El documento describe la historia y evolución del modelo atómico. Los antiguos filósofos griegos como Demócrito propusieron que la materia estaba compuesta de átomos indivisibles. Más tarde, científicos como Dalton, Thomson, Rutherford, Bohr y otros desarrollaron modelos atómicos basados en evidencia experimental. El modelo actual describe el átomo como compuesto por un núcleo central positivo rodeado por electrones, con el núcleo conteniendo protones y neutrones.

1. EL ÁTOMO Y SU ESTRUCTURA
ATÓMICA

2. HISTORIA DEL ÁTOMO
Átomo viene del latín atomus, y éste del griego άτομος, indivisible. La idea del átomo se remonta a
épocas muy lejanas en las cuales todavía no se podía realizar ninguna prueba experimental sobre la
existencia del mismo, lo cual dejaba esta idea en algo netamente filosófico.
Los primeros en postular una idea sobre el átomo fueron los miembros de la ESCUELA ATOMISTA DE
LA ANTIGUA GRECIA, en un concepto en el cual se decía que los átomos eran un bloque básico e
indivisible que compone la materia y el universo.
LEUCIPO: vivió alrededor del año 450 a.c. y decía que la materia podía ser dividida en partículas cada
vez menores, hasta llegar a un límite.
DEMÓCRITO: discípulo de Leucipo, vivió alrededor de 470 a 380 a.c. y afirmaba que la materia era
discontinua, esto es, la materia era formada por minúsculas partículas indivisibles, las cuales
fueron denominadas "de átomo" (que en griego significa indivisible).
Demócrito postuló que todos los tipos de materia eran formados a partir de la combinación de los
átomos de 4 elementos: agua, aire, tierra y fuego. El modelo de la materia discontinua fue rechazado
por uno de los grandes filósofos de la época: Aristóteles, quien afirmaba que la materia era
continua, esto es, la materia vista como un "todo entero" (contrastando con la idea de que la
materia era constituida por minúsculas partículas indivisibles).

4. MODELO ATÓMICO DE DALTON
FUE EL PRIMER MODELO
ATÓMICO CON BASES
CIENTÍFICAS, FUE
FORMULADO EN 1808 POR
JOHN DALTON.
Publicó sus ideas sobre
el modelo atómico de la
materia las cuales han
servido de base a la
química moderna

5. POSTULADOS DE DALTON
1. La materia está formada por minúsculas partículas indivisibles llamadas átomos, los cuales
son indivisibles y no se pueden destruir.
2. Todos los átomos de un elemento poseen las mismas propiedades químicas mientras
que los átomos de elementos distintos tienen propiedades diferentes.
3. Los compuestos se forman al combinarse los átomos de dos o más elementos en
proporciones fijas y sencillas. De modo que en un compuesto los de átomos de cada
tipo están en una relación de números enteros o fracciones sencillas.
4. En las reacciones químicas, los átomos se intercambian de una a otra sustancia, pero
ningún átomo de un elemento desaparece ni se transforma en un átomo de otro elemento.

6. TEORÍA ATÓMICA DE DALTON
Esta teoría tiene dificultades para explicar algunas
propiedades del átomo como los rayos catódicos, la
electronegatividad ni la presencia de cargas, por
esta razón fue descartada y se le dio paso a una
nueva teoría.

7. DESCUBRIMIENTO DEL ELECTRON
La primera evidencia de partículas
subatómicas y por tanto no eran
indivisibles como postulaba Dalton
Se realizó estudios de la conductividad
eléctrica de gases a bajas presiones

8. DESCUBRIMIENTO DEL ELECTRON
Los gases son aislantes para
voltajes bajos sin embargo a
voltajes elevados se vuelven
conductores
Un tubo de vidrio contiene un
gas se hace parcialmente vacío
y se aplica un voltaje de varios
miles de voltios, fluye una
corriente eléctrica a través de
él.
Asociado a este flujo eléctrico
el gas encerrado en el tubo
emite unos rayos de luz de
colores denominados rayos
catódicos
Los rayos catódicos son
desviados por la acción de los
campos eléctricos y magnéticos

