Resultado de aprendizaje de la materia de física para ingeniera. Historia del átomo

1. Universidad Tecnológica del Sureste de Veracruz
Química área industrial
Física para ingeniería
Resultado de aprendizaje
Nombre del alumno Pérez Mújica Ángel Jair
Matrícula 19190046
Periodo Sep-Dec 2021 Grupo 703
Nombre del docente Ing. Sarai Nintai Orozco Gracia

2. CONTENIDO
Conceptos Básicos....................................................................................................................................................................................3
Átomo.....................................................................................................................................................................................................3
Estructura...............................................................................................................................................................................................3
Historia del átomo...................................................................................................................................................................................3
Modelo de Dalton....................................................................................................................................................................................4
Postulados.............................................................................................................................................................................................5
Importancia...........................................................................................................................................................................................5
Limitaciones...........................................................................................................................................................................................5
Experimentos que condujeron al descubrimiento del electrón.......................................................................................................5
Los rayos catódicos.............................................................................................................................................................................5
Modelo de Thompson..............................................................................................................................................................................6
Inconveniente........................................................................................................................................................................................7
Descubrimiento del protón.....................................................................................................................................................................7
Experimento de Rutherford....................................................................................................................................................................8
Modelo de Rutherford............................................................................................................................................................................8
Inconveniente........................................................................................................................................................................................9
Descubrimiento del neutrón....................................................................................................................................................................9
Características generales de los espectros atómicos.......................................................................................................................9
Modelo de Borh ....................................................................................................................................................................................10
Éxito..................................................................................................................................................................................................... 11
Inconvenientes....................................................................................................................................................................................11
Modelo Mecano-Cuántico...................................................................................................................................................................11
Conclusión ...............................................................................................................................................................................................13
Referencia ..............................................................................................................................................................................................14

3. EVOLUCIÓN HISTÓRICA DEL MODELO ATÓMICO, DESDE EL MODELO DE
DALTON HASTA EL MODELO ACTUAL DE LA MECÁNICA CUÁNTICA
CONCEPTOS BÁSICOS
ÁTOMO
Definimos átomo como la partícula más pequeña en que un elemento
puede ser dividido sin perder sus propiedades químicas. Aunque el origen
de la palabra átomo proviene del griego, que significa indivisible, los
átomos están formados por partículas aún más pequeñas, las partículas
subatómicas.
Generalmente, estas partículas subatómicas con las que están formados
los átomos son tres: los electrones, los protones y los neutrones. Lo que diferencia a un átomo de otro es la
relación que se establecen entre ellas.
ESTRUCTURA
La estructura es la distribución de las partes de un cuerpo, aunque también puede usarse en sentido
abstracto. El concepto, que procede del latín structura, hace mención a la disposición y el orden de las
partes dentro de un todo.
La estructura química se define como la manera de entender la composición de una sustancia química
aportando información sobre la forma en la que están conectados sus diferentes átomos o iones, esta unión
será la que, de origen a las moléculas, así como, al agregado atómico. Este estudio también incluye datos
más específicos como geometría molecular, configuración electrónica y, finalmente la estructura cristalina,
que aplica solo para algunas sustancias.
HISTORIA DEL ÁTOMO
Leucipo de Mileto nació en Mileto, Grecia. Filósofo griego considerado el fundador de la teoría del
atomismo, según la cual el universo está conformado por pequeñas partículas en constante movimiento
llamadas átomos.

