The document describes the history of atomic models from Dalton's model to the modern quantum mechanical model. It discusses key discoveries and experiments that led to refinements in the models, including Thomson's discovery of the electron in cathode ray tubes, Rutherford's gold foil experiment that revealed the small, dense nucleus, and Bohr's model incorporating quantum theory. The modern atomic model sees atoms as a small, dense nucleus surrounded by electrons in probabilistic orbital shells determined by quantum numbers. Each new model built upon findings of the previous ones to arrive at our current understanding of atomic structure.

1. Universidad Tecnológica del Sureste de
Veracruz
Química Industrial
Física para ingeniería
RESULTADO DE APRENDIZAJE
“Modelos atómicos”
NOMBRE DEL ALUMNO Olivares Gonzalez Luis Manuel
MATRICULA 18190674
PERIODO ESCOLAR Sep-Dic 2020 GRUPO 703
NOMBRE DEL DOCENTE
M.A.SaraíNintaiOrozcoGracia

2. ÍNDICE.
Contenido
ÍNDICE...............................................................................................................................2
Introducción. ......................................................................................................................3
El átomo.............................................................................................................................4
Historia del átomo..............................................................................................................6
Modelo de Dalton. ..............................................................................................8
El descubrimiento del electrón por J.J. Thomson...............................................10
Descubrimiento del protón...............................................................................................13
Ernest Rutherford y el experimento de la lámina de oro: ...........................................13
Descubrimiento del neutrón. .............................................................................16
Espectros atómicos............................................................................................18
Espectros continuos y discontinuos, de emisión y de absorción................................19
Modelo atómico de Borh. ...................................................................................21
Segundo postulado: .................................................................................................22
Tercer postulado:......................................................................................................23
Modelo mecánico cuántico.............................................................................24
Ondas estacionarias:...................................................................................................24
Orbitales y densidad de probabilidad: .........................................................................25
Formas de los orbitales atómicos ............................................................................26
Números cuánticos:.....................................................................................................27
Conclusión.......................................................................................................................28
BIBLIOGRAFÍA................................................................................................................29

3. Introducción.
La teoría atómica se basa en que la materia no es continua, sino que está formada por
diferentes partículas. Esta teoría describe una parte del mundo material a la que no es
posible acceder por observación directa, y nos permite explicar las propiedades de las
diversas sustancias.
El objetivo de este trabajo es presentarles los diversos modelos atómicos que se
presentaron a lo largo de estos años, con sus características principales, y darnos cuenta
que cada modelo se apoya en los anteriores, conservando ciertos aspectos y modificando
otros según el autor correspondiente a dicha teoría y su forma de observar tales modelos.

4. El átomo.
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 es una estructura en la cual se organiza la materia en el mundo físico o en la
naturaleza. Su estructura está compuesta por diferentes combinaciones de tres
subpartículas: los neutrones, los protones y los electrones. Las moléculas están
formadas por átomos.
Es la parte más pequeña de la que puede estar constituido un elemento.
Por ejemplo, imaginemos que tenemos un trozo de hierro. Lo partimos. Seguimos
teniendo dos trozos de hierro, pero más pequeños. Los volvemos a partir, otra vez...
Cada vez tendremos más trozos más pequeños. Llegará un momento en que solo nos
quedará un trozo tan pequeño que ya no se puede partir.
Si pudiéramos partirlo ya no sería hierro, sería otro elemento de la tabla periódica. Este
trozo tan pequeño es un átomo de hierro.
El átomo está compuesto por tres subpartículas:
 Protones, con carga positiva.
 Neutrones, sin carga eléctrica (o carga neutra).
 Electrones, con carga negativa.
A su vez, se divide en dos partes:
 El núcleo. Formado por neutrones y protones.
 La corteza. Formada únicamente por electrones.
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.

