Historia de los modelos atómicos

1. UniversidadTecnológicadel Sureste de Veracruz
NOMBRE DEL ALUMNO HUGO CASIQUESUMUANO
MATRICULA 18190121
PERIODO ESCOLAR Sep- Diciembre 2021 GRUPO 1001
NOMBRE DEL
DOCENTE M.A. Sarai Nintai Orozco Gracia
Química Industrial
Física para ingeniería
MODELOS ATOMICOS

2. MODELOS ATOMICOS
ATOMO Y ESTRUCTURA......................................................................................................................4
CONCEPTO.....................................................................................................................................4
ESTRUCTURA ..................................................................................................................................4
Isótopos.........................................................................................................................................5
HISTORIA DEL ATOMO........................................................................................................................6
Mosco de Sidón..............................................................................................................................6
Leucipo..........................................................................................................................................6
Demócrito......................................................................................................................................7
John Dalton (1766-1844) .................................................................................................................7
Gilbert N. Lewis ..............................................................................................................................7
Sir Joseph John Thomson.................................................................................................................7
Jean Perrin .....................................................................................................................................8
Sir Ernest Rutherford ......................................................................................................................8
Niels Bohr.......................................................................................................................................8
Arnold Sommerfeld.........................................................................................................................9
Erwin Schrondinger.........................................................................................................................9
James Chadwick..............................................................................................................................9
MODELO DE DALTON........................................................................................................................10
Experimentos que condujeron al descubrimiento del electrón ............................................................11
El descubrimiento del electrón por J.J. Thomson.............................................................................11
El modelo del budín de pasas ........................................................................................................12
Modelo de Thompson. Inconvenientes. .............................................................................................14
Características del modelo atómico de Thomson. ...........................................................................15
Limitaciones y Errores del modelo atómico de Thomson.................................................................15
Descubrimiento del protón ...............................................................................................................16
¿Con qué experimento Rutherford descubrió al protón?.................................................................16
Experimento de Rutherford...............................................................................................................17
Modelo de Rutherford. Inconvenientes..............................................................................................19
Descubrimiento del neutrón..............................................................................................................20
Características generales de los espectros atómicos ...........................................................................21
Modelo de Borh ...............................................................................................................................23
Principios básicos del modelo atómico de Bohr...............................................................................24

3. Limitaciones y Errores enel modelo de Bohr. .................................................................................24
Modelo Mecano cuántico..................................................................................................................26
CONCLUSION....................................................................................................................................30
BIBLIOGRAFIA...................................................................................................................................31

4. ATOMO Y ESTRUCTURA
CONCEPTO
Se conoce como átomo a la unidad más pequeña que constituye la
materia.
La palabra átomo proviene delgriego antiguo(átomon,“sin división”) y
fue acuñada por los primeros filósofos en teorizar sobre la composición de
las cosas,es decir,las partículas elementales deluniverso.Desdeentonces,
con el surgimiento de los modelos atómicos, la forma de imaginarlos ha
variado enormemente,a medidaque un modelo atómico sucedíaal anterior
a través de los siglos, hasta llegar al que manejamos hoy en día.
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.
Un mismo elemento químico puede estar compuesto por distintos átomos
de la misma clase, es decir, con mismo número atómico (número de
protones que tiene cadaátomo enelelemento),aunque sus masas atómicas
sean distintas.
ESTRUCTURA
En el átomo distinguimos dos partes: el núcleo y la corteza.
El núcleo es la parte central del átomo y contiene partículas con carga
positiva, los protones,y partículas que no poseencarga eléctrica, es decir
son neutras, los neutrones. La masa de un protón es aproximadamente
igual a la de un neutrón.
Todos los átomos de un elemento químico tienen en el núcleo el mismo
número de protones. Este número, que caracteriza a cada elemento y lo
distingue de los demás,es el númeroatómico yse representaconla letra Z
La corteza es la parte exterior del átomo. En ella se encuentran
los electrones, con carga negativa. Éstos, ordenados en distintos niveles,
giran alrededor del núcleo. La masa de un electrón es unas 2000 veces
menor que la de un protón.

