la historia del modelo atómico

1. Universidad tecnológica del sureste de Veracruz
Otoniel soto Pérez
Ing. química área industrial
Grupo 1001
Física para ingeniería
M.A Sarai Nintai Orozco Gracia
Periodo: Sep- diciembre 2021

2. Resultado de aprendizaje 3er parcial: modelos
atómicos
Índice
Concepto de átomo y estructura................................................................................................ 3
Historia del átomo..................................................................................................................... 6
Modelo de dalton.....................................................................................................................10
Experimentos que condujeron al descubrimiento del electrón....................................................13
El descubrimiento del electrón por J.J. Thomson ....................................................................14
El modelo del budín de pasas................................................................................................15
Ernest Rutherford y el experimento de la lámina de oro .........................................................16
El modelo nuclear del átomo.................................................................................................18
Modelo atómico de Thomson ...................................................................................................19
Éxitos del modelo atómico de Thomson.................................................................................20
Insuficiencias del modelo......................................................................................................21
Descubrimiento del protón.......................................................................................................22
Experimento de Rutherford. .....................................................................................................25
Modelo de Rutherford..............................................................................................................27
Descubrimiento del neutrón. ....................................................................................................30
Características generales de los espectros atómicos...................................................................32
Modelo de Bohr. Éxitos e inconvenientes...................................................................................35
Inconvenientes.....................................................................................................................37
Modelo mecano cuántico. Orbitales y números cuánticos...........................................................38
Conclusión...............................................................................................................................42
Bibliografía...............................................................................................................................44

3. Concepto de átomo y estructura.

4. 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 átomo está compuesto por tres subpartículas:
 Protones, con carga positiva.

5.  Neutrones, sin carga eléctrica (o carga neutra).
 Electrones, con carga negativa.
A su vez, se divide en dos partes:
 El núcleo. Formado por neutrones y protones.
 La corteza. Formada únicamente por electrones.
Los protones, neutrones y electrones son las partículas subatómicas que forman la
estructura atómica. Lo que les diferencia entre ellos es la relación que se
establecen entre ellas.
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.

6. Historia del átomo

7. La historia del átomo inicia 450 años antes de Cristo con las afirmaciones
postuladas por el filósofo griego Demócrito de Abdera. El filósofo se interesó por el
descubrimiento de las sustancias esenciales que contienen todas las sustancias.
Él aseguró que la materia podía ser dividida indeterminadamente en partículas
cada vez más diminutas hasta llegar al punto más indivisible de aquella materia, a
las que Demócrito llamó átomos, palabra que en griego significa inseparable. Así
que, la materia se componía de átomos y estos eran inseparables, de manera que
Demócrito marcó una distinción entre los pensadores anteriores, que nombraron
elementos átomos a elementos como el agua, el aire y el fuego. Demócrito afirmó,
que estos no eran átomos en sí mismo, sino que estaban compuestos por miles de
ellos.
En suma, Demócrito supuso que toda la materia se encuentra compuesta por
partículas sólidas, indivisibles e invisibles al ojo humano, los famosos átomos.
Aunque este filósofo interesado por los procesos físicos y químicos nunca tuvo
una prueba verídica que comprobara la existencia del átomo. Podemos afirmar
que fue la primera persona en hablar sobre este y consolidar una concepción
atomista, conocida actualmente como la Discontinuidad de la Materia, generando
un largo debate con el pasar de los siglos.

