1) El documento presenta información sobre la historia y modelos del átomo, incluyendo las teorías de Dalton, Thomson, y Rutherford. 2) Explica experimentos clave como los de Thomson con tubos de rayos catódicos que llevaron al descubrimiento del electrón. 3) Describe el descubrimiento del protón por Rutherford a través de experimentos con partículas alfa.

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ALUMNO  López Ramírez Kennia Gabriela
PERIODO SEP- DIC 2020 GRUPO 703
NOMBRE DEL
DOCENTE
Ing. Saraí Nintai Orozco García
I. QUÍMICA ÁREA INDUSTRIAL

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Índice
Concepto de átomo y estructura…………………...…………………………..….3
Historia del átomo…………………………………….…………………………….2
Modelo de Dalton…………………………………………………………………..5
Experimentos que condujeron al descubrimiento del electrón…………….…..7
Modelo de Thompson. Inconvenientes…………………………………………..8
Descubrimiento del protón…………………………………………………………9
Experimento de Rutherford……………………………………………………….10
Modelo de Rutherford. Inconvenientes………………………………………….11
Descubrimiento del neutrón……………………………………………………….12
Características generales de los espectros atómicos…………………………..13
Modelo de Borh. Éxitos e inconvenientes……………………………………….15
Modelo mecanocuántico. Orbitales y números cuánticos……………………….17

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Conceptodeátomoyestructura.
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.
 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.

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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.
Historiadelátomo
La teoría atómica es una teoría
científica de la naturaleza de la
materia. La teoría atómica afirma
que la materia está compuesta
de unidades llamadas átomos.
La teoría atómica comenzó como
un concepto filosófico en la
antigua Grecia. Entonces se
creía que un átomo era una
entidad indivisible. La
palabra átomo se origina en el
adjetivo atómico del griego
antiguo, que significa
"indivisible".
A partir del siglo XIX los
científicos empezaron a experimentar y a desarrollar teorías científicas.
A principios del siglo XX, los físicos descubrieron que el "átomo indivisible" en
realidad es un conglomerado de partículas subatómicas diferentes
(electrones, protones y neutrones).
La física de partículas es el campo científico que estudia las partículas
subatómicas. En este campo los físicos esperan descubrir la verdadera naturaleza
fundamental de la materia.
ModelodeDalton.
Dalton basó su teoría en dos leyes: la ley de la conservación de masa y la ley de
la composición constante.
La ley de la conservación de masa establece que, en un sistema cerrado, la
materia no se crea ni se destruye. Esto significa que si tenemos una reacción

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química, la cantidad de cada elemento debe ser la misma en los materiales de
partida y en los productos.
La ley de la composición constante establece que un compuesto puro siempre
tendrá la misma proporción de los mismos elementos.
Parte 1: toda la materia está hecha de átomos
Dalton hipotetizó que la ley de la conservación de
masa y la ley de las proporciones constantes podían
explicarse con el concepto de átomo. Propuso que
toda la materia está hecha de pequeñas partículas
indivisibles llamadas átomos, que imaginó como
"partículas sólidas, masivas, duras, impenetrables y
en movimiento".
Parte 2: todos los átomos de un elemento dado son idénticos en masa y en
propiedades
Dalton propuso que cada uno de los átomos de un elemento, como el oro, es
idéntico a cualquier otro átomo de ese elemento. También observó que los átomos
de un elemento difieren de los átomos de los demás elementos.
Parte 3: los compuestos son combinaciones de dos o más tipos de átomos
En la tercera parte su teoría atómica, Dalton propuso que los compuestos son
combinaciones de dos o más tipos diferentes de átomos.
Parte 4: una reacción química es un reordenamiento de átomos
En la cuarta y última parte de su teoría, Dalton sugirió que las reacciones químicas
no crean ni destruyen átomos, simplemente los reordenan.
La teoría atómica de Dalton se basa en los siguientes puntos más importantes:
 La teoría atómica de Dalton fue el primer intento completo para describir
toda la materia en términos de los átomos y sus propiedades.
 Dalton basó su teoría en la ley de la conservación de la masa y la ley de la
composición constante.
 La primera parte de su teoría establece que toda la materia está hecha de
átomos, que son indivisibles.
 La segunda parte de su teoría establece que todos los átomos de un
elemento dado son idénticos en masa y en propiedades.