5. 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.
Los electrones en el átomo son atraídos por los protones a través de la fuerza
electromagnética. Esta fuerza los atrapa en un pozo de potencial electrostático
alrededor del núcleo, lo que hace necesaria una fuente de energía externa para
liberarlos. Cuanto más cerca está un electrón del núcleo, mayor es la fuerza atractiva, y
mayor por tanto la energía necesaria para que escape.
Los electrones, como otras partículas, presentan simultáneamente propiedades de
partícula puntual y de onda, y tienden a formar un cierto tipo de onda estacionaria
alrededor del núcleo, en reposo respecto de este. Cada una de estas ondas está
caracterizada por un orbital atómico, una función matemática que describe la
probabilidad de encontrar al electrón en cada punto del espacio. El conjunto de estos
orbitales es discreto, es decir, puede enumerarse, como es propio en todo sistema
cuántico. La nube de electrones es la región ocupada por estas ondas, visualizada como
una densidad de carga negativa alrededor del núcleo.

6. Historia del átomo.
El conocimiento del átomo, como todo conocimiento científico, nace de la curiosidad
del hombre por comprender lo que le rodea en su naturaleza y en su funcionamiento,
por explicarse los fenómenos naturales.
El concepto de átomo como bloque básico e indivisible que compone la materia del
universo fue postulado por la escuela atomista en la Antigua Grecia, en el siglo V a. C.,
siendo Demócrito uno de sus exponentes, el cual se menciona a continuación.
Los filósofos griegos discutieron mucho sobre la naturaleza de la materia y concluyeron
que el mundo debía ser más sencillo de lo que parecía.
En el 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. Sostenía,
además, que, si dividíamos la materia en partes cada vez más pequeñas, acabaríamos
encontrando una porción que no se podría seguir dividiendo. Un discípulo suyo, aunque
hay quien piensa que podrían ser el mismo, Demócrito, bautizó a estas partes
indivisibles e infinitas de materia con el nombre de átomos, término que en griego
significa “que no se puede dividir”, y que siempre estarían en movimiento y rodeadas
de vacío.
Para Epicuro, los átomos son unidades indivisibles que poseen tres propiedades: forma,
tamaño y peso. Se encuentran permanentemente en movimiento y seunen unos aotros
en virtud de sus formas. Su número es infinito y la cantidad de sus formas también es
muy grande (aunque no necesariamente infinita). Las propiedades de los cuerpos
derivan de las propiedades atómicas.
Unos años más tarde Empédocles (siglo IV a.C.) estableció que la materia estaba
formada por 4 elementos: tierra, agua, aire y fuego.
Aristóteles (siglo III a.C.) agregó el “éter” como quintaesencia, negó la existencia de los
átomos de Demócrito y reconoció la teoría de los 4 elementos, la cual, gracias a su
prestigio y al posterior de Platón, se mantuvo vigente en el pensamiento de la
humanidad, perdurando a través de la Edad Media y el Renacimiento. Hoy sabemos que
aquellos 4 elementos iniciales no forman parte de los 106 elementos químicos actuales.
Tras la revolución científica, la escuela atomista griega fue reconsiderada por las nuevas
generaciones de científicos de mediados del siglo XIX, cuando sus conceptos fueron
introducidos para explicar las leyes químicas. Con el desarrollo de la física nuclear en el
siglo XX se comprobó que el átomo puede subdividirse en partículas más pequeñas.
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 generalrepartida de manera aproximadamente equitativa

7. 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.

8. Modelo de Dalton.
John Dalton (1766-1844). Químico y físicobritánico. Creó una importante teoría atómica
de la materia. Fue elprimer modelo atómico con bases científicas,quien imaginabaa los
átomos como diminutas esferas. En 1803 formuló la ley que lleva su nombre y que
resume las leyes cuantitativas de la química (ley de la conservación de lamasa, 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:
 La materia está formada por partículas muy pequeñas llamadas átomos,
que son indivisibles y no se pueden destruir.
 Los átomos de un mismo elemento son iguales entre sí, tienen su propio
peso y cualidades propias. Los átomos de los diferentes elementos tienen
pesos diferentes.
 Los átomos permanecen sin división, aun cuando se combinen en las
reacciones químicas.
 Los átomos, al combinarse para formar compuestos guardan relaciones
simples.
 Los átomos de elementos diferentes se pueden combinar en proporciones
distintas y formar más de un compuesto.
 Los compuestos químicos se forman al unirse átomos de dos o más
elementos distintos.
ParaDaltonlosátomoseran esferas macizas. representación de distintos átomos según
Dalton.

