Modelos atómicos Linares Garcia Elizabeth 702 UTSV

Linares García Elizabeth 702
Séptimo cuatrimestre
Física para ingenieria
M.A. Sarai Nintai Orozco Gracia
RA: Modelos
atómicos
UNIVERSIDAD TECNOLÓGICA DEL
SURESTE DE VERACRUZ

ÍNDICE
Concepto de átomo y estructura. 03
Historia del átomo. 06
Modelo de Dalton. 14
Experimentos que condujeron al descubrimiento del electrón. 17
Modelo de Thompson. Inconvenientes. 20
Descubrimiento del protón. 23
Experimento de Rutherford. 25
Modelo de Rutherford. Inconvenientes. 27
Descubrimiento del neutrón. 31
Características generales de los espectros atómicos. 33
Modelo de Bohr. Éxitos e inconvenientes. 37
Modelo mecano cuántico. Orbitales y números cuánticos. 42
Conclusión 49
Bibliografía 51

Concepto
de átomo y
estructura
1

¿Qué es un átomo?
El átomo es una estructura en la cual
se organiza la materia en el mundo
físico o en la naturaleza.
Es la partícula más pequeña y estable
que mantiene todas las
propiedades de un elemento. Es
decir, la parte de materia más
pequeña que puede ser medida.

Estructura
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.

Los filósofos griegos se preguntaban si la
materia podía ser dividida
indefinidamente o si llegaría a un punto,
que tales partículas, fueran indivisibles.
Es así, como Demócrito formula la teoría
de que la materia se compone de
partículas indivisibles, a las que llamó
átomos (del griego átomos, indivisible).
CINCO SIGLOS ANTES
DE CRISTO

El químico inglés John Dalton propone una
nueva teoría sobre la constitución de la
materia, toda la materia se podía dividir en
dos grandes grupos: los elementos y los
compuestos.
Los elementos estarían constituidos por
unidades fundamentales, (en honor a
Demócrito), Dalton denominó átomos.
Los compuestos se constituirían de moléculas,
cuya estructura viene dada por la unión de
átomos en proporciones definidas y
constantes.
La teoría de Dalton seguía considerando el hecho de que los átomos eran
partículas indivisibles.
1803

HACIA FINALES DEL SIGLO
XIX
Se descubrió que los átomos no son indivisibles, pues
se componen de varios tipos de partículas elementales.
1897
La primera partícula elemental en ser descubierta fue el
electrón por el investigador Joseph Thomson.
Hantaro Nagaoka (1865-1950) durante trabajos
realizados en Tokio, propone su teoría según la cual los
electrones girarían en órbitas alrededor de un cuerpo
central cargado positivamente.

1909 a 1911
El núcleo del átomo se descubre gracias a
trabajos realizados en la Universidad de
Manchester, bajo la dirección de Ernest
Rutherford.
El experimento utilizado consistía en dirigir un
haz de partículas de cierta energía contra una
plancha metálica delgada, de las
probabilidades que tal barrera desviara la
trayectoria de las partículas, se dedujo la
distribución de la carga eléctrica al interior de
los átomos.

Partiendo del modelo de Rutherford, Bohr
dispuso los electrones en órbitas circulares
ordenadas por niveles de energía.
Las limitaciones del modelo dieron pie al
desarrollo de la Mecánica Cuántica, pero por
su sencillez aún se utiliza para comprender la
teoría atómica.
El modelo de Bohr, no alcanzaba a explicar la
existencia de electrones de un mismo nivel energético
pero con distinta energía (realidad observada en los
espectros de algunos átomos), Sommerfeld concluyó
que debía haber subniveles dentro de un mismo nivel
energético. Además aplicó un enfoque relativista en sus
estudios puesto que los electrones pueden alcanzar
velocidades cercanas a la de la luz.

Schrödinger describió el comportamiento ondulatorio
del electrón, sin posición definida dentro del átomo en
una zona de probabilidad, los orbitales atómicos.
Chadwick con sus experimentos observó energías
muy superiores de las que cabría esperar en ciertas
colisiones radioactivas, encontrando el neutrón,
partícula predicha por Rutherford en 1920.
1928
Se llegó al modelo actual con la ecuación de Dirac, una
versión relativista de la de Schrödinger; y con la
aportación de Jordan, introduciendo el espín (con lo
que se predeciría más adelante la antimateria).

