El documento aborda el estudio de los modelos atómicos, comenzando con la historia del átomo y explorando teorías desde Demócrito hasta el modelo mecano-cuántico. Se describe la estructura del átomo, compuesta por protones, neutrones y electrones, y se detallan diferentes modelos atómicos como los de Dalton, Thomson y Rutherford, resaltando sus postulados y limitaciones. Finalmente, se menciona el descubrimiento del neutrón y se discuten características de los espectros atómicos.

1. Nanchital Veracruz 04 de Diciembre del2020
NOMBRE DEL ALUMNO Luis Daniel Castillo Rodríguez
MATRICULA 18190065
PERIODO ESCOLAR SEP-DICIEMBRE 2020 GRUPO 701
NOMBRE DEL DOCENTE
Saraí Nintai Orozco García
Universidad Tecnológica del Sureste de Veracruz
Química Industrial
“FÍSICA PARA INGENIERIA”
RESULTADO DE APREDIZAJE:
“MODELOS ATÓMICOS”

2. Índice
Introducción……………………………………… 3
Historia del átomo………………………………. 5
Modelo atómico de Dalton……………………...7
Modelo atómico de Thomson………………...10
Modelo atómico de Rutherford……………….13
Descubrimiento del neutrón…………………..15
Características de los espectros atómicos…16
Modelo atómico de Bohr……………………….18
Modelo mecano cuántico: Orbitales y
números cuánticos………………………………20
Conclusión…………………………...……………22
Bibliografía…………………………………………22

3. Introducción
Como se deriva directamente de su nombre, la físicaatómica y la física
nuclear nacen del estudio de los átomos y sus propiedades.A grandes
rasgos, se puede decir que la primera tiene poco más de 200 años y la
segundarecién ha cumplido su primercentenario. Demócrito y Leucipo,
400 años antes de Cristo, proponen una unidad de materia indivisible,
eterna, homogénea,incompresible e invisible, en movimiento constante
en el vacío y que entre sí solo se diferenciaba en tamaño, forma y
posición: el átomo.
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. El átomo está compuesto
por tres sub partículas:
 Protones, con carga positiva.
 Neutrones, sin carga eléctrica (o carga neutra).
 Electrones, con carga negativa.
A su vez, se divide en dos partes:
 El núcleo. Formado por neutrones y protones.
 La corteza. Formada únicamente por electrones.

4. 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 d el núcleo
(positiva) es igual a la carga negativa de los electrones, de modo
que la carga eléctrica total es neutra.
1.1 Estructura de un átomo

5. Historia del átomo
El conocimiento delátomo, como todo conocimiento científico,nace de
la curiosidad del hombre por comprender lo que le rodea en su
naturaleza y en su funcionamiento. Por explicarse los fenómenos
naturales.
Los filósofos griegos discutieron mucho sobre la naturaleza de la
materia y concluyeron que el mundo debía ser más sencillo de lo que
parecía.
En el siglo V a.C. Leucipo sostenía que todas las formas de materia
debíanestar constituidas por un mismo tipo de elemento que adoptaba
formas diferentes. Sostenía, además, que si dividíamos la materia en
partes cada vez más pequeñas, acabaríamos encontrando una porción
que no se podríaseguirdividiendo.Undiscípulo suyo,aunque hay quien
piensa que podrían ser el mismo, Demócrito, bautizó a estas partes
indivisibles e infinitas de materia con el nombre de átomos,término que
en griego significa “que no se puede dividir”, y que siempre estarían en
movimiento y rodeadas de vacío.
Unos años más tarde Empédocles (siglo IV a.C.) estableció que la
materia estaba formada por 4 elementos: tierra, agua, aire y fuego.
Aristóteles (siglo III a.C.) Agregó el “éter” como quintaesencia, negó la
existencia de los átomos de Demócrito y reconoció la teoría de los 4
elementos, la cual, gracias a su prestigio y al posterior de Platón, se
mantuvo vigente en el pensamiento de la humanidad, perdurando a
través de la Edad Media y el Renacimiento.

