1. TEORIAS
ATOMICAS

2. El origen de la teoría atómica de la materia, se
remonta cuando Leucipo y Demócrito planteaban
que la materia estaba formada por una partícula
indestructible e indivisible a la que llamaron átomo.

4. MODELO ATOMICO DE JOHN DALTON
Las ideas filosóficas fueron alcanzadas durante 2000 años,
pero comenzaron a tener sentido a fines del siglo XVIII. El
profesor Dalton en el año 1808 propone la teoría atómica de
la materia, la que se resume en los siguientes postulados:
1. Toda la materia está formada por átomos
2. Los átomos son partículas indivisibles e invisibles.
3. Los átomos de un mismo elemento son de la misma clase y
tienen igual masa
4. Los átomos que forman los compuestos están en una relación de
números enteros y sencillos.
5. Los átomos que forman los compuestos son de dos o más clases
diferentes.
6. Los cambios químicos corresponden a una combinación,
separación o reordenamiento de átomos.

5. RAYOS CATÓDICOS
En 1879, Sir William Crookes experimentando con tubos de
vidrio, en los cuales había hecho el vacío, observó que se
desprendía una radiación del cátodo al ánodo por lo cual la
denominó rayos catódicos. Ellos son impulsados por la gran
diferencia de potencial entre los electrodos.
Lo que se observó es que se producía una
sombra del obstáculo con las características
de la sombra que produciría una fuente de luz
colocada en el cátodo. De esto, Crookes
concluyó que:
Ese algo viajaba en línea recta, es decir,
como rayos, de allí que se llamaran rayos
catódicos.

6. Las características de los rayos son:
1.Los rayos viajan en línea recta desde el
cátodo
2.El haz de rayos catódicos, en presencia de un
campo eléctrico, se desvía hacia la placa
positiva, dando prueba de su carga eléctrica
positiva.
3.El paso de los rayos catódicos transfieren
energía térmica y cinética a las aspas.

10. Modelo atómico de Thomson
También conocido como el modelo del pudín, es una teoría
sobre la estructura atómica propuesta por Joseph John
Thomson, descubridor del electrón. En dicho modelo, el átomo
está compuesto por electrones de carga negativa en un atomo
positivo, como las pasas en un pudín. Se pensaba que los
electrones se distribuían uniformemente alrededor del átomo.
Dicho modelo fue superado tras el
experimento de Rutherford, cuando
se descubrió el núcleo del átomo.

11. PROPAGACIÓN DE LOS RAYOS CATÓDICOS
El ánodo y el cátodo se hallan conectados a una fuente de alto voltaje. En el tubo de vidrio se
encuentra un gas a baja presión.
Con este experimento Thomson averiguó cómo se desplazaban los rayos
Pudo observar que los mismos se desplazaban en línea recta y producían un destello al llegar a una
pantalla formada por una sustancia fluorescente.

12. ¿DE DÓNDE PARTEN LOS RAYOS?
Con este experimento Thomson averiguó de dónde salían los rayos.
Interponiendo un objeto metálico opaco, como se muestra en la figura, en el camino de los rayos
observó que se formaba una sombra en la pared opuesta al cátodo. Esto indicaba que los rayos partían
del cátodo. Por eso se los llama RAYOS CATÓDICOS

13. ¿TIENEN MASA LOS RAYOS?
Con este experimento Thomson averiguó si los rayos tenían masa
En el camino de los rayos interpuso una pequeña rueda. Observó que la rueda
giraba como consecuencia del paso de los rayos. Por lo tanto los rayos poseían
masa.

14. ¿QUÉ CARGA TIENEN LOS
RAYOS?
Con este experimento Thomson averiguó qué carga tenían los rayos
Utilizando un campo eléctrico o un campo magnético, comprobó que los rayos se desviaban
alejándose del polo negativo del campo y se acercaban al polo positivo. Este comportamiento
indicaba que los rayos eran partículas negativas.

