Este documento presenta una historia cronológica de los modelos atómicos, comenzando con el modelo de Dalton en 1803 y finalizando con el modelo de Dirac en los años 1920-1930. Explica cada modelo histórico, incluyendo los modelos de Thomson, Rutherford, Bohr, Sommerfeld y Schrödinger, así como sus éxitos, limitaciones e influencia en el desarrollo de nuevos modelos atómicos.

1. NOMBRE DEL ALUMNO RAMOS CAMPOS JAEL
MATRICULA FISICA PARA INGENIERÍA
PERIODO ESCOLAR Sep- Diciembre 2020 GRUPO 701
NOMBRE DEL DOCENTE
M.A . Saraí Nintai Orozco Gracia
Universidad Tecnológica del Sureste de Veracruz
Química Industrial
Física para ingeniería
Modelos atómicos

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CONCEPTO DE ÁTOMO Y ESTRUCTURA ...................................................................... 2
ESTRUCTURA DEL ÁTOMO......................................................................................... 2
PARTES DEL ÁTOMO................................................................................................... 3
HISTORIA DEL ÁTOMO................................................................................................... 4
CRONOLOGIA............................................................................................................... 8
MODELO DE DALTON................................................................................................... 11
EXPERIMENTO QUE CONDUJERON AL DESCUBRIMIENTO DEL ELECTRÓN......... 12
MODELO DE THOMSON INCONVENIENTES............................................................... 14
DESCUBRIMIENTO DEL PROTÓN ............................................................................... 15
EXPERIMENTO DE RUTHERFORD ............................................................................... 15
EXPERIMENTO DE RUTHERFORD INCONVENIENTE ................................................ 16
DESCUBRIMIENTO DEL NEUTRÓN ............................................................................. 16
CARACTERÍSTICAS GENERALES DE LOS ESPECTROS ATÓMICOS ....................... 17
MODELO DE BORH. ÉXITOS E INCONVENIENTES .................................................... 19
MODELO MECANOCUÁNTICO. ORBITALES Y NÚMEROS CUÁNTICOS .................... 19
ORBITALES................................................................................................................. 20
NÚMEROS CUÁNTICOS............................................................................................. 21
CONCLUSIÓN................................................................................................................. 23
REFERENCIA BIBLIOGRAFICA...................................................................................... 23

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El átomo es la partícula más pequeña y estable que mantiene todas las
propiedades de un elemento. Es decir, la parte de materia más pequeña que
puede ser medida. Cada átomo, a su vez, posee partes más pequeñas, conocidas
como partículas subatómicas. Estas incluyen protones, neutrones y electrones.
Los átomos se combinan para formar moléculas que luego interactúan para
formar sólidos, líquidos y gases.
Estructura del átomo
El átomo está compuesto por dos regiones diferentes: el núcleo, donde están los
protones y los neutrones, y la nube u orbitales electrónicos, donde se encuentran
los electrones.
• Núcleo
El núcleo es el centro o corazón del átomo que está compuesto por protones y
neutrones. Tanto protones como neutrones poseen masa, pero sólo los protones
tienen carga positiva. Todos los átomos de un elemento tienen el mismo número
de protones, pero el número de neutrones puede cambiar. A estos átomos con
diferente número de neutrones se les conoce como isótopos de un elemento.
Por ejemplo, el carbono-12 y el carbono-14 son isótopos del elemento carbono,
que tiene 6 protones en su núcleo, pero el carbono-12 tiene 6 neutrones, mientras
que el Carbono-14 tiene 8 neutrones.
• Nube electrónica o corteza
Rodeando el núcleo, se encuentran los electrones en una especie de nube. Los
electrones poseen carga negativa. Los átomos se transforman en iones cuando
ganan o pierden electrones.

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Si hiciéramos la comparación de la estructura del átomo con un campo de fútbol,
la nube electrónica ocuparía todo el campo de fútbol, mientras que el núcleo del
átomo sería un granito de arena en el medio del campo.
Partes del átomo
1. El átomo de carbono posee seis protones, seis neutrones y seis electrones.
2. El átomo está compuesto por tres partículas subatómicas: protones,
neutrones y electrones.
• Protón
Es la partícula cargada positivamente que se encuentra en el núcleo del átomo.
Tiene una masa de aproximadamente 1,67 x 10-24 gramos, que es igual a 1
Dalton. El número de protones de un átomo determina el número atómico del
elemento. Por ejemplo, el hidrógeno posee un solo protón, entonces su número
atómico es igual a 1.
• Neutrón
Es la partícula neutra del núcleo del átomo con masa igual a la de un protón, es
decir, un Dalton.
• Electrón
Los electrones son las partículas subatómicas que orbitan alrededor del núcleo.
El electrón tiene una masa de 9,11 x 10-28 gramos, esto es 1/1800 la masa del
protón. Su masa es tan pequeña que se considera despreciable. Cada electrón
posee una carga negativa. La carga de un átomo es normalmente neutra, pues
tiene tantos protones como electrones, haciendo que las cargas positivas de uno
se cancelen con las cargas negativas del otro.

