*Concepto de átomo y estructura. • Historia del átomo • Modelo de Dalton. • Experimentos que condujeron al descubrimiento del electrón. • Modelo de Thompson. Inconvenientes. • Descubrimiento del protón. • Experimento de Rutherford. • Modelo de Rutherford. Inconvenientes. • Descubrimiento del neutrón. • Características generales de los espectros atómicos. • Modelo de Borh. Éxitos e inconvenientes. • Modelo mecano cuántico. Orbitales y números cuánticos.

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Resultado de Aprendizaje
Fecha: _____24/11/2021____
Nanchital de Lázaro Cárdenas del Río Ver
NOMBRE DEL ALUMNO BAUTISTA SOLANO BETZABET
MATRICULA 19190077
PERIODO ESCOLAR SEP.21 – DIC.21 GRUPO 702
NOMBRE DEL DOCENTE M.A. SARAI NINTAI OROZCO GRACIA
Universidad Tecnológica del Sureste de Veracruz
INGENIERÍA QUÍMICA INDUSTRIAL
Asignatura:
FÍSICA PARA INGENIERÍA

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Introducción............................................................................................................. 4
Átomo...................................................................................................................... 5
Concepto.............................................................................................................. 5
Estructura............................................................................................................. 5
Historia del átomo ................................................................................................... 7
Modelo atómico de Dalton............................................................................. 7
Descubrimiento del electrón .......................................................................... 8
Modelo atómico de Thompson ...................................................................... 9
Descubrimiento del protón............................................................................. 9
Experimento de Rutherford ......................................................................... 10
Modelo atómico de Rutherford .................................................................... 10
Descubrimiento del neutrón......................................................................... 11
Características generales de los espectros atómicos.................................. 12
Modelo atómico de Bohr.............................................................................. 13
Modelo mecano cuántico............................................................................. 14
Orbitales y números cuánticos........................................................................ 15
Conclusión............................................................................................................. 16
Índice
Índice

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En este trabajo se va hablar del átomo, su conceto, estructura, historia, modelos
atómicos y experimentos que se hicieron desde Dalton hasta el modelo
actualmente usado (mecánica cuántica).
Los átomos son objetos muy pequeños con masas igualmente minúsculas: su
diámetro y masa son del orden de las diez mil millonésimas parte de un metro y
cuatrillonésima parte de un gramo. Solo pueden ser observados mediante
instrumentos especiales tales como un microscopio de efecto túnel. Más de un
99,94 % de la masa del átomo está concentrada en su núcleo, en general
repartida de manera aproximadamente equitativa entre protones y neutrones. El
núcleo de un átomo puede ser inestable y sufrir
una transmutación mediante desintegración radioactiva. Los electrones en la nube
del átomo están repartidos en distintos niveles de energía u orbitales, y
determinan las propiedades químicas del mismo. Las transiciones entre los
distintos niveles dan lugar a la emisión o absorción de radiación
electromagnética en forma de fotones, y son la base de la espectroscopia.
Introducción

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Se define al átomo como la
partícula más pequeña en
que un elemento puede ser dividido sin perder
sus propiedades químicas.
El origen de la palabra proviene del griego, que
significa indivisible. En el momento que se
bautizaron estas partículas se creía que
efectivamente no se podían dividir, aunque hoy
en día sabemos que están formados por
partículas aún más pequeñas.
El átomo está compuesto por tres subpartículas:
o Protones, con carga positiva.
o Neutrones, sin carga eléctrica (o carga neutra).
o Electrones, con carga negativa.
A su vez, se divide en dos partes:
o El núcleo. Formado por neutrones y protones.
o La corteza. Formada únicamente por electrones.
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.
Átomo
Átomo
Concepto
Estructura

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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.
Por lo tanto, el núcleo atómico, tiene una carga positiva (la de los protones) en la
que se concentra casi toda su masa.
Por otra parte, alrededor del núcleo hay un cierto número de electrones, cargados
negativamente. La carga total del núcleo (positiva) es igual a la carga negativa de
los electrones, de modo que la carga eléctrica total es neutra.