15. Las propiedades de estos rayos fueron estudiadas por
Thomson, quien llegó a las siguientes conclusiones sobre los
mismos:
•se desplazaban en línea
recta
•los rayos partían del
cátodo
•los rayos poseían masa
•los rayos eran partículas
negativas

16. En 1909 R. Millikan determinó la carga del electrón a través
del experimento de gotitas de aceite suspendidas en un campo
eléctrico. Para el electrón obtuvo la carga –1.6 x 10-19
Coulombs. Por lo tanto se puede determinar la masa del
electrón
Suspendió
gotas de aceite
cargadas
negativamente
y aplicó un
campo eléctrico
para compensar
la fuerza de
gravedad.

18. En 1911, Rutherford utilizando un haz de radiación alfa, bombardearon
láminas matálicas muy delgadas, colocando una pantalla de sulfuro de
zinc a su alrededor, sustancia que tenía la cualidad de producir
destellos con el choque de las partículas alfas incidentes. La hoja
metálica fue atravesada por la mayoría de las partículas alfa
incidentes. Algunas de ellas siguieron en línea recta, otras fueron
desviadas de su camino y lo más sorprendente fue que muy pocas
rebotaron contra la lámina.
MODELO ATÓMICO DE RUTHERFORD

20. Fuente radiactiva,
emisor de partículas
alfa
Lámina de oro
Pantalla
(+)

21. +

22. El comportamiento de las partículas alfa contra la
lámina metálica llevó a Rutherford a concluir que
cada átomo estaría formado por una parte central,
el núcleo, de carga positiva donde estaría
concentrada la masa del átomo. Con ello explicaba
la desviación de las partículas alfa. Los electrones
se encontrarían en una estructura externa girando
en órbitas circulares muy alejadas del núcleo,
dejando un gran espacio libre que explicaría el
paso mayoritario de las partículas alfa. Esta visión
se conoce como el MODELO PLANETARIO DE
RUTHERFORD

23. DDeficiencias del modelo atómico deeficiencias del modelo atómico de
Rutherford:Rutherford:
 No explica cómo se pueden encontrar
cargas eléctricas iguales (positivas) en
un espacio tan pequeño (núcleo).
 No explica cómo se evita que los
electrones sean atraídos por el núcleo
que es positivo (por los protones).

24. Sólo en 1932, James Chadwick logró
demostrar que los núcleos contenían
unas partículas neutras de masa
similar a los protones, que fueron
denominadas neutrones.

25. Núcleo del átomo
+ +
n
+
+
+
+
n
+
+
n
+ +
n
+
+
+
n
+
+
n
+
+
+
n
+
n
Protones Neutrones
Los neutrones otorgan estabilidad al núcleo del
átomo porque permiten que las fuerzas de
repulsión entre los protones disminuya y, así,
hay muchas partículas en un mínimo de espacio.

26. Principios cuánticos aplicados a losPrincipios cuánticos aplicados a los
átomosátomos
En 1900 Max PlanckEn 1900 Max Planck
Demostró experimentalmente propuso la teoría cuántica , queDemostró experimentalmente propuso la teoría cuántica , que
establece los siguientes postulados:establece los siguientes postulados:
 Las partículas que constituyen la materia oscilan emitiendoLas partículas que constituyen la materia oscilan emitiendo
energía , energía electromagnética.energía , energía electromagnética.
 Los átomos pueden emitir y absorber energía en cantidadesLos átomos pueden emitir y absorber energía en cantidades
discretas denominadas cuantos.discretas denominadas cuantos.

La energía de un cuantoLa energía de un cuanto EE es proporcional a la frecuencia , sees proporcional a la frecuencia , se
obtiene la siguiente ecuación :obtiene la siguiente ecuación :
 E = h por vE = h por v
 h es una constante denominadah es una constante denominada
constante de planckconstante de planck

