R.a. de modelos atómicos

1 Introducción a la Física Moderna Sarai Nintai Orozco Gracia
MODELOS ATÓMICOS
NOMBRE DEL ALUMNO
BARTOLO BARRERA WENDY GIOVANNA
MATRICULA 19190061
PERIODO ESCOLAR SEP DIC 2021 GRUPO
702
CARRERA: ING QUIMICA INDUSTRIAL
NOMBRE DEL DOCENTE M.A Sarai Nintai Orozco Gracia

1. Introducción
Los fenómenos eléctricos fueron los que dieron lugar a que se pensara en la
posibilidad de un átomo divisible. La corriente eléctrica se debe a un movimiento de
electrones a través de un conductor. Todo lo que nos rodea y lo que conocemos
está estructurado por particular pequeñas que conocemos como protones,
neutrones y electrones respectivamente conformando a los átomos, estos que se
encuentran organizados en una tabla periódica con 7 periodos y 18 grupos, sin
embargo, para llegar hasta aquí, es importante conocer la evolución que esto ha
tenido, por ello en el presente tema abordaremos la historia evolutiva del modelo
atómico.
2. Índice
PÁGINA
INTRODUCCIÓN
2
CONCEPTO DE ÁTOMO Y ESTRUCTURA 3
HISTORIA DEL ÁTOMO 3
MODELO DE DALTON 5
EXPERIMENTOS QUE CONDUJERON AL DESCUBRIMIENTO
DEL ELECTRÓN
6
MODELO DE THOMPSON. INCONVENIENTES 7
DESCUBRIMIENTO DEL PROTÓN 8
EXPERIMENTO DE RUTHERFORD 8
MODELO DE RUTHERFORD. INCONVENIENTES 9
DESCUBRIMIENTO DEL NEUTRÓN 10
CARACTERÍSTICAS GENERALES DE LOS ESPECTROS
ATÓMICOS
11
MODELO DE BOHR. ÉXITOS E INCONVENIENTES 12
MODELO MECANO-CUÁNTICO. ORBITALES Y NÚMEROS
CUÁNTICOS.
13
CONCLUSIÓN 16
BIBLIOGRAFÍAS 16

3. Desarrollo del trabajo
CONCEPTO DE ÁTOMO.
Es la unidad más simple que constituye la
materia, se le considera indivisible según la
sustancia pura de donde se presente y determina
ciertas propiedades químicas para la creación de
nuevas sustancias.
CONCEPTO DE MODELO ATÓMICO.
Un modelo atómico es una representación de la estructura de un átomo
que intenta explicar su comportamiento y
sus propiedades.
HISTORIA DEL ÁTOMO.
La pequeña “historia” del átomo es un
ejemplo magnífico del Método Científico,
se idean modelos de como creemos que es
la realidad, que son válidos si explican
hechos conocidos y previenen otros
desconocidos, y dejan de ser válidos
cuando nuevos resultados experimentales
no concuerdan con el modelo. Los filósofos
de la antigua Grecia pensaron mucho
sobre esto. Leucipo (450 a.C.) supuso que
después de muchas divisiones llegaríamos
a tener una partícula tan pequeña que no
se podría dividir más veces. Su discípulo
Demócrito, llamó átomos a estas partículas indivisibles (átomo significa
indivisible en griego). Pero para otros filósofos, principalmente Aristóteles,
la idea de átomos indivisibles les resultaba paradójico y la rechazaron.
Aristóteles pensaba que todas las sustancias estaban formadas por
mezclas de cuatro elementos: aire, tierra, agua y fuego. El enorme prestigio
de Aristóteles hizo que nadie cuestionase sus ideas, y los átomos fueron
olvidados durante más de 2.000 años.
Los filósofos griegos nunca experimentaban, ya que trabajar con las manos
era cosa de artesanos; ellos solo pensaban. Creían que la mente era
suficiente para conocer la verdad.