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1. Modelo de dalton
Fue el primer modelo atómico con bases científicas, fue formulado
en 1803 por John Dalton, quien imaginaba a los átomos como diminutas esferas.
Este primer modelo atómico postulaba:
• La materia está formada por partículas muy pequeñas llamadas átomos, que
son indivisibles y no se pueden destruir.
• Los átomos de un mismo elemento son iguales entre sí, tienen su propio peso
y cualidades propias. Los átomos de los diferentes elementos tienen pesos
diferentes.
• Los átomos permanecen sin división, aun cuando se combinen en las
reacciones químicas.
• Los átomos, al combinarse para formar compuestos guardan relaciones
simples.
• Los átomos de elementos diferentes se pueden combinar en proporciones
distintas y formar más de un compuesto.
• Los compuestos químicos se forman al unirse átomos de dos o más
elementos distintos.
Sin embargo desapareció ante el modelo de Thomson ya que no explica los rayos
catódicos, la radioactividad ni la presencia de los electrones (e-) o protones (p+).
2. Modelo de Thomson
Luego del descubrimiento del electrón en 1897 por Joseph John Thomson, se
determinó que la materia se componía de dos partes, una negativa y una positiva.

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La parte negativa estaba constituida por electrones, los cuales se encontraban,
según este modelo, inmersos en una masa de carga positiva a manera de pasas en
un pastel (de la analogía del inglés plum-pudding model) o uvas en gelatina.
Posteriormente Jean Perrin propuso un modelo modificado a partir del de Thomson
donde las «pasas» (electrones) se situaban en la parte exterior del «pastel»
(protones).
Para explicar la formación de iones, positivos y negativos, y la presencia de los
electrones dentro de la estructura atómica, Thomson ideó un átomo parecido a un
pastel de frutas. Una nube positiva que contenía las pequeñas partículas negativas
(los electrones) suspendidos en ella. El número de cargas negativas era el
adecuado para neutralizar la carga positiva. En el caso de que el átomo perdiera un
electrón, la estructura quedaría positiva; y si ganaba, la carga final sería negativa.
De esta forma, explicaba la formación de iones; pero dejó sin explicación la
existencia de las otras radiaciones.
3. Modelo de Nagaoka
Nagaoka rechazó el modelo de Thomson, debido a que las cargas son
impenetrables por la opuesta de cada una. Debido a su disconformidad propuso un
modelo alternativo en el que un centro de carga positiva estaba rodeado por un
número de electrones que giraban, haciendo el símil con Saturno y sus anillos.
En 1904, Nagaoka desarrolló uno de los primeros modelos planetarios del átomo. 1
Tales como el Modelo atómico de Rutherford. El Modelo de Nagaoka estaba basado
alrededor de la analogía con el planeta Saturno, y con las teorías que explicaban la
estabilidad y relaciones gravitatorias entre este y sus anillos. La cuestión era esta:
los anillos son muy estables porque el planeta que orbitan es muy masivo. Este
modelo ofrecía dos predicciones:
Un núcleo muy masivo (en analogía a un planeta muy masivo). Electrones girando
alrededor del núcleo atómico, atados a esa órbita por las fuerzas electrostáticas (en
analogía a los anillos girando alrededor de Saturno, atados a este por su fuerza
gravitatoria).
4. Modelo de Rutherford
Este modelo fue desarrollado por el físico Ernest Rutherford a partir de los
resultados obtenidos en lo que hoy se conoce como el experimento de Rutherford
en 1911. Representa un avance sobre el modelo de Thomson, ya que mantiene que
el átomo se compone de una parte positiva y una negativa. Sin embargo, a
diferencia del anterior, postula que la parte positiva se concentra en un núcleo, el
cual también contiene virtualmente toda la masa del átomo, mientras que los
electrones se ubican en una corteza orbitando al núcleo en órbitas circulares o
elípticas con un espacio vacío entre ellos. A pesar de ser un modelo obsoleto, es la
percepción más común del átomo del público no científico.