27.  La energía de la radiación es emitida o absorbida porLa energía de la radiación es emitida o absorbida por
los átomos es discontinua y esta cuantizada , es decir ,los átomos es discontinua y esta cuantizada , es decir ,
sus valores están restringidos a un cierto de númerossus valores están restringidos a un cierto de números
entero denominado cuantos.entero denominado cuantos.
Albert EinsteinAlbert Einstein
Efecto fotoeléctricoEfecto fotoeléctrico
Algunos metales emiten electrones hacer irradiados por unAlgunos metales emiten electrones hacer irradiados por un
haz de luz.haz de luz.
FotónFotón
Cuando un haz de luz de una frecuencia determinadaCuando un haz de luz de una frecuencia determinada
llega a un metal esta proporciona una cantidadllega a un metal esta proporciona una cantidad
determinada de electrones los cuales se desplazan adeterminada de electrones los cuales se desplazan a
la parte positiva es decir al ánodola parte positiva es decir al ánodo

28. MODELO ATÓMICO DE BOHR
En 1913, el físico danés Niels Bohr propuso otra modificación a la
teoría de la estructura atómica basada en un curioso fenómeno
llamado la línea espectral.
Cuando se calienta la materia, ella produce luz. Por ejemplo,
encender una ampolleta produce el flujo de una corriente eléctrica a
través de un filamento de metal que calienta el filamento y produce
luz. La energía absorbida por el filamento anima los electrones del
átomo lo cual los induce a 'menearse'. Esta energía absorbida se
libera eventualmente del átomo bajo la forma de luz.
Cuando la luz blanca normal, tal como la del sol, atraviesa un prisma,
la luz se convierte en un continuo espectro de colores separados:
Espectro continuo (luz blanca)

30. Modelo de estructura atómicaModelo de estructura atómica
propuesta por Bohr :propuesta por Bohr :
Modelo de estructura atómicaModelo de estructura atómica
propuesta por Bohr :propuesta por Bohr :
1. Los electrones giran en òrbitas1. Los electrones giran en òrbitas
circulares en torno al núcleo.circulares en torno al núcleo.
2. Cuando el electrón gira en una2. Cuando el electrón gira en una
orbita determinada no emite niorbita determinada no emite ni
absorbe energía. Está en un estadoabsorbe energía. Está en un estado
estacionario.estacionario.

31. 3. Cuando el átomo absorbe3. Cuando el átomo absorbe
energía, el electrón saltaenergía, el electrón salta
hacia un nivel externo. Si elhacia un nivel externo. Si el
electrón regresa a un nivelelectrón regresa a un nivel
interno emite energía.interno emite energía.
4. En el átomo de hidrógeno4. En el átomo de hidrógeno
sólo están permitidas òrbitassólo están permitidas òrbitas
de radio rde radio rnn = n= n22
aa 00

32. +
n=1
n=2
n=3
Emisiòn
Absorciòn

33. Cada órbita tiene una
determinada cantidad de
energía.
Las órbitas internas
son de menor energía.
Los electrones sólo
pueden estar en las
òrbitas y no entre ellas.
núcleo
Orbitas
Para que los electrones
pasen a otra órbita deben
absorber o emitir energía,
igual a la diferencia de
energía que hay entre
dichas òrbitas.

34. núcleo
Orbitas
Diferencias de
Energía entre las
orbitas atòmicas
Diferencias de
Energía entre las
orbitas atòmicas

35. Cada elemento tiene su propia línea espectral.
Por ejemplo:
Línea espectral del Helio
Línea espectral del Neón

39.  El modelo de Bohr explicabaEl modelo de Bohr explicaba
satisfactoriamente el átomo de hidrógeno ysatisfactoriamente el átomo de hidrógeno y
otras especies que poseen sólo 1 electrón,otras especies que poseen sólo 1 electrón,
pero fracasó en átomos multielectrónicos. Lospero fracasó en átomos multielectrónicos. Los
espectros de estos átomos resultaron ser másespectros de estos átomos resultaron ser más
complejos que el del hidrógeno, puesto quecomplejos que el del hidrógeno, puesto que
incluyen multiplicidad de líneas, que el modeloincluyen multiplicidad de líneas, que el modelo
de Bohr no pudo explicar.de Bohr no pudo explicar.
 La complejidad de los espectros hizo pensarLa complejidad de los espectros hizo pensar
que en los átomos existirían, además de losque en los átomos existirían, además de los
niveles energéticos propuestos por Bohr,niveles energéticos propuestos por Bohr,
subniveles de energía.subniveles de energía.