Teoría atomista:
En el siglo V a.C., Leucipo pensaba que sólo había un tipo de materia.
Sostenía, además, que, si dividíamos la materia en partes cada vez más
pequeñas, acabaríamos encontrando una porción que no se podría seguir
dividiendo.
Los atomistas pensaban que:
 Los átomos son eternos.
 Los átomos no pueden verse porque son muy pequeños.
 Todo está hecho de átomos, si dividimos una sustancia muchas
veces, legaremos a ellos.
 Las propiedades de la materia varían según el agrupamiento de los
átomos.

Teoría continuista:
Aristóteles había creído que toda la materia estaba hecha de cuatro
elementos fuego, agua, tierra y aire, esta teoría se llamó continuista. Dado
que Aristóteles era un sabio, la gente aceptaba la teoría de los cuatro
elementos, el avance del estudio de la materia quedó estancado durante
varios siglos.
Los continuistas pensaban que:
 Todas las sustancias están formadas por las combinaciones de los
4 elementos básicos: agua, aire, fuego y tierra.
 Los átomos no existen, no hay límite para dividir la materia.
 Las partículas llamadas átomos no pueden verse, entonces es que
no existen.
MODELO DE DALTON.
La primera atómica fue propuesta por el químico británico Dalton (1766-
1844). En 1808 Dalton leyó los textos de Lavoisier, Boyle y otros
científicos. Consideraba que todas las sustancias estaban formadas por
partículas minúsculas e indivisibles que no eran observables.

Los postulados de su teoría son:
 Los átomos de un mismo elemento son iguales en masa y
propiedades.
 Los átomos de distintos elementos tienen diferentes masas y
propiedades.
 Los elementos están constituidos por átomos, que son partículas
materiales independientes, inalterables e indivisibles.
 En las reacciones químicas, los átomos ni se crean ni se destruyen,
solamente se redistribuyen para formar nuevos compuestos.
 Los compuestos se forman por la unión de os átomos de los
correspondientes elementos según una relación numérica sencilla
y constante.
EXPERIMENTOS QUE CONDUJERON AL DESCUBRIMIENTO
DEL ELECTRÓN.
Es la primera partícula subatómica que se detecta. El físico J.J.
Thompson realizó experimentos en tubos de descarga de gases. Observó
que se emitían unos rayos desde el polo negativo hacia el polo positivo,
los llamó rayos catódicos. Al estudiar las partículas que formaban estos
rayos observó que eran las mismas siempre, cualquiera que fuese el gas
del interior del tubo. Por tanto, en el interior de todos los átomos existían
una o más partículas con carga negativa llamadas electrones.

MODELO DE THOMPSON.
El físico J.J. Thompson (1856-1940). En 1897 demostró, que en las
descargas eléctricas en gases se producían partículas con carga eléctrica
negativa que eran idénticas para cualquier gas. Thompson denominó a
estas partículas electrones y concluyó que el electrón era un
constituyente fundamental de átomo.
Thompson propuso un modelo de
átomo formado por unas partículas
con carga eléctrica negativa
(electrones), inmerso en un fluido de
carga eléctrica positiva, que daba
como resultado un átomo
eléctricamente neutro. Este modelo
es coherente con los experimentos
de tubos de descargas vistos antes.
El descubrimiento del electrón
indicaba que el átomo no es
indivisible y que está constituido por
partículas subatómicas, algunas con
carga eléctrica.
Inconvenientes:
El error de Thompson fue la visualización del átomo, ya que este no era
exactamente una masa. Al plantear que ambos se encontraban
estrechamente en contacto (“budín de pasas”) no podía juzgar la
generación de los espectros de emisión que se habían observado al
someter a descarga una muestra de un gas y un espectro de líneas
característico son los inconvenientes que plantea este modelo.