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Rutherford predijo la existencia del neutrón en el año 1920, por esa razón en el
modelo anterior (Thomson), no se habla de este.
Por desgracia, el modelo atómico de Rutherford presentaba varias incongruencias:
Contradecía las leyes del electromagnetismo de James Clerk Maxwell, las cuales
estaban muy comprobadas mediante datos experimentales. Según las leyes de
Maxwell, una carga eléctrica en movimiento (en este caso el electrón) debería emitir
energía constantemente en forma de radiación y llegaría un momento en que el
electrón caería sobre el núcleo y la materia se destruiría. Todo ocurriría muy
brevemente.
No explicaba los espectros atómicos.
5. Modelo de Bohr
Este modelo es estrictamente un modelo del átomo de hidrógeno tomando como
punto de partida el modelo de Rutherford. Niels Bohr trata de incorporar los
fenómenos de absorción y emisión de los gases, así como la nueva teoría de la
cuantización de la energía desarrollada por Max Planck y el fenómeno del efecto
fotoeléctrico observado por Albert Einstein.
«El átomo es un pequeño sistema solar con un núcleo en el centro y electrones
moviéndose alrededor del núcleo en órbitas bien definidas». Las órbitas están
cuantizadas (los electrones pueden estar solo en ciertas órbitas)
Cada órbita tiene una energía asociada. La más externa es la de mayor energía.
Los electrones no irradian energía (luz) mientras permanezcan en órbitas estables.
Los electrones pueden saltar de una a otra órbita. Si lo hace desde una de menor
energía a una de mayor energía absorbe un cuanto de energía (una cantidad) igual
a la diferencia de energía asociada a cada órbita. Si pasa de una de mayor a una
de menor, pierde energía en forma de radiación (luz).
El mayor éxito de Bohr fue dar la explicación al espectro de emisión del hidrógeno,
pero solo la luz de este elemento proporciona una base para el carácter cuántico de
la luz, el fotón es emitido cuando un electrón cae de una órbita a otra, siendo un
pulso de energía radiada.
Bohr no pudo explicar la existencia de órbitas estables y para la condición de
cuantización.
Bohr encontró que el momento angular del electrón es h/2π por un método que no
pudo justificar.

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6. Modelo de Sommerfeld
Órbitas elípticas en el modelo de Sommerfeld.
El modelo atómico de Bohr funcionaba muy bien para el átomo de hidrógeno, sin
embargo, en los espectros realizados para átomos de otros elementos se observaba
que electrones de un mismo nivel energético tenían distinta energía, mostrando que
existía un error en el modelo. Su conclusión fue que dentro de un mismo nivel
energético existían subniveles, es decir, energías ligeramente diferentes. Además
desde el punto de vista teórico, Sommerfeld había encontrado que en ciertos
átomos las velocidades de los electrones alcanzaban una fracción apreciable de la
velocidad de la luz. Sommerfeld estudió la cuestión para electrones relativistas.
El físico alemán finalmente Arnold Sommerfeld, con la ayuda de la teoría de la
relatividad de Albert Einstein, hizo las siguientes modificaciones del modelo de Bohr:
Los electrones se mueven alrededor del núcleo, en órbitas circulares o elípticas.
A partir del segundo nivel energético existen dos o más subniveles en el mismo
nivel.
El electrón es una corriente eléctrica minúscula.
7. Modelo de Schrödinger
Densidad de probabilidad de ubicación de un electrón para los primeros niveles de
energía.
Después de que Louis-Victor de Broglie propuso la naturaleza ondulatoria de la
materia en 1924, la cual fue generalizada por Erwin Schrödinger en 1926, se
actualizó nuevamente el modelo del átomo.
En el modelo de Schrödinger se abandona la concepción de los electrones como
esferas diminutas con carga que giran en torno al núcleo, que es una extrapolación
de la experiencia a nivel macroscópico hacia las diminutas dimensiones del átomo.
En vez de esto, Schrödinger describe a los electrones por medio de una función de
onda, el cuadrado de la cual representa la probabilidad de presencia en una región
delimitada del espacio. Esta zona de probabilidad se conoce como orbital. La gráfica
siguiente muestra los orbitales para los primeros niveles de energía disponibles en
el átomo de hidrógeno.
8. Modelo de Dirac
El modelo de Dirac usa supuestos muy similares al modelo de Schrödinger aunque
su punto de partida es una ecuación relativista para la función de onda, la ecuación
de Dirac. El modelo de Dirac permite incorporar de manera más natural el espín del
electrón. Predice niveles energéticos similares al modelo de Schrödinger
proporcionando las correcciones relativistas adecuadas.