9. Representación de un cambio químico, según Dalton:
 +    
Esto quería decir que un átomo de oxígeno más un átomo de hidrógeno daba un átomo
o molécula de agua.
La formación de agua a partir de oxígeno e hidrógeno supone la combinación de átomos
de estos elementos para formar "moléculas" de agua.Dalton, equivocadamente, supuso
que la molécula de agua contenía un átomo de oxígeno y otro de hidrógeno.
Dalton, además de esta teoría creó la ley de las proporciones múltiples. Cuando los
elementos se combinan en más de una proporción, y aunque los resultados de estas
combinaciones son compuestos diferentes, existe una relación entre esas proporciones.
Cuando dos elementos se combinan para formar más de un compuesto, las cantidades
de uno de ellos que se combina con una cantidad fija del otro están relacionadas entre
sí por números enteros sencillos.
A mediados del siglo XIX, unos años después de que Dalton enunciara se teoría, se
desencadenó una serie de acontecimientos que fueron introduciendo modificaciones al
modelo atómico inicial.

10. El descubrimiento del electrón por J.J. Thomson.
A finales del sigloXIX , elfísicoJ.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 cadalado 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.
La imagen anterior es un diagrama del tubo de rayos catódicos de J.J. Thomson. El rayo
se origina en el cátodo y pasa a través de una rendija en el ánodo. El rayo catódico se
desvía de la placa cargada negativamente, hacia la placa cargada positivamente. La
cantidad por la cual un campo magnético desvía el rayo ayudó a Thomson a determinar
la razón entre la masa y carga de las partículas que lo conforman.
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.
Thomson también colocó dos imanes a cada lado del tubo, y observó que el campo
magnético también desviaba el rayo 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 lade todo átomo conocido”. Thomson repitió suexperimento
con electrodos 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:

11.  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.
Mientras que al principio fueron controversiales, los científicos gradualmente
aceptaron los descubrimientos de Thomson. Con el tiempo, sus partículas de rayo
catódico adquirieron un nombre más familiar: electrones. El descubrimiento de los
electrones refutó parte de la teoría atómica de Dalton, que suponía que los átomos
eran indivisibles. Para explicar la existencia de los electrones se necesitaba un
modelo atómico completamente nuevo.
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 proponer que los átomos
podían describirse como cargas negativas flotando en una sopa de carga positiva
difusa. A menudo llamamos modelo de 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).
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 (a la izquierda).

12. Dado lo que ahora sabemos de la estructura 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.
Thomson se encontró con múltiples inconvenientes con su modelo atómico
propuesto, tales como:
 al plantear que ambos tipos de partículas se encontraban estrechamente en
contacto ("budin de pasas")nopodía justificarlageneración de los espectros
de emisión que se habían observado al someter a descarga una muestra de
un gas y observado un espectro de líneas característico.
 La distribución de la carga positiva de los átomos era errónea;
 No explicaba el núcleo atómico;
 Ignoraba la regularidad de la tabla periódica de Mendeleiev.