5. Los átomos son eléctricamente neutros, debido a que tienen igual número
de protones que de electrones.Así,elnúmero atómico tambiéncoincide con
el número de electrones.
Isótopos
La suma del número de protones y el número de neutrones de un átomo
recibe elnombre de número másicoy se representa con la letra A. Aunque
todos los átomos de un mismo elemento se caracterizan por tener el mismo
número atómico, pueden tener distinto número de neutrones.
Llamamos isótoposa las formas atómicas de un mismo elemento que
se diferencian en su número másico.

6. HISTORIA DEL ATOMO
Empezamos este viaje de conocimiento hace miles de años, mucho antes
del atomismo de la Antigua Grecia. Y es que los pocos registros que han
llegado hasta nuestros días sugieren que Mosco de Sidón ya hablaba de
diminutas partículas indivisibles desde antes de la Guerra de Troya.
Mosco de Sidón
El primero en proponer la existencia de pequeñas partículas indivisibles, si
creemos al historiador Estrabón y al filósofo Sexto Empírico,griegos que le
atribuyeron la idea.
Leucipo
Uno de los padres del atomismo. Puso en duda la suposición de que
cualquier trozo de materia, por pequeño que fuera, siempre seriaindivisible.

7. Demócrito
Discípulo de Leucipo, desarrollo el atomismo como doctrina filosófica,
afirmando que la realidad esta constituida tanto por átomos como por el
vacío.
Casi 100 años después llegaría el turno de Epicuro. Para él, y para otros
muchos filósofos,eluniverso no podíaserdeterminista,el ser humano tenía
que hacer uso de su libre albedrío. Por ello planteó que el azar era un
fenómeno inherente al movimiento de los átomos.
Entramos en una era de ciencia experimental, donde las hipótesis se ponen
a prueba con datos extraídos de la realidad. Dalton, que conocía el
comportamiento de los gases,vio que las ideas de Demócrito encajabancon
sus estudios y presentó el primer modelo científico del átomo.
John Dalton (1766-1844)
Rescata las ideas de Demócrito para aplicarlas en la ciencia. Para el los
átomos eran pequeñas bolas duras, macizas e indivisibles de carga neutra.
El modelo de Dalton, aún con sus problemas, significó un antes y un
después. Luego, a finales del siglo XIX, Thomson descubría el electrón
abriendo la veda a nuevas propuestas atómicas. El modelo cúbico
representó un paso importante hacia el entendimiento del enlace químico.
Gilbert N. Lewis
Representa al átomo como un cubo, con los electrones colocados en cada
uno de los vértices. Introdujo el concepto de enlace covalente.
Sir Joseph John Thomson
Plantea el modelo como unaesferade cargapositiva,semejante auna masa
de pudin conpasas pequeñas de cargas negativas distribuidas en el interior.

8. Jean Perrin
Sugirió que la carga positiva estaba concentrada en el centro del átomo y
que las cargas negativas son externas a dicho núcleo, como en un sistema
planetario.
Poco después Rutherford haría chocar partículas alfa contra una fina lámina
de oro.Comprobó que algunas de estas partículas se desviaban, incluso en
sentido opuesto, lo que significaba que debían estar chocando con un
núcleo de carga positiva y que el resto del átomo estaba casi vacío.
Esta visión del átomo se ha instalado en la cultura popular como una
abstracción lo bastante buena para ayudar a entender sus partes
fundamentales, pero, como veremos más adelante, insuficiente para
explicar las interacciones químicas o fenómenos de naturaleza cuántica.
Sir Ernest Rutherford
Demostró que el átomo, casi vacío, debíatener un núcleo de carga positiva
que concentraba casi toda la masa. Los electrones, de carga negativa,
girarían a su alrededor.
Partiendo del modelo de Rutherford, Bohr dispuso los electrones en órbitas
circulares ordenadas por niveles de energía. Las limitaciones del modelo
dieron pie al desarrollo de la Mecánica Cuántica, pero por su sencillez aún
se utiliza para comprender la teoría atómica.
Niels Bohr
Planteo que los electrones debíantenerorbitas circulares establesalrededor
del núcleo, a distintos niveles energéticos, para explicar los espectros de
emisión del átomo.

