia está formada por pequeñas
entidades llamadas átomos está ampliamente aceptado y nos parece muy natural.
Aunque este concepto es muy antiguo, la descripción de los átomos en sí ha
cambiado mucho a lo largo de la historia.
El primer científico que intentó llevar a cabo experimentos para obtener
información que permitiera construir un Modelo atómico bien fundamentado fue
Ernest Rutherford, gracias al experimento que hoy conocemos como dispersión de
Rutherford, experimento de Rutherford o, también, experimento de la lámina de
oro.
El experimento de Rutherford o experimento de la lámina de oro fue
diseñado para probar el modelo del átomo de Thomson. El objetivo era disparar
Partículas con carga positiva a una lámina de hora para estudiar la dispersión y
probar el modelo.
El mecanismo de los experimentos era relativamente sencillo: básicamente,
la idea era extraer conclusiones sobre la estructura del núcleo atómico del oro,
disparando partículas alfa contra la lámina para detectar dónde impactaban en la
pantalla, tras la interacción con la lámina. El grosor de la lámina evitó posibles
fenómenos de dispersión múltiple que comprometerían las conclusiones del

27. 26
experimento. Idealmente, cada partícula alfa debía interactuar con un solo átomo
de oro.

28. 27
MODELO DE RUTHERFORD. INCONVENIENTES.
Aunque el modelo atómico de Rutherford fue un gran avance en la física, no
era perfecto ni completo, de hecho de acuerdo a las leyes de Newton era algo
imposible y tampoco explicaba un aspecto importante de las leyes de Maxwell.
Este modelo no pudo explicar ciertas cosas como:
No tenía una explicación de cómo se mantenían unidas un grupo de cargas
positivas en el núcleo. Según la teoría eléctrica, las cargas positivas se deberían
repeler. Sin embargo, el núcleo era la unión de varios protones.
Otra contradicción de este modelo fue hacia las leyes fundamentales de la
electrodinámica, ya que al considerar que los electrones con carga negativa giran
alrededor del núcleo, según las leyes de Maxwell, deberían emitir radiación
electromagnética. Esta radiación consumiría energía que haría que los electrones
colapsaran con el núcleo. Por lo tanto, no podía explicar la estabilidad del átomo.

29. 28
DESCUBRIMIENTO DEL NEUTRÓN.
Después del experimento de Rutherford de la lámina de oro, los físicos y los
químicos pensaban que en los núcleos atómicos deberían de existir, además de los
ya descubiertos protones, otras partículas sin carga eléctrica. Esta especulación
estaba basada en el hecho de que la masa de los átomos de hidrógeno era muy
aproximadamente la suma de las masas del electrón y el protón. Sin embargo, la
masa de todos los demás átomos es mayor que la suma de las masas sus protones
mas sus electrones.
El mismo Rutherford propuso su existencia en 1918 y el 27 de febrero de
1932, Chadwick (que había sido alumno de Rutherford) reportó sus resultados,
interpretándolos como evidencia de la nueva partícula neutra a la que se le llamó
neutrón.
Previamente, Bothe y Becker habían descubierto que al bombardear algunos
elementos ligeros (particularmente berilio) con las partículas α provenientes de
polonio, éstos emitían radiaciones muy penetrantes que originalmente se pensaba
que eran rayos γ, aunque su poder de penetración era notablemente mayor que la
radiación γ emitida por los elementos radiactivos conocidos.
Repitiendo los experimentos realizados por Bothe y Becker, Chadwick
intercaló en la trayectoria de la radiación “invisible” proveniente del berilio una placa
de parafina, y de esta última empezaron a emanar protones, los cuales podía
detectar con facilidad. Después intercaló otras sustancias y observó que en muchos

30. 29
casos las emanaciones invisibles provocaban la emisión de partículas cargadas, en
particular núcleos de nitrógeno.

31. 30
CARACTERÍSTICAS GENERALES DE LOS ESPECTROS
ATÓMICOS.
Los espectros atómicos son patrones de radiación emitidos o absorbidos por
átomos cuando sus electrones cambian de niveles de energía. Estos espectros
proporcionan información valiosa sobre la estructura interna de los átomos y se
dividen principalmente en tres tipos: espectros de emisión, espectros de absorción
y espectros de línea.
1. Espectros de Emisión:
 Líneas Espectrales:
 Los electrones en un átomo pueden absorber energía y
moverse a niveles de energía superiores.
 Cuando regresan a niveles inferiores, liberan la energía
absorbida en forma de luz.
 Esto da lugar a líneas espectrales discretas que son
características de cada elemento.
 Patrones Únicos:
 Cada elemento tiene su propio conjunto distintivo de líneas
espectrales, lo que permite la identificación precisa de
elementos.
2. Espectros de Absorción:
 Ausencia de Líneas:

32. 31
 En lugar de emitir luz, los átomos absorben luz de determinadas
longitudes de onda cuando los electrones se mueven a niveles
de energía superiores.
 Estos átomos muestran líneas oscuras (ausencia de luz) en
lugar de líneas brillantes en el espectro.
3. Espectros de Línea:
 Líneas Espectrales Finitas:
 Los espectros atómicos consisten en líneas espectrales
discretas en lugar de un espectro continuo.
 Cada línea representa una transición de electrones entre
niveles de energía específicos.
4. Espectros Continuos:
 Orígenes Diferentes:
 Los espectros continuos se observan cuando se pasa luz a
través de un gas a alta presión y la radiación se emite en un
rango continuo de longitudes de onda.
 Estos espectros no tienen líneas distintivas y son
característicos de sólidos, líquidos y gases a alta presión.
5. Espectros de Franjas:
 Superposición de Líneas:

33. 32
 En algunos casos, las líneas espectrales de diferentes
elementos pueden superponerse, creando espectros de
franjas.
 Este fenómeno puede dificultar la identificación precisa de
elementos.
6. Relación con Niveles de Energía:
 Cambios Cuantizados:
 Las líneas espectrales están relacionadas con los cambios
cuantizados de energía que experimentan los electrones al
moverse entre niveles de energía.
7. Aplicaciones:
 Análisis Elemental:
 Los espectros atómicos se utilizan en técnicas analíticas, como
la espectroscopía de emisión y absorción, para determinar la
composición elemental de sustancias.

34. 33
MODELO DE BORH. ÉXITOS E INCONVENIENTES.
El modelo de Bohr, propuesto por Niels Bohr en 1913, fue un avance significativo
en la comprensión de la estructura atómica y ayudó a explicar los espectros de
emisión de los átomos. Sin embargo, también tuvo limitaciones que se hicieron
evidentes a medida que la investigación científica avanzaba. Aquí se presentan los
éxitos e inconvenientes del modelo de Bohr:
Éxitos del Modelo de Bohr:
1. Explicación de Líneas Espectrales:
 El modelo de Bohr pudo explicar de manera exitosa las líneas
espectrales observadas en el hidrógeno y otros átomos con un solo
electrón.
 Proporcionó una descripción cuantizada de las órbitas permitidas para
los electrones.
2. Predicción de Longitudes de Onda:
 El modelo de Bohr permitió prever las longitudes de onda de las líneas
espectrales del hidrógeno con precisión, utilizando la fórmula de
Rydberg.
3. Postulado de Cuantización del Momento Angular:
 Introdujo la idea de que el momento angular de un electrón alrededor
del núcleo está cuantizado, lo que ayudó a explicar las órbitas estables
del electrón.

35. 34
4. Base para el Desarrollo Posterior:
 El modelo de Bohr sentó las bases para el desarrollo posterior de la
teoría cuántica y la mecánica cuántica, al introducir conceptos
cruciales como la cuantización de la energía.
Inconvenientes del Modelo de Bohr:
1. Limitación a Átomos con un Solo Electrón:
 El modelo de Bohr fue inicialmente limitado a átomos con un solo
electrón, y no pudo extenderse eficazmente para describir átomos con
múltiples electrones.
2. Fracaso en la Estructura Fina de las Líneas Espectrales:
 El modelo de Bohr no pudo explicar detalles más finos en las líneas
espectrales, como el desdoblamiento fino observado en campos
magnéticos, que requeriría una comprensión más profunda de la
interacción entre los electrones.
3. Ausencia de Justificación Teórica para Órbitas Estables:
 Bohr propuso la estabilidad de ciertas órbitas sin una justificación
teórica profunda. La estabilidad no estaba respaldada por un marco
teórico más general, lo que limitó la aplicabilidad del modelo.
4. Carácter Dual de la Luz y del Electrón:

36. 35
 El modelo de Bohr trató a los electrones como partículas en órbita sin
abordar su naturaleza dual, es decir, su comportamiento tanto como
partículas como ondas. Esta dualidad se aborda de manera más
completa en la mecánica cuántica.
5. Ignorancia de la Estructura Interna del Núcleo:
 El modelo no abordó la estructura interna del núcleo, dejando sin
explicar fenómenos nucleares más profundos.
A pesar de sus limitaciones, el modelo de Bohr fue un paso esencial en el desarrollo
de la teoría cuántica y proporcionó una comprensión inicial de la estructura atómica
que allanó el camino para modelos más avanzados, como la mecánica cuántica,
que superaron muchas de sus limitaciones.

