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Introducción
Desde la última década del siglo XIX se produjeron descubrimientos y desarrollos
teóricos que ayudaron a comprender la naturaleza de la materia.
En este trabajo de investigación se espera encontrar la historia del electrón.
Comenzando en el año 1890 cuando el físico irlandés George Stoney se atrevió a
mencionar su existencia, hasta nuestros días en que se lo utilizara para desentrañar la
verdad del origen de la materia; con explicación científica.
En este intervalo de tiempo muchas cosas sucedieron, tanto en el campo científico
como en el tecnológico. Modelos de átomos incompletos o incorrectos que perdieron
en el intento de mostrar la verdadera composición de la materia. Asombrosas
experiencias y descubrimientos científicos que permitieron avanzar en las
investigaciones. Surgimiento de la física cuántica, personajes claves que aportaron
información, cuya validez, fuera otorgada por comunidades científicas de diferentes
tiempo. Verdaderas revoluciones científicas que originaron cambios en las
concepciones sobre la naturaleza de la materia, constituyendo los cimientos del actual
modelo del átomo: el modelo Estándar, posterior al modelo cuántico atómico.
El propósito central de este trabajo es recorrer la historia de la ciencia centrando el
análisis en el protagonismo del electrón. La investigación tiene dos objetivos
específicos:
*Conocer la participación de esta subpatrícula atómica en los diferentes episodios
científicos.
*Comprender los episodios y rescatar los personajes claves que representaron y
representan avances importantes en el conocimiento de la constitución y origen de la
materia.
Desarrollo
Robert Millikan: Su trabajo consistió en determinar el valor de la carga del electrón y
el efecto fotoeléctrico.
Modelos atómicos:
Para entender como era el comportamiento de la materia se diseñaron modelos
atómicos cada vez más aceptables por la sociedad científica.
La concepción del átomo que se ha tenido a lo largo de la historia ha variado de
acuerdo a los descubrimientos realizados en el campo de la física y la química. A
continuación se hará una exposición de los modelos atómicos propuestos por los

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científicos de diferentes épocas. Algunos de ellos son completamente obsoletos para
explicar los fenómenos observados actualmente, pero se incluyen a manera de reseña
histórica.
J. J. Thompson (1.856-1.940)
*Modelo atómico:
Aunque se sospechaba que los átomos no eran indivisibles, la aceptación general de
esta hecho se produjo cuando Thompson lo confirmo por medio de las experiencias
efectuadas en los tubos de descarga; es decir cuando establece una nueva teoría que
respondía a las propiedades hasta ese momento encontradas en las materias; las
propiedades eléctricas. Véase apéndice fig.1
Thompson interpreto los resultados de estas experiencias y en un intento por
demostrar la naturaleza de estos rayos catódicos, los llamo electrones, nombre que
había surgido por George Stoney. Estableció, además que los electrones tienen
naturaleza corpuscular, es decir que son partículas materiales.
Para explicar que la materia es eléctricamente neutra, y que los electrones pueden
extraerse de los átomos, pero no así las cargas positivas; además de lo que se sabía
del átomo, y luego de sus experiencias propuso su modelo para el átomo. Véase
apéndice fig.2
En este modelo la mayoría de la masa aparecía asociada con la carga positiva (dada
la poca masa del electrón en comparación con la de los átomos) y suponiendo que
había un cierto número de electrones distribuidos uniformemente dentro de esa masa
de carga positiva (como una especie de pastel o calabaza en la que los electrones
estuviesen incrustados como si fueran trocitos de fruta o pepitas).
En el caso de que el átomo perdiera un electrón, la estructura quedaría positiva; y si
ganaba, la carga final sería negativa. De esta forma, explicaba la formación de iones;
pero dejó sin explicación la existencia de las otras radiaciones.
Ernest Rutherford (1.871-1.937)
*Modelo atómico:
Identifico en 1.898 dos tipos de las radiaciones emitidas por el urania a las que llamo
a las que llamó alfa (a) y beta (b) . Poco después Paul Villard identifico un tercer tipo
de radiaciones a las que llamo gamma .Rutherford discípulo de Thomson y sucesos de
su cátedra, junto con sus discípulos Hans Geiger (1.882-1.945) y Gregor Marsden
(1.890-1956), centraron sus investigaciones en las características de las radiactividad,
diseñando su famosa experiencia de bombardear láminas delgadas de distintas
sustancias, utilizando como proyectiles las partículas alfa (a). . Véase apéndice fig.3
La importancia del experimento estuvo en que mientras la mayoría de partículas
atravesaban la lámina sin desviarse o siendo desviadas solamente en pequeños
ángulos, unas cuantas partículas eran dispersadas a ángulos grandes hasta 180º.
Véase apéndice fig.4

