1) El documento describe la evolución histórica del modelo del átomo, desde las ideas de los filósofos griegos antiguos como Demócrito hasta los modelos atómicos modernos. 2) Incluye descripciones de los modelos atómicos propuestos por científicos como Dalton, Thomson, Rutherford, Bohr y otros, así como los experimentos que los condujeron. 3) También explica el descubrimiento de las partículas subatómicas como el electrón, protón y neutrón y cómo esto llevó al desarrollo de mode

1. 1
UNIVERSIDAD TECNOLÓGICA DEL SURESTE DE VERACRUZ
FISICA PARA INGENIERIA
ING. SARAI NINTAI OROZCO GRACIA
EVOLUCION HISTORICA DEL MODELO DEL ATOMO
ESMERALDA SERRANO MORALES
ALUMNO
1001 QAI
GRUPO
30/ NOVIEMBRE /2021

2. 2
 INTRODUCCION 3
 CONCEPTO DE ATOMO Y ESTRUCTURA 4
 HISTORIA DEL ATOMO 5
 MODELO DE DALTON 7
 EXPERIENTOS QUE CONDUJERON AL DESCUBRIMIENTO DEL
ELECTRON 8
 MODELO DE THOMPSON E INCONVENIENTES 9
 DESCUBRIMIENTO DEL PROTON 10
 EXPERIMENTO DE RUTHERFORD 11
 MODELO DE RUTHERFORD E INCONVENIENTES 12
 DESCUBRIMIENTO DEL NEUTRON 14
 CARACTERISTICAS GENERALES DE LOS ESPECTROS ATOMICOS 15
 MODELO DE BORH EXITOS E INCONVENIENTES 17
 MODELO MECANO CUANTICO ORBITALES Y NUMEROS 19
CUANTICOS
 CONCLUSION 22
 BIBLOGRAFIA 23

3. 3
átomo a la unidad más pequeña que constituye la materia partículas
elementales del universo y tienen propiedades elementales quimico.En este
trabajo de investigación se dara a explicar y a conocer las diferentes ideas y
descubrimientos a lo largo de los años del atomo y la evolución de su historia
con los diferentes científicos y físicos que fueron descubriendo cada particula
elemental a si como experimentos y teorías, esto también ayudara a
comprender la materia por el atomo y sus estructuras.

4. 4
Se conoce como átomo a la unidad más pequeña que constituye la materia.fue
acuñada por los primeros filósofos en teorizar sobre la composición de las cosas,
es decir, las partículas elementales del universo.
Los átomos tienen las propiedades del elemento químico que componen y, a su vez,
los elementos están organizados y clasificados según sus números atómicos,
configuración electrónica y propiedades químicas en la Tabla Periódica de los
elementos.
El átomo está compuesto por tres subpartículas:
 Protones, con carga positiva.
 Neutrones, sin carga eléctrica (o
carga neutra).
 Electrones, con carga negativa.
A su vez, se divide en dos partes:
 El núcleo. Formado por neutrones
y protones.
 La corteza. Formada
únicamente por
electrones

5. 5
Los protones, neutrones y electrones son las partículas subatómicas que
forman la estructura atómica. Lo que les diferencia entre ellos es la
relación que se establecen entre ellas.
Los electrones son las partículas subatómicas más ligeras. Los
protones, de carga positiva, pesan unas 1.836 veces más que los
electrones. Los neutrones, los únicos que no tienen carga eléctrica,
pesan aproximadamente lo mismo que los protones.
Los protones y neutrones se encuentran agrupados en el núcleo
atómico. Por este motivo también se les llama nucleones. La energía
que mantiene unidos los protones y los neutrones es la energía nuclear.
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. 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
atracción por ciertos fenómenos químicos. Dalton, con sus postulados marcó un
gran cambio en el conocimiento sobre los átomos y su comportamiento.
. Gracias a un sinfín de experimentos llevados a cabo por Dalton, se estableció
la Teoría Atómica de Dalton.

