Concepto y estructura del átomo, historia del átomo, modelos atómicos de Dalton, Thomson, Rutherford, Bohr así como sus inconvenientes. Descripción de los experimentos que condujeron al descubrimientos del electrón, protón y neutrón. Descripción de las características generales de los espectros atómicos y el modelos mecano cuántico, orbitales y números cuánticos.

1. Universidad tecnológica del sureste de Veracruz
Ingeniería Química
Alumno:
Martínez García Jessica Guadalupe
Catedrático:
M.A. Saraí Nintai Orozco Gracia
Materia:
Física para ingeniería
Modelos
atómicos
cuatrimestre: 7
FECHA: 30/11/21

2. Modelos
atómicos

3. Índice
Concepto de átomo y estructura……………………………………………………………………………………………………. Pág.4
Historia del átomo……………………………………………………………………………………………………………………………………. Pág.5
Modelo atómico de Dalton……………………………………………………………………………………………………………………. Pág.13
Experimentos que condujeron al descubrimiento del electrón…………………………… Pág.15
Modelo atómico de Thompson. Inconvenientes……………………………………………………………………. Pág.16
Descubrimiento del protón…………………………………………………………………………………………………………………. Pág.18
Experimento de Rutherford…………………………………………………………………………………………………………………. Pág.19
Modelo atómico de Rutherford. Inconvenientes………………………………………………………………. Pág.21
Descubrimiento del neutrón……………………………………………………………………………………………………………… Pág.23
Características generales de los espectros atómicos……………………………………………. Pág.24
Modelo de Bohr. Éxitos e inconvenientes……………………………………………………………………………. Pág.26
Modelo mecanocuántico. Orbitales y números cuánticos…………………………………………. Pág.29
Conclusión…………………………………………………………………………………………………………………………………………………………. Pág.34
Referencias bibliográficas………………………………………………………………………………………………………………. Pág.35

4. Qué es el
átomo?
Es la unidad más pequeña de un
elemento químico que mantiene
sus propiedades y que no es
posible dividir mediante
procesos químicos.
El átomo consta de dos partes:
el núcleo y la capa de
electrones.
El núcleo está formado por
protones y neutrones, y la
capa de electrones, por
electrones.
Concepto…
ESTRUCTURA:

5. Historia del átomo
Siglo V a.c.:
Leucipo sostenía que todas las
formas de materia debían
estar constituidas por un
mismo tipo de elemento que
adoptaba formas diferentes.
Decía que si dividíamos la
materia en partes más pequeñas,
llegaría un momento donde
encontraríamos una porción que
no se podría seguir dividiendo.
Demócrito, bautizó a estas partes
indivisibles e infinitas de
materia con el nombre de
átomos, que siempre estarían en
movimiento y rodeadas de vacío.
Átomo:
Término que en griego
significa “que no se
puede dividir”
Leucipo
Demócrito

6. Historia del átomo
Siglo IV a.c.:
Empédocles estableció que la materia
estaba formada por 4 elementos:
tierra, agua, aire y fuego.
Aristóteles agregó el “éter” como
quintaesencia, negó la existencia
de los átomos de Demócrito y
reconoció la teoría de los 4
elementos.
Siglo III a.c.:
Hoy sabemos que aquellos 4 elementos iniciales
no forman parte de los 106 elementos químicos
actuales.
Aristóteles
Empédocles

7. Historia del átomo
1803-1808:
El químico inglés John Dalton explicó
las relaciones de masa que guardan
entre si todas las sustancias. La
Teoría atómica de Dalton.
Átomo de Dalton. Se
caracteriza por su masa
John Dalton
Formación de los compuestos de acuerdo a la
teoría de Dalton
Según Dalton toda la materia se podía
dividir en dos grandes grupos: los
elementos y los compuestos.
• Los elementos estarían constituidos
por unidades fundamentales.
• Los compuestos se constituirían de
moléculas formada por unión de átomos
en proporciones definidas y
constantes

8. Teoría atómica de Dalton…
Formación de los compuestos de acuerdo a la teoría de
Dalton

9. Historia del átomo
1897:
J.J. Thomson demostró que dentro de
los átomos hay unas partículas
diminutas, con carga eléctrica
negativa, a las que se llamó
electrones.
1911:
Electrón.
Descubierto por Thomson Joseph John Thomson
E. Rutherford demostró que los átomos
no eran macizos, como se creía,
sino que están vacíos en su mayor
parte y en su centro hay un
diminuto núcleo.
Ernest Rutherford
Resultado de los
experimentos de
Rutherford