13. Descubrimiento del protón.
El modelo atómico de Rutherford trajo un avance muy importante respecto del primer
modelo atómico que había planteado Thomson. Pero, como aquél, encontró desde el
mismo momento de ser formulado importantes dificultades. Nos referimos aquí a una
de ellas: La dificultad para entender la estabilidad del núcleo del átomo.
En 1913 Moseley (1887-1915) había enunciado una ley empírica que establece una
relación sistemática entre la longitud de onda de rayos X emitidos por distintos átomos
y su número atómico, Z. Esta ley apoya la hipótesis de la existencia de partículas con
carga positiva en el núcleo de los átomos. En 1918, un año antes de plantear su modelo,
Rutherford consideró expresamente dichas partículas. Había comprobado que, al
disparar las partículas alfa contra un gas de nitrógeno, sus detectores de centelleo
muestran los mismos signos que los núcleos de hidrógeno y dedujo que esos núcleos de
hidrógeno procedían de dentro de los núcleos del nitrógeno. Concluyó que el núcleo de
hidrógeno era una nueva partícula fundamental con carga positiva: el protón. Sin
embargo, al plantear elmodelo nuclear, vio que este hallazgotraía una dificultad: Puesto
que la carga positiva del núcleo del átomo es igual a la carga negativa total de los
electrones de dicho átomo, el núcleo contiene varios protones (tantos como electrones
tiene el átomo).
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 a una fina lámina de oro puro. Las partículas alfa son núcleos 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 estaba rodeada de una pantalla detectora que destellaba
cuando una partícula α la golpeaba.

14. En el experimento de la lámina de oro de Rutherford, este disparó un rayo de partículas
α a una fina lámina de oro. La mayoría de las partículas α atravesaron la lámina sin ser
perturbadas, pero un pequeño número se desvió ligeramente, y un número aún más
pequeño se desvió más de 90∘ en su trayectoria.
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 lacargapositivaen el modelo del budín de pasas estabarepartida alrededor
del volumen completo del átomo. 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.
Sin embargo, los resultados del experimento fueron sorprendentes. Mientras que la
mayoría de las partículas α atravesaron la lámina sin ser perturbadas, unas pocas se
desviaron más de 90∘, 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. Sin embargo, lo que Rutherford de hecho observó no
coincidía con su predicción.
Basado en sus resultados experimentales, Rutherford formuló las siguientes
conclusiones sobre la estructura del átomo:
 La carga positiva debe estar localizada en un volumen muy pequeño del átomo,
que también debe contener la mayoría de la masa del mismo. Esto explicaba
cómo una pequeña fracción de partículas α eran desviadas de manera drástica,
presumiblemente a causa de las colisiones esporádicas con los núcleos del oro.
 Ya que la mayoría de las partículas α atravesaban la lámina de oro sin ser
perturbadas, el átomo debía estar conformado en su mayoría por espacio vacío.

15. Estas conclusiones llevaron a Rutherford a proponer el modelo nuclear, en el cual un
átomo consiste de un pequeño núcleo positivamente cargado, rodeado por electrones
cargados negativamente. Basado en el número de partículas α desviadas en su
experimento, Rutherford calculó que el núcleo ocupaba una pequeña fracción del
volumen del átomo. El modelo nuclear explicaba los resultados del experimento de
Rutherford, pero también planteaba algunas preguntas.
Por desgracia, el modelo atómico de Rutherford presentaba varios inconvenientes:
 Contradecía las leyes del electromagnetismo de James Clerk Maxwell, las
cuales estabanmuy comprobadas mediante datos experimentales. Según las
leyes de Maxwell, una carga eléctrica en movimiento (en este caso el
electrón) debería emitir energía constantemente en forma de radiación y
llegaría un momento en que el electrón caería sobre el núcleo y la materia
se destruiría. Todo ocurriría muy brevemente.
 No explicaba los espectros atómicos.