9. Continuando con el modelo de Bohr, que no alcanzaba a explicar la
existencia de electrones de un mismo nivel energético, pero con distinta
energía —realidad observada en los espectros de algunos átomos—,
Sommerfeld concluyó que debíahaber subniveles dentro de un mismo nivel
energético. Además, aplicó un enfoque relativista en sus estudios puesto
que los electrones pueden alcanzar velocidades cercanas a la de la luz.
Arnold Sommerfeld
Vio que el modelo de Bohr era incompleto, propuso que los electrones
también seguíanorbitas elípticas y que dentro de un mismo nivel energético
existían subniveles de energía.
Erwin Schrondinger
Ya no hay orbitas, sino orbitales, que dan la probabilidad de ubicación del
electróncomo partículayonda a la vez. Es un modelo cuántico no relativista.
James Chadwick
Con su aportación a la física,el núcleo de los átomos pasa a tener protones,
de carga positiva y neutrones, de carga neutra.

10. MODELO DE DALTON
En 1808, Dalton publicó sus ideas sobre el modelo atómico de la
materia las cuales han servido de base ala químicamoderna.Los principios
fundamentales de esta teoría son:
1. La materia está formada por minúsculas partículas indivisibles
llamadas átomos.
2. Hay distintas clases de átomos que se distinguenporsu masa y sus
propiedades. Todos los átomos de un elemento poseen las mismas
propiedades químicas. Los átomos de elementos distintos tienen
propiedades diferentes.
3. Los compuestosse forman al combinarse los átomos de dos o más
elementos en proporciones fijas y sencillas. De modo que en un
compuesto los de átomos de cada tipo están en una relación de
números enteros o fracciones sencillas.
4. En las reacciones químicas, los átomos se intercambian de una a
otra sustancia, pero ningún átomo de un elemento desaparece ni se
transforma en un átomo de otro elemento.

11. Experimentos que condujeron al descubrimiento del electrón
El descubrimiento del electrón por J.J. Thomson
A finales del siglo XIX, el físico J.J. Thomson comenzó a experimentar
con tubos de rayos catódicos. Los tubos de rayos catódicos son tubos de
vidrio sellados en los que se ha extraído la mayor parte del aire. Al aplicar
un alto voltaje entre los electrodos, que se encuentran uno a cada lado del
tubo, un rayo de partículas fluye del cátodo (el electrodo negativamente
cargado)al ánodo (el electrodo positivamente cargado).Los tubosse llaman
"tubos de rayos catódicos"porque el rayo de partículas o "rayo catódico" se
origina en el cátodo. El rayo puede ser detectado al pintar el extremo del
tubo correspondiente al ánodo con un material conocido como fósforo.
Cuando el rayo catódico lo impacta, el fósforo produce una chispa o emite
luz.
Para verificar las propiedades de las partículas, Thomsoncolocó el tubo de
rayos catódicos entre dosplacas concargas opuestas,yobservó que elrayo
se desviaba, alejándose de la placa cargada negativamente y acercándose
a la placa cargada positivamente. De este hecho infirió que el rayo estaba
compuesto de partículas negativamente cargadas.
Thomsontambién colocó dos imanes a cada lado deltubo, y observó que el
campo magnético tambiéndesviabaelrayo catódico.Los resultados de este
experimento ayudaron a Thomson a determinar la razón masa a carga de
las partículas del rayo catódico, que lo llevó a un descubrimiento
fascinante –la masa de cada partícula era mucho, mucho menor que la de
todo átomo conocido—. Thomson repitió su experimento con electrodos

12. hechos de diferentes metales, y encontró que las propiedades del rayo
catódico permanecían constantes, sin importar el material del cual se
originaban.
De esta evidencia, Thomson concluyó lo siguiente:
 El rayo catódico está compuesto de partículas negativamente
cargadas.
 Las partículas deben existir como partes del átomo, pues la masa de
cada partícula es tan solo
1
2000
de la masa de un átomo de hidrógeno.
 Estas partículas subatómicas se encuentran dentro de los átomos de
todos los elementos.
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
proponerque los átomos podíandescribirse comocargas negativas flotando
en una sopa de carga positiva difusa. A menudo llamamos modelode 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 (observa
la imagen a continuación).