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 La tercera parte de su teoría establece que los compuestos son
combinaciones de dos o más tipos diferentes de átomos.
 La cuarta parte de su teoría establece que una reacción química es un
reordenamiento de átomos.
Partes de su teoría tuvieron que ser modificadas con base en el descubrimiento de
las partículas subatómicas y los isótopos.
Experimentosquecondujeron aldescubrimiento delelectrón
A finales del siglo XIX, el físico J.J. Thompson 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, Thompson 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
cargada positivamente. De este hecho infirió que el rayo estaba compuesto de
partículas negativamente cargadas.
Thompson 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 Thompson a determinar la razón masa a carga de las
partículas del rayo catódico, que lo llevó a un descubrimiento fascinante masa de

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cada partícula era mucho, mucho menor que la de todo átomo conocido.
Thompson 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, Thompson 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 ∼
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de la masa de un átomo de hidrógeno.
 Estas partículas subatómicas se encuentran dentro de los átomos de todos
los elementos.
ModelodeThompson. Inconvenientes.
Thompson 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 pasa.
El error de Thomson fue la visualización del átomo, ya que este no era
exactamente una masa.
Al plantear que ambos tipos de partículas se encontraban estrechamente en
contacto ("budín de pasas") no podía justificar la generación de los espectros de
emisión que se habían observado al someter a descarga una muestra de un gas y
observado un espectro de líneas característico.
No distribuyó correctamente las cargas en el átomo. Thompson ya sabía de la
existencia de partículas subatómicas, pero sostenía que el átomo era una masa de
carga + en donde los electrones, con carga -, se incrustaban (como un "pudin" de
pasas). Esto es incorrecto, y ya lo demostró posteriormente Rutherford.
Los inconvenientes que plantea este modelo, tienen que ver con un conjunto de
fenómenos que aparecen a finales del siglo XIX y que muestran un

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comportamiento muy extraño de algunos átomos de ciertos elementos químicos:
recibe el nombre de radiactividad (antes era conocida como fosforescencia).
Descubrimiento delprotón.
Generalmente se le acredita a Ernest
Rutherford el descubrimiento del protón. En
el año 1918 Rutherford descubrió que
cuando se disparan partículas alfa contra un
gas de nitrógeno, sus detectores de
centelleo muestran los signos de núcleos de
hidrógeno. Rutherford determinó que el
único sitio del cual podían provenir estos
núcleos era del nitrógeno y que por tanto el
nitrógeno debía contener núcleos de hidrógeno. Por estas razones Rutherford
sugirió que el núcleo de hidrógeno, del que en la época se sabía que su número
atómico era 1, debía ser una partícula fundamental.
Antes que Rutherford, en 1886, Eugene Goldstein había observado rayos
catódicos compuestos por iones cargados positivamente. Después del
descubrimiento del electrón por J.J. Thomson, Goldstein sugirió que, puesto que el
átomo era eléctricamente neutro, el mismo debía contener partículas cargadas
positivamente. Goldstein usó los rayos canales y pudo calcular la razón
carga/masa. Encontró que dichas razones cambiaban cuando variaban los gases
que usaba en el tubo de rayos catódicos. Lo que Goldstein creía que eran
protones resultaron ser iones positivos. Sin embargo, sus trabajos fueron
largamente ignorados por la comunidad de físicos
ExperimentodeRutherford
En 1911, Rutherford, junto a Geiger y Marsden, llevaron a cabo un experimento
que consistía en bombardear con partículas alfa una fina lámina de oro, con el fin
de corroborar el modelo de Thomson, que sostenía que los átomos estaban
compuestos por una esfera con carga positiva repartida uniformemente por todo
su volumen, y que dentro de esta se encontraban unas pequeñas partículas,
llamadas electrones, con carga negativa y una masa muy pequeña.