6. 6
La mencionada teoría ayudó a calcular el peso atómico de los elementos, como los
elementos gaseosos. Descubrió las masas atómicas de varios elementos
relacionándolos con la masa del hidrogeno.
Estos descubrimientos fueron expuestos el 21 de octubre de 1803 durante una
conferencia en la Sociedad Literaria y Filosófica de Manchester. Luego, las
disertaciones fueron plasmadas en su célebre libro Nuevo sistema de filosofía
química, publicado en 1808.
En un futuro, Michael Faraday reformuló varios de los planteamientos de Dalton. En
1883, descubrió que el flujo de la corriente eléctrica de una sustancia a otra produce
ciertos cambios químicos, lo que indica la existencia de una relación entre
electricidad y materia, asegurando que los átomos debían tener una estructura
eléctrica que suministra la cantidad de corriente eléctrica adecuada al peso de la
sustancia química descompuesta.
En el año de 1906 sale a la luz el Modelo Atómico de Thomson, que claramente
invalidaba el anterior Modelo Atómico de Dalton ya que este no reflexionaba sobre
la estructura interna del átomo. El físico británico Joseph John Thomson se valió del
uso de los rayos catódicos dispuestos en un tubo de vacío que eran desviados al
aplicar un campo magnético para obtener las pruebas para dar a luz este modelo.
El encargado de modificar el modelo de Thomson fue Ernest Rutherford, quien en
1911 consideró que en el núcleo central del átomo se encuentra la carga positiva y
la masa; mientras que alrededor se encuentran los electrones girando a gran
velocidad. Por otro lado, descubrió que el núcleo posee una corteza y un núcleo, los
electrones que giran lo hacen en la corteza del átomo alrededor del núcleo; esta
región es pequeña y se ubica en el centro del átomo que posee la carga positiva.
Tan solo dos años después, Niels Bohr, estudiando disciplinadamente el modelo de
Rutherford, profundizó la manera en que los electrones se mantenían bajo una
órbita estable alrededor del núcleo sin radiar energía, además gracias al número
cuántico n, pudo asegurar que primero: existe una distancia entre la órbita y el
núcleo; segundo que no todos los electrones circulan por todas las orbitas y tercero
calculó el radio de la órbita. Bohr también expresó porqué los átomos presentaban
espectros de emisión característicos y como los electrones pueden emitir o absorber
energía durante los saltos de una órbita a otra.
Al poco tiempo, vino el modelo de Sommerfeld que basado en el de Bohr, formula
aportes a la mecánica relativista indicando que los electrones recorren velocidades
cercanas a las de la luz. También se puede destacar que para Sommerfeld, el
electrón es básicamente una corriente eléctrica.
En 1924, sale a la luz el Modelo de Schrödinger, formulado por Erwin Schrödinger,
que como innovación tiene en cuenta los cuatro números cuánticos: n, i, m, s. para
afirmar que en un átomo no hay electrones con los cuatro números cuánticos
iguales.
En los años 60 los físicos estadounidenses Murray Gell-Mann y Georg Zweig,
detectaron una partícula subatómica denominada quark. En el siglo XXI un equipo
de científicos realizó experimentos en el Gran Colisionador de
Hadrones encontrado el pentaquarks. Este descubrimiento de la partícula

7. 7
subatómica sirve para comprender mejor la constitución de la materia ordinaria, los
neutrones y los protones
Químico y físico británico (1766 - 1844) que conjuntó las ideas que hasta el
momento se tenían sobre la estructura de la materia. La teoría atómica de
Dalton fue el primer modelo con bases científicas. Dalton definió el
concepto de átomo y concluyó que en las reacciones químicas, los átomos
ni se crean ni se destruyen, sino que cambiaban su distribución.
Dalton postuló su teoría formulando una serie de enunciados simples:4
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 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.
Los átomos permanecen sin división, aun
cuando se combinen en las reacciones
químicas.
Los átomos de elementos diferentes se pueden
combinar en proporciones distintas y formar más
de un compuesto. Por ejemplo: un átomo
de carbono con uno de oxígeno
forman monóxido de carbono (CO), mientras
que dos átomos de oxígeno con uno de carbono,
forman dióxido de carbono (CO2).
Los compuestos químicos se forman al unirse átomos de dos o más elementos.
Estos átomos no se pueden dividir ni romper, no se crean ni se destruyen en ninguna
reacción química, y nunca cambian.
Los átomos pueden combinarse para formar compuestos químicos. Por ejemplo: los
átomos de hidrógeno y oxígeno pueden combinarse y formar moléculas de agua
(H2O).
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).
Dalton postuló la Ley de las Proporciones Múltiples. Esta ley sostiene que si dos
elementos se pueden combinar en diferentes proporciones, formarán diferentes
compuestos, lo que no contradice la ley de la proporciones constantes, pues cada
compuesto sigue caracterizándose por una proporción constante.