4. Esta fue propuesta por primera vez por los filósofos de la antigua Grecia como Leucipo, Demócrito y Epicuro,
los cuales plantearon como respuesta a la búsqueda del principio constitutivo, arjé o arché, al átomo,
mencionan que el universo está constituido de numerosas partículas en constante movimiento, las cuales no
podían ser percibidas, eran de diversos tamaños, indivisibles e indestructibles, motivo por el cual es llamada
átomo, término que significa “sin partes”. Según Aristóteles, Leucipo desarrolló las primeras bases del
atomismo, la primera es la consideración racional y no solo empírica de la
naturaleza; la segunda es la consideración del ser como múltiple,
compuesto de partículas que no pueden ser divididas, conocidas como
átomos; la tercera base es la aceptación de la existencia de un no ser o
del vacío y del movimiento de los átomos en este; como cuarta base esta
la concepción mecanicista y determinista de la realidad, por último la
aceptación de la formación de los mundos mediante el movimiento de los
átomos.
Las ideas de Leucipo fueron un claro intento de entender y aceptar la pluralidad de las cosas y la unidad
de las mismas, según Leucipo, toda la realidad, cualquier cosa que
existiera podía ser reducida a la unión y la separación de los
átomos. Estas ideas fueron desarrolladas por Demócrito, Epicuro
y Lucrecio; es necesario resaltar que los escritos e ideas de estos
sobre el movimiento, el vacío y los átomos fueron tomados como
absurdos o locuras, en su tiempo, puesto que les parecía imposible
que una materia fuera imposible de dividir y que fuera formada
por vacío, además, esta teoría negaba la existencia de los dioses,
todo se reducía a los átomos y las consecuencias de su movimiento,
era una total negación de la intervención divina, motivo por lo cual
fue mal visto y poco apreciado para ese entonces.
MODELO DE DALTON
La teoría atómica de Dalton, la materia está formada por partículas
indivisibles llamadas átomos. Los átomos de diferentes elementos
químicos son diferentes entre sí. Según esta teoría atómica, los
compuestos se forman como resultado de la combinación de dos o más
elementos en una proporción simple. Dalton también encontró las masas
relativas de los átomos. En 1808, John Dalton publicó su teoría atómica,
que retomaba las antiguas ideas de Leucipo y Demócrito.

5. POSTULADOS
Primer postulado
Las sustancias se pueden dividir hasta partículas indivisibles y separadas llamadas átomos.
Segundo postulado
Los átomos de un mismo elemento son iguales esencialmente en masa y propiedades, los de otros elementos
tienen diferente masa y no se pueden crear o destruir.
Tercer postulado
Al combinarse dos o más átomos forman un compuesto y la fracción más pequeña de éste es un átomo
compuesto, integrado por átomos compuestos idénticos en una relación numérica sencilla de átomos de cada
elemento que lo conforma.
Cuarto postulado
En una reacción química, los átomos se reacomodan para formar nuevos compuestos.
IMPORTANCIA
La teoría atómica de Dalton puede explicar la ley de la conservación de la materia de Lavoisier: “Durante
una reacción química las sustancias que intervienen no se crean ni se destruyen, sólo se transforman y
producen productos”.
LIMITACIONES
Dalton pensaba que al combinar un volumen de cloro con uno de hidrógeno obtendría dos volúmenes de
cloruro de hidrógeno y que debía existir el mismo número de átomos de cada elemento. Sin embargo,
cuando Joseph Louis Gay-Lussac sintetizó agua comprobó que las cantidades no correspondían al modelo
propuesto por Dalton.
EXPERIMENTOS QUE CONDUJERON AL DESCUBRIMIENTO DEL ELECTRÓN
LOS RAYOS CATÓDICOS
El estudio de las descargas eléctricas en gases adquirió a finales del siglo XIX una importancia insospechada
cuando ayudó a establecer una relación entre la hipótesis atómica de la materia y los principios del
electromagnetismo. Se descubrió que al aplicar una diferencia de potencial de varios miles de voltios entre
dos electrodos de un tubo de descarga relleno de un gas enrarecido se producían destellos luminosos que