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El concepto de átomo existe desde la antigua Grecia, propuesto por los filósofos
griegos Demócrito, Leucipo y Epicuro, sin embargo, no se generó el concepto por
medio de la experimentación sino como una necesidad filosófica que explicara la
realidad, ya que, como proponían estos pensadores, «la materia no puede dividirse
indefinidamente, por lo que debe existir una unidad o bloque indivisible e
indestructible que al combinarse de diferentes formas, creara todos los cuerpos
macroscópicos que nos rodean»,20 conceptos muy vigentes, ya que la propiedad
de indestructibilidad e indivisibilidad fueron el pilar fundamental de la química y
física moderna.
En la actualidad la idea que la materia está compuesta de esta forma está bien
consolidada científicamente.
Sin embargo, a lo largo de la historia se han ido desarrollando diferentes teorías
sobre la composición de la materia. Son los modelos atómicos.
Modelo atómico de Dalton
Creó una importante teoría atómica
de la materia. En 1803 formuló la ley
que lleva su nombre y que resume
las leyes cuantitativas de la química
(ley de la conservación de la masa,
realizada por Lavoisier; ley de las
proporciones definidas, realizada por Louis Proust; ley de las proporciones
múltiples, realizada por él mismo). Su teoría se puede resumir en:
1. Los elementos químicos están formados por partículas muy pequeñas e
indivisibles llamadas átomos.
Historia del átomo

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2. Todos los átomos de un elemento químico dado son idénticos en su masa y
demás propiedades.
3. Los átomos de diferentes elementos químicos son distintos, en particular sus
masas son diferentes.
4. Los átomos son indestructibles y retienen su identidad en los cambios
químicos.
5. Los compuestos se forman cuando átomos de diferentes elementos se
combinan entre sí, en una relación de números enteros sencilla, formando
entidades definidas (hoy llamadas moléculas).
Descubrimiento del electrón
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. 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.
Los experimentos de J.J. Thomson con tubos de rayos catódicos mostraron
que todos los átomos contienen pequeñas partículas subatómicas con carga
negativa, llamadas electrones.

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Modelo atómico de Thompson
Según el modelo de Thomson el átomo consistía en una
esfera uniforme de materia cargada positivamente en la
que se hallaban incrustados los electrones de un modo
parecido a como lo están las semillas en una sandía. Este
sencillo modelo explicaba el hecho de que la materia fuese
eléctricamente neutra, pues en los átomos de Thomson la
carga positiva era neutralizada por la negativa. Además, los electrones podrían ser
arrancados de la esfera si la energía en juego era suficientemente importante como
sucedía en los tubos de descarga.
Para explicar la formación de iones, positivos y negativos, y la presencia de los
electrones dentro de la estructura atómica, Thomson ideó un átomo parecido a un
pastel de frutas.
En el caso de que el átomo perdiera un electrón, la estructura quedaría positiva; y
si ganaba, la carga final sería negativa. De esta forma, explicaba la formación de
iones; pero dejó sin explicación la existencia de las otras radiaciones.
Descubrimiento del protón
La experiencia de Rutherford consistió
en bombardear con partículas alfa una
finísima lámina de oro. Las partículas
alfa atravesaban la lámina de oro y eran
recogidas sobre una pantalla de sulfuro
de cinc.
La importancia del experimento estuvo en que mientras la mayoría de partículas
atravesaban la lámina sin desviarse o siendo desviadas solamente en pequeños
ángulos, unas cuantas partículas eran dispersadas a ángulos grandes hasta 180º.

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El hecho de que sólo unas pocas radiaciones sufriesen desviaciones hizo suponer
que las cargas positivas que las desviaban estaban concentradas dentro de los
átomos ocupando un espacio muy pequeño en comparación a todo el tamaño
atómico; esta parte del átomo con electricidad positiva fue llamado núcleo.
Experimento de Rutherford
Rutherford bombardeó con partículas alfa
distintos gases y midió el alcance de las
partículas obtenidas. El alcance es una
magnitud que se define para partículas
cargadas. Para una partícula cargada dada
(alfa, beta, protones) que incide
perpendicularmente sobre la superficie de un medio material determinado, es la
distancia máxima de penetración en ese medio. Se define el alcance medio, R, para
partículas con energía inicial EO: 𝑅 = ∫
1
(
𝑑𝐸
𝑑𝑥
)
𝑑𝑥
𝐸𝑖
0
El alcance depende del tipo de partícula, de su energía inicial y del medio material
atravesado. Conociendo el alcance se puede saber de qué partícula se trata y con
que energía se ha producido, permite caracterizar a las partículas originadas.
Para partículas pesadas (alfa, protones) se comprueba experimentalmente que el
alcance en aire: R=Cxv3 donde v es la velocidad inicial del haz de partículas y C es
una constante, cuyo valor depende de las unidades utilizadas.
Modelo atómico de Rutherford
Con las informaciones que disponía y de las obtenidas de su
experiencia, Lord Rutherford propuso en el 1.911 este
modelo de átomo:
1. El átomo está constituido por una zona central, a la
que se le llama núcleo, en la que se encuentra
concentrada toda la carga positiva y casi toda la masa del núcleo.