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Las partículas alfa con carga positiva al atravesar la lámina de oro, deberían
desviarse ligeramente respecto a su dirección inicial.
Se observó que un gran número de las partículas lanzadas se desviaba
ligeramente, pero algunas sufrieron desviaciones grandes y, lo más importante, un
pequeño número de partículas rebotó hacia atrás.
Esto, para la idea que se tenía acerca del átomo, era tan impresionante e
imprevisible que, en palabras del propio Rutherford, era igual a si se disparaba
una bala de cañón contra una hoja de papel y esta rebotase.
ModelodeRutherford.Inconvenientes.
Para Ernest Rutherford, el átomo era un sistema planetario de electrones girando
alrededor de 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.
 Los electrones giran a grandes distancias alrededor del 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.
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

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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.
Descubrimiento delneutrón.
La tercera partícula fundamental es el neutrón, descubierto en
1932 por James Chadwick (1891-1974) al bombardear una
lámina de berilio con partículas alfa, observó la emisión por
parte del metal de una radiación de muy alta energía, similar a
los rayos gamma. Estudios posteriores demostraron que
dicha radiación estaba formada por partículas neutras (no
responden a los campos electricos) de masa ligeramente
superior a la de los protones.
El descubrimiento del neutrón permitió entender la razón por la que el átomo de
helio tiene una masa 4 veces superior a la del hidrógeno, conteniendo sólo dos
protones. La explicación radica en la existencia de 2 neutrones en su núcleo
Característicasgeneralesdelosespectrosatómicos.
Cuando descomponemos la luz del sol mediante un prisma obtenemos un
espectro continuo, formado por un elevado número de longitudes de onda.
Los gases, por el contrario, generan espectros discontinuos o de líneas. En la
siguiente figura se muestra el espectro del helio, obtenido al excitar los átomos de
helio mediante una descarga eléctrica, energía que absorben para emitirla
posteriormente en forma de luz.

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La luz emitida por los átomos de helio cuando se desexcitan pasas a través de
una rendija, dispersándose en un prisma y siendo registrada mediante una
película fotográfica.
Cada elemento químico tiene un espectro característico, que permite identificarlo.
Así, el helio (del griego, helios, significa sol) fue descubierto durante un eclipse
solar, 27 años antes de ser aislado.
En 1885, Johamm Balmer, obtuvo de forma empírica una ecuación que predecía
las frecuencias a las que aparecían las líneas espectrales del átomo de hidrógeno
en la región visible (serie de Balmer).
ν=3.2881x1015 s−1(122−1n2)(1)
Donde, ν, es la frecuencia a la que aparece cada línea del espectro y n un número
entero mayor o igual a dos.
Sustituyendo en la ecuación n=3 se obtene la frecuencia de la línea roja, con n=4
la azul verdosa, con n=5 la azul y así sucesivamente.
Las líneas espectrales nos dan una importante información sobre la estructura de
los átomos, sugiriendo que los electrones solo pueden encontrarse en ciertos
niveles de energía. Estas observaciones experimentales no podían ser explicadas
mediante la física clásica, dando lugar al nacimiento de una nueva teoría, la
mecánica cuántica.

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En 1888, Rydberg propuso una fórmula que generaba las lineas espectrales tanto
en la zona visible como en la infrarroja y ultravioleta.
ν=3.29x1015(1n2i−1n2f)(2)
Siendo ni y nf números enteros, con ni>nf
La constante de Rydberg puede expresarse en diferentes unidadades:
R=1.096x107m−1
R=3.29x1015s−1
R=2.18x10−18J
ModelodeBorh.Éxitoseinconvenientes.
En el modelo de Rutherford, lo electrones en movimiento con carga eléctrica
negativa deberían emitir radiación electromagnética de 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
colapsar con el núcleo. El modelo de Bohr resolvió esta problemática indicando
que los electrones orbitan alrededor del núcleo pero en ciertas orbitas permitidas
con una energía específica proporcional a la constante de Planck.
Estas órbitas definidas se les refirió como
capas de energía o niveles de energía.
En otras palabras, la energía de un
electrón dentro de un átomo no es
continua, sino “cuantificada”. Estos
niveles están etiquetados con el número
cuántico n (n = 1, 2, 3, etc.) que según él
podría determinarse usando la fórmula de
Ryberg, una regla formulada en 1888 por
el físico sueco Johannes Ryberg para
describir las longitudes de onda de las
líneas espectrales de muchos elementos químicos.
Este modelo de niveles de energía, significaba que los electrones solo pueden
ganar o perder energía saltando de una órbita permitida a otra y al ocurrir esto,
absorbería o emitiría radiación electromagnética en el proceso.