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9. Modelos posteriores
Tras el establecimiento de la ecuación de Dirac, la teoría cuántica evolucionó hasta
convertirse propiamente en una teoría cuántica de campos. Los modelos surgidos
a partir de los años 1960 y 1970 permitieron construir teorías de las interacciones
de los nucleones. La vieja teoría atómica quedó confinada a la explicación de la
estructura electrónica que sigue siendo explicada de manera adecuada mediante el
modelo de Dirac complementado con correcciones surgidas de la electrodinámica
cuántica. Debido a la complicación de las interacciones fuertes solo existen modelos
aproximados de la estructura del núcleo atómico. Entre los modelos que tratan de
dar cuenta de la estructura del núcleo atómico están el modelo de la gota líquida y
el modelo de capas.
Posteriormente, a partir de los años 1960 y 1970, aparecieron evidencias
experimentales y modelos teóricos que sugerían que los propios nucleones
(neutrones, protones) y mesones (piones) que constituyen el núcleo atómico
estarían formados por constituyentes fermiónicos más elementales denominados
quarks. La interacción fuerte entre quarks entraña problemas matemáticos
complicados, algunos aún no resueltos de manera exacta. En cualquier caso lo que
se conoce hoy en día deja claro que la estructura del núcleo atómico y de las propias
partículas que forman el núcleo son mucho más complicadas que la estructura
electrónica de los átomos. Dado que las propiedades químicas dependen
exclusivamente de las propiedades de la estructura electrónica, se considera que
las teorías actuales explican satisfactoriamente las propiedades químicas de la
materia, cuyo estudio fue el origen del estudio de la estructura atómica.
CRONOLOGIA
18
08
John
Dalton
Durante el s.XVIII y principios del XIX algunos
científicos habían investigado distintos aspectos de las
reacciones químicas, obteniendo las llamadas leyes
clásicas de la Química.
La imagen
del átomo
expuesta
por Dalton
en su teoría
atómica,
para
explicar
estas leyes,
es la de
minúsculas
partículas
esféricas,
indivisibles
e
inmutables,

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iguales
entre sí en
cada
elemento
químico.
18
97
J.J.
Thomson
Demostró que dentro de los átomos hay unas
partículas diminutas, con carga eléctrica negativa, a las
que se llamó electrones.
De este
descubrimi
ento dedujo
que el
átomo
debía de
ser una
esfera de
materia
cargada
positivame
nte, en
cuyo
interior
estaban
incrustados
los
electrones.
(Modelo
atómico de
Thomson.)
19
11
E.
Rutherford
Demostró que los átomos no eran macizos, como se
creía, sino que están vacíos en su mayor parte y en su
centro hay un diminuto núcleo.
Dedujo que
el átomo
debía estar
formado
por una
corteza con
los
electrones
girando
alrededor
de un
núcleo
central
cargado
positivame
nte.
(Modelo
atómico de
Rutherford.
)

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19
13
Niels Bohr
Espectros atómicos discontinuos originados por la
radiación emitida por los átomos excitados de los
elementos en estado gaseoso.
Propuso un
nuevo
modelo
atómico,
según el
cual los
electrones
giran
alrededor
del núcleo
en unos
niveles bien
definidos. (
Modelo
atómico de
Bohr.)
Modelo Mecano-Cuántico
Es el modelo actual; fue expuesto en 1925 por Heisenberg y Schrödinger.
Erwin Schrödinger Werner Heisenberg
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: Heisenberg dijo que era 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. Así establecieron el concepto de orbital, región del espacio del
átomo donde la probabilidad de encontrar un electrón es muy grande.
• Características de los orbitales: La energía está cuantizada. Lo que marca la
diferencia con el modelo de Böhr es que este modelo no determina la
posición exacta del electrón, sino la mayor o menor probabilidad. Dentro del
átomo, el electrón se interpreta como una nube de carga negativa, y dentro

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de esta nube, en el lugar en el que la densidad sea mayor, la probabilidad de
encontrar un electrón también será mayor.
• El comportamiento de los electrones dentro del átomo se describe a través
de los números cuánticos. Los números cuánticos se encargan del
comportamiento de los electrones, y la configuración electrónica de su
distribución. Y por último, dada la cantidad de elementos, se necesitaba una
clasificación. Hoy en día se utiliza la Tabla Periódica, aunque le precedieron
muchas otras propuestas. En la Tabla Periódica los elementos se clasifican
según el número atómico.
En la actualidad
Los estudios más recientes han ido
profundizando en el conocimiento del
interior del átomo y del microcosmos
gracias, especialmente, a los
aceleradores de partículas. Por ello la
palabra átomo ha perdido su sentido
etimológico dado que ha sido dividido en
numerosas subparticulas:
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.