10. Historia del átomo
1913:
El físico danés Niels Bohr usando la
teoría del “cuanto” de Planck, la
aplico a un modelo atómico en
donde explico por medio de los
espectros luminosos que existen
los niveles energéticos donde el
cual los electrones giran
alrededor del núcleo en unos
niveles bien definidos.
1916:
Sommerferld introdujo el concepto de
subniveles para explicar las
bandas finas del hidrógeno,
modificando el modelo de Bohr.
Da a conocer que las órbitas de
los electrones no sólo son
circulares, sino también
elípticas. Estos subniveles se
identifican con el número cuántico
l, llamado en un principio
secundario o azimutal.
Niels Bohr
Modelo atómico de
Sommerferld

11. Historia del átomo
Modelo mecánica ondulatoria:
Las aportaciones de Dalton,
Thomson, Rutherford y Bohr tienen
un gran valor en el desarrollo del
modelo atómico. Algunos de los
principios que fundamentan la
mecánica ondulatoria para la
construcción de un modelo atómico
moderno son:
 Principio de dualidad onda
partícula:
Los electrones, al igual que los
fotones (cuantos de energía
luminosa), se comportan como
partículas (masa) y ondas
(energía).
 Principio de incertidumbre de
Heisenberg:
El electrón puede estar en
cualquier sitio alrededor del
núcleo, menos en el núcleo mismo:
hay regiones de ese espacio donde
es muy probable encontrarlo y
otras donde es poco probable
localizarlo.

12. Historia del átomo
 Ecuación de Schrödinger:
Establece la relación entre la
energía de un electrón y la
distribución de éste en el
espacio. Se encuentran los
parámetros cuánticos n, l y m.
 Ecuación de Dirac:
Aparece el cuarto parámetro
cuántico denominado de espín s.
establece con mayor exactitud la
distribución de los electrones.
 Números cuánticos:
Valores numéricos que indican las
características de los electrones
de los átomos

13. Aproximadamente por el año 1808, Dalton define a los átomos
como la unidad constitutiva de los elementos (retomando las
ideas de los atomistas griegos). Y explico las relaciones de
masa que guardan entre todas las sustancias.
Modelo atómico de Dalton
Átomo de Dalton. Se
caracteriza por su masa

14. La Teoría atómica de Dalton se basa en los siguientes enunciados:
Modelo atómico de Dalton
1. Los elementos están formados por
partículas pequeñas o indivisibles
llamadas átomos.
2. Los átomos de un mismo elemento son
idénticos en su forma y tienen las
mismas propiedades físicas y
químicas.
3. Los átomos de diferentes elementos
tienen masa, propiedades físicas y
químicas distintas.
4. Los compuestos químicos se forman por
la unión de dos o más átomos de
elementos distintos
5. Los átomos se combinan para formar
compuestos, en relaciones numéricas
simples como uno a uno, uno a dos o
dos a tres.
6. Los átomos de diferentes elementos
pueden unirse en diversas
proporciones para formar más de un
compuesto.
a) Los átomos de un mismo elemento son idénticos, pero
diferentes a los átomos de otros elementos. b) Compuesto
formado por los elementos diferentes en los que la relación de
los átomos de estos elementos es 2:1.

15. Rayos catódicos:
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 tubos se llaman
"tubos de rayos catódicos" porque
el rayo de partículas o "rayo
catódico" se origina en el cátodo.
Descubrimiento del
electrón
Experimentos:
Tubo de rayos catódicos. Los rayos catódicos son electrones que
se dirigen del cátodo (+) al ánodo (-).
Para verificar las propiedades de las
partículas, Thomson colocó el tubo de
rayos catódicos entre dos placas con
cargas opuestas, y observó que el rayo
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 llamándolas electrones.

16. En 1897, el físico inglés Joseph John Thomson descubrió que
los rayos catódicos pueden ser desviados por un campo
magnético, y los consideró partículas eléctricamente
negativas que existen en toda la materia, y los llamó
electrones.
Modelo atómico de Thomson
Para 1910, su modelo del
átomo era el más
aceptado, se trataba de
una esfera de carga
positiva cuyos electrones
se encontraban dispersos
como pasas en un pastel.
Modelo atómico de Thomson
El descubrimiento
de los rayos X, la
radiactividad y los
trabajos realizados
por Thomson
permitieron que los
químicos
admitieran que el
átomo era divisible.