Tras el establecimiento de la ecuación de Dirac, la teoría cuántica evolucionó hasta
convertirse propiamente en una teoría cuántica de campos. Los modelos surgidos
permitieron construir teorías de las interacciones de los nucleones.
Entre los modelos que tratan de dar cuenta de la estructura del núcleo atómico están
el modelo de la gota líquida y el modelo de capas.
Posteriormente, a partir de los años 1960 y 1970, aparecieron evidencias
experimentales y modelos teóricos que sugerían que los propios nucleones (neutrones,
protones) y mesones (piones) que constituyen el núcleo atómico estarían formados por
constituyentes fermiónicos más elementales denominados quarks.

El modelo atómico de Dalton representa
al átomo como la partícula más pequeña
e indivisible de la materia.
John Dalton (1766-1844) propuso que los
átomos eran los bloques de construcción
básicos de la materia y los representaba
como esferas sólidas.

Un átomo de una sustancia X se combina con un átomo
de la sustancia Y para formar el compuesto XY. En
el caso del monóxido de carbono CO, un átomo de
carbono C se combina con un átomo de oxígeno
O.
01
02
03
La mejor forma de explicar el comportamiento de los
gases según Dalton era asumiendo que los
elementos estaban compuestos por átomos.
Dalton pensó que los átomos de un elemento eran
iguales y que cada elemento debía tener sus
propios átomos.
Los postulados de la teoría atómica
de Dalton
Cada elemento está compuesto de
partículas diminutas llamadas
átomos
Los compuestos químicos se forman
cuando los átomos se combinan
Los átomos de un elemento son
iguales
Cuando los compuestos reaccionan, se produce un
reacomodo de los átomos. Por ejemplo, si un
compuesto XY reacciona con un elemento Z,
puede ocurrir dos nuevos compuestos: XZ o YZ.
04
Las reacciones químicas se
producen por la reorganización de
los átomos
05 Los átomos no cambian
Para Dalton, los átomos eran indestructibles y no podían
cambiarse entre sí.

Experimentos que
condujeron al
descubrimiento del
electrón.
04

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.

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,
infirió que el rayo estaba compuesto de partículas negativamente
cargadas.
También colocó dos imanes a cada lado del tubo, y observó que el campo
magnético también desviaba el rayo catódico.
Thomson repitió su experimento con electrodos hechos de diferentes
metales, y encontró que las propiedades del rayo catódico permanecían
constantes, sin importar el material del cual se originaban.
Thomson concluyó lo siguiente:
 El rayo catódico está compuesto de partículas negativamente cargadas.
 Las partículas deben existir como partes del átomo, pues la masa de
cada partícula es tan solo 1/2000 de la masa de un átomo de hidrógeno.
 Estas partículas subatómicas se encuentran dentro de los átomos de
todos los elementos.
Con el tiempo, sus partículas de rayo catódico adquirieron un nombre más
familiar: electrones.

Modelo de
Thompson.
Inconvenientes
.
05

Joseph John Thomson descubrió partículas cargadas negativamente mediante
un experimento de tubo de rayos catódicos en el año 1897, como consecuencia,
Thomson pensó que los electrones se encontraban inmersos en una sustancia
de carga positiva que contrarrestaba la carga negativa de los electrones. Por ello
a su modelo atómico se le conoció como el modelo del pudín con pasas.
Características del modelo atómico de Thomson:
 Un átomo se asemeja a una esfera con materia de
carga positiva y con electrones (partículas cargadas
negativamente) presentes dentro de la esfera.
 La carga positiva y negativa es igual en magnitud y,
por lo tanto, un átomo no tiene carga en su conjunto y
es eléctricamente neutro.
 Para tener átomos con carga neutra, los electrones
deberían estar inmersos en una sustancia con carga
positiva.