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2. Hay otra zona exterior del átomo, la corteza, en la que se encuentra toda la
carga negativa y cuya masa es muy pequeña en comparación con la del
átomo. La corteza está formada por los electrones que tenga el átomo.
3. Los electrones se están moviendo a gran velocidad en torno al núcleo.
4. El tamaño del núcleo es muy pequeño en comparación con el del átomo
(unas 100.000 veces menor).
A pesar de constituir un gran avance y de predecir hechos reales, el modelo
nuclear de Rutherford presentaba dos graves inconvenientes:
1. Contradecía las leyes electromagnéticas de Maxwell, según las cuales, una
partícula cargada, cuando posee aceleración, emite energía
electromagnética.
2. Según el enunciado anterior los espectros atómicos deberían ser continuos,
ocurriendo que éstos son discontinuos, formados por líneas de una
frecuencia determinada.
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.

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Características generales de los espectros atómicos
Cada átomo es capaz de emitir o absorber
radiación electromagnética, aunque
solamente en algunas frecuencias que son
características propias de cada uno de los
diferentes elementos químicos.
1. Mediante suministro de energía calorífica, se estimula un determinado
elemento en su fase gaseosa, sus átomos emiten radiación en ciertas
frecuencias del visible, que constituyen su espectro de emisión.
2. Si el mismo elemento, también en estado de gas, recibe radiación
electromagnética, absorbe en ciertas frecuencias del visible, precisamente las
mismas en las que emite cuando se estimula mediante calor. Este será su
espectro de absorción.
3. Se cumple, así, la llamada Ley de Kirchoff, que nos indica que todo
elemento absorbe radiación en las mismas longitudes de onda en las que la
emite. Los espectros de absorción y de emisión resultan ser, pues, el
negativo uno del otro.
4. Puesto que el espectro, tanto de emisión como de absorción, es característico
de cada elemento, sirve para identificar cada uno de los elementos de la
tabla periódica, por simple visualización y análisis de la posición de las
líneas de absorción o emisión en
su espectro.
Estas características se manifiestan ya
se trate de un elemento puro o bien
combinado con otros elementos, por lo
que se obtiene un procedimiento

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bastante fiable de identificación.
Podemos, en definitiva, identificar la existencia de determinados elementos
químicos en la composición de sistemas inaccesibles, como pueden ser objetos
astronómicos, planetas, estrellas o sistemas estelares lejanos, aparte de que,
también, y debido al Efecto Doppler-Fizeau, podemos establecer una componente
de velocidad de acercamiento o alejamiento de nosotros.
Modelo atómico de Bohr
Este modelo implicaba los siguientes postulados:
1. El electrón tenía ciertos estados definidos
estacionarios de movimiento (niveles de energía) que
le eran permitidos; cada uno de estos estados
estacionarios tenía una energía fija y definida.
2. Cuando un electrón estaba en uno de estos
estados no irradiaba, pero cuando cambiaba de estado absorbía o
desprendía energía.
3. En cualquiera de estos estados, el electrón se movía siguiendo una órbita
circular alrededor del núcleo.
4. Los estados de movimiento electrónico permitidos eran aquellos en los
cuales el momento angular del electrón (m · v · r ) era un múltiplo entero de
h/2 · 3.14.
El modelo de Bohr suponía una explicación de los espectros discontinuos de los
gases, en particular del más sencillo de todos, el hidrógeno. Una raya de un
espectro correspondía a una radiación de una determinada frecuencia.
Atendiendo a las características estructurales del átomo las propiedades de este
varían.

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Los átomos están formados por un núcleo que posee una serie de partículas
subatómicas. Alrededor del núcleo se hallan en diferentes órbitas los electrones.
Las partículas subatómicas de las que se compone el núcleo son los protones y los
neutrones. Los átomos son eléctricamente neutros. Luego, si contienen electrones,
cargados negativamente, deben contener también otras partículas con carga
positiva que corresponden a la carga de aquellos.
Modelo mecano cuántico
Quienes sentaron las bases del nuevo
modelo mecánico cuántico fueron tres
científicos:
1. 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.
2. 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"
3. En 1927, Erwin Schrödinger, establece una ecuación matemática que al ser
resuelta permite obtener una función de onda (psi cuadrada) 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.