13. El modelo del budín de pasas representa los electrones como partículas
cargadas negativamente dentro de un mar de carga positiva. La estructura
del átomo de Thomson es análoga a un budín de pasas, un postre inglés.
Dado lo que ahora sabemosde laestructura real de los átomos,este modelo
puede sonar un poco descabellado. Afortunadamente, los científicos
continuaron investigando la estructura del átomo, y pusieron a prueba la
validez del modelo del budín de pasas de Thomson.

14. Modelo de Thompson. Inconvenientes.
Thomson descubrió partículas cargadas negativamente mediante un
experimento de tubo de rayos catódicos en el año 1897.
Como consecuenciade este descubrimiento,y considerando que aún no se
tenía evidencia del núcleo de átomo, Thomsonpensó que los electrones se
encontraban inmersos en una sustancia de carga positiva que
contrarrestaba la carga negativa de los electrones,ya que los átomos tienen
carga neutral. Algo semejante a tener una gelatina con pasas flotando
adentro. Por este motivo a su modelo atómico se le conoció como elmodelo
del pudín con pasas.
En este modelo, Thompson aún llamaba a los electrones corpúsculos y
consideraba que estaban dispuesto en forma no aleatoria, en anillos
giratorios, sin embargo, la parte positiva permanecía en forma indefinida.
Este modelo creado en 1904 nunca tuvo una aceptación académica
generalizada y fue rápidamente descartado cuando en 1909 Geiger y
Marsden hicieron el experimento de la lámina de oro.
En este experimento,estos científicos,tambiénresidentes de la universidad
de Manchester y discípulos de Ernst Rutherford, hicieron pasar un haz de
partículas alfa de Helio, a través de una lámina de oro. Las partículas alfa
son iones de un elemento, o sea, núcleos sin electrones y por lo tanto con
carga positiva.
El resultado fue que este haz se dispersabaal pasar por la lámina de oro, lo
que hacía concluir que debíahaber un núcleo con fuerte carga positiva que
desviabael haz. En elmodelo atómico de Thomson,la carga positivaestaba
distribuida en la “gelatina” que contenía los electrones por lo que un haz de
iones debería pasar a través del átomo en ese modelo.
El descubrimiento del electrón también contravenía a una parte del modelo
atómico de Dalton que consideraba que el átomo era indivisible, lo que
impulsó a Thompson en pensar en el modelo del “pudín de ciruelas”.

15. Características del modelo atómico de Thomson.
1. Un átomo se asemeja a una esfera con materia de carga positiva y
con electrones (partículas cargadas negativamente) presentes dentro
de la esfera.
2. La carga positiva y negativa es igual en magnitud y, por lo tanto, un
átomo no tiene carga en su conjunto y es eléctricamente neutro.
3. Para tener átomos con carga neutra, los electrones deberían estar
inmersos en una sustancia con carga positiva.
4. Aunque no era parte explícitadelmodelo,este modelo no teníanúcleo
atómico.
Al crear este modelo, Thomson abandonó su hipótesis anterior de “átomo
nebular” en la que los átomos estaban compuestos de vórtices inmateriales.
Como científico consumado, Thomson creó su modelo atómico en basado
en las evidencias experimentales conocidas en su tiempo.
A pesarde que el modelo atómicode Thomsonerainexacto,sentó las bases
para los modelos posterioresmás exitosos.Incluso,condujo aexperimentos
que, pese a que demostraron su inexactitud, llevaron a nuevas
conclusiones.
Limitaciones y Errores del modelo atómico de Thomson.
El modelo atómico de Thomsonno pudo explicarcómo se mantiene la carga
en los electrones dentro delátomo.Tampoco pudo explicarla 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 deberíaexistir algo dentro del átomo
con una fuerte carga positiva y mayor masa, el núcleo.