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Desde la última década del siglo XIX se produjeron descubrimientos y desarrollos
teóricos que ayudaron a comprender la naturaleza de la materia y su íntima relación
con los fenómenos ondulatorios. El electrón, la primera partícula subatómica
descubierta, fue detectado en los rayos catódicos, que se habían observado como
ráfagas, destellos e imágenes sobre pantallas o en el interior de tubos de gases.
• Los rayos catódicos
El estudio de las descargas eléctricas en gases adquirió a finales del siglo XIX una
importancia insospechada cuando ayudó a establecer una relación entre la hipótesis
atómica de la materia y los principios del electromagnetismo. Se descubrió que al
aplicar una diferencia de potencial de varios miles de voltios entre dos electrodos
de un tubo de descarga relleno de un gas enrarecido se producían destellos
luminosos que se propagaban a modo de rayos entre los electrodos del dispositivo.
Estas radiaciones se llamaron rayos catódicos porque siempre viajan desde el
electrodo negativo (cátodo) al positivo (ánodo).
• El electrón
Para estudiar las propiedades de los rayos catódicos, el científico inglés Joseph
John Thomson (1856-1940) diseñó un dispositivo formado por un tubo de vacío en
cuyos extremos se situaban dos electrodos metálicos a los que se aplicaba una
diferencia de potencial elevada. Los rayos catódicos emergentes del cátodo se
hacían pasar por un colimador para limitar la anchura del haz y, después, por unas
placas metálicas en las que se aplicaba un campo eléctrico. Finalmente, los rayos
se proyectaban sobre una pantalla fluorescente.
Esquema del experimento realizado por Thomson para el descubrimiento del
electrón en los rayos catódicos.
Con este esquema, Thomson observó que el campo eléctrico desviaba los rayos
catódicos en sentido vertical hacia la placa positiva. Ello demostraba la carga
eléctrica negativa inherente a estos rayos y la existencia de una masa y de la
consiguiente inercia, que impedía que fueran absorbidos por la placa. Por tanto,
debía existir una partícula elemental constituyente de los rayos catódicos, a la que
se llamó electrón.

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Thomson determinó el valor de la relación entre la carga e y la masa m del electrón,
que hoy día se acepta como:
• Experiencia de Millikan
Después del descubrimiento de Thomson sobre la relación carga-masa del electrón,
sólo restaba determinar el valor de una de estas magnitudes para conocer las
propiedades básicas de esta partícula elemental. De ello se encargó, tras varios
intentos aproximativos de otros investigadores, el estadounidense Robert A. Millikan
(1868-1953).
Entre 1909 y 1913, Millikan perfeccionó un complejo montaje experimental, basado
en esencia en el uso de un modelo en el que la aplicación de un campo eléctrico
intenso entre las placas de un condensador permite mantener inmóvil y suspendida
una gotita de aceite por equilibrio de las fuerzas gravitatoria y electrostática que
actúan sobre ella.
Tras arduas pruebas experimentales, Millikan logró
determinar la carga del electrón conociendo la masa de
la gota y la intensidad del campo eléctrico aplicado. Hoy
día, el valor admitido de esta carga es igual a 1,60210 ·
10-19 C.
A raíz de ello y de la relación de Thomson puede
deducirse la masa del electrón, que resulta igual 9,1091
· 10-31 kg (aproximadamente 1.836 veces menor que la
del átomo más ligero, el hidrógeno). La experiencia de
Millikan sirvió también para constatar que la del electrón
es la unidad fundamental de carga eléctrica.
Esquema del experimento de Millikan con el que
determinó la carga y la masa del electrón.a Se produce
un equilibrio de fuerzas que se traduce en la gota
inmóvil. B La carga de la gota es negativa.
• El protón y el neutrón
El inglés Joseph John Thomson investigó también, en la década de 1910, las
propiedades de los llamados rayos canales o positivos, que se producían en tubos
de descarga en la región del ánodo y se precipitaban hacia el cátodo a grandes
velocidades. Estos rayos se veían afectados por campos eléctricos y magnéticos
interpuestos en su trayectoria, lo que demostraba que estaban compuestos por
partículas con masa y provistas de una carga eléctrica positiva. Hacia 1920, estas

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partículas fueron identificadas por Ernest Rutherford al bombardear nitrógeno con
partículas alfa (núcleos de helio). Rutherford les asignó el nombre de protones.
El descubrimiento del neutrón, la tercera partícula constituyente de los átomos, hubo
de esperar hasta 1932, cuando el físico inglés James Chadwick (1891-1974)
observó las peculiaridades del comportamiento de los átomos del berilio al ser
bombardeados por partículas alfa. Este bombardeo provocaba la emisión por los
átomos de una radiación compuesta por partículas de masa aproximadamente igual
a la del protón y carga eléctrica nula, ya que no era desviada por los campos
eléctricos.
La constatación de la existencia de electrones, protones y neutrones como
partículas constituyentes de los átomos de los elementos conocidos abrió nuevos
horizontes a la interpretación sobre la condición de la materia y la energía, y auspició
un extraordinario desarrollo de la física, la química y la tecnología.

