R.a. de modelos atomicos, por cristoher nolasco michi

NOMBRE DEL ALUMNO Nolasco Michi Cristopher
MATRICULA 18190170 E-MAIL
maa18190170.cnolasco@alu
mnos.utsv.edu.mx
PERIODO ESCOLAR SEPTIEMBRE-DICIEMBRE 2020 GRUPO
Mecatrónica
701
NOMBRE DEL DOCENTE ING. SARAI NINTANI OROZCO GRAZIA
NOMBRE DE LA ASIGNATURA
Física para ingeniería
R.A. de modelos atómicos

Universidad Tecnológica del Sureste de Veracruz
pág. 2
Contenido
CONCEPTO Y ESTRUCTURA DEL ÁTOMO: .................................................................................4
Concepto de átomo:.............................................................................................................................4
Estructura del átomo............................................................................................................................4
Núcleo ..............................................................................................................................................4
Nube electrónica..............................................................................................................................4
Partes del átomo..................................................................................................................................5
Protón...............................................................................................................................................5
Neutrón ............................................................................................................................................5
Electrón ............................................................................................................................................5
HISTORIA DEL ÁTOMO ......................................................................................................................6
MODELO ATÓMICO DE DALTON.................................................................................................. 12
Postulados principales de Dalton...................................................................................................... 12
EXPERIMENTOS QUE CONDUJERON AL DESCUBRIMIENTO DEL ELECTRÓN. ............ 13
MODELO DE THOMPSON Y SUS INCONVENIENTES............................................................. 14
El modelo del budín de pasas............................................................................................................ 14
Inconvenientes.................................................................................................................................. 15
DESCUBRIMIENTO DEL PROTÓN. .............................................................................................. 15
MODELO DE RUTHERFORD Y EXPERIMENTO DE RUTHERFORD.................................... 16
Ernest Rutherford y el experimento de la lámina de oro. ................................................................ 16
DESCUBRIMIENTO DEL NEUTRÓN............................................................................................. 17
ESPECTRO ATÓMICOS. ................................................................................................................. 18
Espectro de absorción....................................................................................................................... 18
Espectro de emisión.......................................................................................................................... 18
MODELO DE BOHR.......................................................................................................................... 19
Postulados de Bohr. .......................................................................................................................... 19
Primer postulado........................................................................................................................... 19
Segundo postulado........................................................................................................................ 19
Tercer postulado ........................................................................................................................... 20
MODELO MECANO-CUÁNTICO. ORBITALES Y NÚMEROS CUÁNTICOS. ......................... 21
El modelo mecano-cuántico.............................................................................................................. 21
Orbitales............................................................................................................................................ 22

pág. 3
Orbitales s...................................................................................................................................... 22
Orbitales p..................................................................................................................................... 23
Orbitales d..................................................................................................................................... 23
Orbitales f...................................................................................................................................... 24
CONCLUSION......................................................................................................................................... 25
FUENTES:........................................................................................................................................... 26

pág. 4
CONCEPTO Y ESTRUCTURA DEL ÁTOMO:
Concepto de átomo: Un átomo es una partícula pequeña, la más pequeña y
estable la cual 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. Esta constituido por protones, neutrones y electrones. Cabe mencionar
que los átomos se combinan para formar moléculas que luego interactúan entre ellas
para después formar sólidos, líquidos y gases.
Estructura del átomo
El átomo se compone por dos regiones diferentes: el núcleo (en el cual encontraremos
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.
Nube electrónica
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.
Para que quede más claro haremos 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.

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Partes del átomo
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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HISTORIA DEL ÁTOMO
El conocimiento del átomo, 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 debían estar
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 podría seguir dividiendo.
Un discípulo 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. 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 están formados por partículas 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. Por el contrario, los átomos
de elementos diferentes tienen distinta masa y propiedades.
3. Los compuestos se forman por la unión de átomos de los correspondientes
elementos según una relación numérica sencilla y constante. Por ejemplo, el
agua está formada por 2 átomos del elemento hidrógeno y 1 átomo del
elemento oxígeno.

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Hoy en día sabemos que ninguno de estos tres puntos es completamente cierto; sin
embargo, Dalton contribuyó enormemente a entender cómo estaba formada la
materia.

