1) El documento describe la historia de los modelos atómicos, comenzando con el modelo de Demócrito de partículas indivisibles llamadas átomos. 2) Explica los modelos posteriores de Dalton, Thomson, Rutherford y Bohr, los cuales condujeron al descubrimiento de partículas subatómicas como el electrón, protón y neutrón. 3) Finalmente, introduce el modelo cuántico mecánico y la idea de números cuánticos para describir los orbitales atómicos.

1. U T S V
Universidad Tecnológica del Sureste de Veracruz
Modelos Atómicos
Materia: Física para ingeniería
Nombre del docente:
Saraí Nintai Orozco García
Nombre del alumno:
Francisco Onan Torres Pérez
Cuatrimestre: Séptimo

2. Contenido
 Concepto de átomo y estructura....................................................................... 3
 Historia del Átomo............................................................................................. 4
 Modelo de Dalton.............................................................................................. 5
 Experimentos que condujeron al descubrimiento del electrón.......................... 6
 Modelo de Thompson. Inconvenientes. ............................................................ 8
 Descubrimiento del protón................................................................................ 9
 Experimento de Rutherford............................................................................... 9
 Modelo de Rutherford. Inconvenientes. .......................................................... 10
 Descubrimiento del Neutrón ........................................................................... 11
 Características generales de los espectros atómicos..................................... 12
 Modelo de Bohr. Éxito e inconvenientes......................................................... 13
 Modelo mecano cuántico. Orbitales y números cuánticos.............................. 14
Conclusión............................................................................................................. 16
Bibliografías........................................................................................................... 17

3.  Concepto de átomo y estructura
La Química actual descansa sobre el concepto de átomo como unidad de materia
que se conserva en las reacciones químicas. Los átomos pueden combinarse entre
sí para formar moléculas, iones y otras entidades, generando así distintas
sustancias. Pero, ¿cómo se define actualmente el concepto de átomo? Veamos
aquí los problemas que plantea esta definición.
El término átomo fue introducido en el siglo V a. C. por Leucipo como “la partícula
indivisible más pequeña de materia “. Sin embargo, la definición de Leucipo no
coincide con el concepto actual de átomo químico. Así, un átomo está formado por
electrones y un núcleo, que a su vez está formado por partículas subatómicas
(protones y neutrones), que a su vez están formadas por quarks (estos sí son
partículas elementales, según el Modelo Estándar de la Física de partículas). Así
pues, los átomos de Leucipo no corresponderían en realidad a los átomos actuales,
sino a los fermiones, tanto quarks como electrones
A pesar de que átomo significa ‘indivisible’, en realidad
está formado por varias partículas subatómicas. El
átomo contiene protones, neutrones y electrones, con la
excepción del átomo de hidrógeno-1, que no contiene
neutrones, y del catión hidrógeno o hidrón, que no
contiene electrones. Los protones y neutrones del
átomo se denominan nucleones, por formar parte del núcleo atómico.
El electrón es la partícula más ligera de las que componen el átomo, con una masa
de 9,11 · 10−31
kg. Tiene una carga eléctrica negativa, cuya magnitud se define
como la carga eléctrica elemental, y se ignora si posee subestructura, por lo que se
considera una partícula elemental. Los protones tienen una masa de 1,67 · 10−27
kg,
1836 veces la del electrón, y una carga positiva opuesta a la de este. Los neutrones
tienen una masa de 1,69 · 10−27
kg, 1839 veces la del electrón, y no poseen carga
eléctrica. Las masas de ambos nucleones son ligeramente inferiores dentro del

