El documento resume la evolución del modelo atómico a través de la historia. Comenzando con la idea de los átomos como bloques indivisibles de la materia propuesta por los griegos antiguos, se describe el desarrollo de modelos atómicos por parte de científicos como Dalton, Thomson, Rutherford, Bohr y Schrödinger. El modelo atómico actual se basa en la mecánica cuántica y principios como el principio de incertidumbre de Heisenberg.

1. EL ATOMO A TRAVEZ DE LA
HISTORIA
JUAN PABLO URIBE

2. LOS GRIEGOS Y EL ATOMO
• EL CONCEPTO DE ATOMO COMO BLOQUE BASICO
E INDIVISIBLE QUE COMPONE LA MATERIA DEL
UNIVERSO FUE POSTULADO POR LA ESCUELA
ATOMISTA EN LAANTIGUA GRECIA. SIN EMBARGO
, NO FUERON CONSIDERADOS SERIAMENTE POR
LOS CIENTIFICOS HASTA EL SIGLO XIX, CUANDO
FUERON INTRODUCIDOS PARA EXPLICAR LAS
LEYES QUIMICAS. CON EL DESARROLLO DE LA
FISICA NUCLEAR EN EL SIGLO XX SE COMPROBO
QUE ELATOMO SE PUEDE SUBDIVIDIR EN
PARTICULAS MAS PEQUEÑAS

4. APORTE DE LOS GRIEGOS

5. Demócrito supuso la existencia del átomo como parte indivisible de la materia, y además
sentenció que existían distintos tipos de átomos que al combinarse de formas y con
ordenaciones distintas formaban las distintas sustancias existentes.

6. John Dalton

7. Modelo atómico de John Dalton
Fue el primer modelo atómico con bases científicas, fue formulado en 1808 por John
Dalton, quien imaginaba a los átomos como diminutas esferas. Este primer modelo
atómico postulaba:
* 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.

8. Modelo atómico de John Dalton

9. Varios átomos y moléculas representados en A New System of Chemical Philosophy (1808 de
John Dalton )

10. JOSEPH TOMSOM
1856-1940

11. Modelo atómico de Thomson
• Luego del descubrimiento del electrón en 1897 por
Joseph John Thomson, se determinó que la materia se
componía de dos partes, una negativa y una positiva.
La parte negativa estaba constituida por electrones, los
cuales se encontraban según este modelo inmersos en
una masa de carga positiva a manera de pasas en un
pastel (de la analogía del inglés plum-pudding model) o
uvas en gelatina. Posteriormente Jean Perrin propuso
un modelo modificado a partir del de Thompson donde
las "pasas" (electrones) se situaban en la parte exterior
del "pastel" (la carga positiva).

12. Modelo atómico de Thomson:

13. Representación esquemática del modelo de Thomson. Esfera completa de carga positiva con
electrones incrustados

14. ERNEST RUTHERFOR
1871-1937

15. EL ATOMO DE RUTHRFOR
Este modelo fue desarrollado por el físico Ernest Rutherford a partir de
los resultados obtenidos en lo que hoy se conoce como el experimento
de Rutherford en 1911. Representa un avance sobre el modelo de
Thomson, ya que mantiene que el átomo se compone de una parte
positiva y una negativa, sin embargo, a diferencia del anterior, postula
que la parte positiva se concentra en un núcleo, el cual también
contiene virtualmente toda la masa del átomo, mientras que los
electrones se ubican en una corteza orbitando al núcleo en órbitas
circulares o elípticas con un espacio vacío entre ellos. A pesar de ser un
modelo obsoleto, es la percepción más común del átomo del público no
científico.

16. MODELO ATOMICO DE RUTHERFOR

17. Rutherford predijo la existencia del neutrón en el año 1920, por esa razón en el modelo anterior
(Thomson), no se habla de éste.
Por desgracia, el modelo atómico de Rutherford presentaba varias incongruencias:

18. MODELO ATOMICO DE RUTHERFOR
• Contradecía las leyes del electromagnetismo de
James Clerk Maxwell, las cuales estaban muy
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.

19. EUGEN GOLDSTEIN

20. DESCUBRIMIENTO DEL PROTON
• Goldstein realizo un experimento con el tubo de rayos
catódicos, donde coloco la placa del cátodo con
perforaciones y se percató de que existían electrones
desplazándose hacia el ánodo, sin embargo observo que
había partículas que salían hacia el lado contrario.