8. 8
Por ejemplo, 12 g de carbono se pueden
combinar con 16 g de oxígeno para formar
monóxido de carbono (CO), pero 12 g de
carbono también se pueden combinar con 32
g de oxígeno para formar dióxido de carbono
(CO2).
Dalton dedujo que esto se debía al peso
atómico, característica única para cada
elemento o tipo de átomo, e introdujo el
concepto de peso atómico relativo. Esto
permitió entender por primera vez
las relaciones estequiométricas de las reacciones químicas.
EXPERIMENTOS QUE CONDUJERON AL DESCUBRIMIENTO DEL
ELECTRON
Thomson construyó un tubo de vidrio que fue parcialmente evacuado, es decir, gran
parte del aire fue bombeado fuera del tubo. Luego aplicó un alto voltaje eléctrico
entre dos electrodos en cada extremo del tubo. Detectó que una corriente de
partículas salían del electrodo cargado negativamente (cátodo) al electrodo cargado
positivamente (ánodo), Con lo cual, Thomson dedujo que los rayos catódicos
debían estar formados por una pequeña partícula, que eran los electrones
pero que él en primer lugar denominó "corpúsculo".
Conclusiones a las que llegó Thomson:
1. Los rayos catódicos, que son corrientes de electrones, viajan en línea recta.
2. Son independientes de la composición del material del cátodo.

9. 9
3. La aplicación de
campo eléctrico
en la trayectoria
del rayo catódico
desvía el rayo
hacia una placa
cargada
positivamente.
Por lo tanto, el
rayo catódico está
formado por
partículas
cargadas
negativamente.
JJ Thomson midió la relación de carga por masa (e/m) de las partículas de rayos
catódicos utilizando la desviación en el campo eléctrico y magnético.
e m= - 1.76 × 10 8mimetro=-1.76×108 Coulomb por gramo
Resultó ser 2000 veces más liviana que el hidrógeno.
Aunque obtuvo la relación e/m para el electrón del experimento del tubo de rayos
catódicos, todavía no se conocía carga exacta (e) para el electrón. El físico
estadounidense Robert Millikan diseñó un experimento para medir el valor absoluto
de la carga del electrón.
El modelo atómico de Thomson no pudo explicar cómo se mantiene la carga en los
electrones dentro del átomo.
Tampoco pudo explicar la estabilidad de un átomo.
La teoría no mencionó nada sobre el núcleo del átomo.
Los protones y los neutrones aún no eran descubiertos y Thomson un científico
serio se basó principalmente en crear una explicación con los elementos
científicamente probados en la época.
Fue rápidamente descartado por los experimentos de la lámina de oro.
En este experimento se demostró que debería existir algo dentro del átomo con una
fuerte carga positiva y mayor masa, el núcleo.

10. 10
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,
Décadas antes del hallazgo de Rutherford, el físico alemán Eugene Goldstein había
propuesto la idea de la existencia los protones. Sin embargo, sus ideas no fueron
tomadas en cuenta.
Los protones tienen las siguientes características:
o Los protones tienen una carga positiva de 1 (1,6 x 10-19
Coulombs)
o Son partículas compuestas: los protones están formados por estructuras
más pequeñas, llamadas hadrones, que a su vez están compuestas
por quarks.
o Los protones tienen tres quarks: dos de carga positiva (quarks up) y uno
de carga negativa (quark down).
o La vida media de un protón es de 1035
años.
o El protón tiene una antipartícula, llamada antiprotón, que se caracteriza
por tener carga negativa.
o Los protones y los neutrones se encuentran en el núcleo del átomo, por
eso también son llamados nucleones.
o La masa de un protón es 1836 veces más grande que la de un electrón.
o El protón mide 0,88 femtómetros de ancho (10 -15
metros).