4. núcleo, debido a la energía potencial del mismo, y sus tamaños son similares, con un
radio del orden de 8 · 10−16
m o 0,8 femtómetros (fm).10
 Historia del Átomo
La historia del átomo inicia 450 años antes de Cristo con las afirmaciones
postuladas por el filósofo griego Demócrito de Abdera. El filósofo se interesó por el
descubrimiento de las sustancias esenciales que contienen todas las sustancias. Él
aseguró que la materia podía ser dividida indeterminadamente en partículas cada
vez más diminutas hasta llegar al punto más indivisible de aquella materia, a las que
Demócrito llamó átomos, palabra que en griego significa inseparable. Así que, la
materia se componía de átomos y estos eran inseparables, de manera que
Demócrito marcó una distinción entre los pensadores anteriores, que nombraron
elementos átomos a elementos como el agua, el aire y el fuego. Demócrito afirmó,
que estos no eran átomos en sí mismo, sino que estaban compuestos por miles de
ellos.
El filósofo Leucipo de Mileto se basó en el átomo para sustentar su idea racional
del origen del universo; asegurando que el universo estaba integrado por miles de
partículas indivisibles que se juntaron luego de un evento similar a un torbellino. Por
su parte Epicuro de Samos, filósofo procedente de Atenas, con su doctrina de la
naturaleza, aseguró, reelaborando la versión de Demócrito, Epicuro indica que la
formación del universo pudo responder a un proceso de azar, en otras palabras, la
probabilidad que los átomos sufran desviaciones en su trayectoria, colisionando
entre sí.
Tuvieron que trascurrir varios siglos, hasta que en 1776 nació el hombre que
cambiaría el rumbo de la concepción atomista legada por los antiguos filósofos
griegos: John Dalton, conocido como el padre de la teoría atómica. Nació en el
Reino Unido, específicamente en Cumbria. Desde la edad de 12 años demostró su
inteligencia. Siendo más joven se interesó por la meteorología y de ahí explotó su

5. atracción por ciertos fenómenos químicos. Dalton, con sus postulados marcó un
gran cambio en el conocimiento sobre los átomos y su comportamiento.
 Modelo de Dalton
Se conoce como la Teoría atómica de Dalton o el Modelo atómico de Dalton
al primer modelo de bases científicas respecto a la estructura fundamental de la
materia. Fue postulado entre 1803 y 1807 por el naturalista, químico y matemático
británico John Dalton (1766-1844), bajo el nombre de “Teoría atómica” o
“Postulados atómicos”.
Este modelo propuso una explicación científicamente verosímil a la mayoría de los
enigmas de la química del siglo XVIII y XIX. Postula que toda la materia del mundo
está compuesta por átomos, es decir que existe un número finito de partículas
fundamentales.
Además, sostiene que simplemente a partir de la combinación de estas partículas,
son posibles todas las estructuras complejas de la materia. El antecesor directo
fueron los griegos de la antigüedad clásica
Los postulados de este modelo son:
La materia se constituye de partículas mínimas, indestructibles e indivisibles
llamadas átomos.
Los átomos de un mismo elemento son siempre idénticos entre sí, con la misma
masa y las mismas propiedades. En cambio, los átomos de elementos diferentes
tienen masas y propiedades distintas.
Los átomos no se dividen, ni pueden crearse ni destruirse durante las reacciones
químicas.
Los átomos de elementos distintos pueden juntarse para formar compuestos en
diferentes proporciones y cantidades.

6. Cuando se combinan para formar compuestos, los átomos se ordenan según
relaciones simples, describibles mediante números enteros.
A pesar de la obvia importancia del Modelo atómico de Dalton en el surgimiento de
la química moderna, hay que notar que esta teoría posee numerosas insuficiencias,
como se señaló posteriormente.
Por ejemplo, Dalton pensaba que los gases eran sustancias monoatómicas, y que
las moléculas se componían siempre a partir de la menor proporción posible. Esto
lo llevó a suponer que el agua estaba compuesta por un átomo de hidrógeno y otro
de oxígeno (HO) y a calcular erradamente el peso atómico de muchos elementos.
 Experimentos que condujeron al descubrimiento del electrón.
Intentando resolver esta discrepancia, Thomson realizó de forma consecutiva varios
experimentos:
Primero investigó si las cargas negativas se podían separar de los rayos catódicos
por medio de magnetismo. Para ello, construyó un tubo de rayos catódicos
terminado en un par de cilindros con ranuras, y conectó esas hendiduras a un
electrómetro. Observó que, si los rayos se desvían de forma que no entren en las
ranuras, el electrómetro registra poca carga. De ello concluyó que la carga negativa
era inseparable de los rayos.
Tras este hallazgo investigó la desviación de rayos por un campo eléctrico. Otros
científicos no la habían observado, pero él creía que sus experimentos eran
defectuosos porque contenían trazas de gas. Para demostrarlo construyó un tubo
de rayos catódicos con un vacío casi perfecto y con uno de los extremos recubierto
de pintura fosforescente. Con este dispositivo verificó que los rayos se desvían bajo
la influencia del campo eléctrico y concluyó que se trataba de un flujo de corpúsculos
dotados de carga eléctrica.
Finalmente, Thomson determinó la relación entre la carga y la masa de los rayos
catódicos comprobando que era independiente de las condiciones en las que se