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MODELO ATÓMICO DE DALTON
El modelo atómico de Dalton fue el primer modelo atómico con bases científicas,
propuesto en varios pasos entre 1803 y 1808 por John Dalton, denominó más
propiamente "teoría atómica" por el mismo autor.
El modelo permitió aclarar por qué las sustancias químicas reaccionaban en
proporciones estequiométricas fijas, y por qué cuando dos sustancias reaccionan
para formar dos o más compuestos diferentes, entonces las proporciones de estas
relaciones son números enteros.
Postulados principales de Dalton
Dalton postuló su teoría formulando una serie de enunciados simples:
1. La materia está formada por partículas muy pequeñas llamadas átomos, que
son indivisibles y no se pueden destruir.
2. Los átomos de un mismo elemento son iguales entre sí, tienen la misma masa
e iguales propiedades. Los átomos de diferentes elementos tienen masa
diferente. Comparando la masa de los elementos con los del hidrógeno tomado
como la unidad, propuso el concepto de peso atómico relativo.
3. Los átomos permanecen sin división, aun cuando se combinen en
las reacciones químicas.
4. Los átomos de elementos diferentes se pueden combinar en proporciones
distintas y formar más de un compuesto. Por ejemplo: un átomo de carbono
Modelo atómico de Dalton.

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con uno de oxígeno forma monóxido de carbono (CO), mientras que dos
átomos de oxígeno con uno de carbono, forman dióxido de carbono (CO2).
5. Los compuestos químicos se forman al unirse átomos de dos o más elementos.
6. Estos átomos no se pueden dividir ni romper, no se crean ni se destruyen en
ninguna reacción química, y nunca cambian.
7. Los átomos pueden combinarse para formar compuestos químicos. Por
ejemplo: los átomos de hidrógeno y oxígeno pueden combinarse y
formar moléculas de agua (H2O).
8. Los átomos se combinan para formar compuestos en relaciones numéricas
simples. Por ejemplo: al formarse agua, la relación es de 2 a 1 (dos átomos de
hidrógeno con un átomo de oxígeno).
EXPERIMENTOS QUE CONDUJERON AL
DESCUBRIMIENTO DEL ELECTRÓN.
• Los experimentos de J.J. Thomson con tubos de rayos catódicos mostraron
que todos los átomos contienen pequeñas partículas subatómicas con carga
negativa, llamadas electrones.
• El modelo del budín de pasas de Thomson para el átomo consiste en
electrones con carga negativa ("pasas") dentro de un "budín" con carga
positiva.
• El experimento de la lámina de oro de Rutherford mostró que el átomo es en
su mayoría espacio vacío con un pequeño y denso núcleo con carga positiva.
• Basado en estos resultados, Rutherford propuso el modelo nuclear del átomo.

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MODELO DE THOMPSON Y SUS INCONVENIENTES.
El modelo del budín de pasas
Thomson sabía que los átomos tenían una carga total neutra. Por lo tanto, razonó que
debía haber una fuente de carga positiva dentro del átomo que balanceara la carga
negativa de los electrones. Esto llevó a Thomson a proponer que los átomos podían
describirse como cargas negativas flotando en una sopa de carga positiva difusa. A
menudo llamamos modelo de budín de pasas del átomo a este modelo, debido al
hecho de que su descripción es muy similar a un budín de pasas, un postre inglés muy
popular.
MODELO DEL BUDÍN DE PASAS

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Inconvenientes.
Si bien el modelo de Thomson explicaba adecuadamente muchos de los hechos
observados de la química y los rayos catódicos, hacía predicciones incorrectas sobre
la distribución de la carga positiva dentro de los átomos. Las predicciones del modelo
de Thomson resultaban incompatibles con los resultados del experimento de
Rutherford,4 que sugería que la carga positiva estaba concentrada en una pequeña
región en el centro del átomo, que es lo que más tarde se conoció como núcleo
atómico. El modelo atómico de Rutherford, permitió explicar esto último, revelando la
existencia de un núcleo atómico cargado positivamente y de elevada densidad.5
Otro hecho que el modelo de Thomson había dejado por explicar era la regularidad
de la tabla periódica de Mendeléiev. Los modelos de Bohr, Sommerfeld y Schrödinger
finalmente explicarían las regularidades periódicas en las propiedades de los
elementos químicos de la tabla, como resultado de una disposición más estructurada
de los electrones en el átomo, que ni el modelo de Thomson ni el modelo de Rutherford
habían considerado.
DESCUBRIMIENTO DEL PROTÓN.
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.

