Este documento presenta los modelos atómicos a lo largo de la historia, comenzando con el modelo de Dalton de átomos esféricos indivisibles. Luego describe experimentos que llevaron al descubrimiento del electrón y el modelo de Thomson del átomo como una masa positiva con electrones inmersos. El experimento de Rutherford mostró que el átomo consiste principalmente en espacio vacío con carga positiva concentrada en un núcleo central, llevando a su modelo atómico. Posteriormente se descubrió el protón y neutron, y

1. FORMATO DE
PRACTICAS
UTSV-DAC-FO-02
UNIVERSIDAD TECNOLOGICA DEL
SURESTE DE VERACRUZ
EL ATOMO A LO LARGO DE LA VIDA
NOMBRE DEL ALUMNO: ABDEEL FUENTES
CASTILLO
NOMBRE DE LA CARRERA: MECATRONICA EN
ARE DE AUTOMATIZACION
MATERIA: FISICA PARA INGENIERIA
PERIODO: SEPTIEMBRE - DICIEMBRE
MATRICULA: 18190214
GRUPO: 701
NOMBRE DEL DOCENTE: ING. SARAI NINTAI
OROZCO GARCIA

2. FORMATO DE
PRACTICAS
UTSV-DAC-FO-02
INDICE
INTRODUCCION ................................................................................................ 4
Concepto de átomo y estructura. ........................................................................ 5
Historia del átomo ............................................................................................... 6
Modelo de Dalton................................................................................................ 8
Experimentos que condujeron al descubrimiento del electrón. ......................... 10
Modelo de Thompson. Inconvenientes. ............................................................ 10
Descubrimiento del protón. ............................................................................... 11
Experimento de Rutherford. .............................................................................. 12
Modelo de Rutherford. Inconvenientes. ............................................................ 14
Descubrimiento del neutrón. ............................................................................. 15
Características generales de los espectros atómicos. ...................................... 16
Espectro de absorción. ..................................................................................... 17
Espectro de emisión.......................................................................................... 17
Modelo de Borh. Éxitos e inconvenientes. ........................................................ 18
Modelo mecano cuántico. Orbitales y números cuánticos. ............................... 20
Orbitales s ..................................................................................................... 22
Orbitales p ..................................................................................................... 22

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PRACTICAS
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Orbitales d ..................................................................................................... 23
Orbitales f ...................................................................................................... 23
Conclusión ........................................................................................................ 24
Bibliografía ........................................................................................................ 25

4. FORMATO DE
PRACTICAS
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INTRODUCCION
La Teoría Atómica se basa en la suposición de que la materia no es continua, sino
que está formada por partículas distintas. Esta teoría describe una parte de nuestro
mundo material a la que no es posible acceder por observación directa, y permite
explicar las propiedades de las diversas sustancias.
El objetivo de este trabajo es presentarles los diversos modelos atómicos que se
presentaron a lo largo de estos años, con sus pequeñas falencias, donde cada modelo
se apoya en los anteriores, conservando determinados aspectos y modificando otros.
Pero antes, daremos a conocer una serie de sucesos y conceptos para el desarrollo de
estas teorías y modelos.

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Concepto de átomo y estructura.
Se conoce como átomo a la unidad mínima de una sustancia, lo que compone toda la
materia común u ordinaria. Si los átomos de alguna materia se logran dividir dicha
materia podría destruirse.
Cada cosa, sustancia o materia posee diferentes cantidades de átomos que la
compone, sin embargo, los átomos están compuestos por partículas aún más pequeñas
como son las partículas subatómicas, llamadas protones, neutrones, y electrones.
Un átomo está constituido por un núcleo central muy denso, que contiene protones y
neutrones, y por electrones que se mueven alrededor del núcleo a una distancia
relativamente grande.
Los átomos de un mismo elemento tienen el mismo número de protones, que se
denomina número atómico y se representa por Z. Los átomos de un elemento dado
pueden tener distinto número de neutrones: se dice entonces que son isótopos.
fig.1

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Historia del átomo
El concepto de átomo existe desde la antigua Grecia, propuesto por los filósofos
griegos Demócrito, Leucipo y Epicuro, sin embargo, no se generó el concepto por medio
de la experimentación sino como una necesidad filosófica que explicara la realidad, ya
que, como proponían estos pensadores, «la materia no puede dividirse indefinidamente,
por lo que debe existir una unidad o bloque indivisible e indestructible que al combinarse
de diferentes formas, creara todos los cuerpos macroscópicos que nos rodean conceptos
muy vigentes, ya que la propiedad de indestructibilidad e indivisibilidad fueron el pilar
fundamental de la química y física moderna.
El siguiente avance significativo no se realizó hasta que en 1773 el químico
francés Antoine-Laurent de Lavoisier postuló su enunciado: «La materia no se crea ni se
destruye, simplemente se transforma». La ley de conservación de la masa o ley de
conservación de la materia; demostrado más tarde por los experimentos del químico
inglés John Dalton quien en 1804, luego de medir la masa de los reactivos y productos
de una reacción, concluyó que las sustancias están compuestas de átomos esféricos
idénticos para cada elemento, pero diferentes de un elemento a otro.
Luego en 1811, el físico italiano Amedeo Avogadro, postuló que a una temperatura,
presión y volumen dados, un gas contiene siempre el mismo número de partículas, sean
átomos o moléculas, independientemente de la naturaleza del gas, haciendo al mismo
tiempo la hipótesis de que los gases son moléculas poliatómicas con lo que se comenzó
a distinguir entre átomos y moléculas.