Limitaciones y Errores del modelo atómico de Thomson:
El modelo atómico de Thomson no pudo explicar cómo se mantiene la
carga en los electrones dentro del átomo.
No 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 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.
06

Después del descubrimiento del núcleo atómico por Ernest
Rutherford el 1911, en 1917, Rutherford demostró que el núcleo
de hidrógeno estaba presente en otros núcleos, resultado
general que se describe como el descubrimiento del protón.
¿Con qué experimento Rutherford descubrió al protón?
Bombardeando partículas alfa en gas nitrógeno puro, sus
detectores de centelleo mostraban los signos de los núcleos
de hidrógeno. Rutherford determinó que el hidrógeno sólo
podía venir del nitrógeno y que, por tanto, debían contener
núcleos de hidrógeno.
Un núcleo de hidrógeno se desintegraba por el impacto de la
partícula alfa, y formaba un átomo de oxígeno en el proceso.
El núcleo de hidrógeno es, por tanto, presente en otros
núcleos como una partícula elemental, lo que Rutherford
llamó el protón.

En 1911, el físico y químico Ernest Rutherford y sus colaboradores bombardearon una
fina lámina de oro con partículas alfa (positivas), procedentes de un material
radiactivo, a gran velocidad. El experimento permitió observar el siguiente
comportamiento en las partículas lanzadas:
 La mayor parte de ellas atravesaron la lámina sin cambiar de dirección, como era
de esperar.
 Algunas se desviaron considerablemente.
 Unas pocas partículas rebotaron hacia la fuente de emisión.
El comportamiento de las partículas no podía ser explicado con el modelo de
Thomson, así que Rutherford lo abandonó y sugirió otro basado en el átomo nuclear.
Este experimento demostró que los átomos son un
espacio prácticamente vacío, a excepción de un
pequeño núcleo central, cargado positivamente,
que es el que provoca que alguna de las partículas
alfa positivas se desvíen o reboten.

Modelo de
Rutherford.
Inconvenientes
08

Rutherford sostiene que casi la totalidad de la masa del átomo se concentra en un
núcleo central muy diminuto de carga eléctrica positiva. Los electrones giran alrededor
del núcleo describiendo órbitas circulares. Estos poseen una masa muy ínfima y tienen
carga eléctrica negativa. La carga eléctrica del núcleo y de los electrones se neutralizan
entre sí, provocando que el átomo sea eléctricamente neutro.
El átomo está formado por dos
regiones: un núcleo y la corteza.
En el núcleo se concentra la carga
positiva (protones) y la mayor parte de
la masa de átomo.
En la corteza, girando alrededor de
núcleo, se encuentran los electrones
con carga negativa.

Aspectos más importantes del Modelo atómico de Ernest
Rutherford
 El átomo posee un núcleo central con carga positiva.
 El resto del átomo debe estar prácticamente vacío, con los electrones
formando una corona alrededor del núcleo.
 La neutralidad del átomo se debe a que la carga positiva total presente
en el núcleo, es igualada por el número de electrones de la corona.
 Cuando los electrones son obligados a salir, dejan a la estructura con
carga positiva (explica los diferentes rayos).
 El átomo es estable, debido a que los electrones mantienen un giro
alrededor del núcleo, que genera una fuerza centrifuga que es igualada
por la fuerza eléctrica de atracción ejercida por el núcleo, y que permite
que se mantenga en su orbita.
 El valor de la cantidad de energía contenida en un fotón depende del
tipo de radiación (de la longitud de onda). En la medida que la longitud
de onda se hace menor, la cantidad de energía que llevan es mayor.

Inconvenientes
El principal problema del modelo de Rutherford fue que
asumió que los electrones giraban en órbitas circulares
en torno al núcleo, según esto los electrones se
deberían mover a gran velocidad, lo que junto con la
órbita que describen los haría perder energía
colapsando con el núcleo. Hoy se sabe que esto no
sucede. Por otro lado, Rutherford, asumió que el núcleo
estaba formado sólo por partículas positivas, pero
luego se conocerían los neutrones (partículas neutras).

Descubrimiento
del neutrón.
09

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.
Con éste descubrimiento por primera vez se ofrecieron
imagen completa del átomo algo de importancia capital
para la física y la química.