17.  Thomson visualizó el átomo de forma errónea, ya que este no es
exactamente una masa.
Modelo atómico de Thomson
Inconvenientes
Modelo atómico de Thomson
 Al plantear que ambos tipos de partículas se
encontraban estrechamente en contacto “budín
de pasas”, no podía justificar la generación
de los espectros de emisión que había
observado a someter a descarga una muestra de
gas y observando un espectro en líneas
característico.
 No distribuyó correctamente las cargas en el
átomo. Thomson ya sabia de la existencia de
partículas subatómicas, pero sostenía que el
átomo era una masa de carga positiva en donde
los electrones (carga negativa) se
incrustaban, lo cual es erróneo.

18. Rayos canales:
Fueron descubiertos por Goldstein
en 1886. Al hacer una horadación en
el cátodo observó que éste era
atravesado por partículas a las que
les dio el nombre de rayos canales.
Debido a que su movimiento era
opuesto al de los rayos catódicos
supuso que su carga era positiva.
Rutherford llamó protones a estas
partículas positivas; y Thomson
calculó su masa.
Descubrimiento del
protón
Experimentos:
Rayos canales. Trayectoria de los rayos canales
a) En un tubo de rayos catódicos los
electrones viajan del cátodo al ánodo. b)
En su trayectoria pueden chocar con átomos
(o moléculas) del gas remanente en el
tubo. La colisión da por resultado iones
positivos que tienden a viajar hacia el
electrodo negativo. c) Como el cátodo está
horadado, algunos iones acelerados lo
atraviesan, y d) forman los rayos
canales que se detectan en la pared del
tubo.
A los rayos canales también se
les conoce como rayos anódicos

19. En 1911 Ernest Rutherford
empleando una sustancia
radiactiva, bombardeó una lámina
delgada de oro con partículas alfa
y observó que la mayor parte de
las partículas atravesaban la
lámina, otras se desviaban y
algunas regresaban, entonces
concluyó que el átomo estaba
formado por un pequeño núcleo
positivo, que la mayor parte de la
masa del átomo se ubicaba en el
núcleo y que los electrones se
encontraban alrededor del núcleo,
como los planetas alrededor del
Sol, formando la mayor parte del
volumen del átomo.
Experimento de
Rutherford
Experimento de Rutherford. Bombardeo de una placa de oro con
partículas alfa

20. En 1919, Rutherford determinó que
el núcleo de un átomo contenía
partículas a las que les llamó
protones, y en 1932 junto con su
colaborador Chadwick demostró que
los núcleos también tienen
partículas neutras a las que
nombraron neutrones.
Experimento de
Rutherford
a) Resultados que se hubiesen obtenido en el experimento de la
placa de oro si el modelo de Thomson fuera correcto. b)
Resultado real.
A los protones y
neutrones, por el hecho de
encontrarse en el núcleo,
reciben el nombre de
nucleones.

21. El modelo atómico de Rutherford o modelo atómico planetario es un
modelo del átomo propuesto por Ernest Rutherford.
El modelo de Rutherford tenia las siguientes características:
Modelo atómico de Rutherford
• El átomo es en su mayoría un
espacio vacío. Rutherford negó
el modelo atómico de Thomson al
confirmar la existencia del
núcleo atómico
• La presencia de electrones que
giran alrededor del núcleo
atómico.
• En el núcleo del átomo se
concentraba la masa y la carga
positiva del átomo. Esta
característica equilibraba la
carga eléctrica de los electrones
haciéndolo eléctricamente neutro.
Modelo atómico de Rutherford
.
A partir de su
descripción, comenzó a
representar el átomo
con el núcleo en el
centro y los electrones
en órbita alrededor de
él, como los planetas
del sistema solar
alrededor del Sol.
Debido a esta
representación en
particular se le conoció
como modelo planetario.