7. produjeran los rayos y de la naturaleza del gas encerrado en el tubo. Comprobó que
el valor de dicha relación era más de un millar de veces superior al del ión Hidrógeno
(e/m = 1,758796 × 1011
C/kg), lo que indicaba que las partículas son muy livianas
y/o muy cargadas. En el tema sobre electromagnetismo se puede consultar
el fundamento del experimento de Thomson, que recibió en 1906 el Premio Nobel
de Física por su trabajo sobre la conducción de la electricidad a través de los gases.
Una vez obtenida la relación carga-masa del electrón, se precisaba determinar el
valor de una de estas magnitudes para conocer ambas. Tras varios intentos
aproximativos de otros científicos, Millikan (1868-1953) lo logró en 1913 mediante un
ingenioso experimento que se llamó de la gota de aceite.
Entre 1909 y 1913 Millikan había perfeccionado un complejo montaje experimental,
que se representa de forma simplificada en el dibujo adjunto. Básicamente, se trata
de aplicar un campo eléctrico entre las placas de un condensador modificando su
valor hasta conseguir que se mantenga inmóvil y suspendida una gotita de aceite.
En ese momento no actúa el rozamiento del aire con la gota de aceite y se equilibran
la fuerza gravitatoria, Fg, y la fuerza electrostática, Fe que actúan sobre ella (la
fuerza de empuje sobre la gota se puede despreciar porque la densidad del aceite,
unos 800 kg/m3, es mucho mayor que la del aire, 1.29 kg/m3). Por tanto, al ser Fg =
Fe , se verifica la relación, mg = qE, de la cual se puede obtener la carga de la
gota, q, si se conoce su masa
Millikan comprobó que los valores de las cargas q de todas las gotas eran siempre
múltiplos de una carga elemental, la del electrón, e (e = 1,602 × 10-19
C). Conocida
la carga del electrón, se deduce también inmediatamente el valor de su
masa, me (me = 9,1 × 10-31
Kg)
En 1923, Millikan recibió el premio Nobel de Física por este trabajo y también por
sus investigaciones sobre el efecto fotoeléctrico.

8.  Modelo de Thompson. Inconvenientes.
Durante los primeros 10 años del siglo XX se propusieron varios modelos atómicos,
pero ninguno fue satisfactorio. Hasta 1911, el modelo más popular para el átomo
fue el propuesto por J.J. Thomson en 1904. Thomson sugirió que un átomo consistía
en una esfera de electricidad positiva en la que se distribuía una cantidad igual de
carga negativa en forma de pequeños electrones. A partir de los estudios
electroquímicos a lo largo del XIX y por los realizados con radiación X, la cantidad
de carga positiva en cada átomo se supuso que era igual al número atómico del
átomo Z (un número entero) multiplicado por la magnitud de la carga del electrón e,
es decir, la carga positiva de un átomo es igual a Z·e. Para cumplir con la condición
de que el átomo sea eléctricamente neutro debe haber un número igual de
electrones cargados negativamente.
Con estas suposiciones, el átomo de Thomson era como un «pudín de pasas» de
electricidad positiva, con los electrones negativos esparcidos en él como ciruelas o
pasas. Así, el hidrógeno (Z=1) consistía en un electrón, carga -1e, incrustado en
una esfera de carga positiva +1e. El helio (Z=2) consistía en dos electrones
incrustados en una esfera de carga positiva +2e, y así sucesivamente.
Sin embargo, Thomson no podía explicar cómo se mantenía unida «la masa del
pudin» positiva, ya que lo que se sabía de electricidad indicaba que debería
desmoronarse debido a la repulsión eléctrica. Tampoco podía explicar las
propiedades químicas ni el sistema de periodos.
Se requería mucha más información experimental y un nuevo concepto radical, el
concepto de cuanto de energía, para construir un modelo del átomo mucho más
satisfactorio. Este concepto se introdujo mediante el uso de los resultados obtenidos
al estudiar un conjunto de problemas completamente diferente, la radiación térmica
y el enigma del efecto fotoeléctrico, de eso se encargarían Max Planck y Albert
Einstein