21. J.J.Thomson
DESCUBRIMIENTO DEL ELECTRON

22. En 1897 el físico británico J.J.Thomson (1856 – 1940) calculó la relación entre la carga eléctrica y la masa de un electrón
empleando un tubo de rayos catódicos Midiendo de forma cuidadosa y cuantitativa los efectos de los campos magnéticos y
eléctricos sobre el movimiento de los rayos catódicos, Thomson determinó que la relación es de 1,76·108 culombios por
gramo (el culombio, C, es la unidad SI de carga eléctrica).

23. JAMES CHADWICK

24. JAMES CHADWICK

25. EL ATOMO DE BOHR
• Bohr se basó en el átomo de hidrógeno para hacer el
modelo que lleva su nombre. Bohr intentaba realizar 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.

26. EL ATOMO DE BOHR

27. EL ATOMO DE BOHR

28. MODELO ATOMICO ACTUAL
• El modelo atómico de Schrödinger concebía
originalmente los electrones como ondas de
materia. Así la ecuación se interpretaba como la
ecuación ondulatoria que describía la evolución en
el tiempo y el espacio de dicha onda material

29. MODELO ATOMICO ACTUAL

30. MODELO ATOMICO ACTUAL
• Fué desarrollado durante la decada de 1920, sobre
todo por Schrödinger y Heisenberg.
Es un modelo de gran complejidad matemática,
tanta que usándolo sólo se puede resolver con
exactitud el átomo de hidrógeno. Para resolver
átomos distintos al de hidrógeno se recurre a
métodos aproximados.

31. MODELO ATOMICO ACTUAL

32. APORTE DE SOMMERFELD
• En 1916, Arnold Sommerfeld, con la ayuda de la teoría
de la relatividad de Albert Einstein, hizo las siguientes
modificaciones al modelo de Bohr:
• Los electrones se mueven alrededor del núcleo, en
órbitas circulares o elípticas.
• A partir del segundo nivel energético existen dos o más
subniveles en el mismo nivel.
• El electrón es una corriente eléctrica minúscula.

33. APORTE DE SOMMERFELD

34. PRINCIPIO DE INCERTIDUMBRE
DE HEISSEMBERG

35. PRINCIPIO DE INCERTIDUMBRE
DE HEISSEMBERG
• En mecánica cuántica, la relación de indeterminación de
Heisenberg o principio de incertidumbre establece la
imposibilidad de que determinados pares de magnitudes
físicas sean conocidas con precisión arbitraria.
Sucintamente, afirma que no se puede determinar, en
términos de la física cuántica, simultáneamente y con
precisión arbitraria, ciertos pares de variables físicas, como
son, la posición y el momento lineal (cantidad de movimiento)
de un objeto dado. En otras palabras, cuanta mayor certeza
se busca en determinar la posición de una partícula, menos
se conoce su cantidad de movimientos lineales y, por tanto,
su masa y velocidad.

36. PRINCIPIO DE INCERTIDUMBRE
DE HEISSEMBERG

37. PRINCIPIO DE EXCLUSION DE PAULIN
• El principio de exclusión de Pauli es un principio
cuántico enunciado por Wolfgang Ernst Pauli en
1925. Establece que no puede haber dos fermiones
con todos sus números cuánticos idénticos (esto
es, en el mismo estado cuántico de partícula
individual) en el mismo sistema cuántico ligado.

38. PRINCIPIO DE EXCLUSION DE PAULIN

39. REGLA DE HUND
• La regla de Hund es una regla empírica formulada 1 en 1927
por el físico alemán Friedrich Hund (1896 – 1997) a partir del
estudio de los espectros atómicos que enuncia lo siguiente:
• Al llenar orbitales de igual energía (los tres orbitales p, los
cinco d, o los siete f) los electrones se distribuyen, siempre
que sea posible, con sus espines paralelos, es decir, que no
se cruzan. La partícula subatómica es más estable (tiene
menos energía) cuando tiene electrones desapareados
(espines paralelos) que cuando esos electrones están
apareados (espines opuestos o antiparalelos).

40. REGLA DE HUND

41. JUAN PABLO URIBE BARRIOS
PRESENTADO A LA PROFESORA
SANDRA BASTOS