22. El principal problema del modelo de Rutherford fue que asumió
que los electrones giraban en orbitas circulares en torno al
núcleo, según esto los electrones se deberían mover a gran
velocidad, lo que junto con la orbita que describe los haría
perder energía colapsando con el núcleo.
Modelo atómico de Rutherford
Hoy se sabe que esto no sucede.
Por otro lado Rutherford asumió
que el núcleo estaba formado
solo por partículas positivas,
Modelo atómico de Rutherford
.
Inconvenientes

23. La tercera partícula fundamental es
el neutrón, descubierto en 1932 por
James Chadwick.
Al bombardear una lámina de berilio
con partículas alfa, observó la
emisión por parte del metal 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.
Descubrimiento del
neutrón
Experimentos:
Bombardeo de una lamina de berilio con partículas alfa
El descubrimiento del neutrón permitió
entender la razón por la que el átomo
de helio tiene una masa 4 veces
superior a la del hidrógeno,
conteniendo sólo dos protones. La
explicación radica en la existencia de
2 neutrones en su núcleo.

24. En 1666, Newton observó que cuando un
haz de luz blanca incide en un prisma
de vidrio, éste se descompone en un
haz de luz de distintos colores
(espectro continuo) con el rojo en un
extremo y el azul en el otro. Esto se
debe a que las diferentes radiaciones
que constituyen el haz de luz
policromática, al entrar en el prisma
se desvían con un distinto ángulo de
refracción, separándose.
Por lo que la luz blanca se compone
de radiaciones simples, cada una con
una frecuencia determinada.
Características
generales de los
espectros atómicos
Formación de un espectro continuo

25. En cambio, si es un gas, que ha sido
excitado previamente con calor o
electricidad, el espectro que se obtiene
es diferente, se compone de una serie de
líneas, y cada una corresponde a una
longitud de onda o frecuencia
determinada.
Características
generales de los
espectros atómicos
Formación de un espectro de líneas. Se observa las líneas del
espectro de emisión de líneas del hidrógeno
● Espectros de emisión: Es el
espectro que encontramos al captar
la emisión de cuerpo que irradia.
Como ya hemos comentado antes puede
ser un espectro continuo o
un espectro discontinuo.
● Espectros de absorción: Es el
espectro que se obtiene cuando la
luz blanca se absorbe parcialmente
al atravesar una sustancia, por lo
que el registro que se obtiene es
la luz que no se absorbe.

26. Bohr propuso un modelo de átomo basado en los siguientes postulados:
Modelo atómico de Bohr
Modelo atómico de Bohr
.
• Los electrones describen
órbitas circulares alrededor
del núcleo formando niveles
de energía a los que se llama
niveles estacionarios.
• Los electrones en movimiento
en un nivel estacionario no
emiten energía.
• Cuando un electrón pasa de
una órbita a otra, emite o
absorbe un fotón cuya energía
es igual a la diferencia de
energías de los niveles entre
los que tiene lugar la
transición

27. Los niveles energéticos son como los peldaños de una escalera. Al subir
o bajar de ésta se pisan los peldaños.
Modelo atómico de Bohr
Símil de los niveles energéticos
.
Los electrones no pueden estar entre
niveles energéticos. Los electrones
pueden absorber sólo ciertas
cantidades de energía para
desplazarse hacia niveles más altos.
La cantidad está determinada por la
diferencia de energía entre los
niveles. Cuando los electrones
regresan a los niveles más bajos,
liberan la energía en exceso en
forma de luz.
Cada nivel de energía queda
determinado por medio del número
cuántico n.

28. Éxitos:
 Justifica la estabilidad del átomo (orbitas estacionarias).
 Introduce el concepto de niveles de energía, lo que permite explicar
el espectro atómico del hidrogeno mediante la hipótesis de los saltos
electrónicos.
 Relaciona las propiedades químicas de los elementos con su estructura
electrónica.
Inconvenientes:
• Los resultados para los átomos polielectrónicos era defectuoso.
• Falta de coherencia: mezcla de ideas clásicas con ideas cuánticas.
Modelo atómico de Bohr
.
Éxitos e inconvenientes

29. Un problema importante con el modelo de
Bohr era que trataba electrones como
partículas que existían en órbitas
definidas con precisión. Con base en la
idea de Broglie de que las partículas
podían mostrar comportamiento como de
onda, el físico austriaco Erwin
Schrödinger teorizó que el comportamiento
de los electrones dentro de los átomos se
podía explicar al tratarlos
matemáticamente como ondas de materia.
Este modelo, que es la base del
entendimiento moderno del átomo, se conoce
como el modelo mecánico cuántico o de las
ondas mecánicas.
Modelo mecanocuántico La ecuación de Schrödinger:
Schrödinger formuló un modelo del
átomo que suponía que los electrones
podían ser tratados como ondas de
materia. La forma básica de la
ecuación de onda de Schrödinger es
así:
Se llama una función de onda
Conocido como el operador
hamiltoniano
Energía de enlace del electrón