16. Descubrimiento del protón
El protón fue descubierto por Rutherford en el año 1919.
La historia de su descubrimiento se remonta al 1886, cuando Eugen
Goldstein descubrió los rayos anódicos y demostró que eran partículas
con carga positiva (iones) producidos a partir de los gases.
Al variar los gases que había dentro de los tubos, Goldstein observabaque
estas partículas tenían valores diferentes de relación entre carga y masa.
Por este motivo no se pudo identificar la carga positiva con una partícula, a
diferencia de las cargas negativas de los electrones, descubiertas por
Joseph John Thomson.
Tras el descubrimiento del núcleo atómico por Ernest Rutherford el
1911, Antonius Van den Broek propuso que el lugar de cada elemento de
la tabla periódica (su número atómico) era igual a su carga nuclear. Esta
teoría fue confirmada experimentalmente por Henry Moseley, el 1913,
utilizando espectros de rayos X.
El 1917, Rutherford demostró que el núcleo de hidrógeno estaba presente
en otros núcleos, resultado general que se describe como el
descubrimiento del protón.
¿Con qué experimento Rutherford descubrió al protón?
Rutherford se dio cuenta de que, bombardeando partículas alfa en gas
nitrógeno puro, sus detectores de centelleo mostraban los signos de los
núcleos de hidrógeno. Rutherford determinó que el hidrógeno sólo podía
venir del nitrógeno y que, por tanto, debíancontener núcleos de hidrógeno.
Un núcleo de hidrógeno se desintegraba por el impacto de la partícula alfa,
y formaba un átomo de oxígeno en el proceso. El núcleo de hidrógeno es,
por tanto, presente en otros núcleos como una partícula elemental, lo
que Rutherford llamó el protón.

17. Experimento de Rutherford
Ernest Rutherford y el experimento de la lámina de oro
El siguiente experimento revolucionario en la historia del átomo lo realizó
Ernest Rutherford,un físico neozelandés que pasó gran parte de su carrera
en Inglaterra y Canadá. En su famoso experimento de la lámina de oro,
Rutherford disparó un rayo delgado de partículas α (se pronuncia partículas
alfa)a una fina lámina de oro puro.Las partículas alfa sonnúcleos de
4
2
H𝑒2+
,
y se emiten durante diversos procesos de decaimiento radiactivo. En este
caso, Rutherford colocó una muestra de radio (un metal radiactivo) dentro
de una caja de plomo con un pequeño agujero. La mayoría de la radiación
era absorbida por el plomo, pero un rayo delgado de partículas
α era capaz de escapar del agujero en la dirección de la lámina de oro. La
lámina estabarodeadade una pantalla detectoraque destellabacuando una
partícula α la golpeaba.
Basado en el modelo del budín de pasas de Thomson, Rutherford predijo
que la mayoría de las partículas α atravesarían la lámina de oro sin ser
perturbadas. Esto es porque suponía que la carga positiva en el modelo del
budínde pasas estabarepartida alrededordelvolumen completo delátomo.
Por lo tanto, el campo eléctrico de la "sopa" cargada positivamente sería
muy débil para afectar significativamente la trayectoria de las partículas α,
que eran relativamente masivas y veloces.