8. El filósofo Leucipo de Mileto se basó en el átomo para sustentar su idea racional
del origen del universo; asegurando que el universo estaba integrado por miles de
partículas indivisibles que se juntaron luego de un evento similar a un torbellino.
Por su parte Epicuro de Samos, filósofo procedente de Atenas, con su doctrina de
la naturaleza, aseguró, reelaborando la versión de Demócrito, Epicuro indica que
la formación del universo pudo responder a un proceso de azar, en otras palabras,
la probabilidad que los átomos sufran desviaciones en su trayectoria, colisionando
entre sí.
Tuvieron que trascurrir varios siglos, hasta que en 1776 nació el hombre que
cambiaría el rumbo de la concepción atomista legada por los antiguos filósofos
griegos: John Dalton, conocido como el padre de la teoría atómica. Nació en el
Reino Unido, específicamente en Cumbria. Desde la edad de 12 años demostró
su inteligencia. Siendo más joven se interesó por la meteorología y de ahí explotó
su atracción por ciertos fenómenos químicos. Dalton, con sus postulados marcó
un gran cambio en el conocimiento sobre los átomos y su comportamiento.
En ese sentido, el científico aseguró que la materia se constituye de átomos
indivisibles, dicha afirmación no tenía mucho de novedoso. Pero, además agregó
que los átomos tienen un carácter inmutable, ósea nunca pueden transformarse
unos en otros, lo que tiene valor mutable son las combinaciones químicas porque
están conformadas por moléculas idénticas y estas a su vez por átomos. Gracias a
un sinfín de experimentos llevados a cabo por Dalton, se estableció la Teoría
Atómica de Dalton.
La mencionada teoría ayudó a calcular el peso atómico de los elementos, como
los elementos gaseosos. Descubrió las masas atómicas de varios elementos
relacionándolos con la masa del hidrogeno. Estos descubrimientos fueron
expuestos el 21 de octubre de 1803 durante una conferencia en la Sociedad
Literaria y Filosófica de Manchester. Luego, las disertaciones fueron plasmadas en
su célebre libro Nuevo sistema de filosofía química, publicado en 1808.
En este texto se puede destacar las siguientes afirmaciones generales: La materia
se compone de partículas atómicas, de carácter indivisible e indestructible, los
átomos de un mismo elemento son iguales, al igual que su peso y cualidades, los
átomos no se dividen aun cuando se combinen por medio de reacciones
químicas, los átomos de diversos elementos pueden combinarse y formar átomos
compuestos, por último, los compuestos químicos nacen por la unión de átomos
de dos o más elementos distintos. Muchas afirmaciones de Dalton fueron
rebatidas o reafirmadas.
En un futuro, Michael Faraday reformuló varios de los planteamientos de Dalton.
En 1883, descubrió que el flujo de la corriente eléctrica de una sustancia a otra
produce ciertos cambios químicos, lo que indica la existencia de una relación entre
electricidad y materia, asegurando que los átomos debían tener una estructura

9. eléctrica que suministra la cantidad de corriente eléctrica adecuada al peso de la
sustancia química descompuesta.
En el año de 1906 sale a la luz el Modelo Atómico de Thomson, que claramente
invalidaba el anterior Modelo Atómico de Dalton ya que este no reflexionaba sobre
la estructura interna del átomo. El físico británico Joseph John Thomson se valió
del uso de los rayos catódicos dispuestos en un tubo de vacío que eran desviados
al aplicar un campo magnético para obtener las pruebas para dar a luz este
modelo.
El modelo atómico de Thomson postula que: el átomo en su interior posee
electrones de carga negativa incrustados en una esfera de carga positiva, dichos
electrones se encuentran de manera uniforme por todo el átomo, la carga del
átomo es neutro de modo que las cargas negativas de los electrones se
compensan con la carga positiva, los electrones se pueden extraer del átomo de
cualquier sustancia. Entonces, Thomson representó el átomo con un modelo
estático, en donde los electrones se hallaban fijos dentro de la masa positiva, este
modelo fue aprobado por la comunidad científica porque permitió explicar
cualitativamente fenómenos como la emisión de luz por los átomos, aunque
hechos posteriores modificaron esta hipótesis.
El encargado de modificar el modelo de Thomson fue Ernest Rutherford, quien en
1911 consideró que en el núcleo central del átomo se encuentra la carga positiva y
la masa; mientras que alrededor se encuentran los electrones girando a gran
velocidad. Por otro lado, descubrió que el núcleo posee una corteza y un núcleo,
los electrones que giran lo hacen en la corteza del átomo alrededor del núcleo;
esta región es pequeña y se ubica en el centro del átomo que posee la carga
positiva.
Tan solo dos años después, Niels Bohr, estudiando disciplinadamente el modelo
de Rutherford, profundizó la manera en que los electrones se mantenían bajo una
órbita estable alrededor del núcleo sin radiar energía, además gracias al número
cuántico n, pudo asegurar que primero: existe una distancia entre la órbita y el
núcleo; segundo que no todos los electrones circulan por todas las orbitas y
tercero calculó el radio de la órbita. Bohr también expresó porqué los átomos
presentaban espectros de emisión característicos y como los electrones pueden
emitir o absorber energía durante los saltos de una órbita a otra. Al poco tiempo,
vino el modelo de Sommerfeld que basado en el de Bohr, formula aportes a la
mecánica relativista indicando que los electrones recorren velocidades cercanas a
las de la luz. También se puede destacar que, para Sommerfeld, el electrón es
básicamente una corriente eléctrica. En 1924, sale a la luz el Modelo de
Schrödinger, formulado por Erwin Schrödinger, que como innovación tiene en
cuenta los cuatro números cuánticos: n, i, m, s. para afirmar que en un átomo no
hay electrones con los cuatro números cuánticos iguales.