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Quien descubrió el protón fue el químico y físico
británico Ernest Rutherford (1871-1937). Después de
experimentar con gas nitrógeno y detectar signos de
lo que parecían ser núcleos de hidrógeno, Rutherford
concluyó que probablemente esos núcleos se
tratasen de partículas elementales.
Si bien esta idea fue dada por cierta durante buena
parte del siglo XX, a partir de los años setenta la
evidencia científica demostró que el protón estaba constituido por otras partículas
más pequeñas llamadas hadrones y mesones, que son, en realidad, las verdaderas
partículas elementales ya que, hasta ahora, no hay evidencia de que puedan
dividirse aún más o que contengan otras estructuras en su interior.
Décadas antes del hallazgo de Rutherford, el físico alemán Eugene Goldstein había
propuesto la idea de la existencia los protones. Sin embargo, sus ideas no fueron
tomadas en cuenta.
Los experimentos de Rutherford fueron una serie de experimentos históricos
mediante los cuales los científicos descubrieron que cada átomo tiene un núcleo
donde tiene las cargas positivas y la mayor parte de su masa se concentran. Ellos
dedujeron esto midiendo cómo un haz de partículas alfa se dispersa cuando golpea
una delgada hoja metálica. Los experimentos se realizaron entre 1908 y 1924 por
Hans Geiger y Ernest Marsden bajo la dirección de Ernest Rutherford en los
laboratorios de la Universidad de Mánchester.
La teoría popular de la estructura atómica fue la de JJ Thomson. Thomson fue el
científico que descubrió el electrón que forma parte de cada átomo. Thomson creía
que el átomo era una esfera de carga positiva en la cual estaban dispuestos los
electrones. Los protones y los neutrones eran desconocidos en esa época.
El modelo de Thomson no fue universalmente aceptado. Thomson mismo no fue
capaz de desarrollar un modelo estable y completo de su concepto. Hantaro
Nagaoka, un científico japonés, lo rechazó alegando que las cargas eléctricas
opuestas no pueden penetrar entre sí. En cambio, propuso que los electrones
orbitaban la carga positiva como los anillos de Saturno.

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• Según el modelo de Rutherford, el átomo presentaba el inconveniente de ser
inestable: La física clásica decía que una carga en movimiento emite
continuamente energía por lo que los electrones radiarían energía sin parar
hasta “caer” en el núcleo, con lo que el átomo se destruiría. ¡Pero esto no
sucede!
• Los espectros atómicos. El conjunto de líneas que se obtenían al hacer emitir
o absorber radiaciones por parte de los átomos era inexplicable con el
modelo de Rutherford.
Fue 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. Un electrón solamente podría encerrarse en un espacio de las
dimensiones de un núcleo atómico (10-12 cm) si fuese atraído por el núcleo una
fuerza electromagnética muy fuerte e intensa; sin embargo, un campo
electromagnético tan potente no puede existir en el núcleo porque llevaría a la
producción espontánea de pares de electrones negativos y positivos (positrones).
Por otra parte, existe incompatibilidad entre los valores del espín de los núcleos
encontrados experimentalmente y los que podrían deducirse de una teoría que los
supusiera formados por electrones y protones; en cambio, los datos experimentales
están en perfecto acuerdo con las previsiones teóricas deducidas de la hipótesis de
que el núcleo consta solo de neutrones y protones.
• Ernest Rutherford propuso por primera vez la existencia del neutrón en 1920,
para tratar de explicar que los núcleos no se desintegrasen por la repulsión
electromagnética de los protones.
• En el año 1930, en Alemania, Walther Bothe y H. Becker descubrieron que
si las partículas alfa del polonio, dotadas de una gran energía, caían sobre
materiales livianos, específicamente berilio, boro o litio, se producía una
radiación particularmente penetrante. En un primer momento se pensó que
eran rayos gamma, aunque estos eran más penetrantes que todos los rayos
gamma hasta ese entonces conocidos, y los detalles de los resultados
experimentales eran difíciles de interpretar sobre estas bases.
• En 1924, el físico Louis de Broglie presentó la existencia de un elemento
neutro en la Academia de Ciencias de París. Ese mismo año, el físico
peruano Santiago Antúnez de Mayolo, durante el III Congreso Científico

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Panamericano, presenta la ponencia Hipótesis sobre la constitución de la
materia, en la que predijo la existencia de un elemento neutro dentro del
átomo.[4] Cabe resaltar al respecto, que en la actualidad en ninguna obra
especializada sobre el neutrón se menciona la predicción de Antúnez de
Mayolo, ni siquiera en Historia del Neutrón de Donald J. Hughes.
• En 1930, Viktor Ambartsumian y Dmitri Ivanenko, en la URSS, encontraron
que, contrariamente a la opinión dominante de la época, el núcleo no puede
consistir en protones y electrones. Se comprobó que algunas partículas
neutras deben estar presentes además de los protones.
• En 1932, en París, Irène Joliot-Curie y Frédéric Joliot mostraron que esta
radiación desconocida, al golpear parafina u otros compuestos que contenían
hidrógeno, producía protones a una alta energía. Eso no era inconsistente
con la suposición de que eran rayos gamma de la radiación, pero un detallado
análisis cuantitativo de los datos hizo difícil conciliar la ya mencionada
hipótesis.
• 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 contradecía las 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.
El espectro atómico es un término de la física y la química que alude:
• Al espectro de absorción, la radiación electromagnética absorbida por un
átomo o molécula.
• Al espectro de emisión, la radiación electromagnética emitida por un átomo
Espectro continuo, de emisión y de absorción