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MODELO DE RUTHERFORD Y EXPERIMENTO DE
RUTHERFORD.
El modelo atómico de Rutherford es un modelo atómico o teoría sobre la estructura
interna del átomo propuesto por el químico y físico británico-neozelandés Ernest
Rutherford2 en 1911, para explicar los resultados de su ¨experimento de la lámina de
oro¨
Rutherford llegó a la conclusión de que la masa del átomo se concentraba en una
región pequeña de cargas positivas que impedían el paso de las partículas alfa. Más
tarde propuso un nuevo modelo atómico que poseía un núcleo o centro en el que se
concentra la masa y la carga positiva, y que en la zona extra nuclear se encuentran
los electrones de carga negativa.
Ernest Rutherford y el experimento de la lámina de oro.
En el experimento de la lámina de oro de Rutherford, este disparó un rayo de
partículas α a una fina lámina de oro. La mayoría de las partículas α atravesaron la
lámina sin ser perturbadas, pero un pequeño número se desvió ligeramente, y un
número aún más pequeño se desvió más de 90∘, en su trayectoria.

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d
DESCUBRIMIENTO DEL NEUTRÓN.
El 27 de febrero de 1932, la revista Nature publica un artículo histórico “Possible
Existence of a Neutron” (Nature, p. 312 (Feb. 27, 1932) del físico inglés James
Chadwick (20 de octubre de 1891 – 24 de julio de 1974) . Chadwick sería
galardonado con el premio Nobel de Física en 1935 por este descubrimiento.
James Chadwick estudió bajo la tutela de Rutherford en la Universidad de
Manchester, donde se licenció en 1911. Viajó a Berlín para ampliar su formación,
esta vez bajo la dirección de Geiger.
En 1913 Chadwick empezó a trabajar en el Physikalisch Technische Reichsanstalt
en Charlottenburg (Alemania) a cargo del profesor Hans Geiger. Durante la Primera
Guerra Mundial fue internado en el campo de concentración (Zivilgefangenlager) en
Ruhleben, cerca de Berlín, acusado de espionaje.
En 1919, Chadwick volvió a Cambridge y prosiguió su colaboración con Rutherford,
quien había descubierto en 1917 la desintegración atómica artificial al estudiar el
átomo de nitrógeno y continuaba trabajando con otros elementos ligeros. Rutherford
había teorizado sobre la existencia de nuevos núcleos atómicos, formados en su
concepción por protones y electrones.

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ESPECTRO ATÓMICOS.
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 de absorción.
El espectro de absorción de una materia muestra la fracción de la radiación
electromagnética incidente que un material absorbe dentro de un rango de
frecuencias. Es, en cierto sentido, el opuesto de un espectro de emisión. Cada
elemento químico posee líneas de absorción en algunas longitudes de onda, hecho
que está asociado a las diferencias de energía de sus distintos orbitales atómicos. De
hecho, se emplea el espectro de absorción para identificar los elementos
componentes de algunas muestras, como líquidos y gases; más allá, se puede
emplear para determinar la estructura de compuestos orgánicos. Un ejemplo de las
implicaciones de un espectro de absorción es que aquel objeto que lo haga con los
colores azul, verde y amarillo aparecerá de color rojo cuando incida sobre la luz
blanca. Cuando incide una luz a un metal al superar su energía umbral saca un
electrón, si la energía es superior la energía que sobra se convierte en energía
cinética.
Espectro de emisión.
El espectro de emisión de un elemento químico o compuesto químico es el espectro
de frecuencias de radiación electromagnética emitida debido a un átomo o molécula
que realiza una transición de un estado de alta energía a un estado de menor
energía. La energía fotónica emitida es igual a la diferencia de energía entre los dos
estados. Hay muchas transiciones de electrones posibles para cada átomo, y cada
transición tiene una diferencia de energía específica. Esta colección de diferentes
transiciones, que conducen a diferentes longitudes de onda radiadas, conforma un
espectro de emisión. El espectro de emisión de cada elemento es único. Por lo tanto,
la espectroscopía se puede utilizar para identificar los elementos en materia de
composición desconocida. De manera similar, los espectros de emisión de
moléculas pueden usarse en el análisis químico de sustancias.