11. 11
El experimento de Rutherford, también llamado experimento de la lámina de oro,
fue realizado por Hans Geiger y Ernest Marsden en 1909, y publicado en 1911[1]
,
bajo la dirección de Ernest Rutherford en los Laboratorios de Física de la
Universidad de Manchester.
El experimento consistió en mandar un haz de partículas alfa sobre una fina lámina
de oro y observar cómo dicha lámina afectaba a la trayectoria de dichos rayos.Las
partículas alfa se obtenían de la desintegración de una sustancia radiactiva, el
polonio. Para obtener un fino haz se colocó el polonio en una caja de plomo, el
plomo detiene todas las partículas, menos las que salen por un pequeño orificio
practicado en la caja. Perpendicular a la trayectoria del haz se interponía la lámina
de metal. Y, para la detección de trayectoria de las partículas, se empleó una
pantalla con sulfuro de zinc que produce pequeños destellos cada vez que una
partícula alfa choca con él.
Este experimento demostró que los átomos son un espacio prácticamente vacío, a
excepción de un pequeño núcleo central, cargado positivamente, que es el que
provoca que alguna de las partículas alfa positivas se desvíen o reboten.

12. 12
INCONVENIENTES DEL MODELO DE RUTHERFORD  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. Pronto se concluyó que la emisión de luz podría deberse a que los
electrones absorbían energía de la corriente eléctrica y saltaban a órbitas
superiores para, a continuación, volver a caer a las órbitas más próximas al
núcleo emitiendo el exceso de energía en forma de energía luminosa. Esta
interpretación conducía, sin embargo, a afirmar que los espectros deberían
de ser continuos, ya que al existir órbitas de cualquier radio (y energía) todos
los saltos son posibles. La experiencia, por el contrario, mostraba que los
espectros de los átomos son discontinuos. Constan de rayas de diversos
colores sobre un fondo negro. INCONVENIENTES DEL MODELO DE
RUTHERFORD
¿Cómo se resolvieron estos inconvenientes? Niels Bohr propone en 1913 un
nuevo modelo atómico sustentado en tres postulados:  Cualquiera que sea
la órbita descrita por un electrón, éste no emite energía. Las órbitas son
consideradas como estados estables de energía. A cada una de ellas le
corresponde una energía, tanto mayor, cuanto más alejada se encuentre del
núcleo.  No todas las órbitas son posibles. Sólo pueden existir aquellas
órbitas que tengan ciertos valores de energía, dados por el número cuántico
principal, n. Solamente son posibles las órbitas para las cuales el número
cuántico principal (n) toma valores enteros: n = 1, 2, 3, 4…. Las órbitas que
se correspondan con valores no enteros del número cuántico principal, no
existe.  La energía liberada al caer un electrón desde una órbita superior,
de energía E2, a otra inferior, de energía E1, se emite en forma de luz.
Trabajo de laboratorio  Fundamentos: Los vapores de ciertos elementos
imparten un color característico a la llama. Esta propiedad es usada en la
identificación de varios elementos metálicos como sodio, calcio, etc.. La
coloración en la llama es causada por un cambio en los niveles de energía
de algunos electrones de los átomos de los elementos. Para un elemento

13. 13
particular la coloración de la llama es siempre la misma, independientemente
de si el elemento se encuentra en estado libre o combinado con otros.
Tabla de datos Sustancia Color de la llama Cloruro de calcio Naranja rojizo
Sulfato cúprico Verde Cloruro de sodio Naranja Sulfato de zinc Azul Cloruro
de Bario Verde claro Sulfato de hierro Chispas Naranjas Cloruro de potasio
Lila Sal dietética (potasio) Lila - ? – (sodio) naranja.
Longitud de ondas emitidas
Espectros de emisión completos
Inconvenientes del modelo de Bohr  El primer postulado iba en contra de la
teoría electromagnética de Maxwell, ya que según esta teoría cualquier carga
eléctrica acelerada debería de emitir energía en forma de radiación
electromagnética.  El segundo postulado era aún más sorprendente. En la
física clásica era inaceptable suponer que el electrón no pudiera orbitar a
determinadas distancias del núcleo, o que no pudiera tener determinados
valores de energía. La afirmación era equivalente a suponer que un objeto
que describe circunferencias atado a una cuerda, no puede describir aquellas
cuyo radio no sea un número entero (por ejemplo).  El tercer postulado
afirmaba que la luz se emitía en forma de pequeños paquetes o cuantos, lo
cual (a pesar de que ya había sido propuesto por Planck en 1900) no dejaba
de sorprender en una época en la que la idea de que la luz era una onda
estaba firmemente arraigada. Los cálculos basados en los postulados de
Bohr daban excelentes resultados a la hora de interpretar el espectro del
átomo de hidrógeno, pero hay que tener en cuenta que contradecían algunas
de las leyes más asentadas de la Física
En fin.. El átomo de Bohr era, simplemente, un síntoma de que la física
clásica, que tanto éxito había tenido en la explicación del mundo
macroscópico, no servía para describir el mundo de lo muy pequeño, el
dominio de los átomos. Posteriormente, en la década de 1920, una nueva
generación de físicos (Schrödinger, Heisenberg, Dirac…) elaborarán una
nueva física, laFísica Cuántica, destinada a la descripción de los átomos, que
supuso una ruptura con la física existente hasta entonces