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Cada átomo es capaz de emitir o absorber radiación electromagnética, aunque
solamente en algunas frecuencias que son características propias de cada uno de
los diferentes elementos químicos.
Si, mediante suministro de energía calorífica, se estimula un determinado elemento
en su fase gaseosa, sus átomos emiten radiación en ciertas frecuencias del visible,
que constituyen su espectro de emisión.
Si el mismo elemento, también en estado de gas, recibe radiación electromagnética,
absorbe en ciertas frecuencias del visible, precisamente las mismas en las que
emite cuando se estimula mediante calor. Este será su espectro de absorción.
Se cumple, así, la llamada Ley de Kirchoff, que nos indica que todo elemento
absorbe radiación en las mismas longitudes de onda en las que la emite. Los
espectros de absorción y de emisión resultan ser, pues, el negativo uno del otro.

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Puesto que el espectro, tanto de emisión como de absorción, es característico de
cada elemento, sirve para identificar cada uno de los elementos de la tabla
periódica, por simple visualización y análisis de la posición de las líneas de
absorción o emisión en su espectro.
Estas características se manifiestan ya se trate de un elemento puro o bien
combinado con otros elementos, por lo que se obtiene un procedimiento bastante
fiable de identificación.
Valoración del modelo de Bohr (1885-1962).
• Estableció una clara ruptura entre el mundo de lo macroscópico y el mundo
atómicos. En éste último los fenómenos son discontinuos, están cuantizados
y las leyes que los expliquen deberán tener en cuenta esta característica.
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 física clásica 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.
• Sólo es aplicable al hidrógeno o hidrogenoides (átomos con un solo electrón
He+ o Li2+).
• Los avances en espectroscopia mostraron nuevas rayas en los espectros que
el modelo de Bohr no conseguía explicar.
Erwin Schrödinger propuso el modelo mecánico cuántico del átomo, el cual trata a
los electrones como ondas de materia. Un orbital atómico está definido como la
región dentro de un átomo que encierra donde posiblemente esté el electrón el 90%
del tiempo.
En 1924, Louis de Broglie, postuló que los electrones tenían un comportamiento
dual de onda y partícula. Cualquier partícula que tiene masa y que se mueve a cierta
velocidad, también se comporta como onda.

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En 1927, Werner Heisenberg, sugiere que es imposible conocer con exactitud la
posición, el momento y la energía de un electrón. A esto se le llama "principio de
incertidumbre"
En 1927, Erwin Schrödinger, establece una ecuación matemática que al ser resuelta
permite obtener una función de onda (psi cuadrado) llamada orbital. Esta describe
probabilísticamente el comportamiento de un electrón en el átomo. Esta función es
llamada densidad electrónica e indica la probabilidad de encontrar un electrón cerca
del núcleo. La probabilidad es mayor mientras más cercana al núcleo y menor si
nos alejamos del núcleo. Con esta teoría de Schrödinger queda establecido que los
electrones no giran en orbitas alrededor del núcleo como el modelo de Bohr, sino
en volúmenes alrededor del núcleo.
A partir de 1927, se intentó aplicar la mecánica cuántica a los campos en vez de
partículas simples, resultando en que fueron conocidas las teorías cuánticas de
campo. Los primeros que trabajaron en esta área
fueron Dirac, Pauli, Weisskopf y Jordan. Esta área de investigación culminó en la
formulación de la electrodinámica
cuántica por Feynman, Dyson, Schwinger y Tomonaga durante los 40'. La
electrodinámica cuántica es una teoría cuántica de electrones, positrones y campo
electromagnético, y sirvió como un modelo para posteriores teorías de campo
cuántico. La teoría de la cromodinámica cuántica fue formulada a comienzos de
los 60'. La teoría como la conocemos hoy en día fue formulada
por Politzer, Gross y Wilczek en 1975. Basándose en el trabajo pionero
de Schwinger, Higgs, Goldstone, Glashow, Weinberg y Salam,
independientemente mostraron cómo la fuerza nuclear débil y la electrodinámica
cuántica podían fusionarse en una sola fuerza electrodébil.
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

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• 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.
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.
NÚMEROS CUÁNTICOS
La distribución de los electrones alrededor
del núcleo obedece a una serie de reglas
que se traducen en un modelo matemático
que reconoce 4 números cuánticos:
• Número cuántico principal
(n): corresponde a los niveles de
energía. Estos niveles aumentan de tamaño a medida que nos alejamos del
núcleo. Posee valores n=1, 2, 3, 4, 5, 6,