37. 36
MODELO MECANOCUÁNTICO. ORBITALES Y NÚMEROS
CUÁNTICOS.
El modelo mecanocuántico es la teoría que describe el comportamiento de los
electrones en un átomo. A diferencia del modelo de Bohr, el modelo
mecanocuántico no trata a los electrones como partículas que siguen órbitas
definidas, sino que los describe mediante funciones de onda, que son distribuciones
de probabilidad de la posición del electrón en el espacio. Aquí se presentan
conceptos clave del modelo mecanocuántico, incluyendo los orbitales y los números
cuánticos.
Orbitales:
1. Funciones de Onda:
 Los electrones en el modelo mecanocuántico son descritos por
funciones de onda, representadas por la letra griega psi (ψ). Estas
funciones de onda son soluciones de la ecuación de Schrödinger, que
describe el comportamiento cuántico de las partículas.
2. Orbitales:
 Un orbital es una región del espacio alrededor del núcleo donde hay
una alta probabilidad de encontrar un electrón. Cada orbital puede
contener hasta dos electrones con espines opuestos según el principio
de exclusión de Pauli.
3. Tipos de Orbitales:

38. 37
 Hay diferentes tipos de orbitales, designados por los subíndices s, p,
d y f.
 s: Esférico, forma una esfera.
 p: Principalmente en forma de lóbulos, tres orientaciones
posibles (px, py, pz).
 d: Forma más compleja con cinco orientaciones (dxy, dyz, dzx,
dx²-y², dz²).
 f: Forma aún más compleja con siete orientaciones.
4. Números Cuánticos:
 Los electrones en el modelo mecanocuántico se describen mediante
números cuánticos, que son valores cuantizados relacionados con las
propiedades de los orbitales.
Números Cuánticos:
1. Número Cuántico Principal (n):
 Representa el nivel de energía del electrón y define el tamaño del
orbital.
 Los valores posibles son enteros positivos (1, 2, 3, ...).
2. Número Cuántico Azimutal (l):
 Define la forma del orbital.

39. 38
 Para un nivel de energía dado (n), los valores de l van de 0 a (n-1).
 Determina el tipo de orbital (s, p, d, f).
3. Número Cuántico Magnético (mₗ):
 Representa la orientación espacial específica de un orbital.
 Los valores posibles van desde -l hasta +l, incluyendo 0.
4. Número Cuántico de Espín (mₛ):
 Describe la orientación del espín del electrón.
 Puede tener dos valores: +1/2 (espín hacia arriba) o -1/2 (espín hacia
abajo).
En resumen, el modelo mecanocuántico describe la probabilidad de encontrar
electrones en diferentes regiones del espacio mediante funciones de onda y utiliza
números cuánticos para especificar las propiedades de los orbitales y los electrones.
Este enfoque proporciona una descripción más completa y precisa del
comportamiento de los electrones en átomos y moléculas en comparación con los
modelos anteriores.

40. 39
CONCLUSIÓN.
La evolución histórica del modelo de átomo ha sido un proceso fascinante
que ha llevado a una comprensión más profunda y precisa de la estructura
fundamental de la materia. Desde el modelo de Dalton hasta el actual modelo de la
mecánica cuántica, cada etapa ha representado un avance significativo en nuestra
comprensión de la naturaleza atómica.
El modelo de Dalton, propuesto a principios del siglo XIX, postulaba que los
átomos eran partículas indivisibles e indestructibles con propiedades únicas para
cada elemento. Sin embargo, con el tiempo, experimentos y descubrimientos
revelaron la existencia de partículas subatómicas y la variabilidad en la composición
de los átomos.
El modelo de Thomson introdujo la noción de electrones como partículas
subatómicas, pero aún mantenía la idea de un átomo uniforme e indivisible. El
experimento de la lámina de oro de Rutherford reveló que los átomos tenían un
núcleo denso y pequeño, lo que llevó al modelo planetario de Rutherford.
Sin embargo, este modelo enfrentó desafíos, ya que según las leyes de la
electrodinámica clásica, los electrones en órbita deberían perder energía y colapsar

41. 40
en el núcleo, lo que contradecía la estabilidad observada de los átomos. La teoría
cuántica y los modelos cuánticos posteriores, desarrollados por científicos como
Niels Bohr y Louis de Broglie, introdujeron la idea de niveles cuantizados de energía
y la dualidad onda-partícula.
El modelo actual de la mecánica cuántica ha consolidado estas ideas,
describiendo a los electrones no como partículas definidas en órbitas, sino como
nubes de probabilidad. La mecánica cuántica también ha incorporado conceptos
como los números cuánticos, el principio de exclusión de Pauli y el principio de
incertidumbre de Heisenberg, que han enriquecido nuestra comprensión de la
naturaleza subatómica.
En conclusión, la evolución del modelo de átomo desde Dalton hasta la
mecánica cuántica ha sido un viaje marcado por la superación de concepciones
simplistas hacia una comprensión más matizada y precisa de la estructura atómica.
Cada avance ha estado respaldado por la evidencia experimental y ha llevado a una
visión más completa y avanzada de la realidad subatómica. La mecánica cuántica,
en particular, ha revolucionado nuestra comprensión, llevándonos más allá de la
intuición clásica hacia un reino donde las partículas pueden existir en múltiples
estados al mismo tiempo, desafiando nuestras nociones tradicionales de la realidad
física.

42. 41
BIBLIOGRAFIA
Átomo". Autor: Dianelys Ondarse Álvarez. De: Argentina. Para: Concepto.de. Disponible en:
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Modelo atómico de Rutherford - Qué es, principios básicos y biografía (geoenciclopedia.com)