6. Hoy sabemos que aquellos 4 elementos iniciales no forman parte de los
106 elementos químicos actuales.
En 1808, John Dalton publicó su teoría atómica, que retomaba las
antiguas ideas de Leucipo y Demócrito. Según la teoría de Dalton:
1. Los elementos estánformados porpartículas discretas,diminutas
e indivisibles,llamadas átomos, que no se alteran en los cambios
químicos.
2. Los átomos de un mismo elemento son todos iguales entre sí en
masa, tamaño y en el resto de las propiedades físicas o químicas.
Porel contrario,los átomos de elementosdiferentestienendistinta
masa y propiedades.
3. Los compuestos se forman por la unión de átomos de los
correspondientes elementos segúnuna relación numérica sencilla
y constante. Por ejemplo, el agua está formada por 2 átomos del
elemento hidrógeno y 1 átomo del elemento oxígeno.
1.2 Simbología de Dalton para la representación de elementos
Hoy sabemos que ninguno de estos tres puntos es completamente
cierto; sin embargo, Dalton contribuyó enormemente a entender cómo
estaba formada la materia.

7. Modelo atómico de Dalton
Origen del modelo atómico
Dalton era profesor en una Universidad de Manchester (Inglaterra),
interesado en la meteorología.Estudiando la naturaleza delaire, Dalton
propuso en1803 laley de las presiones parciales de los gases.Élpensó
que los gases consistían de pequeñas partículas que se atraían y
rechazaban entre sí.
En 1804 propuso la ley de las proporciones múltiples, según la cual un
compuesto está constituido por una cantidad fija y proporcional de
elementos. Aunque Dalton publicó su trabajo parcialmente en revistas
científicas de la época,toda la información fue recopiladaen 1808 en el
libro Un nuevo sistema de filosofíaquímica,donde explicó con detalles
todos sus hallazgos obtenidos.
Síntesis del modelo atómico
El modelo atómico de Daltonrepresentaal átomo como la partícula más
pequeña e indivisible de la materia. John Dalton (1766-1844) propuso
que los átomos eran los bloques de construcciónbásicos de la materia
y los representaba como esferas sólidas.
La ideade que la materia estabacompuestade partículas pequeñísimas
que ya no se podíandividir fue consideradainicialmente en el siglo V a.
de C. por Demócrito.Sin embargo, pasaron más de 20 siglos para que
la noción del átomo fuera aceptada.

8. Dalton realizó la primera presentación científica del átomo en
1808. Posteriormente, este modelo atómico fue desplazado al avanzar
el conocimiento y la tecnología.
1.3 Modelo atómico de Dalton
Postulados del modelo atómico
Los postulados delateoríaatómicade Dalton se infierende sus trabajos
de investigaciónsobre elátomo.A continuación,te explicamos cadauna
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.

9.  Los compuestos químicos se forman cuando los átomos se
combinan:Un átomo de una sustancia X se combinaconun 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 producenporla 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.
1.4 Imagen plasmada acerca del modelo atómico de Dalton

10. Modelo Atómico de Thompson
Síntesis del modelo atómico
Sir Joseph John Thomson fue un científico británico que descubrió la
primera partícula subatómica, el electrón. J.J. Thomson descubrió
partículas cargadas negativamente mediante un experimento de tubo
de rayos catódicos en el año 1897.
Como consecuencia de este descubrimiento, y considerando que aún
no se tenía evidencia del núcleo de átomo, Thomson pensó que los
electrones se encontraban inmersos en una sustancia de carga positiva
que contrarrestaba la carga negativa de los electrones, ya que los
átomos tienen carga neutral. Algo semejante a tener una gelatina con
pasas flotando adentro. Por este motivo a su modelo atómico se le
conoció como el modelo del pudín con pasas.
En este modelo,Thompsonaún llamaba a los electrones corpúsculosy
consideraba que estaban dispuesto en forma no aleatoria, en anillos
giratorios,sin embargo la parte positiva permanecíaenformaindefinida.
1.5 Modelo atómico de Thompson

11. Este modelo creado en 1904, nunca tuvo una aceptación académica
generalizada y fue rápidamente descartado cuando en 1909 Geiger y
Marsden hicieron el experimento de la lámina de oro.
En este experimento, estos científicos, también residentes de la
universidad de Manchester y discípulos de Ernst Rutherford, hicieron
pasar un haz de partículas alfa de Helio, a través de una lámina de oro.
Las partículas alfa son iones de un elemento, o sea, núcleos sin
electrones y por lo tanto con carga positiva. El resultado fue que este
haz se dispersaba al pasar por la lámina de oro, lo que hacía concluir
que debía haber un núcleo con fuerte carga positiva que desviaba el
haz.
En el modelo atómico de Thomson,la carga positiva estaba distribuida
en la “gelatina” que contenía los electrones por lo que un haz de iones
debería pasar a través del átomo en ese modelo.
Errores y limitaciones del modelo atómico
 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