Características
generales de los
espectros
atómicos.
10

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). 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.
¿Qué es un espectro continuo y un espectro discontinuo?
Un sólido o líquido, al ser calentado lo suficiente, son capaces de emitir una radiación que se registra
con una serie de colores sin interrupción, por eso se llama, espectro continuo.
Si es un gas, que ha sido excitado previamente con calor o electricidad, el espectro que se obtiene se
compone de una serie de líneas, y cada una corresponde a una longitud de onda o frecuencia
determinada. Este espectro es característico de cada elemento por lo que sirven para identificarlos.
Espectro discontinuo

Tipos de espectros
Espectros de
emisión
Es el espectro que encontramos
al captar la emisión de
cuerpo que irradia. Puede
ser continuo o discontinuo.
Espectros de
absorción
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.

El espectro continuo sólo depende de la temperatura, por lo que cualquier cuerpo
de alta densidad a una determinada temperatura es capaz de emitirlo.
El espectro discontinuo aparte de la temperatura, depende de otros factores
propios de la sustancia.
El espectro continuo es una emisión gradual de energía que al emitirse en
diferentes frecuencias tienen un color diferente.
El espectro discontinuo sólo emite a determinadas frecuencias que dependen de la
sustancia.

Modelo de
Bohr.
Éxitos e
inconvenientes.
11

En el 1912, el físico inglés James Chadwick, alumno de
Rutherford, descubrió los neutrones, validando la
hipótesis de su maestro y explicando la diferencia en
las masas de los átomos, los neutrones poseen una
masa relativamente mayor que la masa de un protón,
por lo tanto, la masa total del átomo, dependerá de la
cantidad de neutrones.
Bohr, mientras investigaba el comportamiento del
átomo de hidrógeno, ya conociendo los estudios de
Chadwick propuso un nuevo modelo
Rutherford
Chadwick
Bohr

Bohr propuso lo siguiente:
Los electrones se ubican y giran en regiones específicas fuera del núcleo, llamadas órbitas.
Cada órbita presenta una cantidad de energía particular (n), siendo la de menor energía la
que está más cerca del núcleo (estado fundamental).
A medida que el electrón se aleja del núcleo, se ubica en órbitas de mayor energía.
Un electrón, al absorber energía, puede saltar de una órbita de menor energía a otro de
mayor energía (estado excitado).
Al retornar a su órbita de menor energía, el electrón emite energía en forma de luz.

Propiedades del Átomo de Bohr
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, si contienen electrones,
cargados negativamente, deben contener también
otras partículas con carga positiva que corresponden
a la carga de aquellos (protones)
Situados en órbitas alrededor del núcleo se hallan los
electrones, partículas estables de carga eléctrica
negativa.

ÉXITOS E INCONVENIENTES
El modelo de Bohr explica el espectro del átomo de hidrógeno, pero no los de
átomos mayores.
Sin negar el considerable avance que supuso la teoría atómica de Bohr, ésta
solo podía aplicarse a átomos muy sencillos, y aunque dedujo el valor de
algunas constantes, que prácticamente coincidían con los valores
experimentales sencillos, el modelo no fue capaz de explicar los numerosos
saltos electrónicos, responsables de las líneas que aparecen en los espectros
de los átomos que poseen más de un electrón. Al modelo de Bohr se le fueron
introduciendo mejoras, pero la idea de un átomo compuesto por orbitas
alrededor de un núcleo central puede considerarse demasiado sencilla, no
fue posible interpretar satisfactoriamente el espectro de otros átomos con más
de un electrón (átomos poli electrónicos) ni mucho menos la capacidad de los
átomos para formar enlaces químicos.

Modelo mecano
cuántico.
Orbitales y números
cuánticos.
12

Es el modelo aceptado actualmente, fue expuesto en 1925 por
Heisenberg y Schrödinger.
El modelo mecano cuántico establece que los electrones se
encuentran alrededor del núcleo ocupando posiciones mas o menos
probables, pero su posición no se puede predecir con total exactitud.
Comenzó a principios del siglo XX, cuando las dos de las teorías que
intentaban explicar ciertos fenómenos (la ley de gravitación universal y
la teoría electromagnética clásica) se volvían insuficientes para
explicarlos.
Max Planck enunció entonces la hipótesis de que la radiación
electromagnética es absorbida y emitida por la materia en forma de
«cuantos» de luz o fotones de energía mediante una constante
estadística, que se denominó constante de Planck.
Albert Einstein retomo la hipótesis de Planck proponiendo que la luz
en ciertas circunstancias, se comporta como partículas de energía
independientes. Fue Albert Einstein quien completó en 1905 las
correspondientes leyes de movimiento en su teoría especial de la
relatividad.