9.  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.
 Experimento de Rutherford.
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.

10. 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. Inconvenientes.
La importancia del modelo de Rutherford residió en proponer por primera vez la
existencia de un núcleo en el átomo
Lo que Rutherford consideró esencial, para explicar los resultados experimentales,
fue "una concentración de carga" en el centro del átomo, ya que, sin ella, no podía
explicarse que algunas partículas fueran rebotadas en dirección casi opuesta al
incidente.
El modelo de átomo planetario propuesto por Rutherford mostró pronto algunos
inconvenientes teóricos que lo hacían inviable:
Contradecía la teoría electromagnética de
Maxwell. Según esta teoría una carga eléctrica
acelerada debería de emitir ondas electromagnéticas.
Un electrón al girar en círculos alrededor del núcleo
debería emitir, por tanto, ondas electromagnéticas.
Dicha emisión provocaría una pérdida de energía que
haría que el electrón describiera órbitas de radio
decreciente hasta caer sobre el núcleo. El modelo atómico de Rutherford era, por
tanto, inviable desde el punto de vista de la física clásica.
No daba una explicación satisfactoria a los espectros atómicos. Si encerramos en
un tubo hidrógeno o helio y sometemos el gas a voltajes elevados, el gas emite luz.
Si hacemos pasar esa luz a través de un prisma, los colores que la constituyen se
separan dándonos el espectro de la luz analizada.

11.  Descubrimiento del Neutrón
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.

12.  Características generales de los espectros atómicos.
Cuando se irradia la materia con radiación electromagnética, la materia puede
absorber, y posteriormente emitir, ciertas longitudes de onda, o frecuencias, en
relación con su estructura interna. Cuando los cuerpos sólidos, líquidos o gases a
alta presión son excitados convenientemente por medio de calor o electricidad, se
observan sus colores característicos. Estos colores constituyen un todo continuo, lo
que se traduce en el color rojo de la resistencia de un calentador o en el blanco
característico de una bombilla. Esto sucede porque existen muchos átomos
excitados que emiten ondas de luz cuyas coloraciones parciales se solapan
produciendo un espejismo luminoso de continuidad.
Si realizamos la misma experiencia con gases a bajas presiones, es decir con pocos
átomos, es posible observar cómo la luz emitida por ellos y dispersada luego por un
prisma consta de una serie de líneas, sin que exista una banda continua de colores;
se observa que la luminosidad emitida así es discontinua.

13.  Modelo de Bohr. Éxito e inconvenientes
Con todo, el modelo de Bohr logró grandes éxitos entre 1913 y 1924. Pero también
contenía preguntas sin respuesta y problemas no resueltos, como Rutherford había
observado inmediatamente. Con el paso del tiempo surgieron problemas
adicionales para los que el modelo resultaba claramente inadecuado. Los tres
quizás más significativos eran los siguientes:
1.- El modelo de Bohr explicaba muy bien los espectros de los átomos con un solo
electrón en la capa más externa. Sin embargo, aparecieron serias diferencias entre
el modelo y el experimento en los espectros de los átomos con dos o más electrones
en la capa más externa.
2.- Los experimentos también pusieron de manifiesto que cuando una muestra de
un elemento se coloca en un campo eléctrico o magnético su espectro de emisión
muestra líneas adicionales. Por ejemplo, en un campo magnético cada línea se
divide en varias líneas. El modelo de Bohr no pudo explicar, de manera cuantitativa,
algunas de las divisiones observadas.
3.- Además, el modelo no proporcionaba explicación alguna para el brillo relativo
(intensidad) de las líneas espectrales. Estas intensidades relativas dependen de las
probabilidades con las que los átomos en una muestra experimentan transiciones
entre los estados estacionarios; altas probabilidades se traducen en líneas más
intensas. Se debería poder calcular la probabilidad de una transición de un estado
estacionario a otro, pero el modelo de Bohr no permitía hacerlo.