DESCUBRIMIENTO DEL PROTÓN.
El físico alemán E. Goldstein realizó algunos experimentos con un tubo
de rayos catódicos con el cátodo perforado. Observó unos rayos que
atravesaban al cátodo en sentido contrario a los rayos catódicos. Reciben
el nombre de rayos canales. El estudio de estos rayos determinó que
estaban formados por partículas de carga positiva y que tenían una masa
distinta según cual fuera el gas que estaba encerrado en el tubo. Al
experimentar con hidrógeno se consiguió aislar la partícula elemental
positiva o protón, cuya carga es la misma que la del electrón, pero positiva
y su masa es 1837 veces mayor.
EXPERIMENTO DE RUTHERFORD.
El científico Ernst Rutherford investigó las propiedades de las sustancias
radiactivas, y en particular, la naturaleza de las partículas alfa, que se
obtienen de las desintegraciones radioactivas. A fin de obtener
información acerca de la estructura de los átomos, propone un
experimento consistente en bombardear con partículas alfa una lámina
de oro. En 1911 se realizó en Manchester una experiencia encaminada a
corroborar el modelo atómico de Thomson. Fue llevada a cabo por
Geiger, Marsden y Rutherford, y consistía en bombardear con partículas
alfa (núcleos del gas helio) una fina lámina de metal.

El resultado esperado era que las partículas alfa atravesasen la fina
lámina sin apenas desviarse. Para observar el lugar de choque de la
partícula colocaron, detrás y a los lados de la lámina metálica, una
pantalla fosforescente.
Las partículas alfa tienen carga eléctrica positiva, y serían atraídas por las
cargas negativas y repelidas por las cargas positivas. Sin embargo, como
en el modelo atómico de Thomson las cargas positivas y negativas
estaban distribuidas uniformemente, la esfera debía ser eléctricamente
neutra, y las partículas alfa pasarían a través de la lámina sin desviarse.
Sin embargo, los resultados fueron sorprendentes. Tal y como esperaban,
la mayor parte de las partículas atravesó la lámina sin desviarse. Pero
algunas sufrieron desviaciones grandes y, lo más importante, un pequeño
número de partículas rebotó hacia atrás.
MODELO DE RUTHERFORD.
El modelo atómico de Rutherford o modelo atómico planetario es un
modelo del átomo propuesto por Ernest Rutherford. El nuevo modelo
propuesto por Rutherford tenía características que se han mantenido
incluso en modelos posteriores, como:
 La concentración de la mayoría de la materia en un volumen
pequeño en comparación con el tamaño atómico, es decir, un
núcleo atómico
 La presencia de electrones que giran alrededor del núcleo atómico.

Rutherford no dijo nada sobre el posible movimiento de los electrones,
también porque sabía que su revolución alrededor del núcleo central
provocaría la emisión de ondas electromagnéticas. Sin embargo, a partir
de su descripción, comenzó a representar el átomo con el núcleo en el
centro y los electrones en órbita alrededor de él, como los planetas del
sistema solar alrededor del Sol. Debido a esta representación en
particular se le conoció como modelo planetario.
Inconvenientes:
El principal problema del modelo de Rutherford fue que asumió que los
electrones giraban en órbitas circulares en torno al núcleo, según esto los
electrones se deberían mover a gran velocidad, lo que junto con la órbita
que describen los haría perder energía colapsando con el núcleo.
DESCUBRIMIENTO DEL NEUTRÓN.
Mediante diversos experimentos se comprobó que la
masa de protones y electrones no coincidían con la
masa total del átomo; por tanto, el físico E. Rutherford
supuso que tenía que haber otro tipo de partícula
subatómica en el interior de los átomos. Estas
partículas se descubrieron en 1932 por el físico J. Chadwick. Al no tener
carga eléctrica recibieron el nombre de neutrones. El hecho de no tener
carga eléctrica hizo muy difícil su descubrimiento. Los neutrones son
partículas sin carga y de masa algo mayor que la masa de un protón.

Características generales de los espectros
atómicos.
 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.
 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.