10. En los años 60 los físicos estadounidenses Murray Gell-Mann y Georg Zweig,
detectaron una partícula subatómica denominada quark. En el siglo XXI un equipo
de científicos realizó experimentos en el Gran Colisionador de Hadrones
encontrado el pentaquarks. Este descubrimiento de la partícula subatómica sirve
para comprender mejor la constitución de la materia ordinaria, los neutrones y los
protones.
Modelo de dalton

11. 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
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).

12. Tal como estas bolitas de cristal, todos los átomos de un elemento, según
Dalton, son iguales.
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.
Fallas de la teoría atómica de Dalton
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.
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.

13. Experimentos que condujeron al
descubrimiento del electrón.

14. El descubrimiento del electrón por J.J. Thomson
A finales del siglo XlX 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.
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
desviaba, alejándose de la placa cargada negativamente y acercándose a la placa

15. 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 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
eran indivisibles. Para explicar la existencia de los electrones se necesitaba un
modelo atómico completamente nuevo.
El modelo del budín de pasas
Thomson sabía que los átomos tenían una carga total neutra. Por lo tanto, razonó
que debía haber una fuente de carga positiva dentro del átomo que balanceara la
carga negativa de los electrones. Esto llevó a Thomson a proponer que los átomos
podían describirse como cargas negativas flotando en una sopa de carga positiva
difusa. A menudo llamamos modelo de budín de pasas del átomo a este modelo,
debido al hecho de que su descripción es muy similar a un budín de pasas, un
postre inglés muy popular

16. Dado lo que ahora sabemos de la estructura real de los átomos, este modelo
puede sonar un poco descabellado. Afortunadamente, los científicos continuaron
investigando la estructura del átomo, y pusieron a prueba la validez del modelo del
budín de pasas de Thomson.
Ernest Rutherford y el experimento de la lámina de oro
El siguiente experimento revolucionario en la historia del átomo lo realizó Ernest
Rutherford, un físico neozelandés que pasó gran parte de su carrera en Inglaterra
y Canadá. En su famoso experimento de la lámina de oro, Rutherford disparó un
rayo delgado de partículas α (se pronuncia partículas alfa) a una fina lámina de oro
puro. Las partículas alfa son núcleos de
y se emiten durante diversos procesos de decaimiento radiactivo. En este caso,
Rutherford colocó una muestra de radio (un metal radiactivo) dentro de una caja
de plomo con un pequeño agujero. La mayoría de la radiación era absorbida por el
plomo, pero un rayo delgado de partículas α era capaz de escapar del agujero en
la dirección de la lámina de oro. La lámina estaba rodeada de una pantalla
detectora que destellaba cuando una partícula α la golpeaba.

17. Basado en el modelo del budín de pasas de Thomson, Rutherford predijo que la
°mayoría de las partículas α atravesarían la lámina de oro sin ser perturbadas.
Esto es porque suponía que la carga positiva en el modelo del budín de pasas
estaba repartida alrededor del volumen completo del átomo. Por lo tanto, el campo
eléctrico de la "sopa" cargada positivamente sería muy débil para afectar
significativamente la trayectoria de las partículas α, que eran relativamente
masivas y veloces.
Sin embargo, los resultados del experimento fueron sorprendentes. Mientras que
la mayoría de las partículas α atravesaron la lámina sin ser perturbadas, unas
pocas (alrededor de 1 en 20,000 partículas α se desviaron más de 90° en su
trayectoria. Rutherford mismo describió sus resultados con la siguiente analogía:
"Fue el evento más increíble que me ha ocurrido en la vida. Fue casi tan increíble
como si dispararas una bala de 15 pulgadas a un pañuelo de papel y esta
regresara y te golpeara".