18. Sin embargo,los resultados delexperimento fueronsorprendentes.Mientras
que la mayoría de las partículas α atravesaron la lámina sin serperturbadas,
unas pocas (alrededor de 1 en 20,000 partículas α) se desviaron ¡más
de 90 grados, en su trayectoria! Rutherford mismo describió sus resultados
con la siguiente analogía: "Fue el evento más increíble que me ha ocurrido
en la vida. Fue casi tan increíble como si dispararas una bala
de 15 pulgadas, a un pañuelo de papel y esta regresara y te golpeara".
Basado en el modelo del budín de pasas del átomo, suponía que no había
nada lo suficientemente denso o duro dentro de los átomos de oro para
desviar las masivas partículas α de sus trayectorias (mira la imagen
izquierda). Sin embargo, lo que Rutherford de hecho observó no coincidía
con su predicción (mira la imagen derecha)

19. Modelo de Rutherford. Inconvenientes
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 emisiónprovocaríauna pérdidade energía
que haría que el electróndescribieraórbitas 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 absorbíanenergíade lacorriente eléctricaysaltaban 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 sercontinuos,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.

20. Descubrimiento del neutrón
Nacido en 1891 en condado de Chesire, al norte de Inglaterra, James
Chadwickha sido reconocido por su trayectoria como físico y por
adjudicarse el Premio Nobelde Física en 1935 por eldescubrimiento del
neutrón.
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 al bombardear una lámina de berilio con partículas alfa,
observó la emisiónporparte delmetal de una radiación de muy alta energía,
similar a los rayos gamma. Estudios posteriores demostraron que dicha
radiación estaba formada por partículas neutras (no responden a los
campos eléctricos) de masa ligeramente superior a la de los protones., la
cual fue publicadaen la ediciónde la revista Nature el27 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.
A partir de 1920 se realizaronvarios experimentos que intentaroncomprobar
las sugerencias de Rutherford, hasta que, en 1932, Chadwick logró
verificar la presencia de estas partículas sin carga en y del mismo
tamaño de un protón, del cual ya se tenía conocimiento.
Los neutrones tienenuna funciónfundamental, y es que sirve para mantener
estable al átomo, dándole la masa necesaria para que pueda sostenerse a
sí mismo.

21. Características generales de los espectros atómicos
Durante el siglo XIX se habían observado los espectros de absorción y
emisiónde diversas sustancias. Estos consistenen una serie de líneas que
correspondena unas frecuencias determinadas para las cuales la radiación
electromagnética es absorbida o emitida. Este conjunto de frecuencias es
característico de cada sustancia. Es como un código de barras que permite
identificar la presencia de una sustancia tanto en un material en el
laboratorio como en una estrella lejana. Dichos espectros fueronasociados
a la estructura atómica. Puesto que los distintos elementos se diferencian
en última instancia en los átomos que los componen, los espectros deben
ser característicos de dichos átomos y por tanto emitidos por éstos (en
realidad también hay espectros moleculares).
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

22. 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 característicafundamentalque cada elemento químico presentaun
espectro característico propio, específico y diferente de los del resto de
elementos, que sirve como "huella digital" permitiendo identificarlo
fácilmente.A continuación, se muestraelespectro de emisióndelhidrógeno:
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, correspondientesa
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.
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.
Por otra parte, según la física clásica una carga en movimiento emite
continuamente energía, por lo que los electrones que giran alrededor del
núcleo con aceleración centrípeta cada vez tendrían menos energía, y
acabarían cayendo sobre el núcleo, radiando energía en dicho proceso y
dando lugar a la destrucción del átomo. ¡Pero el átomo es estable!

23. Modelo de Borh
También llamado el modelo Rutherford-Bohr. Desarrollado en 1913.
El modelo de Bohrera una modificaciónal modelo Rutherford,porlo que las
características de un núcleo central pequeño y con la mayoría de la masa
se mantenía. De la misma forma, los electrones orbitaban alrededor del
núcleo similar a los planetas alrededor del sol, aunque sus órbitas no son
planas.