16. Descubrimiento del neutrón.
Fue predicho teóricamente en 1920 por Ernest Rutherford, recibió el nombre de
"neutrón" de William Draper Harkins en 1921 y fue después propuesto por Santiago
Antúnez de Mayolo en 1924 y en 1932 fue descubierto y documentado por James
Chadwick. Se localiza en el núcleo del átomo. Antes de ser descubierto el neutrón, se
creía que un núcleo de número de masa A (es decir, de masa casi A veces la del protón)
y carga Z veces la del protón, estaba formada por A protones y A-Z electrones. Pero
existen varias razones por las que un núcleo no puede contener electrones. Un electrón
solamente podría encerrarse en un espacio de las dimensiones de un núcleo atómico
(10-12 cm) si fuese atraído por el núcleo una fuerza electromagnética muy fuerte e
intensa; sin embargo, un campo electromagnético tan potente no puede existir en el
núcleo porque llevaría a la producción espontánea de pares de electrones negativos y
positivos (positrones). Por otra parte, existe incompatibilidad entre los valores del espín
de los núcleos encontrados experimentalmente y los que podrían deducirse de una
teoría que los supusiera formados por electrones y protones; en cambio, los datos
experimentales están en perfecto acuerdo con las previsiones teóricas deducidas de la
hipótesis de que el núcleo consta solo de neutrones y protones.
Ernest Rutherford propuso por primera vez la existencia del neutrón en 1920, para
tratar de explicar que los núcleos no se desintegrasen por la repulsión
electromagnética de los protones.
En 1932, Chadwick (1891-1924), que había sido alumno de Rutherford, encontró
experimentalmente la nueva partícula neutra a la que se le llamó neutrón. Como
premio por este descubrimiento se le otorgó la Medalla Hughes de la Royal Society en
1932 y el Premio Nobel de Física en 1935.
El descubrimiento del protón y del neutrón, trajeron un gran avance a la interpretación
del comportamiento eléctrico de la materia. Con estos conceptos en la mano, el
modelo de Rutherford da una base a la ordenación de los elementos en el sistema
periódico. Los elementos se definen en función de la carga nuclear del átomo, igual al
número atómico, Z, y se disponen en el sistema periódico en orden creciente de dicho
número.
Interpretación de los tres isótopos del Hidrógeno
(Z = 1) con el modelo de Rutherford
.

17. El modelo también interpreta el concepto de isótopo, es decir, el hecho de que en
bastantes casos existen diferentes variedades alotrópicas del mismo elemento,
definidas por tener el mismo número atómico (por tanto, un determinado número de
protones en el núcleo y los mismos electrones alrededor de él) pero diferente número
de neutrones en el núcleo. Así, por ejemplo, del Hidrógeno (de número atómico 1)
existen tres isótopos, cuyos núcleos tienen respectivamente 1 protón (Hidrógeno), un
protón más un neutrón (Deuterio), y un protón más dos neutrones (Tritio). El número
atómico de todos ellos es Z = 1, pero la masa atómica es respectivamente 1, 2 y 3. La
proporción de Deuterio y Tritio existente es muy inferior a la de Hidrógeno, por lo que
la masa atómica relativa del elemento Hidrógeno es 1,0079.

18. Espectros atómicos.
En el siglo XVII, Isaac Newton demostró que la luz blanca visible procedente del sol
puede descomponerse en sus diferentes colores mediante un prisma. Es un proceso
denominado dispersión, tal y como puedes observar en la siguiente animación en la que
se simula la descomposición de la luz blanca:
El espectro que se obtiene es continuo; contiene todas las longitudes de onda desde el
rojo al violeta, es decir, entre unos 400 y 700 nm (1 nm -nanómetro- = 10-9 m).
Durante el siglo XIX se habían observado los espectros de absorción y emisión de
diversas sustancias. Estos consisten en una serie de líneas que corresponden a 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 fueron
asociados 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).