MODELO DE BOHR.
En la primera mitad del siglo XX se realizaron unos descubrimientos que
no podían ser explicados con el modelo de Rutherford. El físico N. Bohr
propone un modelo en el que los electrones sólo pueden ocupar ciertas
órbitas circulares. Los electrones se organizan en capas, y en cada capa
tendrán una cierta energía, llenando siempre las capas inferiores y
después las superiores. El modelo de Bohr se basa en tres postulados:
 Cuando el electrón pasa de un nivel de energía superior a otro de
energía inferior, la diferencia de energía se emite como luz.
 El electrón gira en torno al núcleo en órbitas circulares de energía
fija.
 Solo existen órbitas en las que los electrones tienen valores de
energía determinados. Por eso, las órbitas se llaman también
niveles de energía, designados con la letra n= 1, 2, 3, 4, …

Éxitos en inconvenientes:
 Introduce el concepto de niveles de energía, lo que permite explicar
el espectro atómico del hidrógeno mediante la hipótesis de los
saltos electrónicos.
 Justifica la estabilidad del átomo. (órbitas estacionarías).
 Relaciona las propiedades químicas de los elementos en su
estructura electrónica (Sistema periódico).
 Falta de coherencia: mezclo ideas clásicas con ideas cuánticas.
 Los resultados para los átomos poli electrónicos eran defectuosos.
Modelo mecano cuántico.
El modelo atómico actual fue desarrollado durante la década de 1920,
sobre todo por Schrödinger y Heisenberg. Es un modelo de gran
complejidad matemática. De cualquier modo, el modelo atómico mecano-
cuántico encaja muy bien con las observaciones experimentales. En este
modelo, no se habla de órbitas, sino de orbitales, los orbitales atómicos
tienen distintas formas geométricas. El átomo está constituido por un
núcleo central con casi toda la masa del átomo, que contiene partículas
con carga positiva llamadas protones. En la corteza están los electrones,
con una masa despreciable frente a la del núcleo. Giran en órbitas
circulares concéntricas en torno al núcleo y su carga negativa equilibra a
la positiva. El tamaño del núcleo es muy pequeño en comparación con el
tamaño de todo el átomo, y entre el núcleo y la corteza hay un espacio
vacío.

Orbitales y números cuánticos.
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 a
90%) de encontrar al electrón.
 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 tipos 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 pueden tener un máximo de tres
electrones, por lo tanto, un orbital p lleno contiene seis electrones.
 Pueden 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.
 Puede encontrarse a partir de la cuarta capa.

Conclusión
En conclusión, a través de la historia la teoría atómica de Dalton fue la
base y guía de aquellos científicos que estudiaron sobre este tema a
profundidad, llegando a obtener respuestas. La comprensión del átomo
ha permitido identificar la estructura y composición de ella. Durante
distintas épocas surgieron diversas teorías para intentar dar
explicaciones de cómo funciona la materia. Los modelos atómicos han
creado un conocimiento cada vez más real sobre el átomo Cada uno de
los nombrados en este trabajo realizado, ayudaron en cierto modo y
como ellos pudieron, para llegar a una respuesta, es posible que aún no
esté concluida y que pueda haber más sobre este tema. Ha sido de gran
valor todos estos descubrimientos y nos ayuda a entender que lo que
vemos y tocamos están formados por partículas y que gracias a los
modelos atómicos podemos comprenderlo.
Bibliografía
 De Dios, C. (2012, 21 mayo). Modelo mecano cuántico y orbitales. slideshare.
https://es.slideshare.net/crisdedios/modelo-mecano-cuntico-y-orbitales
 Jussef Fraija, J. (2019, noviembre). Ventajas Y Desventajas De Los Modelos
Atomicos [5143r98m7o4j]. IDOCPUB. https://idoc.pub/documents/ventajas-y-
desventajas-de-los-modelos-atomicos-5143r98m7o4j
 Planas, O. (2021, 14 agosto). Modelo atómico de Ernest Rutherford, el modelo
planetario. energia-nuclear.net. https://energia-nuclear.net/que-es-la-energia-
nuclear/atomo/modelos-atomicos/modelo-atomico-de-rutherford
 www.quimicaweb.net
 www.monografías.es
 www.concurso.cnice.mec.es
 libro física y química 4ESO editorial SM
 libro física y química 3ESO editorial SM
 libro física y química 1 BACHILLERATO editorial Mc Graw Hill

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