14. 14
James Chadwick: el físico que hace 88 años descubrió el neutrón. En 1932 la
revista Nature publicó la investigación de James Chadwick, en la que demostraba
la existencia del neutrón. Este descubrimiento condujo al desarrollo de la bomba
atómica
A pesar de que fue Ernest Rutherford quien planteó por primera vez la existencia de
esta partícula, mientras dictaba una conferencia en la Royal Society de Londres en
1920, Chadwick –quien trabajó con él en el Laboratorio Físico de Manchester- logró
demostrarlo a través de una investigación, la cual fue publicada en la edición de
la revista Nature el 27 de febrero de 1932.
Los neutrones son partículas subatómicas y sin carga eléctrica que componen, junto
a los protones y electrones, el núcleo de un átomo. Los átomos son las partículas
que forman la materia, es decir, de lo que todo está formado
Neutrón es el nombre que se le da a uno de los dos componentes del núcleo del
átomo (excepto el del átomo de hidrógeno), el otro es el protón.
El neutrón es representado con la letra n, tiene una masa igual a 1,675·10-27 kg y
su carga es 0.
características más importantes del neutrón
No posee carga eléctrica
Su masa es 1838,5 veces mayor que la del electrón y 1,00137 veces mayor que la
del protón
Se le considera una forma del nucleón (la otra forma es el protón)
El neutrón es estable siempre que pueda arrimarse a un protón
Fuera del núcleo atómico es inestable. Al aislarlo pasarán algunos minutos para que
se desintegre

15. 15
Su promedio de vida fuera del núcleo atómico es de quince minutos, después de
este lapso de tiempo emitirá un electrón además de un antineutrón y se convertirá
en protón
Está presente en todos los núcleos atómicos con excepción del hidrógeno
Cuando se hace pasar la luz por un prisma, ésta se descompone en sus
componentes, en un proceso denominado dispersión, tal y como puedes observar
en la siguiente animación en la que se simula la descomposición de la luz blanca:
Al calentar un elemento gaseoso hasta que llega a la incandescencia, se produce
una emisión de luz que, al hacerla pasar por un prisma, se descompone en forma
de un espectro discontinuo, que consta de una serie de líneas correspondientes a
determinadas frecuencias y longitudes de onda.
A este tipo de espectros se los conoce como espectros de emisión, y tienen la
característica fundamental que cada elemento químico presenta un espectro
característico propio, específico y diferente de los del resto de elementos, que sirve
como "huella digital" permitiendo identificarlo fácilmente. A continuación se muestra
el espectro de emisión del hidrógeno:

16. 16
Es posible también obtener el
espectro de un gas de una
forma complementaria,
iluminando con luz blanca (que
presenta todas las frecuencias
posibles) una muestra del gas
en cuestión, de forma que se
observan unas líneas oscuras
sobre el fondo iluminado,
correspondientes a las
longitudes de onda en las que el elemento absorbe la energía.
A este espectro se le conoce como espectro de absorción y es complementario al
de emisión, puesto que las líneas de ambos coinciden para un mismo elemento, tal
y como puedes observar en el espectro de absorción del hidrógeno que se muestra
a continuación.
Puedes observar los espectros de emisión y absorción de todos los elementos
conocidos en el siguiente sitio web.
A la vista de estas series espectrales para el átomo de hidrógeno, resultó que el
modelo atómico de Rutherford era incapaz de explicar por qué razón cuando se
comunicaba energía a los átomos, después la emitían con unas frecuencias
determinadas.
Cuando descomponemos la luz del sol mediante un prisma obtenemos un espectro
continuo, formado por un elevado número de longitudes de onda.
Los gases, por el contrario, generan espectros discontinuos o de líneas.
Cada elemento químico tiene un espectro característico, que permite identificarlo.
Así, el helio (del griego, helios, significa sol) fue descubierto durante un eclipse solar,
27 años antes de ser aislado.
En 1885, Johamm Balmer, obtuvo de forma empírica una ecuación que predecía las
frecuencias a las que aparecían las líneas espectrales del átomo de hidrógeno en
la región visible (serie de Balmer).
ν=3.2881x1015 s−1(122−1n2)(1)
Donde, ν, es la frecuencia a la que aparece cada línea del espectro y n un número
entero mayor o igual a dos.
Sustituyendo en la ecuación n=3 se obtene la frecuencia de la línea roja, con n=4 la
azul verdosa, con n=5 la azul y así sucesivamente.