12.  Los protones ylos neutrones aún no eran descubiertosyThomson
un científico serio se basóprincipalmente encrearuna explicación
con los elementos científicamente probados en la época.
 Fue rápidamente descartado porlos experimentosde lalámina de
oro realizados.
 En este experimento se demostró que debería existir algo dentro
del átomo con una fuerte carga positiva y mayor masa, el núcleo.
Impacto del modelo de Thompson
Pese asus deficiencias ysubreve vida, el modelo del“Pudínconpasas”
representó un paso importante en el desarrollo de la teoría atómica ya
que incorporó partículas subatómicas y nuevos descubrimientos,como
la existencia del electrón, e introdujo la noción del átomo como una
masa no inerte y divisible. A partir de este modelo, los científicos
supusieron que los átomos estaban compuestos de unidades más
pequeñas, y que los átomos interactuaban entre sí a través de muchas
fuerzas diferentes.
1.6 Estructura interna del protón

13. Modelo atómico de Rutherford
Origen del modelo atómico
A medida en que los científicos fueron conociendo la estructura
del átomo a través de experimentos, modificaron su modelo atómico
para ajustarlos a los datos experimentales.
El físico británico JosephJonh Tomsonobservó que los átomos tenían
cargas positivas y negativas, presentando su modelo un átomo estático
y macizo, las cargas positivas y negativas estaban en reposo
neutralizándose mutuamente, los electrones estaban incrustados en
una masa positiva como las pasas en un pastel de frutas, mientras su
compatriota Ernest Rutherfor descubrió que la carga positiva del átomo
está concentrada en su núcleo y dedujo que el átomo debía estar
formado por una corteza con los electrones girando alrededor de un
núcleo central cargado positivamente, este modelo era dinámico y
hueco, pero de acuerdo con las leyes de la física clásica, inestable.
Postura del modelo atómico
Para Ernest Rutherford, el átomo era un sistema planetario de
electrones girando alrededorde un núcleo atómico pesado y con carga
eléctrica positiva.
El modelo atómico de Rutherford puede resumirse de la siguiente
manera:
 El átomo posee un núcleo central pequeño, con carga eléctrica
positiva, que contiene casi toda la masa del átomo.

14.  Los electrones giran a grandes distancias alrededordel núcleo en
órbitas circulares.
 La suma de las cargas eléctricas negativas de los electrones debe
ser igual a la carga positiva del núcleo, ya que el átomo es
eléctricamente neutro.
Errores y limitaciones del modelo atómico
Este modelo de sistemasolar propuesto por Rutherford no puede ser
estable según la teoría de Maxwell ya que, al girar, los electrones son
acelerados y deberíanemitir radiación electromagnética,perder
energía y como consecuenciacaer en el núcleo en un tiempo muy
breve de tiempo.
La explicación de cómo los electrones pueden tener órbitas estables
alrededordel núcleo y por qué los átomos presentaban espectrosde
emisión característicosy discretos sondos problemas que no se
explican satisfactoriamente por este modelo.
1.7 Modelo atómico de Rutherford

15. Descubrimiento del neutrón
ue predicho teóricamente en 1920 por Ernest Rutherford, recibió el
nombre de "neutrón" de William Draper Harkins en 1921 y fue después
propuesto por Santiago Antúnez de Mayolo en 1924 y en 1932 fue
descubierto y documentado por James Chadwick. Se localiza en el
núcleo del átomo. Antes de ser descubierto el neutrón, se creía que un
núcleo de número de masa A (es decir, de masa casi A veces la del
protón) y carga Z veces la del protón, estaba formada por A protones y
A-Z electrones. Pero existen varias razones por las que un núcleo no
puede contener electrones.
Finalmente (a finales de 1932) el físico inglés James Chadwick,
en Inglaterra, realizó una serie de experimentos de los que obtuvo unos
resultados que no concordaban con los que predecían las fórmulas
físicas: la energía producida por la radiación era muy superior y en los
choques no se conservaba el momento.Para explicar tales resultados,
era necesario optar por una de las siguientes hipótesis: o bien se
aceptaba la no conservación del momento en las colisiones o se
afirmaba la naturaleza corpuscular de la radiación. Como la primera
hipótesis contradecíalas leyes de la Física,se prefirió la segunda. Con
ésta, los resultados obtenidos quedaban explicados pero era necesario
aceptar que las partículas que formaban la radiación no tenían carga
eléctrica. Tales partículas tenían una masa muy semejante a la del
protón, pero sin carga eléctrica, por lo que se pensó que eran el
resultado de la unión de un protón y un electrón formando una especie
de dipolo eléctrico. Posteriores experimentos descartaron la idea del
dipolo y se conoció la naturaleza de los neutrones.