30. Orbitales:
El valor de la función de onda Ψ en un
punto dado en el espacio x, y, z
proporcional a la amplitud de la onda de
materia del electrón en ese punto.
Formas de los orbitales atómicos:
La forma de un orbital es denotada por las
letras s, p, d y f.
Un orbital s es una esfera centrada en el
núcleo. Así que la distancia desde el
núcleo r es el factor principal que afecta
la distribución de probabilidad de un
electrón.
Modelo mecanocuántico Sin embargo, para otros tipos de
orbitales como p,d y f, la posición
angular del electrón relativa al
núcleo también se vuelve un factor en
la densidad de probabilidad. Esto
lleva a formas orbitales más
interesantes, como las de la
siguiente imagen.
s
p
d
f

31. Orbitales:
Los orbitales p tienen forma como de
mancuernas orientadas a lo largo de uno de
los ejes x, y, z. Un orbital p, tiene la
forma de una pesa, con dos lóbulos
definiendo donde es probable que estén los
electrones y un nodo en el medio que
define la región donde hay cero densidad
de electrones. El núcleo se encuentra en
éste nodo.
Modelo mecanocuántico
Números cuánticos:
Los números cuánticos son valores
numéricos que indican las
características de los electrones de los
átomos. Existen 4 numero cuánticos, n,
l, m, s.
Numero cuántico principal:
El número cuántico principal se
representa con la letra n y refiere el
nivel de energía en el que se localiza
el electrón. Sus valores son enteros
positivos del 1 en adelante
Modelo atómico de la nube electrónica

32. Números cuánticos:
Cada nivel energético puede contener un
número limitado de electrones dado por la
expresión 2𝑛2
Numero cuántico secundario:
El número cuántico secundario determina el
subnivel y se relaciona con la forma del
orbital; se representa con la letra l.
Modelo mecanocuántico Los subniveles tienen valores numéricos
obtenidos de acuerdo con el número del
nivel energético al que pertenece, estos
valores comienzan con 0 y terminan con
el valor de n-1.

33. Números cuánticos:
Numero cuántico magnético:
Este número cuántico indica las posibles
orientaciones de un orbital atómico, y se
representa con la letra m.
Los valores del número cuántico magnético
(m) dependen de los valores del número
cuántico secundario (l). Son números
enteros que empiezan con el valor de –l,
pasan por 0 y terminan en el valor de +l,
esto es:
m= -l… 0 …+1
Modelo mecanocuántico Numero cuántico de espín:
Se relaciona con el giro o movimiento de
rotación que el electrón efectúa sobre
su propio eje.
Se representa por s, y sus valores son
+1/2 y –1/2.

34. Conclusión
Cada uno de ellos descubierto por medio
de experimentos cada vez más enfocados
hacia la química cuántica, así
mejorando los modelos atómicos debido a
los inconvenientes o fallos encontrados
de los modelos anteriores gracias a
dichos experimentos, hasta llegar a
descubrir y poder calcular las posibles
posiciones de los electrones en los
átomos como con la ecuación de
Schrödinger, el conocimiento de los
orbitales existentes según el átomo del
elemento y el conocimiento de las
características de sus electrones por
medio de los números cuánticos, con
esto mejorando así su descripción y
pudiendo comprender mejor sus
reacciones, cambios o modificaciones
ante otros átomo de la misma o
diferente naturaleza ya sea de forma
estructural o en sus propiedades
químicas.
La evolución de los modelos atómicos
a lo largo de la historia genero
muchos descubrimientos de la forma
estructural de unidad mas pequeña de
la materia, desde el descubrimiento
del mismo, hasta el descubrimiento de
su posible división demostrando la
existencia de las partículas
subatómicas como el electrón, así
como la presencia de un núcleo
formado de protones y neutrones, de
igual forma la existencia de los
niveles energéticos donde se
posicionan y mueven los electrones
etc.

35. Referencias
bibliográficas
Libro:
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McGrawHill
Paginas:
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36. Referencias
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