6. se propagaban a modo de rayos entre los electrodos del dispositivo. Estas radiaciones se llamaron rayos
catódicos porque siempre viajan desde el electrodo negativo (cátodo) al positivo (ánodo).
Para estudiar las propiedades de los rayos catódicos. El científico inglés Joseph John Thomson (1856-1940)
diseñó un dispositivo formado por un tubo de vacío en cuyos extremos se situaban dos electrodos metálicos
a los que se aplicaba una diferencia de potencial elevada. Los rayos catódicos emergentes del cátodo se
hacían pasar por un colimador para limitar la anchura del haz y, después, por unas placas metálicas en las
que se aplicaba un campo eléctrico. Finalmente, los rayos se proyectaban sobre una pantalla fluorescente.
Con este esquema, Thomson observó que el campo eléctrico desviaba los rayos catódicos en sentido vertical
hacia la placa positiva. Ello demostraba la carga eléctrica negativa inherente a estos rayos y la existencia
de una masa y de la consiguiente inercia, que impedía que fueran absorbidos por la placa. Por tanto, debía
existir una partícula elemental constituyente de los rayos catódicos, a la que se llamó electrón. Thomson
determinó el valor de la relación entre la carga e y la masa m del electrón, que hoy día se acepta como:
𝑒
𝑚
= 1.758796 ∗ 10 𝐶 𝐾𝑔
MODELO DE THOMPSON
Sir Joseph John Thomson fue un científico británico que descubrió la primera partícula subatómica, el electrón.
J.J. Thomson descubrió partículas cargadas negativamente mediante un experimento de tubo de rayos
catódicos en el año 1897.
Como consecuencia de este descubrimiento, y considerando que aún no se tenía
evidencia del núcleo de átomo, Thomson pensó 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 el modelo del pudín con pasas.

7. 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.
INCONVENIENTE
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.
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
observaba que 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.

8. EXPERIMENTO DE RUTHERFORD
Fue llevada a cabo por Geiger, Marsden y Rutherford, y consistía en bombardear con partículas alfa
(núcleos del gas helio) una fina lámina de metal. El resultado esperado era que las partículas alfa
atravesasen la fina lámina sin apenas desviarse. Para observar el lugar de choque de la partícula colocaron,
detrás y a los lados de la lámina metálica, una pantalla fosforescente. Las partículas alfa tienen carga
eléctrica positiva, y serían atraídas por las cargas negativas y repelidas por las cargas positivas. Sin
embargo, como en el modelo atómico de Thomson las
cargas positivas y negativas estaban distribuidas
uniformemente, la esfera debía ser eléctricamente
neutra, y las partículas alfa pasarían a través de la
lámina sin desviarse. Sin embargo, los resultados
fueron sorprendentes. Tal y como esperaban, la
mayor parte de las partículas atravesó la lámina sin
desviarse. Pero algunas sufrieron desviaciones
grandes y, lo más importante, un pequeño número de
partículas rebotó hacia atrás.
MODELO DE RUTHERFORD
Rutherford, basó sus estudios en las partículas alfa, para estudiar su comportamiento colocó en una caja de
plomo una muestra de radio y a cierta distancia una pantalla fluorescente y entre ambos una lámina de oro
con un grosor de 4 x 10-5 m y observo lo siguiente:
1. La mayoría de las partículas alfa atraviesan la lámina de oro sin
sufrir ninguna desviación, entonces debía haber espacios vacíos entre los
átomos de oro.
2. Una de cada 40,000 partículas alfa se desvían en un ángulo mayor
de 90° en la lámina de oro, esto implicaba la existencia de un núcleo con
carga positiva que provoca esta desviación.
3. Una de cada 40,000 partículas alfa rebotaba en la lámina de oro,
esto implicaba la existencia de un núcleo con carga positiva.
Se propone su modelo atómico que consiste en:

9. El centro del átomo está constituido por el núcleo donde reside su masa con carga positiva, a la que llamó
protón, y una atmósfera electrónica compuesta de órbitas indeterminadas en las que se encuentran los
electrones como el sistema planetario, por lo que debe haber espacio vacío.
INCONVENIENTE
Según el modelo de Rutherford, el átomo presentaba el inconveniente de ser inestable: La física clásica
decía que una carga en movimiento emite continuamente energía por lo que los electrones radiarían energía
sin parar hasta "caer" en el núcleo, con lo que el átomo se destruiría.
Los espectros atómicos. El conjunto de líneas que se obtenían al hacer emitir o absorber radiaciones por
parte de los átomos era inexplicable con el modelo de Rutherford.
DESCUBRIMIENTO DEL NEUTRÓN
La tercera partícula fundamental es el neutrón, descubierto en 1932
por James Chadwick (1891-1974) 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.
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.
CARACTERÍSTICAS GENERALES DE LOS ESPECTROS ATÓMICOS
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

10. 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.
MODELO DE BORH
En el modelo de Rutherford, lo electrones en movimiento con carga eléctrica negativa deberían emitir
radiación electromagnética de acuerdo a las leyes de Electromagnetismo, lo que haría que esa pérdida de
energía hiciera que los electrones redujeran su órbita moviéndose en espiral hacia el centro hasta colapsar
con el núcleo. El modelo de Bohr resolvió esta problemática indicando que los electrones orbitan alrededor
del núcleo, pero en ciertas orbitas permitidas con una energía específica proporcional a la constante de
Planck.
Estas órbitas definidas se les refirió como capas de energía o niveles de energía. En otras palabras, la
energía de un electrón dentro de un átomo no es continua, sino “cuantificada”. Estos niveles están etiquetados
con el número cuántico n (n = 1, 2, 3, etc.) que según él podría determinarse usando la fórmula de Ryberg,
una regla formulada en 1888 por el físico sueco Johannes Ryberg para describir las longitudes de onda
de las líneas espectrales de muchos elementos químicos.
Este modelo de niveles de energía, significaba que los electrones
solo pueden ganar o perder energía saltando de una órbita
permitida a otra y al ocurrir esto, absorbería o emitiría radiación
electromagnética en el proceso. El modelo de Bohr era una
modificación al modelo Rutherford, por lo 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.

11. ÉXITO
 Explica que la energía del electrón no se pierde y por lo tanto no cae al núcleo.
 Las orbitas del átomo son circulares.
 Las propiedades químicas de los elementos están determinadas por los electrones del último nivel
(electrones de valencia). Describe con precisión el espectro del hidrógeno.
INCONVENIENTES
 No logra explicar (predecir con precisión) los espectros de otros elementos.
MODELO MECANO-CUÁNTICO
Quienes sentaron las bases del nuevo modelo mecánico cuántico fueron tres científicos:
 En 1924, Louis de Broglie, postuló que los electrones tenían un comportamiento dual de onda y
partícula. Cualquier partícula que tiene masa y que se mueve a cierta velocidad, también se
comporta como onda.
 En 1927, Werner Heisenberg, sugiere que es imposible conocer con exactitud la posición, el
momento y la energía de un electrón. A esto se le llama "principio de incertidumbre"
 En 1927, Erwin Schrödinger, establece una ecuación matemática que al ser resuelta permite obtener
una función de onda (psi cuadrado) llamada orbital. Esta describe probabilísticamente el
comportamiento de un electrón en el átomo. Esta función es llamada densidad electrónica e indica
la probabilidad de encontrar un electrón cerca del núcleo. La probabilidad es mayor mientras más
cercana al núcleo y menor si nos alejamos del núcleo. Con esta teoría de Schrödinger queda
establecido que los electrones no giran en orbitas alrededor del núcleo como el modelo de Bohr,
sino en volúmenes alrededor del núcleo.
Cada electrón de un átomo se caracteriza por cuatro números que surgen de la resolución de las ecuaciones
de onda Schrödinger. A estos números se los denomina números cuánticos. Se podría pensar este conjunto
de números como el número de documento de identidad de cada electrón. No existen dos electrones en un
átomo que tengan los cuatro números cuánticos iguales, así como todas las personas tienen números de
documento diferentes.
A cada nivel energético, le corresponde un número cuántico denominado principal, representado por la
letra n. Este número da una idea de la ubicación de un nivel energético respecto del núcleo. Cuanto mayor
sea n, mayor será la energía de ese nivel y más alejado del núcleo se encontrará.