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El modelo de Bohr era una modificación al modelo Rutherford, por lo que las
características de un núcleo central pequeño y con la mayoría de la masa se
mantenía. De la misma forma, los electrones orbitaban alrededor del núcleo similar
a los planetas alrededor del sol aunque sus órbitas no son planas.
Principios básicos del modelo atómico de Bohr:
 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 alrededor del núcleo en
órbitas circulares.
 Los electrones orbitan el núcleo en órbitas que tienen un tamaño y energía
establecidos. Por lo tanto, no existen en un estado intermedio entre las
órbitas.
 La energía de 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 energía que tiene.
 Los niveles de energía tienen 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 energía se absorbe o se emite cuando un electrón se mueve de una
órbita a otra.
El modelo no da ninguna razón por la cual los electrones se limitan únicamente a
órbitas específicas.
Asumió que los electrones tienen un radio y una órbita conocidos, algo que el
Principio de Incertidumbre de Werner Heisenberg desmentiría una década más
tarde. El modelo atómico de Bohr era capaz de modelar el comportamiento de los
electrones en átomos de hidrógeno, pero no era tan exacto cuando se trataba de
elementos con mayor cantidad de electrones.
Este modelo también tenía conflictos para explicar el efecto Zeeman. Este efecto
que se observa cuando las líneas espectrales se dividen en dos o más en
presencia de un campo magnético externo y estático. De la misma forma, este
modelo proporciona un valor incorrecto para el momento angular orbital del estado
fundamental.
Modelomecanocuántico. Orbitalesynúmeros cuánticos.

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En 1927 se cerró el círculo abierto en 1913
con Bohr. Fue entonces cuando Erwin
Schrödinger propuso un modelo de átomo
completamente cuántico. En él no
quedaban rastros de las órbitas
electrónicas. El átomo no se parecía a un
pequeño sistema planetario en miniatura.
Ecuación de Schrödinger
La deducción de la ecuación de Schrödinger se puede obtener a partir de la
ecuación de una onda estacionaria y la aplicación de la dualidad onda-corpúsculo
enunciada por De Broglie.
La energía total del sistema atómico es la suma de la energía cinética y potencial.
A partir de la ecuación de De Broglie se puede obtener la velocidad del electrón y
sustituirla en la ecuación anterior
Aceptando que el electrón, al estar confinado, se comporta en el átomo como una
onda estacionaria, se cumplirá:
En esta ecuación se puede sustituir la longitud de onda del electrón que
previamente hemos utilizado

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Esta ecuación suele expresarse de la siguiente manera en una o tras
dimensiones:
La principal conclusión de este proceso de resolución es que hay una solución
de Ψpara cada trio de valores de los números cuánticos n, l, m. Donde n puede
tomar valores enteros igual o mayor que 1, l puede tomar cualquier valor entero
entre 0 y n-1, y m cualquier valor entero entre +l y -l.
Orbitales
Acabamos de ver que cuando se resuelve la ecuación de Schrödinger para un
átomo, la función de onda ψ es siempre cero salvo para ciertos conjuntos de
valores de tres números cuánticos que unas condiciones muy estrictas.
Una vez calculadas las funciones de onda ψ para los diferentes conjuntos de los
tres números cuánticos, se puede obtener su cuadrado y calcular la distribución de
probabilidad de los electrones en el átomo. Para cada valor permitido de la función
de onda hay, por tanto, un valor permitido de la energía del átomo y una
distribución espacial de la densidad electrónica. Denominamos orbitales a cada
una de las soluciones de la ecuación de Schrödinger.
Podemos comparar las diferentes maneras de vibrar la cuerda de una guitarra con
las diferentes maneras de "vibrar" la onda material de los electrones en el átomo.
Cada estado estacionario de vibración de la cuerda sujeta por sus extremos sería
comparable a los diferentes estados estacionarios de vibración del electrón en el
átomo (orbitales).

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Concusión
Por medio del presente trabajo se pudieron analizar los modelos atómicos a través
de la historia desde el primer modelo de Dalton en 1803 al actual modelo
mecánico cuántico.
La evolución de los modelos atómicos indica que la ciencia siempre está en
constante avance y que cada día se conoce algo nuevo, el átomo inició como una
partícula indivisible y posteriormente se logró dividir, es decir, que la materia es
divisible y además que es discontinua.

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Bibliografía
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Cultural.
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