18. El modelo nuclear del átomo
Basado en sus resultados experimentales, Rutherford formuló las siguientes
conclusiones sobre la estructura del átomo:
 La carga positiva debe estar localizada en un volumen muy pequeño del
átomo, que también debe contener la mayoría de la masa del mismo. Esto
explicaba cómo una pequeña fracción de partículas α eran desviadas de
manera drástica, presumiblemente a causa de las colisiones esporádicas
con los núcleos del oro.
 Ya que la mayoría de las partículas α atravesaban la lámina de oro sin ser
perturbadas, ¡el átomo debía estar conformado en su mayoría por espacio
vacío!
Estas conclusiones llevaron a Rutherford a proponer el modelo nuclear, en el cual
un átomo consiste de un pequeño núcleo positivamente cargado, rodeado por
electrones cargados negativamente. Basado en el número de
partículas α desviadas en su experimento, Rutherford calculó que el núcleo
ocupaba una pequeña fracción del volumen del átomo.

19. El modelo nuclear explicaba los resultados del experimento de Rutherford, pero
también planteaba algunas preguntas. Por ejemplo, ¿qué hacían los electrones
dentro del átomo? Ya que las cargas opuestas se atraen, ¿cómo hacían los
electrones para evitar colapsar al núcleo? Afortunadamente, ¡la ciencia estaba
lista para el desafío! Físicos como Niels Bohr continuaron diseñando experimentos
para poner a prueba el modelo nuclear del átomo, que eventualmente evolucionó
en el modelo mecánico cuántico moderno.
Modelo atómico de Thomson

20. El modelo atómico de Thomson es una teoría sobre la estructura atómica
propuesta en 1904 por Thomson, quien descubrió el electrón1 en 1897, pocos
años antes del descubrimiento del protón y del neutrón. En el modelo, el átomo
está compuesto por electrones de carga negativa en un átomo positivo,
incrustados en este al igual que las pasas de un pudín (o budín). Por esta
comparación, fue que el supuesto se denominó Modelo del pudín de pasas
Postulaba que los electrones se distribuían uniformemente en el interior del átomo,
suspendidos en una nube de carga positiva. El átomo se consideraba como una
esfera con carga positiva con electrones repartidos como pequeños gránulos. La
herramienta principal con la que contó Thomson para su modelo atómico fue la
electricidad.
Éxitos del modelo atómico de Thomson
Este innovador modelo atómico usó la amplia evidencia obtenida gracias al
estudio de los rayos catódicos a lo largo de la segunda mitad del siglo XIX. Si bien
el modelo atómico de Dalton daba debida cuenta de la formación de los procesos
químicos, postulando átomos indivisibles, la evidencia adicional suministrada por
los rayos catódicos sugería que esos átomos contenían partículas eléctricas de
carga negativa. El modelo de Dalton ignoraba la estructura interna, pero el modelo

21. de Thomson agregaba las virtudes del modelo de Dalton y simultáneamente podía
explicar los hechos de los rayos catódicos.
Insuficiencias del modelo
Si bien el modelo de Thomson explicaba adecuadamente muchos de los hechos
observados de la química y los rayos catódicos, hacía predicciones incorrectas
sobre la distribución de la carga positiva dentro de los átomos. Las predicciones
del modelo de Thomson resultaban incompatibles con los resultados del
experimento de Rutherford, que sugería que la carga positiva estaba concentrada
en una pequeña región en el centro del átomo, que es lo que más tarde se conoció
como núcleo atómico. El modelo atómico de Rutherford, permitió explicar esto
último, revelando la existencia de un núcleo atómico cargado positivamente y de
elevada densidad.
Otro hecho que el modelo de Thomson había dejado por explicar era la
regularidad de la tabla periódica de Mendeleiev. Los modelos de Bohr,
Sommerfeld y Schrödinger finalmente explicarían las regularidades periódicas en
las propiedades de los elementos químicos de la tabla, como resultado de una
disposición más estructurada de los electrones en el átomo, que ni el modelo de
Thomson ni el modelo de Rutherford habían considerado.

22. Descubrimiento del protón.

23. Un protón es una partícula subatómica con carga eléctrica positiva que se
encuentra dentro del núcleo atómico de los átomos. El número de protones en el
núcleo atómico es el que determina el número atómico de un elemento, como se
indica en la tabla periódica de los elementos.
¿Qué es un protón?
El protón no es una partícula elemental sino una partícula compuesta. Está
formado por tres partículas unidas por gluones, dos quarks arriba y un quark
abajo, lo que lo convierte en un barión.
Los protones están presentes en los núcleos atómicos, generalmente unidos a los
neutrones por la interacción fuerte. La única excepción en la que forma un núcleo
atómico sin ningún neutrón es el núcleo del hidrógeno ordinario: el nucleido más
abundante en el universo.
Sin embargo el hidrógeno tiene otros isótopos que si contienen neutrones. Este es
el caso de los núcleos de los isótopos de hidrógeno pesado (deuterio y tritio) que
contienen un protón y uno o dos neutrones, respectivamente. Estos dos isótopos
de hidrógeno se utilizan como combustible nuclear en las reacciones de fusión
nuclear. Todos los demás tipos de átomos están compuestos de dos o más
protones y distinto número de neutrones.