El modelo mecano cuántico es el modelo aceptado actualmente, fue expuesto en 1925 por
Heisenberg y Schrödinger.
Entre sus características principales tenemos:
 Dualidad onda-partícula: Broglie propuso que las partículas materiales tienen
propiedades ondulatorias, y que toda partícula en movimiento lleva una onda asociada.
 Principio de indeterminación de Heisenberg: establece que es imposible situar a un
electrón en un punto exacto del espacio.
 Las ecuaciones del modelo mecano-cuántico describen el comportamiento de los
electrones dentro del átomo, y recogen su carácter ondulatorio y la imposibilidad de
predecir sus trayectorias exactas.

ORBITALES
Región del espacio del átomo donde la probabilidad de encontrar un electrón es muy grande.
Existen distintos tipos de orbitales que se identifican con letras: s, p, d y f.
La forma y el tamaño de un orbital depende del nivel y del subnivel de energía en que se
encuentra.
El tamaño del orbital es mayor en los niveles superiores.
El tipo de orbitales que hay en cada nivel también está determinado:
o En el primer nivel solo hay un orbital de tipo s.
o En el segundo nivel hay orbitales de tipo s y p.
o En el tercer nivel hay orbitales de tipo s, p y d.
o En el cuarto nivel y los siguientes hay orbitales de tipo s, p, d y f.

Es un conjunto de cinco orbitales dispuestos en los planos X, Y y Z, cada uno
de estos cinco orbitales puede contener un máximo de dos electrones, por
lo tanto un orbital d completo tiene diez electrones y pueden encontrarse a
partir del tercer nivel de energía.
S
P
D
Tienen simetría esférica alrededor del núcleo, pueden contener hasta un máximo
de dos electrones y hay un orbital s en cada nivel de energía.
Es un conjunto de tres parejas de lóbulos orientadas en las tres dimensiones,
cada uno de estos tres lóbulos puede tener un máximo de tres electrones,
por lo tanto un orbital p lleno contiene seis electrones y puede encontrarse
a partir del segundo nivel de energía.
ORBITALES
Orbitales S
Orbitales D
Orbitales P
Es un conjunto de siete orbitales simétricamente distribuidos sobre los planos
X, Y y Z, en cada uno de estos siete orbitales puede haber un máximo de
dos electrones, por lo tanto un orbital f completo tiene catorce electrones.
Pueden encontrarse a partir de la cuarta capa.
F Orbitales F

Números cuánticos
Un número cuántico es un valor que se utiliza cuando se describen los
niveles de energía disponibles para los átomos y las moléculas. Un electrón
en un átomo o un ión tiene cuatro números cuánticos para describir su estado
y dar soluciones a la ecuación de ondas de Schrödinger para el átomo de
hidrógeno.
Se utilizan cuatro números cuánticos para describir completamente el
movimiento y las trayectorias de cada electrón dentro de un átomo. La
combinación de todos los números cuánticos de todos los electrones de un
átomo se describe mediante una función de onda que cumple con la
ecuación de Schrödinger.
n – número cuántico principal: describe el nivel de energía
ℓ – número cuántico de momento azimutal o angular: describe la subcapa
mℓ o m – número cuántico magnético: describe la órbita de la subcubierta
ms o s – spin número cuántico: describe el spin

El número cuántico principal es un entero que es el número de la envoltura del
electrón. El valor es 1 o superior (nunca 0 o negativo).
El número cuántico del momento angular es un número entero que es el valor
del orbital del electrón (por ejemplo, s=0, p=1). ℓ es mayor o igual a cero y
menor o igual a n-1.
El número cuántico magnético es la orientación del orbital con valores enteros
que van desde -ℓ a ℓ. Así, para el orbital p, donde ℓ=1, m podría tener valores
de -1, 0, 1.
El número cuántico de espín es un valor medio entero que es o bien -1/2
(llamado «espín abajo») o 1/2 (llamado «espín arriba»).