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El hecho de que sólo unas pocas radiaciones sufriesen desviaciones hizo suponer que
las cargas positivas que las desviaban estaban concentradas dentro de los átomos
ocupando un espacio muy pequeño en comparación a todo el tamaño atómico; esta
parte del átomo con electricidad positiva fue llamado núcleo.
Rutherford poseía información sobre el tamaño, masa y carga del núcleo, pero no
tenía información alguna acerca de la distribución o posición de los electrones. Lo que
lo llevo a crear su propio modelo. Véase apéndice fig.5
El átomo está constituido por una zona central, a la que se le llama núcleo, en la que
se encuentra concentrada toda la carga positiva y casi toda la masa del núcleo.
Hay otra zona exterior del átomo, la corteza, en la que se encuentra toda la carga
negativa y cuya masa es muy pequeña en comparación con la del átomo. La corteza
está formada por los electrones que tenga el átomo.
Los electrones se están moviendo a gran velocidad en torno al núcleo.
El tamaño del núcleo es muy pequeño en comparación con el del átomo (unas
100.000 veces menor)
En el modelo de Rutherford, los electrones se movían alrededor del núcleo como los
planetas alrededor del sol. Los electrones no caían en el núcleo, ya que la fuerza de
atracción electrostática era contrarrestada por la tendencia del electrón a continuar
moviéndose en línea recta. Este modelo fue satisfactorio hasta que se observó que
estaba en contradicción con una información ya conocida en aquel momento: de
acuerdo con las leyes del electromagnetismo, un electrón o todo objeto eléctricamente
cargado que es acelerado o cuya dirección lineal es modificada, emite o absorbe
radiación electromagnética.
El electrón del átomo de Rurherford modificaba su dirección lineal continuamente, ya
que seguía una trayectoria circular. Por lo tanto, debería emitir radiación
electromagnética y esta radiación causaría la disminución de la energía del electrón,
que en consecuencia debería describir una trayectoria en espiral hasta caer en el
núcleo.
Niels Bohr (1.885-1.962)
*Modelo atómico para el átomo de hidrógeno:
Presento en 1.913 el primer modelo de un átomo basado en la cuantización de la
energía. No hay ninguna razón, para esperar que los electrones en los átomos radien
energía mientras no se les proporcione ninguna energía adicional. Igualmente los
espectros atómicos de absorción y emisión de líneas eran indicativos de que los
átomos, y más concretamente los electrones, eran capaces de absorber o emitir
cuantos de energía en determinadas condiciones
Hasta 1932 las únicas partículas subatómicas que se conocían eran las partículas alfa,
el electrón y los protones (que estaban en el núcleo y tenían carga eléctrica positiva),

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pero en dicho año el físico inglés J. Chadwick descubrió el neutrón, y enseguida se vio
que junto al protón constituyen los dos componentes esenciales del núcleo. Al protón y
al neutrón se les llama nucleones y forman todos los núcleos de todos los elementos
que se conocen, salvo el del hidrógeno, que está formado por un único protón.
La teoría de los cuantos de Planck le aporto a Bohr dos ideas:
a. Las oscilaciones eléctricas del átomo solo pueden poseer cantidades
discretas de energía (están cuan tizados)
b. Sólo se emite radiación cuando el oscilador pasa de un estado cuan
tizado a otro de mayor energía.
Bohr aplicó estas ideas al átomo de hidrógeno y enuncio los tres postulados
siguientes:
1-En el átomo de hidrógeno el movimiento del electrón alrededor del núcleo está
restringido a un número discreto de orbitas circulares.
2-El momento angular del electrón en una órbita está cuan tizado; es un número
entero de h/2pi, siendo h la constante de Planck.
3-El electrón no radia energía mientras permanece en una de las órbitas permitidas,
teniendo en cada órbita una energía característica constante. Cuando el electrón cae
de un estado de energía superior a otro de energía inferior, se emite una cantidad de
energía definida en forma de un fotón de radiación.
Además, los electrones con carga negativa, se mueven alrededor del núcleo en
determinados niveles de energía, a los que determinó estados estacionarios, y les
asignó un número entero positivo. El nivel más cercano tiene el número 1, le sigue el
2, de éste mismo enunciado (Modelo atómico de Bohr).
Siempre que el electrón se mantenga en la órbita que le corresponde, ni gana ni pierde
energía.
Si un electrón salta de una órbita a otra capta o libera energía en forma de fotones. La
cantidad viene dada por la diferencia de energía entre los dos (02) niveles.
La energía de cada nivel es mayor en la medida que se aleja del núcleo; sin embargo,
las diferencias entre los niveles va disminuyendo, lo que permite que las transiciones
electrónicas se produzcan con facilidad.
El número de electrones de cada elemento en su estado natural es característico,
puesto que depende de su número atómico. Estos electrones estarán distribuidos en
diferentes niveles energéticos que pueden funcionar como estaciones de paso para
aquellos que reciben suficiente energía para saltar de un nivel a otro. Al devolverse, la
luz que, difractada, produce el espectro característico.
Sommerfield sugirió que además de describir orbitas circulares, el electrón podía
describir órbitas elípticas. Esto implicó complementar el número cuántico principal n
con otro número k que indica el grado en que la órbita elíptica se desvía de la
circunferencia.
Entre 1923 y 1926, De Broglie (físico francés, por analogía con la teoría de las
radiaciones), propuso que: las propiedades ondulatorias de la radiación