24. El protón fué descubierto por Rutherford en el año 1919.
La historia de su descubrimiento se remonta al 1886, cuando Eugen Goldstein
descubrió los rayos anódicos y demostró que eran partículas con carga positiva (
iones) producidos a partir de los gases.
Al variar los gases que había dentro de los tubos, Goldstein observaba que estas
partículas tenían valores diferentes de relación entre carga y masa. Por este
motivo no se pudo identificar la carga positiva con una partícula, a diferencia de
las cargas negativas de los electrones, descubiertas por Joseph John Thomson.
Tras el descubrimiento del núcleo atómico por Ernest Rutherford el 1911, Antonius
Van den Broek propuso que el lugar de cada elemento de la tabla periódica (su
número atómico) era igual a su carga nuclear. Esta teoría fue confirmada
experimentalmente por Henry Moseley, el 1913, utilizando espectros de rayos X.

25. Experimento de Rutherford.

26. Ernest Rutherford y sus estudiantes Geiger y Marsden realizaron un experimento
crucial para el desarrollo de la Física Atómica. Investigaron la penetración y
dispersión de partículas alfa a través de una fina lámina de oro. Observando los
ángulos de dispersión encontraron una pequeña fracción de partículas que se
desviaban apreciablemente e incluso alguna que retrocedía al chocar conta el
blanco. Este hecho era inexplicable según el modelo de Thompson. La única
explicación era que la partícula alfa chocaba contra un núcleo muy pequeño y
masivo cargado positivamente (las partículas alfa tienen carga positiva igual a 2e).
Modelo atómico de Rutherford Quedó así establecido el modelo atómico de
Rutherford. El átomo debía ser como un sistema planetario en miniatura formado
por una corteza de electrones orbitando en torno a un núcleo casi puntual, que
contiene la práctica totalidad de la masa atómica. Frente a las dimensiones del
átomo, que por mediciones indirectas de las estructuras cristalinas, debían ser
como esferas de radio del orden del radio del núcleo obtenido de
las experiencias de Rutherford era del orden de un Fermi
es decir, unas 100000 veces menor que el del átomo.

27. Modelo de Rutherford.

28. El modelo atómico de Rutherford1 es un modelo atómico o teoría sobre la
estructura interna del átomo propuesto por el químico y físico británico-
neozelandés Ernest Rutherford en 1911, para explicar los resultados de su
experimento de la lámina de oro.
Rutherford llegó a la conclusión de que la masa del átomo se concentraba en una
región pequeña de cargas positivas que impedían el paso de las partículas alfa.
Más tarde propuso un nuevo modelo atómico que poseía un núcleo o centro en el
que se concentra la masa y la carga positiva, y que en la zona extra nuclear se
encuentran los electrones de carga negativa.
Importancia del modelo y limitaciones
La importancia del modelo de Rutherford residió en proponer por primera vez la
existencia de un núcleo central en el átomo (término que acuñó el propio
Rutherford en 1912, un año después de que los resultados de Geiger y Mardsen
fueran anunciados oficialmente). Lo que Rutherford consideró esencial, para
explicar los resultados experimentales, fue «una concentración de carga» en el
centro del átomo, ya que, sin ella, no podía explicarse que algunas partículas
fueran rebotadas en dirección casi opuesta al incidente. Este fue un paso crucial
en la comprensión de la materia, ya que implicaba la existencia de un núcleo
atómico donde se concentraba toda la carga positiva y más del 99,9 % de la masa.
Las estimaciones del núcleo revelaban que el átomo en su mayor parte estaba
vacío.
Rutherford propuso que los electrones orbitarían en ese espacio vacío alrededor
de un minúsculo núcleo atómico, situado en el centro del átomo. Además, se
abrían varios problemas nuevos que llevarían al descubrimiento de nuevos hechos
y teorías al tratar de explicarlos:
Por un lado se planteó el problema de cómo un conjunto de cargas positivas
podían mantenerse unidas en un volumen tan pequeño, hecho que llevó
posteriormente a la postulación y descubrimiento de la fuerza nuclear fuerte, que
es una de las cuatro interacciones fundamentales.
Por otro lado existía otra dificultad proveniente de la electrodinámica clásica que
predice que una partícula cargada y acelerada, como sería el caso de los
electrones orbitando alrededor del núcleo, produciría radiación electromagnética,