19. Espectros continuos y discontinuos, de emisión y de absorción
Cuando seirradia lamateria con radiación electromagnética, lamateria puede absorber,
y posteriormente emitir, ciertas longitudes de onda, o frecuencias, en relación con su
estructura interna. Cuando los cuerpos sólidos, líquidos o gases a alta presión son
excitados convenientemente por medio de calor o electricidad, se observan sus colores
característicos.Estos colores constituyen un todo continuo, lo que setraduce en el color
rojo de laresistencia de un calentador o en elblanco característicode una bombilla. Esto
sucede porque existen muchos átomos excitados que emiten ondas de luz cuyas
coloraciones parciales se solapan produciendo un espejismo luminoso de continuidad.
Si realizamos la misma experiencia con gases a bajas presiones, es decir con pocos
átomos, es posible observar cómo la luz emitida por ellos y dispersada luego por un
prisma consta de una serie de líneas, sin que exista una banda continua de colores; se
observa que la luminosidad emitida así es discontinua. Por tanto trabajaremos con
elementos químicos en estado gaseoso.
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. En la imagen se muestra el
espectro de emisión del hidrógeno.
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 seobservan unas líneas oscuras sobre el fondo iluminado,
correspondientes a las longitudes de onda en las que el elemento absorbe la energía.

20. 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 y compararlo con el de
emisión.
El espectro de emisión de un elemento es el negativo del espectro de absorción: a la
frecuencia a la que en el espectro de absorción hay una línea negra, en el de emisión
hay una línea emitida, de un color, y viceversa.
Cada elemento tiene un espectro característico; por tanto, un modelo atómico debería
ser capaz de justificar el espectro de cada elemento.
Cuando irradia una sustancia con luz blanca (radiación electromagnética continua) los
electrones escogen las radiaciones de este espectro continuo para producir saltos a
niveles superiores (estado excitado).
Cuando un electrón salta desde su estado fundamental a niveles de mayor energía
(estado excitado) y cae de nuevo a niveles de menor energía se produce la emisión de
un fotón de una longitud de onda definida que aparece como una raya o línea concreta
en el espectro de emisión. La radiación electromagnética proveniente de la luz blanca
después de pasar por la sustancia vemos que le faltan una serie de líneas que
corresponden con saltos electrónicos desde el estado fundamental al estado excitado.
Es lo que se denomina un espectro de absorción. Lógicamente las líneas del espectro de
emisión son las que faltan en el de absorción pues la energía para pasar de un nivel a
otro es la misma suba o baje el electrón.

21. Modelo atómico de Borh.
El modelo atómico de Bohr es un modelo clásico del átomo, pero fue el primer modelo
atómico en el que se introduce una cuantización a partir de ciertos postulados. Dado
que la cuantización del momento es introducida en forma adecuada, el modelo puede
considerarse transaccional en cuanto a que se ubica entre la mecánica clásica y la
cuántica. Fue propuesto en 1913 por el físico danés Niels Bohr, para explicar cómo los
electrones pueden tener órbitas estables alrededor del núcleo y por qué los átomos
presentaban espectros de emisión característicos (dos problemas que eran ignorados
en el modelo previo de Rutherford). Además, el modelo de Bohr incorporaba ideas
tomadas del efecto fotoeléctrico, explicado por Albert Einstein.
Bohr intentaba hacer un modelo atómico capaz de explicar la estabilidad de la materia
y los espectros de emisión y absorción discretos que se observan en los gases. Describió
el átomo de hidrógeno con un protón en el núcleo, y girando a su alrededor un electrón.
El modelo atómico de Bohr partía conceptualmente del modelo atómico de Rutherford
y de las incipientes ideas sobre cuantización que habían surgido unos años antes con las
investigaciones de Max Planck y Albert Einstein.
En estemodelo los electrones giran en órbitas circulares alrededor del núcleo, ocupando
la órbita de menor energía posible, o la órbita más cercana posible al núcleo. El
electromagnetismo clásico predecía que una partícula cargada moviéndose de forma
circular emitiría energía por lo que los electrones deberían colapsar sobre el núcleo en
breves instantes de tiempo. Para superar este problema Bohr supuso que los electrones
solamente se podían mover en órbitas específicas, cada una de las cuales caracterizada
por su nivel energético. Cada órbita puede entonces identificarse mediante un número
entero n que toma valores desde 1 en adelante. Este número "n" recibe el nombre de
número cuántico principal.