24. Principios básicos del modelo atómico de Bohr.
1. Las partículas con carga positiva se encuentran en un volumen muy
pequeño comparado con el tamaño del átomo y contienen la mayor
parte de la masa del átomo.
2. Los electrones concarga eléctricanegativa giran alrededordelnúcleo
en órbitas circulares.
3. Los electrones orbitan el núcleo en órbitas que tienen un tamaño y
energíaestablecidos.Porlo tanto, no existen en un estado intermedio
entre las órbitas.
4. La energía de la órbita está relacionada con su tamaño. La energía
más baja se encuentra en la órbita más pequeña. Cuanto más lejos
esté el nivel de energía del núcleo, mayor será la energía que tiene.
5. Los niveles de energía tienen diferentes números de electrones.
Cuanto menor sea el nivel de energía, menor será la cantidad de
electrones que contenga, por ejemplo, el nivel 1 contiene hasta 2
electrones,elnivel2 contiene hasta 8 electrones,yasí sucesivamente.
6. La energía se absorbe o se emite cuando un electrón se mueve de
una órbita a otra.
Limitaciones y Errores en el modelo de Bohr.
El modelo no da ninguna razón por la cual los electrones se limitan
únicamente a órbitas específicas.
Asumió que los electrones tienen un radio y una órbita conocidos,algo que
el Principio de Incertidumbre de WernerHeisenbergdesmentiríauna década
más tarde.
El modelo atómico de Bohr era capaz de modelar el comportamiento de los
electrones en átomos de hidrógeno, pero no era tan exacto cuando se
trataba de elementos con mayor cantidad de electrones.
Este modelo también tenía conflictos para explicar el efecto Zeeman. Este
efecto que se observa cuando las líneas espectrales se dividen en dos o
más en presencia de un campo magnético externo y estático.

25. De la misma forma, este modelo proporciona un valor incorrecto para el
momento angular orbital del estado fundamental.
Esto llevaría al modelo de Bohr a ser reemplazado por la teoría cuántica
años más tarde, como consecuencia del trabajo de Heisenberg y
Schrodinger.

26. Modelo Mecano cuántico.
Esta indefinición y la coexistencia de ciertos lugares del espacio donde es
más probable encontrar al electrón tumbaron la idea de que los electrones
son como balines que orbitan en torno al núcleo del átomo y tales órbitas se
convirtieron en el concepto de “orbital”, las regiones del espacio donde es
más probable encontrar a un electrón determinado. Si hubiera que buscar
alguna analogía en el mundo que conocemos, lo más parecido serían las
aspas de un ventilador al girar: elelectrónforma, pues,una nube electrónica
alrededor del núcleo atómico. El matiz está en que las aspas de un
ventilador al girar “parece” que están en todas partes, mientras que el
electrón “lo está” y sólo cuando hacemos una mediciónpuntual forzamos a
que se encuentre en un lugar en concreto donde podemos localizarlo.
Los orbitales electrónicos sonregiones espaciales,ubicadas enlos distintos
niveles energéticos definidos porBohr, en torno a un núcleo atómico donde
los electrones se disponen. La forma y energía de los distintos orbitales
creados por los electrones viene dada por una serie de parámetros que
conocemos como “números cuánticos”,a saber, cuatro: el número cuántico
principal, “n”, define el nivel energético del orbital y adopta valores naturales
{1, 2, 3…}. El número cuántico secundario, “l”, define la forma del orbital y
adopta valores enteros {0, …, n-1} y se asocia con la forma geométricadel
orbital; el número l=0, por ejemplo, se asocia con un orbital s (de forma
esférica),mientras que el número l=2 se asocia con un orbital p, con forma
bilobulada, y los orbitales l=3 son de tipo d y los l=4, de tipo f, de formas
mucho más variadas y complejas.
Por su parte, el número cuántico magnético, “m”, indica la orientación
espacial del orbital y toma valores enteros desde {-l…, 0, … l}; podría
entenderse que, cuando un orbital tiene distintas orientaciones posibles,se
definen los llamados “suborbitales”, orientados en distintas direcciones del
espacio. El último número cuántico es el número de spin, “s”, y se asocia
con una extraña propiedad de las partículas subatómicas de girar sobre sí
mismas;sin entrar en muchos detalles, digamos que el electrónpuede girar
en dos sentidos y que su valor de giro es 1/2, de manera que, para un
electrón, s toma los valores +1/2 o -1/2.
Cada electrón, dentro de un átomo, puede identificarse de acuerdo con
estos números cuánticos y cada orbital contiene un número de los