29. perdiendo energía y finalmente cayendo sobre el núcleo. Las leyes de Newton,
junto con las ecuaciones de Maxwell del electromagnetismo aplicadas al átomo de
Rutherford llevan a que en un tiempo del orden de , toda la energía del
átomo se habría radiado, con la consiguiente caída de los electrones sobre el
núcleo. Se trata, por tanto de un modelo físicamente inestable, desde el punto de
vista de la física clásica.
Según Rutherford, las órbitas de los electrones no están muy bien definidas y
forman una estructura compleja alrededor del núcleo, dándole un tamaño y forma
algo indefinidas. Los resultados de su experimento le permitieron calcular que el
radio atómico era diez mil veces mayor que el núcleo mismo, y en consecuencia,
que el interior de un átomo está prácticamente vacío.

30. Descubrimiento del neutrón.

31. 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 más 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
representa el dispositivo experimental que usó. 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”

32. 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 casos las emanaciones invisibles
provocaban la emisión de partículas cargadas, en particular núcleos de nitrógeno.
Características generales de los
espectros atómicos.

33. Cuando se hace pasar la luz por un prisma, ésta se descompone en sus
componentes, en un proceso denominado dispersión, tal y como puedes observar
en la siguiente animación en la que se simula la descomposición de la luz blanca:
Al calentar un elemento gaseoso hasta que llega a la incandescencia, se produce
una emisión de luz que, al hacerla pasar por un prisma, se descompone en forma
de un espectro discontinuo, que consta de una serie de líneas correspondientes a
determinadas frecuencias y longitudes de onda.
A este tipo de espectros se los conoce como espectros de emisión, y tienen la
característica fundamental que cada elemento químico presenta un espectro
característico propio, específico y diferente de los del resto de elementos, que
sirve como "huella digital" permitiendo identificarlo fácilmente. A continuación se
muestra el espectro de emisión del hidrógeno:

34. Es posible también obtener el espectro de un gas de una forma complementaria,
iluminando con luz blanca (que presenta todas las frecuencias posibles) una
muestra del gas en cuestión, de forma que se observan unas líneas oscuras sobre
el fondo iluminado, correspondientes a las longitudes de onda en las que el
elemento absorbe la energía.
A este espectro se le conoce como espectro de absorción y es complementario al
de emisión, puesto que las líneas de ambos coinciden para un mismo elemento,
tal y como puedes observar en el espectro de absorción del hidrógeno que se
muestra a continuación.
A la vista de estas series espectrales para el átomo de hidrógeno, resultó que el
modelo atómico de Rutherford era incapaz de explicar por qué razón cuando se
comunicaba energía a los átomos, después la emitían con unas frecuencias
determinadas.
Por otra parte, según la física clásica una carga en movimiento emite
continuamente energía, por lo que los electrones que giran alrededor del núcleo
con aceleración centrípeta cada vez tendrían menos energía, y acabarían cayendo
sobre el núcleo, radiando energía en dicho proceso y dando lugar a la destrucción
del átomo. Pero el átomo es estable.