16. Características de los espectros atómicos
Cuando se irradia la materia con radiación electromagnética,la materia
puede absorber, y posteriormente emitir, ciertas longitudes de onda, o
frecuencias, en relación con su estructura interna. Cuando los cuerpos
sólidos,líquidoso gases aalta presiónsonexcitados convenientemente
por medio de calor o electricidad, se observan sus colores
característicos. Estos colores constituyen un todo continuo, lo que se
traduce en el colorrojo de la resistenciade un calentador o en el blanco
característico de una bombilla. Esto sucede porque existen muchos
átomos excitados que emitenondas de luz cuyas coloraciones parciales
se solapan produciendo un espejismo luminoso de continuidad.
Si realizamos la misma experiencia con gases a bajas presiones, es
decir con pocos átomos, es posible observar cómo la luz emitida por
ellos y dispersada luego por un prisma consta de una serie de líneas,
sin que exista una banda continua de colores; se observa que la
luminosidad emitida así es discontinua.
Por tanto trabajaremos con elementos químicos en estado gaseoso. A
este tipo de espectros se los conoce como espectros de emisión, y
tienen la característica fundamental que cada elemento químico
presenta un espectro característicopropio,específico y diferente de los
del resto de elementos, que sirve como "huella digital" permitiendo
identificarlo fácilmente.En la imagen se muestra el espectro de emisión
del hidrógeno.

17. 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 formaque 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 absorcióny es
complementario al de emisión,puesto que las líneas de ambos
coincidenpara un mismo elemento,tal y como puedes observar en el
espectro de absorcióndel hidrógeno y compararlo con el de emisión.
El espectro de emisiónde un elemento es el negativo del espectro de
absorción:a la frecuenciaa la que en el espectro de absorciónhay
una línea negra, en el de emisiónhay una línea emitida, de un color, y
viceversa Cada elemento tiene un espectro característico;por
tanto, un modelo atómico deberíaser capaz de justificar el espectro de
cada elemento
Espectro continuo de la luz blanca
Espectro de emisión del H
Espectro de absorción del H
1.8 Espectros

18. Modelo atómico de Bohr
Síntesis del modelo atómico
Aunque el modelo de Rutherford fue exitoso y revolucionario, tenía
algunos conflictos conlas leyes de Maxwell y con las leyes de Newton
lo que implicaría que todos los átomos fueran inestables. En el modelo
de Rutherford, lo electrones en movimiento con carga eléctrica
negativa deberíanemitir radiación electromagnéticade acuerdo a las
leyes de Electromagnetismo,lo que haría que esa pérdida de energía
hiciera que los electrones redujeran su órbita moviéndose en espiral
hacia el centro hasta colapsarcon el núcleo. El modelo de Bohr
resolvió esta problemáticaindicando que los electrones orbitan
alrededordel núcleo pero en ciertas orbitas permitidas con una
energía específicaproporcionala la constante de Planck.
Principios del modelo atómico
 Las partículas con carga positiva se encuentran en un volumen
muy pequeño comparado con el tamaño del átomo y contienen
la mayor parte de la masa del átomo.
 Los electrones con carga eléctrica negativa, giran alrededordel
núcleo en órbitas circulares.
 Los electrones orbitan el núcleo en órbitas que tienen un tamaño
y energíaestablecidos.Por lo tanto, no existen en un estado
intermedio entre las órbitas.

19.  La energíade la órbita está relacionada con su tamaño. La
energía más baja se encuentra en la órbita más pequeña.
Cuanto más lejos esté el nivel de energía del núcleo, mayor será
la energíaque tiene.
 Los niveles de energíatienen diferentes números de electrones.
Cuanto menor sea el nivel de energía, menor será la cantidad de
electrones que contenga, por ejemplo,el nivel 1 contiene hasta 2
electrones,el nivel 2 contiene hasta 8 electrones,y así
sucesivamente.
 La energíase absorbe o se emite cuando un electrónse mueve
de una órbita a otra.
Aciertos y errores del modelo atómico
Estableció una clara ruptura entre el mundo de lo macroscópico y el
mundo atómicos. Entre sus grandes aciertos cabe citar:
 Permite deducir valores para los radios de las órbitas y para sus
energías.
 Posibilita la deducción teórica de la fórmula de Rydberg y una
concordancia con la realidad hasta ahora desconocida.
Entre sus limitaciones tenemos:
 Aún no se desliga de la físicaclásica ya que se basa en parte en
sus principios.
 Las órbitas de los electrones deberían ser elípticas en lugar de
circulares como en los sistemas planetarios.