17. 17
Las líneas espectrales nos dan una importante información sobre la estructura de
los átomos, sugiriendo que los electrones solo pueden encontrarse en ciertos
niveles de energía. Estas observaciones experimentales no podían ser explicadas
mediante la física clásica, dando lugar al nacimiento de una nueva teoría, la
mecánica cuántica.
En 1888, Rydberg propuso una fórmula que generaba las lineas espectrales tanto
en la zona visible como en la infrarroja y ultravioleta.
ν=3.29x1015(1n2i−1n2f)(2)
Siendo ni y nf números enteros, con ni>nf
La constante de Rydberg puede expresarse en diferentes unidadades:
R=1.096x107m−1
R=3.29x1015s−1
R=2.18x10−18J
El modelo atómico de Bohr era una modificación del modelo de
Rutherford: el átomo es como “un sistema solar microscópico” en el que
los electrones están en órbita alrededor del núcleo. Bohr supuso que los
electrones se movían en órbitas circulares alrededor del núcleo.
Niels Bohr desarrolló su modelo de acuerdo a tres postulados
fundamentales.
Los electrones describen órbitas circulares en torno al núcleo del
átomo sin irradiar energía.
Las únicas órbitas permitidas para un electrón son aquellas para las
cuales el momento angular del electrón sea un determinado múltiplo

18. 18
entero.El electrón solo emite o absorbe energía en los saltos de una órbita
permitida a otra.Bohr realizó estudios con hidrógeno y gracias a esto estableció que:
1)Los átomos que tienen el mismo número de electrones de valencia y que poseen
distintos números, tienen características similares.
2)Los átomos tienen un núcleo demasiado pequeño y denso que contiene partículas
subatómicas.
3)Los electrones se encuentran en diferentes órbitas alrededor del núcleo.
4)Los átomos son eléctricamente neutros, pero si tienen electrones cargados
negativamente, deben contener otras partículas con carga positiva (protones).
Bohr estudió el movimiento de los electrones que orbitan alrededor del
núcleo en la teoría atómica.
o INCONVENIENTES
Los resultados para los atomos polielectronicos eran defectuosos
Falta de coherencia: mezcla de ideas clsicas, con ideas cuanticas

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El modelo mecano cuántico establece que los electrones se encuentran alrededor
del núcleo ocupando posiciones mas 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.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.
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. 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.