12. Se mencionó que en cada nivel energético pueden existir subniveles. Cada uno de ellos está caracterizado
por otro número cuántico llamado secundario (también se lo denomina azimutal o del momento angular),
designado con la letra l. El valor de este número cuántico puede variar de cero a n-1. Es decir: en el primer
nivel energético, el número cuántico l solo puede tomar un valor que es cero, mientras que en el segundo
nivel, puede tomar un valor de cero o uno, lo que indica la presencia de dos subniveles de energía.
Entonces, se puede decir que los valores del número cuántico n indican el tamaño del orbital, es decir, su
cercanía al núcleo; y los valores del número cuántico l definen el tipo de orbital:
 Si l = 0, el orbital es del tipo s.
 Si l = 1, los orbitales son del tipo p.
 Si l = 2, los orbitales son del tipo d.
 Si l = 3, los orbitales son del tipo f.
Las letras s, p, d, f surgen de datos de espectros de emisión atómicos, y son las iniciales de las
denominaciones en inglés (los conceptos de espectros atómicos pueden consultarse en la secuencia didáctica
«Modelo atómico de Bohr. Niveles de energía» y en la simulación Cómo se producen los spectros atómicos).
 Sharp: líneas nítidas pero de poca intensidad.
 Principal: líneas intensas.
 Difuse: líneas difusas.
 Fundamental: líneas frecuentes en muchos espectros.

13. Cada subnivel de energía puede contener uno o más orbitales, y cada uno de estos orbitales está
caracterizado por otro número cuántico: el número cuántico magnético (m). Los valores de m varían entre –
l pasando por cero hasta +l. Es decir que si el número cuántico l es uno, el número cuántico magnético puede
tener valores de menos uno, cero y uno, lo que indica la presencia de tres orbitales en ese subnivel.
En cada orbital es posible ubicar solo dos electrones que giran en sentidos opuestos (horario y antihorario).
El sentido de giro de los electrones está caracterizado por otro número cuántico: el número cuántico de spin,
al que se le asigna la letra s y valores de ½ y –½.
CONCLUSIÓN
El ser humano tiene sed del conocimiento, unos de los avances que marco un antes y un después fue el átomo.
El paso mas significado fue en la cultura de la antigua Grecia donde Leucipo, Demócrito y Epicuro donde
discutieron que sucede si se corta en partes pequeñas una materia al tal punto que se vuelve invisible a
simple vista. Después de tanto tiempo Dalton retomo la idea de Leucipo, Demócrito y Epicuro acerca del
átomo. Efectivamente si era real. Después se dieron cuenta que hay algo más que un simple átomo algo
circular que por naturaleza debe estar estable, fue ahí donde Thompson donde un experimento dio el
descubrimiento de electrón, pero la asociada académica de esa época no estaba tan complacido respeto
a esto, porque un punto es el átomo debe estar estable. Llego Rutherford con un experimento descubrió el
protón que conforma dentro del núcleo del átomo y los electrones orbitan alrededor. James Chadwick
descubrió el neutrón que se encuentra en el núcleo junto con el protón y los electrones orbitando alrededor,
con estos ya el átomo esta estable. Solo queda una incógnita de como un átomo de un elemento sea
diferente a otro elemento. Con el modelo mecano-cuántico da la explicación que cada electrón de los
elementos está en diferentes orbitales y este tiene una diferencia de orbital que la distingue de otros
elementos. Gracias a estos descubriendo nos ayudaron a comprender los elementos son únicos gracias a sus
átomos que con estos ayuda a distinguirlo de otro.

14. REFERENCIA
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