14.  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.
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.
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

15. 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.
Tienen simetría esférica alrededor del núcleo. Pueden contener hasta un máximo
de dos electrones. Hay un orbital s en cada nivel de energía.
Número cuántico principal
El número cuántico principal, n, determinaba en el modelo de Bohr el radio de la
órbita. En el modelo mecano-cuántico no existen tales órbitas. En su lugar, es
posible establecer las líneas que unen los puntos de las nubes electrónicas
(orbitales) donde la probabilidad de encontrar al electrón es máxima. El número, n,
aparece ligado a la energía de dichos orbitales y la órbita de Bohr se considera una
simplificación del orbital de probabilidad.
Número cuántico secundario, l
En el modelo de Sommerfield, el número cuántico secundario, l, determinaba la
cantidad de movimiento angular del electrón en su órbita. Aunque en el modelo
mecano-cuántico el electrón es un objeto deslocalizado, se sigue moviendo para
ocupar una región del espacio de energía permitida (orbital). Por tanto, también
posee una cantidad de movimiento angular, al que está ligado el número l .
Número cuántico magnético, m
Aunque en el modelo mecano-cuántico no existe una órbita definida, el movimiento
del electrón sigue siendo equivalente a una corriente eléctrica que produce un

16. campo magnético y el número cuántico magnético, m, se relaciona con el efecto
magnético de dicha corriente electrónica (por eso se produce el efecto Zeeman).
Como dicho efecto magnético tiene su origen en la cantidad de movimiento angular
del electrón, los valores de m dependen del valor de l.
Conclusión
A través de las décadas algunos de los más dedicados a la investigación y al estudio
de la física y la química proponían ideas acerca de los átomos y una de las ideas
más principales que ellos proponían es que la materia estaba conformada por
materias invisibles llamadas átomos dos personas las cuales se llamaban Demócrito
y Leucipo lo que ellos decían era una simple idea y no había algo que lo sustentara
más que las ideas de ellos, y esa idea siguió hasta tiempo después ya varios
estudiados sustentaban ciertas ideas uno de los principales fue Dalton, estos ya
establecieron los modelos atómicos y las teorías que las acompañaban.
Cada uno de los que propusieron las diferentes teorías de los átomos hacían
pruebas para poder escribir las teorías y así hacerlas públicas, uno de los mas
mencionados o al menos conocido es Rutherford es conocido por hacer la prueba
en una lámina de oro, lo que hizo fue bombardearla con partículas alfas y así poder
sustentar lo que el proponía.

17. Bibliografías
Anónimo (2011) Moléculas a reacción, México.
https://isqch.wordpress.com/2013/04/05/que-es-un-atomo/
Anónimo (2017) Historia del átomo, México.
https://historia-biografia.com/historia-del-atomo/
E.R. María (2020) Teoría atómica de Dalton, Argentina.
https://concepto.de/teoria-atomica-de-dalton/ .
H.L. Juan (2010) El modelo atómico de Thomson, Colombia
https://culturacientifica.com/2019/06/11/el-modelo-atomico-de-thomson/
M. Vaquero. (2019) Experimento de Rutherford, España.
http://www.deciencias.net/simulaciones/quimica/atomo/rutherford.htm
Anónimo (2020) Teoría de Rutherford, México.
https://sites.google.com/site/teoriasatopedepower/teoria-de-rutherford
Anónimo (2018) Espectros Atómicos,
http://iesbinef.educa.aragon.es/fiqui/Matomicos/espectros/espectros.htm