22. En 1913, Niels Bohr desarrolló su célebre modelo atómico de acuerdo a tres postulados
fundamentales:
Primer postulado:
“Los electrones describen órbitas circulares en torno al núcleo del átomo sin irradiar
energía”.
La causa de que el electrón no irradie energía en su órbita es, de momento, un
postulado, ya que según la electrodinámica clásica una carga con un movimiento
acelerado debe emitir energía en forma de radiación.
Segundo postulado:
Las únicas órbitas permitidas para un electrón son aquellas para las cuales el momento
angular “L” , del electrón sea un múltiplo entero de ℎ =
ℎ
2𝜋
Estepostulado, sin embargo, es incompatible con la mecánicacuántica moderna porque
(1) presupone que v y r (y el momento cinético) adquieren valores bien definidos, en
contradicción con el principio de incertidumbre, y (2) atribuye al primer nivel un valor
no nulo del momento cinético.

23. Tercer postulado:
El electrón solo emite o absorbe energía en los saltos de una órbita permitida a otra. En
dicho cambio emite o absorbe un fotón cuya energía es la diferencia de energía entre
ambos niveles.
Esta última expresión fue muy bien recibida porque explicaba teóricamente la fórmula
fenomenológica hallada antes por Balmer para describir las líneas espectrales
observadas desde finales del siglo XIX en la desexcitación del Hidrógeno.
Este modelo atómico presentó inconvenientes, tales como:
 Gracias a las teorías de la radiación del cuerpo negro, el efecto fotoeléctrico y los
espectros de emisión y de absorción de los gases, postulo que el electrón podía
existir en ciertos niveles de energía determinados, en donde este no liberaba ni
absorbía energía. Lo que se adaptó muy bien para el átomo de hidrógeno, pero
no para los demás elementos.
 En elmodelo originalde Bohr, seprecisaun único parámetro (el número cuántico
principal, ''n''), que se relaciona con el radio de la órbita circular que el electrón
realiza alrededor del núcleo, y también con la energía total del electrón. Sin
embargo, pronto fue necesario modificar el modelo para adaptarlo a los nuevos
datos experimentales, con lo que se introdujeron otros tres números cuánticos
para caracterizar al electrón.
 Los postulados de Bohr suponían una mezcla un tanto confusa de mecánica clásica y
mecánica cuántica.

24. Modelo mecánico cuántico.
La materia se comienza a comportar muy extraño a nivel subatómico. Algo de este
comportamiento es tan contraintuitivo que solo podemos hablar de él con símbolos y
metáforas, como en la poesía. Por ejemplo, ¿qué significa decir que un electrón se
comporta como una partícula y como una onda? O, ¿que un electrón no existe en una
posición en particular, sino que está disperso en todo el átomo?
Si estas preguntas te parecen extrañas, ¡es porque lo son! Pero resulta que tenemos
buena compañía. El físico Niels Bohr también dijo, "cualquiera que no se sorprenda por
la teoría cuántica, no la ha entendido". Así que si te sientes confundido cuando estés
aprendiendo sobre la mecánica cuántica, acuérdate que los científicos que
originalmente la desarrollaron estuvieron igual de confundidos.
Ondas estacionarias:
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 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 sepodía explicaral 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.
El hecho de que solo haya ciertos estados o energías permitidas que un electrón puede
tener es similar a una onda estacionaria.