35. Modelo de Bohr. Éxitos e
inconvenientes.

36. El modelo atómico de Bohr1 es un modelo clásico del átomo, pero fue el primer
modelo atómico en el que se introduce una cuantización a partir de ciertos
postulados. Dado que la cuantización del momento es introducida en forma
adecuada, el modelo puede considerarse transaccional en cuanto a que se ubica
entre la mecánica clásica y la cuántica. Fue propuesto en 1913 por el físico danés
Niels Bohr, para explicar cómo los electrones pueden tener órbitas estables
alrededor del núcleo y porqué los átomos presentaban espectros de emisión
característicos (dos problemas que eran ignorados en el modelo previo de
Rutherford). Además, el modelo de Bohr incorporaba ideas tomadas del efecto
fotoeléctrico, explicado por Albert Einstein.
Bohr intentaba hacer un modelo atómico capaz de explicar la estabilidad de la
materia y los espectros de emisión y absorción discretos que se observan en los
gases. Describió el átomo de hidrógeno con un protón en el núcleo, y girando a su
alrededor un electrón. El modelo atómico de Bohr partía conceptualmente del
modelo atómico de Rutherford y de las incipientes ideas sobre cuantización que
habían surgido unos años antes con las investigaciones de Max Planck y Albert
Einstein.
En este modelo los electrones giran en órbitas circulares alrededor del núcleo,
ocupando la órbita de menor energía posible, o la órbita más cercana posible al
núcleo. El electromagnetismo clásico predecía que una partícula cargada
moviéndose de forma circular emitiría energía por lo que los electrones deberían
colapsar sobre el núcleo en breves instantes de tiempo. Para superar este
problema Bohr supuso que los electrones solamente se podían mover en órbitas
específicas, cada una de las cuales caracterizada por su nivel energético. Cada
órbita puede entonces identificarse mediante un número entero n que toma
valores desde 1 en adelante. Este número "n" recibe el nombre de número
cuántico principal.
Bohr supuso además que el momento angular de cada electrón estaba cuantizado
y solo podía variar en fracciones enteras de la constante de Planck. De acuerdo al

37. número cuántico principal calculó las distancias a las cuales se hallaba del núcleo
cada una de las órbitas permitidas en el átomo de hidrógeno. Estos niveles en un
principio estaban clasificados por letras que empezaban en la "K" y terminaban en
la "Q". Posteriormente los niveles electrónicos se ordenaron por números. Cada
órbita tiene electrones con distintos niveles de energía obtenida que después se
tiene que liberar y por esa razón el electrón va saltando de una órbita a otra hasta
llegar a una que tenga el espacio y nivel adecuado, dependiendo de la energía
que posea, para liberarse sin problema y de nuevo volver a su órbita de origen.
Sin embargo no explicaba el espectro de estructura fina que podría ser explicado
algunos años más tarde gracias al modelo atómico de Sommerfeld.
Históricamente el desarrollo del modelo atómico de Bohr junto con la dualidad
onda-corpúsculo permitiría a Erwin Schrödinger descubrir la ecuación fundamental
de la mecánica cuántica.
Inconvenientes
Como hemos mencionado, este modelo también tiene ciertas carencia y errores.
El primero de todos es que no explica ni da razones por las que los electrones
tengan que estar limitados únicamente a órbitas específicas. Directamente asume
que los electrones tienen un radio y una órbita que se conoce. Sin embargo, esto
no es así. Una década más tarde, el principio de incertidumbre de Heisenberg
desmintió esto.
A pesar de que este modelo atómico era capaz de modelar el comportamiento de
los electrones en átomos de hidrógeno, no era tan exacto cuando se trata de
elementos con una mayor cantidad de electrones. Se trata de un modelo que tiene
problemas para poder explicar el efecto Zeeman. Este efecto es el que se puede
ver cuando las líneas espectrales se dividen en dos o más en presencia de un
campo magnético externo y estático.
Otro de los errores y limitaciones que tiene este modelo es que proporciona un
valor incorrecto para el momento angular de la órbita del estado fundamental.
Todos estos errores y limitaciones mencionadas hacen que el modelo atómico de
Bohr fuera reemplazado por la teoría cuántica años más tarde.
Espero que con este artículo puedan saber más sobre el modelo atómico de Bohr
y sus aplicaciones en la ciencia.

38. Modelo mecano cuántico. Orbitales y
números cuánticos.

39. El modelo mecano cuántico establece que los electrones se encuentran alrededor
del núcleo ocupando posiciones más o menos probables, pero su posición no se
puede predecir con total exactitud.
• Se llama orbital a la región del espacio en la que existe una probabilidad elevada
(superior al 90%) de encontrar al electrón.
Modelo mecano-cuántico
• Comenzó a principios del siglo XX, cuando las dos de las teorías que intentaban
explicar ciertos fenómenos (la ley de gravitación universal y la teoría
electromagnética clásica) se volvían insuficientes para explicarlos.
• Max Planck enunció entonces la hipótesis de que la radiación electromagnética
es absorbida y emitida por la materia en forma de «cuantos» de luz o fotones de
energía mediante una constante estadística, que se denominó constante de
Planck.
• Albert Einstein retomo la hipótesis de Planck proponiendo que la luz en ciertas
circunstancias, se comporta como partículas de energía independientes. Fue
Albert Einstein quien completó en 1905 las correspondientes leyes de movimiento
en su teoría especial de la relatividad.
Modelo mecano-cuántico
• Es el modelo aceptado actualmente. Fue expuesto en 1925 por Heisenberg y
Schrödinger.
• Aspectos característicos: ·Dualidad onda-partícula: Broglie propuso que las
partículas materiales tienen propiedades ondulatorias, y que toda partícula en
movimiento lleva una onda asociada.
·Principio de indeterminación de Heisenberg: establece que es imposible situar a
un electrón en un punto exacto del espacio.
• Las ecuaciones del modelo mecano-cuántico describen el comportamiento de los
electrones dentro del átomo, y recogen su carácter ondulatorio y la imposibilidad
de predecir sus trayectorias exactas.