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Orbitales y números cuánticos
o Orbitales tipo s: tiene un
valor de l=0, y presentan simetría
esférica.
o Orbitales tipo p: tienen un
valor de l=1 y 3 posibles valores de
m=-1,0,1, es decir, tres
orientaciones. Así, tendremos los
orbitales px, py y pz. Como son 3 orbitales cabrán en total 6 electrones (2 en
cada uno). Su forma es lobular.
o Orbitales tipo d: tienen un valor de l=2 y 5 posibles valores de m=-2,-1,0,1,2,
es decir, 5 orientaciones distintas. Caben 10 electrones.
o Orbitales tipo f: tienen un valor de l=3 y, por tanto, 7 posibles valores de
m=-3,-2,-1,0,1,2,3, 7 orientaciones distintas. Caben 14 electrones.
La distribución de los electrones alrededor del núcleo obedece a una serie de reglas
que se traducen en un modelo matemático que reconoce 4 números cuánticos:
1. Número cuántico principal
(n): corresponde a los niveles de
energía. Estos niveles aumentan de
tamaño a medida que nos alejamos
del núcleo. Posee valores n=1, 2, 3, 4,
5, 6,...
2. Número cuántico secundario (l): representa la existencia de subniveles de
energía dentro de cada nivel. Se calculan considerando l = 0, 1, 2, 3, 4
Así, para n=1...l =0 ( "s" )
para n=2 .........l = 0, 1 ( "s", "p" )
para n=3 .........l = 0, 1, 2 ( "s", "p", "d" )
para n=4 .........l = 0, 1, 2, 3, 4 ("s", "p", "d", "f" )

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3. Número magnético (m): representa la orientación de los orbitales y se
calcula m=+/- l
si l = 0, m=0 es decir 1 solo tipo de orbital s
si l = 1, m =-1, 0, +1 es decir 3 tipos de suborbitales p (px, py y pz)
si l = 2, m = -2, -1, 0, +1, +2 es decir 5 tipos de suborbitales d (du, dv, dx, dy,
dz)
si l = 3, m = -3, -2, -1, 0, +1, +2, +3 es decir 7 tipos de suborbitales f (fs, ft, fu,
fv, fx, fy y fz)
4. Número de spin (s): indica la cantidad de electrones presentes en un orbital
y el tipo de giro de los electrones, habiendo dos tipos +1/2 y -1/2. En cada
tipo de suborbital cabe máximo 2 electrones y estos deben tener spines o
giros opuestos.

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En conclusión, aprendimos el significado del átomo, su estructura y su historia.
También vimos la evolución de las teorías atómicas con sus contradicciones y el
descubrimiento de su estructura con los diversos experimentos hechos.
Como ya sabemos el átomo es la unidad más pequeña del elemento químico, a lo
largo de la historia muchas investigaciones han hecho posible saber que
la materia está conformada por átomos distintos, a esta conclusión se llegó tras
muchos años de investigación mostrándonos leyes y modelos de muchos
científicos importantes, los cuales nos han servido de guía a y ayuda para realizar
muchos y grandes avances científicos.
Por lo indagado sabemos que 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 estaba concluida. Pero nos ayuda a
ir descubriendo y entendiendo que todo lo que vemos, sentimos y tocamos está
formado por ciertas partículas que gracias a todos los modelos atómicos hemos
llegado a comprender.
Todo este descubrimiento ha pasado por muchas etapas que con el tiempo se han
ido estudiando y avanzando siempre con la idea de poder entenderlo y llegar a
una respuesta.
Conclusión
Conclusión

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o Anónimo (2012) historia modelos atómicos. Sitio web:
http://concurso.cnice.mec.es/cnice2005/93_iniciacion_interactiva_materia/c
urso/materiales/atomo/modelos.htm
o Anónimo (2016) ¿Qué es un átomo?. De energía nuclear. Sitio web:
https://energia-nuclear.net/que-es-la-energia-nuclear/atomo
o Descubrimiento del electrón y del núcleo. De Khan academy. Sitio web:
https://es.khanacademy.org/science/ap-chemistry/electronic-structure-of-
atoms-ap/history-of-atomic-structure-ap/a/discovery-of-the-electron-and-
nucleus#:~:text=Los%20experimentos%20de%20J.J.,con%20carga%20neg
ativa%2C%20llamadas%20electrones.
o Elzevir, McGraw Hill y Santillana (2014) Constitución del átomo: incidencia
de los modelos atómicos en el avance de la química. Sitio web:
https://thales.cica.es/rd/Recursos/rd99/ed99-0280-01/ejem3-parte1.html
o Sánchez, C. (2015) Historia del modelo atómico. De monografías. Sitio web:
https://www.monografias.com/trabajos14/modelo-atomico/modelo-
atomico.shtml
o Williarte, A (2018) Descubrimiento del protón. Sitio web: http://e-
spacio.uned.es/fez/eserv/bibliuned:revista100cias-2006-numero9-
5165/Experimento_historico.pdf
Referencias
Referencias