20. Modelo mecano cuántico: Orbitales y
números cuánticos
Ondas estacionarias
Un problema importante con el modelo de Bohr era que trataba
electrones como partículas que existían en órbitas definidas con
precisión. Con base en la idea de De Broglie de que las partículas
podíanmostrar comportamiento como de onda,el físico austriaco Erwin
Schrödingerteorizó que el comportamiento de los electrones dentro de
los átomos se podíaexplicar al tratarlos matemáticamente como ondas
de materia. Este modelo,que es la base delentendimiento moderno del
átomo, se conoce como el modelo mecánico cuántico o de las ondas
mecánicas.
El hecho de que solo haya ciertos estados o energías permitidas que un
electrón puede tener es similar a una onda estacionaria. Discutiremos
de forma breve algunas propiedades de las ondas estacionarias para
obtener una mejor idea de las ondas de materia electrónicas.
Ecuación de Schrödinger
En un nivel muy simple,podemos pensaren los electrones como ondas
estacionarias de materia que tienen ciertas energías permitidas.
Schrödinger formuló un modelo del átomo que suponía que los
electrones podíansertratados como ondas de materia. La forma básica
de la ecuación de onda de Schrödinger es así:
H^ψ=Eψ

21. ψ se llama una función de onda; H^, es conocido como el operador
hamiltoniano; y E es la energía de enlace del electrón. Resolver la
ecuaciónde Schrödingerdavarias funciones de onda como soluciones,
cada una con un valor permitido para E.
Orbitales y números cuánticos
El valor de la función de onda ψ en un punto dado en el espacio —x, y,
-z es proporcional a la amplitud de la onda de materia del electrón en
ese punto. Sin embargo, muchas funciones de onda son funciones
complejas que contienen la amplitud de la onda de materia no tiene
significado físico real.
Afortunadamente, el cuadrado de una función de onda, ψ2, es un poco
más útil. Esto es porque el cuadrado de una función de onda es
proporcional a la probabilidad de encontrar un electrón en un volumen
de espacio en particular dentro del átomo. La función psi^2ψ2psi,
squared a menudo se llama la densidad de probabilidad. La imagen
siguiente muestra las distribuciones de probabilidad para los orbitales
esféricos 1s, 2s y 3s.
.La existencia de nodos es análogo a las ondas estacionarias que
discutimos en la sección anterior. Los colores alternantes en los
orbitales 2s y 3s representan regiones del orbital con diferentes fases,
lo cual es una consideración importante en el enlace químico.

22. Conclusión
En conclusión final podemos determinar de una manera clara todo lo
aprendido con respecto a los modelos atómicos vistos anteriormente y
poder aclarar que todos estos modelos dados fueron de vital
importancia para lograr llegar al último modelo existente que define de
manera clara y concisa todo lo visto por científicos de antaño en la
búsqueda del aprendizaje del mismo ámbito científico.
Sin duda alguna cada modelo tuvo que aportar a su predecesor
basándose principalmente en lo que decíanlos anteriores modeloscon
el objetivo de mejorar lo que se tenía hasta ese momento de lo que
llevaba el átomo y todo lo que lo rodeaba y fue así únicamente que se
logró un claro avance científico que permitió a futuros genios de la
materia llegar a crear nuevos y diferentes modelostomando como base
principal los modelos atómicos antes mencionados que dieron un antes
y un después en la física que conocemos hoy en día.
Bibliografía
 GeoEnciclopedia, 2017, México, Extraido de:
https://www.geoenciclopedia.com/modelo-atomico-de-bohr/
 Javier Sanchez, 2014, México, Extraido de: http://elfisicoloco.blogspot.com/
 Khan Academy, 2017, EUA, Extraido de:
https://es.khanacademy.org/science/physics/quantum-physics/quantum-
numbers-and-orbitals/a/the-quantum-mechanical-model-of-the-atom
 EcuRed, 2008, Puerto Rico, Extraido de: https://www.ecured.com