40. • Así establecieron el concepto de orbital: región del espacio del átomo donde la
probabilidad de encontrar un electrón es muy grande.
Orbitales
• Existen distintos tipos de orbitales que se identifican con letras: s, p, d y f.
• La forma y el tamaño de un orbital depende del nivel y del subnivel de energía en
que se encuentra.
• El tamaño del orbital es mayor en los niveles superiores.
• El tipo de orbitales que hay en cada nivel también está determinado:
·en el primer nivel solo hay un orbital de tipo s.
·en el segundo nivel hay orbitales de tipo s y p. ·en el tercer nivel hay orbitales de
tipo s, p y d.
·en el cuarto nivel y los siguientes hay orbitales de tipo s, p, d y f.
Orbitales s
• Tienen simetría esférica alrededor del núcleo.
• Pueden contener hasta un máximo de dos electrones.
• Hay un orbital s en cada nivel de energía.
Orbitales p
• Es un conjunto de tres parejas de lóbulos orientadas en las tres dimensiones.
• Cada uno de estos tres lóbulos puede tener un máximo de tres electrones, por lo
tanto, un orbital p lleno contiene seis electrones.
• Puede encontrarse a partir del segundo nivel de energía.

41. Orbitales d
• Es un conjunto de cinco orbitales dispuestos en los planos X, Y y Z.
• Cada uno de estos cinco orbitales puede contener un máximo de dos electrones,
por lo tanto, un orbital d completo tiene diez electrones.
• Pueden encontrarse a partir del tercer nivel de energía.
Orbitales f
• Es un conjunto de siete orbitales simétricamente distribuidos sobre los planos X,
Y y Z.
• En cada uno de estos siete orbitales puede haber un máximo de dos electrones,
por lo tanto, un orbital f completo tiene catorce electrones.
• Pueden encontrarse a partir de la cuarta capa.

42. Conclusión

43. Demócrito fue el que postuló por primera vez un modelo acerca del átomo.
Desarrolló la Teoría Atómica del Universo la cual, no se apoyaba de experimentos,
sino de razonamientos lógicos. Demócrito decía que la materia es una mezcla de
elementos que poseen las mismas características, comprendidos de entidades
infinitamente pequeñas, que no podríamos observar a simple vista, llamándolos
átomos.
Después vino dalton, postuló su teoría atómica retomando algunas ideas de
Demócrito. Gracias a este modelo se considera al átomo como la partícula
fundamental de la materia, con la característica de que al agruparse forman
moléculas.
Basándose con la información que existía en ese entonces, Thompson presentó
su modelo. consistía en una especie de “pastel” en la que los electrones aparecían
incrustados como si fueran “trocitos de fruta”. De esta forma, pretendía explicar
que la mayoría de la masa estaba asociada con la carga positiva y que había un
número determinado de electrones distribuidos uniformemente dentro de esa
masa con carga positiva.
Rutherford fue discípulo de Thompson; e identificó dos tipos de radiaciones a las
que llamó alfa (α) y beta (β). Gracias a su experiencia en radiación, estableció un
modelo molecular.
Bohr realizó estudios con hidrógeno y gracias a esto estableció que:
Los átomos que tienen el mismo número de electrones de valencia y que poseen
distintos números, tienen características similares.
Los átomos tienen un núcleo demasiado pequeño y denso que contiene partículas
subatómicas.
Los electrones se encuentran en diferentes órbitas alrededor del núcleo.
Los átomos son eléctricamente neutros, pero si tienen electrones cargados
negativamente, deben contener otras partículas con carga positiva (protones).
Chadwick descubre que el núcleo está compuesto por protones y neutrones.

44. Bibliografía

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https://es.khanacademy.org/science/ap-chemistry/electronic-structure-of-atoms-
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elNeutron.pdf recuperado 29/11/21
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