Modelo atómicos

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EL ÁTOMO
Modelos atómicos

2. ¿Qué es el átomo?
1
Partícula más pequeña
invisible e indivisible.

3. ¿Qué es un modelo atómico?
Eslarepresentacióngráfica
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mássencillo

4. Evolución de los modelos atómicos
Leucipo y Demócrito
(450 a.c)
John Dalton
(1808)
Joseph Thomson
(1904)
Ernest Rutherford
(1910)
Niels Bohr
(1913)

5. Antecedentes
Leucipo año 450 a.c.
“La materia puede ser divida en partículas cada
vez más pequeñas, hasta llegar a un límite"
Demócrito discípulo de Leucipo
“La materia está formada por partículas
indivisibles y variables a las cuales llamo
átomos".

6. Modelo de John Dalton
La materia está formada por átomos:
pequeños, indivisibles e indestructibles
como bolitas de acero.

7. Los átomos se representan como
símbolos circulares, pero diferentes
en cada elemento.
Modelo de John Dalton

8. Aportes de John Dalton
Explica algunas leyes de combinación química, como son:
* Los átomos se combinan en una razón de números enteros.
* Los átomos de un mismo elemento son idénticos.
* En una reacción no existe pérdida de masa.
* Un compuesto debe tener una composición constante en masa.

9. Problemas de la teoría de Dalton
* Propone que el átomo es indivisible, propuesta que se rechaza en
años posteriores gracias al descubrimiento del p+, e- y nº.
* Presento inconvenientes para representar las sustancias gaseosas
diatómicas, es decir con dos átomos , como el H2.
* Postula que los átomos de un mismo elemento son iguales. Sin
embargo, el descubrimiento de los isótopos provoca el rechazo a
este postulado.

10. Modelo de Joseph Thomson
Trataba de comprobar si existía
carga eléctrica dentro del átomo.
Experimento de William Crookes en el
que incluyó un campo magnético
(fuerzas de atracción y repulsión).

11. Experimento de Thomsom

12. Aportes Joseph Thomsom
Existencia partículas con carga
negativa, los electrones.
Carga negativa.
El átomo posee una zona positiva
y que era eléctricamente neutro.
Carga positiva.

13. Problemas de la teoría deThomson
* Plantea que los electrones están inmersos en una masa sólida.
* Los electrones no son estáticos.
* Existe una región con carga eléctrica positiva.

14. Modelo de Ernest Rutherford
Trataba de comprobar la validez del
modelo atómico de Thomson.
Su experimento consistía en bombardear una
lámina de oro con partículas alfa (carga +)
para observar si lo atravesarían sin desviarse o
rebotarían.

15. Modelo de Ernest Rutherford

16.  El átomo posee algún espacio vacío (debido a
que muchas traspasaban la lámina sin
desviarse).
Modelo de Ernest Rutherford
 Además explica que la repulsión de las partículas
alfa puede deberse a partículas positivas
presentes en la lámina de oro.

17. Experimento de Rutherford
Para que las partículas se desvíen, deben
encontrar en su trayectoria una zona cuya
masa sea comparable o mayor a la de las
partículas incidentes (núcleo).
Esta zona deberá tener, además,
carga positiva.

18. Aportes del modelos de Rutherford
Establece que los átomos poseen
un núcleo con carga positiva y que
a su alrededor giran los electrones
cargados negativamente,
formando una nube.

19. Problemas del modelo de Rutherford
* Este modelo considera el núcleo con carga positiva,
pero sin presencia de neutrones.
* Asume que los electrones se mueven a gran velocidad,
lo que, junto a la órbita que describen, en algún momento
los haría perder energía.

20. Descubrimiento del neutrón
Debido a que la suma de las masas del átomo
(protones y electrones) no correspondían a la masa
total del átomo. Es que James Chadwick en 1932
descubre unas partículas a las cuales nombró como
neutrones, ya que no poseían carga pero si masa. Lo
que permitió explicar la masa restante del átomo.

21. Modelo de Niels Bohr
* Los electrones giran en torno al núcleo en
orbitas circulares de energía fija, en las cuales
se mueven, y al hacerlo no emiten energía.
* Cada órbita posee una determinada cantidad
de energía (representado por la letra n).

22. Modelo de Bohr
El electrón absorbe energía al pasar de un nivel inferior a
uno superior y emite energía al saltar de un nivel superior a
otro inferior.

23. Espectro de emisión de energía de Bohr

24. Aportes Niels Bohr
 Describió el átomo de hidrógeno.
 Descubre que los espectros de emisión o absorción de energía
se produce por salto de electrones de una orbita a otra.
 Formula un modelo atómico que describe los electrones con
valores específicos de energía.
 Desarrolla niveles electrónicos y cantidad de electrones por
órbita.

25. Problemas de la teoría de Bohr
Este modelo es fundamental para
entender los saltos energéticos del
electrón.
Faltaba explicar la distribución de los
electrones en las órbitas y el porqué de
la manera especifica en que lo hacían.

26. Este modelo no fue capaz de
explicar e interpretar algunas
propiedades de los átomos, como
el origen de los espectros atómicos
o de la emisión de las partículas
gamma.
Problemas de la teoría de Bohr
Ambas propiedades se explican por el poder ondulatorio de los
electrones.