25. Orbitales y densidad de probabilidad:
El valor de la función de onda ψ en un punto dado en el espacio x, y, z, es proporcional
a la amplitud de la onda de materia del electrón en ese punto. Sin embargo, muchas
funciones de onda son funciones complejas que contienen 𝑖 = √−1 y la amplitud de la
onda de materia no tiene significado físico real.
Afortunadamente, el cuadrado de una función de onda, ψ^2, es un poco más útil. Esto
es porque el cuadrado de una función de onda es proporcional a la probabilidad de
encontrar un electrón en un volumen de espacio en particular dentro del átomo. La
función ψ^2 a menudo se llama la densidad de probabilidad.
La densidad de probabilidad para un electrón se puede visualizar en diferentes formas.
Por ejemplo, ψ^2 se puede representar por una gráfica en la que la variación de la
intensidad del color se usa para mostrar las probabilidades relativas de encontrar un
electrón en una región dada en el espacio. Entre más grande sea la probabilidad de
encontrar un electrón en un volumen en particular, más alta será la densidad de color
en esa región. La imagen siguiente muestra las distribuciones de probabilidad para los
orbitales esféricos 1s, 2s y 3s.
Observa que los orbitales 2s y 3s contienen nodos, es decir, regiones en las que el
electrón tiene una probabilidad de 0% de ser encontrado. La existencia de nodos es
análoga a las ondas estacionarias que discutimos en la sección anterior. Los colores
alternantes en los orbitales 2s y 3s representan regiones del orbital con diferentes fases,
lo cual es una consideración importante en el enlace químico.

26. Formas de los orbitales atómicos
Hasta ahora hemos estado examinando orbitales s, los cuales son esféricos. Así que la
distancia desde el núcleo, R, es el factor principal que afecta la distribución de
probabilidad de un electrón. 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.
Los orbitales p tienen forma como de mancuernas orientadas a lo largo de uno de los
ejes x, y, z. Los orbitales d se pueden describir como tener un trébol con cuatro posibles
orientaciones, con la excepción del orbital d que casi se parece a un orbital p con una
dona a su alrededor en la mitad. ¡Ni siquiera vale la pena intentar describir los orbitales
f!.

27. Números cuánticos:
Debido a su carácter ondulatorio, no se puede precisar la posición de un electrón,
únicamente podemos hablar de laprobabilidad de hallarlo en un punto determinado del
espacio. La región en la que hay más de un 90% de probabilidad de hallar el electrón es
lo que conocemos como orbital atómico. Así, obtenemos los números cuánticos, n, l y
m que definen totalmente un orbital, mientras que los 4 números cuánticos n, l, m y s
definen totalmente un electrón que ocupa un orbital.
Los números cuánticos son:
 El número cuántico principal, n, nos indica el nivel energético en el que nos
hallamos.
 El número cuántico orbital o azimutal, l, nos indica el tipo de orbital: s, p, d o f.
 Orbitales tipo s: tiene un valor de l=0, y presentan simetría esférica.
 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.
 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.
 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.
 El número cuántico magnético, m, nos indica la orientación de los orbitales.

28. Conclusión.
Los modelos atómicos como tema de interés, surgen de la necesidad del hombre para
describir y representar de forma estructural un átomo y de esta forma explicar su
comportamiento y propiedades.
Hace más de dos mil años, siendo más específicos, en el año 400 a.C. se presenta el
primer modelo atómico, el cual fue postulado por Demócrito. Este suceso fue una
antesala para los demás científicos que, inspirados por este suceso, tomaron su propio
enfoque, los cuales fueron demostrados a partir de diversos experimentos y que, a lo
largo del tiempo, poco a poco surgían más versiones corrigiendo los modelos atómicos
previos, los cuales tenían ciertas inconsistencias debido a la falta de tecnología o
resultados experimentales que fueran demostrados más allá de la teoría.
En la actualidad, los modelos atómicos siguen siendo un tema de interés para diversos
científicos, puesto que sirven como la base para entender otros fenómenos de la física,
por lo que es un hecho eldecir que el estudio de los modelos atómicos es un precedente
en la historia de la ciencia que no debe ser subestimado, ya que nos sirve para ver cómo
al pasar de los años, el conocimiento evoluciona.

29. BIBLIOGRAFÍA
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"Atomic Theory (Teoría atómica)", de la ChemWiki de UC Davis (Universidad de
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licencia CC-BY-NC-SA 4.0.
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How Do We Know the Nature of the Atom and Its Components? (Experimentos clave:
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