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electromagnéticas pueden asociarse con las partículas extremadamente pequeñas
que se mueven a gran velocidad, como el electrón.
Erwin Schrödinger y Werner Heisemberg
Modelo cuántico atómico:
Se basa en el principio de incertidumbre de Werner Heisemberg
…”Es imposible determinar con exactitud el momentum y la posición del electrón de
manera simultánea(o de cualquier otra partícula de tamaño mas pequeño).”
Ideas fundamentales de la mecánica cuántica
*Los átomos y las moléculas solo pueden determinar estados de energía. En cada
estado de energía, el átomo o la molécula tienen energía definida. Cuando el átomo o
la molécula cambian de energía, deben emitir o absorber suficiente energía para llegar
al “nuevo estado de energía”(condición cuántica)
*Los átomos y las moléculas emiten radiación (luz) cuando sus energías cambian. La
frecuencia de la luz que emiten o absorben se encuentran relacionadas con el cambio
de energía mediante: E= h.v
*Los estados de energía permitidos para los átomos y moléculas es de tipo
matemático.
El concepto importante es que cada solución de la ecuación de onda de Schondinger
describe un estado de energía posible para los electrones de un átomo.
Cada solución se describe mediante un conjunto de 3 números cuánticos. También
indican las formas y orientaciones de las distribuciones de probabilidad estadística de
los electrones.
Orbítales: Se deducen de la soluciones de la ecuación de Schondinger. Y están
relacionados en forma directa con los electrones.
Un orbital es una función matemática que define a la probabilidad de encontrar a un
electrón en el espacio cercano al núcleo.
Números cuánticos: permiten describir el ordenamiento electrónico de cualquier átomo
y se llama configuración electrónica. Se clasifican de la siguiente manera:
1_Número cuántico principal.: determina el nivel de la energía del electrón y precisa la
distancia media del electrón al núcleo.
2_ Número cuántico angular: indica la forma de la región del espacio que ocupa el
electrón.
3_ Número cuántico magnético: indica la orientación espacial del orbital atómico.
4_ Número cuántico de giro: se refiere al giro del electrón y a la orientación en el
campo magnético que se produce.

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Modelo estándar:
Desde los años sesenta, los físicos han buscado una teoría para poner orden en el
confuso mundo de las partículas. En la actualidad, las partículas se agrupan según
la fuerza que domina sus interacciones, tal y como se indico en el epígrafe dos.
Todas las partículas se ven afectadas por la gravedad, que sin embargo es
extremadamente débil a escala subatómica. Los hadrones están sometidos a la fuerza
nuclear fuerte y al electromagnetismo; además del neutrón y el protón, incluyen los
hiperones y mesones. Los leptones "sienten" las fuerzas electromagnéticas y
nucleares débiles; incluyen el electrón, el muón, el tau, y los neutrinos asociados a
cada uno de ellos. Las partículas que son responsables de las interacciones (como ya
se ha comentado son siempre bosones) incluyen el fotón, que "transmite" la fuerza
electromagnética, las partículas W y Z, portadoras de la fuerza nuclear débil, el gluón,
portador de la fuerza nuclear fuerte, y el hipotético portador de la gravitación (gravitón).
Además, los estudios con aceleradores han determinado que por cada partícula existe
una antipartícula con la misma masa, cuya carga u otra propiedad electromagnética
tiene signo opuesto a la de la partícula correspondiente. Con éstas se supone que se
podrían formas átomos de lo denominado antimateria.
En 1963, los físicos estadounidenses Murray Güell-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.
Véase apéndice fig.7
Conclusión
Este trabajo de investigación del electrón nos sirvió para comprender el origen de la
materia, principalmente lo que nos dejo este trabajo se remite a 2 puntos calves:
*Conocimiento de esta partícula subatómica en los distintos episodios científicos, es
decir que nos estamos refiriendo, en principio al descubrimiento del mismo para luego
formar parte de uno de los descubrimientos más importantes para la comunidad
científica nos estamos refiriendo a los modelos atómicos. Como así también esta
subparticula fue la base para el descubrimiento de otros hechos importantes como la
radioactividad.
*Comprendimos estos episodios y a sus personajes claves, por medio de la ayuda de
los experimentos que realizaron estos científicos, por ejemplo el experimento de los
rayos catódicos o como también fue llamado tubo de descarga, este fue realizado por
el físico J.J.Thompson, además cabe destacar otros científicos que sirvierón para el
desarrollo de lo que conocemos hasta ahora sobre el origen de la materia; como
Rutherford, Bohr, Sommerfield; entre otros.

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Por último nos ayudo a conocer con mayor exactitud el papel importante que logro
conquistar, para qué hoy en la actualidad se está realizando experimentos con esta
subparticula para encontrar la partícula divina, es decir el eslabón perdido para
concretar la verdadera composición de la materia.
Bibliografía:
*Química 1- Santillana polimodal
*Química General- Universidad Científica
* Enciclopedia 2009
*Internet:
Constitución del átomo: incidencias de los modelos atómicos en el avance de la
química
Teoría de las partículas elementales