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• 2. Número cuántico secundario (l): representa la existencia de subniveles de
energía dentro de cada nivel. Se calculan considerando l = 0, 1, 2, 3, 4
Así, para n=1...l =0 ( "s" )
para n=2 .........l = 0, 1 ( "s", "p" )
para n=3 .........l = 0, 1, 2 ( "s", "p", "d" )
para n=4 .........l = 0, 1, 2, 3, 4 ("s", "p", "d", "f" )
• 3. Número magnético (m): representa la orientación de los orbitales y se
calcula m=+/- l
si l = 0, m=0 es decir 1 solo tipo de orbital s
si l = 1, m =-1, 0, +1 es decir 3 tipos de suborbitales p (px, py y pz)
si l = 2, m = -2, -1, 0, +1, +2 es decir 5 tipos de suborbitales d (du, dv, dx, dy,
dz)
si l = 3, m = -3, -2, -1, 0, +1, +2, +3 es decir 7 tipos de suborbitales f (fs, ft, fu,
fv, fx, fy y fz)
• 4.Número de spin (s): indica la cantidad de electrones presentes en un orbital
y el tipo de giro de los electrones, habiendo dos tipos +1/2 y -1/2. En cada
tipo de suborbital cabe máximo 2 electrones y estos deben tener spines o
girpos opuestos.

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Un sistema atómico está compuesto por un modelo atómico que es una
representación estructural de un átomo, que trata de explicar su comportamiento y
propiedades. Existen varios modelos atómicos y algunos más elaborados que otros
como: el modelo atómico de Rutherford, el primero que distingue entre el núcleo
central y una nube de electrones a su alrededor y el modelo atómico de Bohr , que
es un modelo cuantizado del átomo, con electrones girando en órbitas circulares.
Y como ya sabemos el átomo es la unidad más pequeña del elemento químico, a lo
largo de la historia muchas investigaciones han hecho posible saber que la materia
esta conformada por átomos distintos, a esta conclusión se llegó tras muchos años
de investigación mostrándonos leyes y modelos de muchos científicos importantes,
los cuales nos han servido de guía a y ayuda para realizar muchos y grandes
avances científicos, podemos concluir que el átomo forma una parte fundamental
en la materia y por ende en nuestra vida y ecosistema, gracias a esta partícula
obtenemos beneficios tecnológicos por la investigación y reacción de éste en sí en
la materia. Por ejemplo la teoría atómica de Dalton fue la base para todos los
modelos que existieron hasta el más actual. Todos ayudaron en cierto modo para
llegar a una respuesta que tal vez aun no está concluida. Pero nos ayuda a ir
descubriendo y entendiendo que todo lo que vemos, sentimos y tocamos está
formado por cierta partículas que gracias a todos los modelos atómicos hemos
llegado a comprender.
- Zita, A. (2020, 27 julio). Átomo: qué es, estructura y partes. Recuperado de
https://www.todamateria.com/atomo/
- colaboradores de Wikipedia. (2020, 1 diciembre). Átomo. Recuperado de
https://es.wikipedia.org/wiki/%C3%81tomo
- colaboradores de Wikipedia. (2020, 29 noviembre). Modelo atómico de Dalton.
Recuperado de https://es.m.wikipedia.org/wiki/Modelo_at%C3%B3mico_de_Dalton
- El descubrimiento del electrón - hiru. (s. f.). Recuperado de
https://www.hiru.eus/es/fisica/el-descubrimiento-del-electron
- S. (2020, 21 febrero). Protón. Recuperado de
https://www.significados.com/proton/#:%7E:text=Quien%20descubri%C3%B3%20
el%20prot%C3%B3n%20fue,se%20tratasen%20de%20part%C3%ADculas%20ele
mentales
- colaboradores de Wikipedia. (2020, 7 noviembre). Experimento de Rutherford.
Recuperado de
https://es.m.wikipedia.org/wiki/Experimento_de_Rutherford#:%7E:text=Los%20exp
erimentos%20de%20Rutherford%20fueron,de%20su%20masa%20se%20concentr
an

25. Page | 24
- Fallos en el modelo de Rutherford. (s. f.). Recuperado de
http://roble.pntic.mec.es/cgee0005/cidead_fyq4/4quincena8/4q8_contenidos_2d_a
mpliacion.htm
- colaboradores de Wikipedia. (2020, 1 diciembre). Neutrón. Recuperado de
https://es.m.wikipedia.org/wiki/Neutr%C3%B3n#:%7E:text=Ernest%20Rutherford%
20propuso%20por%20primera,repulsi%C3%B3n%20electromagn%C3%A9tica%2
0de%20los%20protones.
- Espectros atómicos. Emisión y absorción. (s. f.). Recuperado de
http://elfisicoloco.blogspot.com/2012/11/espectros-atomicos-emision-y-
absorcion.html?m=1
- Aciertos e inconvenientes de Bohr. (s. f.). Recuperado de
http://elfisicoloco.blogspot.com/2012/11/aciertos-e-inconvenientes-de-
bohr.html?m=1