20. 20
Orbitales: Existen distintos tipos de orbitales que se identifican con letras: s, p, d y
f. La forma y el tamaño de un orbital depende del nivel y del subnivel de energía en
que se encuentra. El tamaño del orbital es mayor en los niveles superiores. El tipo
de orbitales que hay en cada nivel también está determinado: ·en el primer nivel
solo hay un orbital de tipo s. ·en el segundo nivel hay orbitales de tipo s y p. ·en el
tercer nivel hay orbitales de tipo s, p y d. ·en el cuarto nivel y los siguientes hay
orbitales de tipo s, p, d y f.
Orbitales s :Tienen simetría esférica alrededor del núcleo. Pueden contener hasta
un máximo de dos electrones. Hay un orbital s en cada nivel de energía.
Orbitales p: Es un conjunto de tres parejas de lóbulos orientadas en las tres
dimensiones. • Cada uno de estos tres lóbulos puede tener un máximo de tres
electrones, por lo tanto un orbital p lleno contiene seis electrones. Puede
encontrarse a partir del segundo nivel de energía.
Orbitales d :Es un conjunto de cinco orbitales dispuestos en los planos X, Y y Z.
Cada uno de estos cinco orbitales puede contener un máximo de dos electrones,
por lo tanto un orbital d completo tiene diez electrones. Pueden encontrarse a partir
del tercer nivel de energía.
Orbitales f: Es un conjunto de siete orbitales simétricamente distribuidos sobre los
planos X, Y y Z..En cada uno de estos siete orbitales puede haber un máximo de
dos electrones, por lo tanto un orbital f completo tiene catorce electrones. Pueden
encontrarse a partir de la cuarta capa.
Los números cuánticos son unos números asociados a magnitudes físicas
conservadas en ciertos sistemas cuánticos. En muchos sistemas, el estado del
sistema puede ser representado por un conjunto de números, los números
cuánticos, que se corresponden con valores posibles observables los cuales
conmutan con el Hamiltoniano del sistema. Los números cuánticos permiten
caracterizar los estados estacionarios, es decir, los autovalores del sistema.
Estos números cuánticos son:
I) El número cuántico principal n: Este número cuántico está relacionado
tanto con la energía como con la distancia media entre el núcleo y el
electrón, medida en niveles energéticos, aunque la distancia media en
unidades de longitud también crece monótonamente con n. Los valores
de este número, que corresponde al número del nivel energético, varían
teóricamente entre 1 e infinito, pero solo se conocen átomos que tengan
hasta 8 niveles energéticos en su estado fundamental ya que el número
atómico y el número cuántico principal se relacionan mediante 2n2
= Z <
110.
II) El número cuántico secundario es L (l = 0,1,2,3,4,5,...,n-1), indica la forma de
los orbitales y el subnivel de energía en el que se encuentra el electrón. Un orbital
de un átomo hidrogenoide tiene l nodos angulares y n-1-l nodos radiales. Si:

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l = 0: Subórbita "s" (forma circular) →s proviene de sharp (nítido) Tiene un espacio
para dos electrones.
l = 1: Subórbita "p" (forma semicircular achatada) →p proviene de principal (*)Tiene
tres espacios para seis electrones.
l = 2: Subórbita "d" (forma lobular, con anillo nodal) →d proviene de difuse (difuso)
(*)Tiene cinco espacios para diez electrones.
l = 3: Subórbita "f" (lobulares con nodos radiales) →f proviene de fundamental
(*)Tiene siete espacios para catorce electrones.
l = 4: Subórbita "g" (*)
l = 5: Subórbita "h" (*)
III) El número cuántico magnético (m, ml), Indica la orientación espacial
del subnivel de energía, "(m = -l,...,0,...,l)". Para cada valor de l hay 2l+1
valores de m.
IV) El número cuántico de espín (s, ms), Describe el momento angular
intrínseco del electrón. Este momento angular se interpretó originalmente de
manera clásica como el "autogiro" del electrón sobre sí mismo, y se consideró que
dado un eje el electrón podría hacer en dos sentidos, opuestas entre sí. Por ello, los
valores que puede tomar el número cuántico de spin son -1/2 y +1/2. Dicho de otra
manera, cada electrón, en un orbital, gira sobre sí mismo. Este giro puede ser en el
mismo sentido que el de su movimiento orbital o en sentido contrario. Este hecho
se determina mediante un nuevo número cuántico, el número cuántico es spin s,
que puede tomar dos valores, 1/2 y -1/2

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a lo largo del tiempo de la investigación del átomo y sus estructuras y
características que lo conforman científicos y físicos investigaron y
tuvieron éxito en algunas trayectorias.así como también inconvenientes
y errores pero esto hizo que se fueran creando mejores propuesta e
ideas ya que como se dice en la investigación los modelos atómicos
tienen cambios o como el modelo mecano cuántico esto no se sabe
exactamente si puede tener alguna modificación ya que muchos
modelos tuvieron errores e inconvenientes, pero ayudo a comprender
que el átomo de ser pequeño se pueden diferenciar por sus estructuras.

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 Wllllart Torres, A. (2006). Taller y Laboratorio: Experimento histórico:
Descubrimiento del protón. Revista 100cias@ uned, 9, 161-165.
 Herradón, B. (30 de abril de 2015) Descubrimiento del electrón.
 Yanes, J (28 de abril de 2017) La revolución del electrón.
 Fondecyt (30 de abril de 2019) Joseph John Thomson, físico británico que
descubrió el electrón.
 Hiru.eus (s.f) El Descubrimiento Del Electrón.
 G. J. Stoney,año 1904. «Of the "Electron" or Atom of
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