27. electrones que respetan estos números. Y es importante señalar aquí que
cada suborbital puede “almacenar” dos electrones de números de spin
distintos:no puedenconvivir en elmismo orbitaldos electrones connúmeros
cuánticos idénticos,lo que viene enunciado por el “principio de exclusión de
Pauli”. Es precisamente este principio, junto con el hecho de que los
electrones forman una nube de carga negativa alrededordelátomo en lugar
de órbitas concretas, lo que determina que los átomos, a pesar de ser
espacio vacío en su mayoría, no puedan atravesarse unos a otros y, por
tanto, no podamos atravesar paredes o hundirnos en el suelo: la corteza
electrónica de los átomos de un muro chocan contra la corteza electrónica
de los átomos que nos componen en impiden que se fusionen al estar
terminantemente prohibido de forma natural que dos electrones convivan
en el mismo estado cuántico. Es más: como ambas nubes electrónicas
tienen carga negativa, se repelen entre sí, de manera que, a nivel
subatómico, el contacto real no existe: siempre habrá unos nanómetros de
separación entre dos cuerpos.
Por ejemplo:para el nivel n=1 de energía, el número l toma el valor n-1 = 0
(orbital de tipo s); como l = 0, m sólo toma un valor: 0, igualmente, lo que
quiere decir que si este orbital sólo tiene una orientación posible es que es
una esfera. En cuanto al número de electrones que puede alojar, puede
tener un electrón con spin +1/2 y otro electrón con un spin -1/2. Es decir: en
el nivel 1 sólo hay un orbital s (l=0), de formaesféricay que se llena con dos
electrones.
Para el nivel n=2, el número l toma los valores l {0, 1}, presentándose un
orbital de tipo s (n=0) y otro de tipo p (n=1). El número m toma los valores
m {-1, 0, 1}. Como los orbitales s son esféricos ysolo tienen una orientación,
las tres posibilidades delnúmero m hacen referencia a las orientaciones de
los orbitales tipo p, que pueden estar orientados en los tres ejes del espacio
(x, y, z); cada uno de estos suborbitales p puede alojar a susodichos dos
electrones,de maneraque un orbital p completo puede alojarseis electrones
(dos por cada subnivel).

28. Para el nivel n=3, l toma los valores {0,1,2} y m valdrá {-2, -1, 0, 1, 2}. Es
decir, que en el nivel 3 hay tres tipos de orbitales: s (l=0), p (l=1) y d (l=2).
Como todos los de su tipo, el orbital 3s no tiene más que un subnivel de
forma esférica que se copa con dos electrones y el orbital 3p tiene tres

29. orientaciones posibles (m= {-1,0,1}) en los tres ejes del espacio,
completándose conseis.Pero elorbital3d tiene cinco orientaciones posibles
(m = {-2, -1, 0, 1, 2}), dividiéndose encinco suborbitales, cada uno capaz de
alojar a dos electrones; es decir, que los orbitales d se llenan con diez
electrones.De la misma manera, si hacemos cuentas, los orbitales f tienen
siete suborbitales posibles, de manera que pueden alojar hasta catorce
electrones.

30. CONCLUSION
La evolución de los modelos atómicosindica que la ciencia siempre está en
constante avance y que cada día se conoce algo nuevo, el átomo inició
como una partícula indivisible y posteriormente se logró dividir.
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.
La materia es divisible y además que es discontinua y los experimentos que
lo demostraron fueron:
El tubo de rayos catódicos que encontró que el átomo tenía electrones.
La difracción de la luz al pasar por un prisma y que se puede dividir en sus
siete colores.
El experimento de Rutherford yeldescubrimiento delnúcleo yaños después
el neutrón por Chadwick.
Los espectrosde emisiónyabsorciónemitido porcadauno de los elementos
y que presenta espectros de bandas.

31. BIBLIOGRAFIA
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https://es.khanacademy.org/science/physics/quantum-physics/quantum-
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