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El químico ruso Dmítri Ivánovich Mendeléyev creó en 1869 una clasificación de los
elementos químicos en orden creciente de su masa atómica, remarcando que existía una
periodicidad en las propiedades químicas. Este trabajo fue el precursor de la tabla
periódica de los elementos como la conocemos actualmente.
La visión moderna de su estructura interna tuvo que esperar hasta el experimento de
Rutherford en 1911. Este experimento llevó al modelo atómico de Rutherford que no
podía explicar adecuadamente la estabilidad de los átomos ni los espectros atómicos,
por lo que Niels Bohr formuló su modelo atómico de Bohr en términos heurísticos, que
daba cuenta de esos hechos sin explicarlos convenientemente. Posteriores
descubrimientos científicos, como la teoría cuántica, y avances tecnológicos, como
el microscopio electrónico, han permitido conocer con mayor detalle las propiedades
físicas y químicas de los átomos.
Fig.2 (Varios átomos y moléculas como se muestra en A New System of Chemical Philosophy de John
Dalton (1808))

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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+).

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Fig.3 (Diferencia entre los bariones y los mesones)
fig4 (Diferencia entre fermiones y bosones.)

10. FORMATO DE
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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.
por Joseph John Thomson, se determinó
• 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
Modelo de Thompson. Inconvenientes.
Luego del descubrimiento del electrón en 1897 que la materia se componía de dos
partes, una negativa y una positiva. 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

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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.
Fig.5 (Modelo atómico de Thomson)
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.

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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.
fig.6 (descubrimiento del protón)
Experimento de Rutherford.
A petición de Rutherford, Geiger y Marsden realizaron una serie de experimentos en
los que dirigieron un haz de partículas alfa en una fina lámina de oro y midieron el patrón
de dispersión usando una pantalla fluorescente. Detectaron partículas alfa rebotando en
la hoja de oro en todas las direcciones, algunas de vuelta en la fuente. Esto debía ser
imposible según el modelo de Thomson. Obviamente, esas partículas habían encontrado
una fuerza electrostática mucho mayor que el modelo de Thomson, lo que a su vez
implicaba que la carga positiva del átomo se concentraba en un volumen mucho más
pequeño de lo que Thomson imaginaba.

13. FORMATO DE
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Cuando Geiger y Marsden dispararon partículas alfa en sus láminas, se dieron cuenta
de que solo una pequeña fracción de las partículas alfa se desvió en más de 90°. La
mayoría voló directamente a través de la lámina. Esto sugirió que esas esferas
minúsculas de la carga positiva intensa fueron separadas por vastos golfos del espacio
vacío. La mayoría de las partículas pasaron a través del espacio vacío con una
desviación mínima, y una pequeña fracción golpeó los núcleos y se desvió fuertemente
Rutherford rechazó así el modelo de Thomson, y en cambio propuso un modelo en el
que el átomo consistía en su mayoría espacio vacío, con toda su carga positiva
concentrada en el centro de un volumen muy pequeño, rodeado por una nube de
electrones. En resumen: la mayoría de los rayos alfa atravesaron la lámina sin dividirse,
la mayor parte del espacio de un átomo es espacio vacío. Hay una densa y diminuta
región que llamó núcleo, que contiene carga positiva y casi toda la masa del átomo;
algunos rayos se desviaron porque pasan muy cerca del centro con carga eléctrica del
mismo tipo que los rayos alfa (carga positiva); muy pocos rebotaron porque chocaron
frontalmente contra ejes centros de carga positiva.
Fig.7

14. FORMATO DE
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Modelo de Rutherford. Inconvenientes.
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.
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.

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No explicaba los espectros atómicos.
Fig.8(Modelo atómico de Rutherford).
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 Geigerz
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.

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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.
Fig.9
Características generales de los espectros 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.

17. FORMATO DE
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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,

18. FORMATO DE
PRACTICAS
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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.
Fig.10
Modelo de Borh. Éxitos e inconvenientes.
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.

19. FORMATO DE
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«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.

20. FORMATO DE
PRACTICAS
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Fig.11(Modelo atómico de Bohr.)
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

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PRACTICAS
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«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.
• Es el modelo aceptado actualmente. Fue expuesto en 1925 por
Heisenberg y Schrödinger.
• 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 de Heisenberg: establece que es 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.
• Existen distintos tipos de orbitales que se identifican con letras: s, p, d y f.

22. FORMATO DE
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• 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
• 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.

23. FORMATO DE
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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.

24. FORMATO DE
PRACTICAS
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Conclusión
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 aún no está concluida. Pero nos ayuda a ir descubriendo y entendiendo
que todo lo que vemos, sentimos y tocamos está formado por ciertas partículas que
gracias a todos los modelos atómicos hemos llegado a comprender.
Todo este descubrimiento ha pasado por muchas etapas que con el tiempo se han
ido estudiando y avanzando siempre con la idea de poder entenderlo y llegar a una
respuesta.

25. FORMATO DE
PRACTICAS
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Bibliografía
• «Teaching Standard Model at high school» (en inglés). Cronología del
modelo atómico.
• Sokolovsky, Silvia (2002). «El Átomo». Archivado desde el original el 5 de
octubre de 2011..
• Bransden, B.H.; Joachain, J.C. (1983). Physics of atoms and
molecules (en inglés). Longman Group Limited. ISBN 0-582-44401-2.
• Cottingham, W.N.; Greenwood, D.A. (2004). An introduction to nuclear
physics (en inglés). Cambridge University Press. ISBN 0-521-65149-2.
• Demtröder, Wolfgang (2006). Atoms, molecules and photons (en inglés).
Springer-Verlag. ISBN 978-3-540-20631-6.
• Kramer, Kenneth (1988). Introductory nuclear physics (en
inglés). ISBN 047180553X.
• «Los ladrillos del Universo: los bloques constituyentes de la materia».
Archivado desde el original el 8 de febrero de 2009. Material divulgativo
del CERN.