Desde hace muchos años antes de Cristo los científicos se preguntaron de que estaba constituida la materia, haciendo diversas teorías y modelos
atómicos, los cuales, ayudaron a comprender el átomo a partir de la comparación entre diversas teorías y modelos, también condujeron al
descubrimiento de partículas subatómicas del átomo, tales como neutrones, protones y electrones, hasta llagar al modelo que conocemos hoy en día.
El primer modelo atómico fue el de Demócrito, quién fue un filósofo griego, el primero en postular un modelo sobre el átomo, la “Teoría Atómica del
Universo”, Demócrito no se apoyo de experimentos, sino de razonamientos lógicos, en su teoría decía que la materia es una mezcla de elementos
que poseen las mismas características, comprendidos de entidades infinitamente pequeñas, que no podríamos observar a simple vista, se llamaron
átomos, a partir de éstas ideas, Dalton elaboró su teoría en la cuál considera al átomo como la partícula fundamental de la materia, que éste al
agruparse forma moléculas, llegó a la conclusión de que los elementos están formados por átomos, los átomos de un mismo elemento son todos
iguales entre sí y los compuestos se forman por la unión de átomos de distintos elementos, combinados, forman las llamadas moléculas,
posteriormente, Thomson presentó sus hipótesis, con los cuales intentaba justificar que la materia es eléctricamente neutra, por lo tanto, debe
contener electrones y partículas con cargas positivas, que los electrones pueden extraerse de los átomos, pero no las cargas positivas, en cuanto a
su modelo, éste consistía en una especie de “pastel” en la que los electrones parecían “pasitas”, por ello, a su modelo se le llamaba "budín de pasas",
así, explica que la mayoría de la masa estaba con la carga positiva y que había un número de electrones distribuidos dentro de esa masa con carga
positiva, Rutherford fue discípulo de Thompson, quién identificó dos tipos de radiaciones llamadas alfa (α) y beta (β). Gracias a su experiencia en
radiación, estableció un modelo molecular, en el cual decía que el átomo tiene un núcleo central en el que está concentrada la carga positiva, y casi
toda su masa, en la zona exterior (corteza) se encuentra la carga negativa que está formada por electrones, que el núcleo contiene protones, los
electrones giran alrededor del núcleo y están separados de éste por una gran distancia y que el tamaño del núcleo es muy pequeño en comparación
con la del átomo, por otro lado, Bohr realizó estudios con hidrógeno, gracias a esto estableció que los átomos que tienen el mismo número de
electrones de valencia y que poseen distintos números, tienen características similares, los átomos tienen un núcleo demasiado pequeño y denso
que contiene partículas subatómicas, los electrones se encuentran en diferentes órbitas alrededor del núcleo y que los átomos son eléctricamente
neutros, pero si tienen electrones cargados negativamente, deben contener otras partículas con carga positiva (protones), por otro lado, Chadwick
descubre que el núcleo está compuesto por protones y neutrones. Éstos modelos fueron mejorando las ideas que se tenían del átomo hasta llegar al
modelo actual representado por Sommerferld y Schrödinger, quienes hicieron aportaciones importantes al modelo de Bohr, Sommerferld, cambió el
concepto de las órbitas que definían los electrones por órbitas elípticas, lo que llegó al descubrimiento del número cuántico azimutal o secundario,
que se define como: “mientras más grande sea este número, mayor era la excentricidad de la órbita elíptica del electrón”, por otro lado, Schrödinger
explica que los electrones no están en órbitas determinadas, como planteaba Bohr, dando origen a la “ecuación de Schrödinger” que le permitía
predecir la posición donde se encontrará el electrón. En la actualidad el átomo se define como la partícula más pequeña de un elemento, divisible,
formado de partículas subatómicas (electrón, neutrón, protón), formado de un núcleo atómico en el que se encuentran los protones y los neutrones
que conforman la masa atómica y de niveles de energía u orbitales en el que los electrones giran con energía especifica.

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