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MODELO DE BOHR.
El modelo atómico de Bohr es un modelo clásico del átomo, pero fue el primer modelo
atómico en el que se introduce una cuantización a partir de ciertos postulados. Dado
que la cuantización del momento es introducida en forma adecuada, el modelo puede
considerarse transaccional en cuanto a que se ubica entre la mecánica clásica y la
cuántica. Fue propuesto en 1913 por el físico danés Niels Bohr, para explicar cómo
los electrones pueden tener órbitas estables alrededor del núcleo y por qué los átomos
presentaban espectros de emisión característicos (dos problemas que eran ignorados
en el modelo previo de Rutherford). Además, el modelo de Bohr incorporaba ideas
tomadas del efecto fotoeléctrico, explicado por Albert Einstein.
Postulados de Bohr.
En 1913, Niels Bohr desarrolló su célebre modelo atómico de acuerdo a tres
postulados fundamentales
Primer postulado.
El electrón describe órbitas circulares en torno al núcleo, debido a la fuerza eléctrica.
Según la mecánica, la fuerza atractiva debe ser igual a la fuerza centrípeta:
Segundo postulado.
Sólo están permitidas aquéllas órbitas en las cuales el momento angular es
un múltiplo entero de

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donde la constante de Plank reducida es:
En las órbitas permitidas el electrón no irradia ondas electromagnéticas.
Tercer postulado
El átomo puede emitir o absorber un fotón de radiación electromagnética mediante la
transición del electrón de una órbita a otra, de forma que se conserve la energía total.
Cuando el electrón pasa de una órbita de mayor a menor energía emite un fotón.
Cuando el electrón absorbe un fotón, pasa a una órbita de mayor energía:
Por tanto, las posibles frecuencias de absorción y emisión están dadas por:

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MODELO MECANO-CUÁNTICO. 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 al 90%) de encontrar al electrón.
El modelo mecano-cuántico.
Comenzó a principios del siglo XX, cuando las dos de las teorías que intentaban
explicar ciertos fenómenos (la ley de gravitación universal y la teoría
electromagnética clásica) se volvían insuficientes para explicarlos.
*Max Planck enunció entonces la hipótesis de que la radiación electromagnética es
absorbida y emitida por la materia en forma de «cuantos» de luz o fotones de
energía mediante una constante estadística, que se denominó constante de Planck.
* Albert Einstein retomo la hipótesis de Planck proponiendo que la luz en ciertas
circunstancias, se comporta como partículas de energía independientes. Fue Albert
Einstein quien completó en 1905 las correspondientes leyes de movimiento en su
teoría especial de la relatividad.

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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.

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Orbitales p.
• Es un conjunto de tres parejas de lóbulos orientadas en las tres dimensiones.
• Cada uno de estos tres lóbulos puede tener un máximo de tres electrones, por lo
tanto, un orbital p lleno contiene seis electrones.
• Puede encontrarse a partir del segundo nivel de energía.
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.

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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.

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CONCLUSION
En conclusión, la historia del átomo ha tenido un largo historial de desde su
descubrimiento hasta formar o plantear los diferentes modelos atómicos hata llegar al
que conocemos hoy en día, el cual nos ha ayudado a comprender mejor ciertos
fenómenos, un ejemplo de ello, sería el uso que se le da a elementos radiactivos para
la generación de energía eléctrica.

pág. 26
FUENTES:
Átomo: qué es, estructura y partes. (2020, 27 julio). Toda Materia.
https://www.todamateria.com/atomo/
Uco, E. C.-. (2019, 17 octubre). Historia del átomo y de la Radiactividad. Catedra Enresa-
UCO. http://www.catedraenresauco.com/historia-del-atomo-la-
radiactividad/#:%7E:text=Historia%20del%20%C3%A1tomo%20y%20la%20radiactividad&te
xt=Los%20fil%C3%B3sofos%20griegos%20discutieron%20mucho,sencillo%20de%20lo%20
que%20parec%C3%ADa.&text=Unos%20a%C3%B1os%20m%C3%A1s%20tarde%20Emp
%C3%A9docles,%2C%20agua%2C%20aire%20y%20fuego.
colaboradores de Wikipedia. (2020b, noviembre 29). Modelo atómico de Dalton. Wikipedia,
la enciclopedia libre. https://es.wikipedia.org/wiki/Modelo_at%C3%B3mico_de_Dalton
El descubrimiento del electrón y del núcleo (artículo). (s. f.). Khan Academy. Recuperado 29
de noviembre de 2020, de https://es.khanacademy.org/science/ap-chemistry/electronic-
structure-of-atoms-ap/history-of-atomic-structure-ap/a/discovery-of-the-electron-and-
nucleus#:%7E:text=Los%20experimentos%20de%20J.J.,con%20carga%20negativa%2C%2
0llamadas%20electrones.
S. (2020, 21 febrero). Protón. Significados.
https://www.significados.com/proton/#:%7E:text=Quien%20descubri%C3%B3%20el%20prot
%C3%B3n%20fue,se%20tratasen%20de%20part%C3%ADculas%20elementales.

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