9. MODELO ATÓMICO DE THOMSON
• Mediante un estudio cuidadoso de esta
desviación J.J. Thomson demostró en 1897
que los rayos estaban formados por una
corriente de partículas cargadas
negativamente, que llamó ELECTRONES
• MODELO DEL BUDÍN, DONDE LOS
ELECTRONES SON COMO LAS "FRUTAS"
DENTRO DE UNA "MASA" POSITIVA, TAMBIÉN
CONOCIDO COMO EL PASTEL DE PASAS

10. MODELO ATÓMICO DE THOMSON
Propuesta en 1904. Se trata del modelo conocido informalmente como elpudín de ciruelas, según el
cual los electrones eran como 'ciruelas' negativas incrustadas en un 'pudín' de materia positiva.
EL ÁTOMO ESTÁ COMPUESTO POR ELECTRONES DE CARGA NEGATIVA EN UN ÁTOMO POSITIVO,
COMO PASAS EN UN BUDÍN. SE PENSABA QUE LOS ELECTRONES SE DISTRIBUÍAN UNIFORMEMENTE
ALREDEDOR DEL ÁTOMO.
EN 1906 THOMSON RECIBIÓ EL PREMIO NOBEL DE FÍSICA POR ESTE DESCUBRIMIENTO.

11. MODELO DEL ÁTOMO CÚBICO DE
LEWIS
MODELO DEL ÁTOMO CÚBICO DE LEWIS, DONDE LOS
ELECTRONES ESTÁN DISPUESTOS SEGÚN LOS VÉRTICES DE
UN CUBO, QUE EXPLICA LA TEORÍA DE LA VALENCIA.
LEWIS PROPUSO SU MODELO DE ÁTOMO EN 1916 Y A LA
VEZ PUDO EXPLICAR DE UNA MANERA SENCILLA EL
ENLACE QUÍMICO, COMO UN PAR DE ELECTRONES QUE
MANTIENE UNIDOS A DOS ÁTOMOS. EL FUNDAMENTO
DEL MODELO SON LOS PARES ELECTRÓNICOS; LA
ESTABILIDAD DE LOS COMPUESTOS SE EXPLICA PORQUE
COMPLETAN 8 ELECTRONES EN SU CAPA MÁS EXTERNA.

12. DESCUBRIMIENTO DEL NÚCLEO ATÓMICO
Los experimentos llevados a cabo en 1911 bajo la dirección de Ernest Rutherford modificaron las ideas
existentes sobre la naturaleza del átomo.
Rutherford y sus colaboradores bombardearon una fina lámina de oro con partículas alfa (núcleos de
helio) procedentes de un elemento radiactivo.
Observaban, mediante una pantalla fluorescente, en qué medida eran dispersadas las partículas.
La mayoría de ellas atravesaba la lámina metálica sin cambiar de dirección; sin embargo, unas pocas eran
reflejadas hacia atrás con ángulos pequeños. Éste era un resultado completamente inesperado,
incompatible con el modelo de atómo macizo existente.

13. DESCUBRIMIENTO DEL NÚCLEO ATÓMICO
• Mediante un análisis matemático de las
fuerzas involucradas, Rutherford demostró
que la dispersión era causada por un
pequeño núcleo cargado positivamente,
situado en el centro del átomo de oro.
• De esta forma dedujo que la mayor parte
del átomo es espacio vacío, lo que
explicaba por qué la mayoría de las
partículas que bombardeaban la lámina de
oro, pasaran a través de ella sin desviarse.

14. MODELO ATÓMICO DE
RUTHERFORD
• Llamado modelo atómico de Rutherford o modelo atómico
nuclear. El átomo está formado por dos partes: núcleo y corteza.
• El núcleo es la parte central, de tamaño muy pequeño, donde
se encuentra toda la carga positiva y, prácticamente, toda la
masa del átomo (responsable de la desviación de las partículas
alfa)
• La corteza es casi un espacio vacío, inmenso en relación con las
dimensiones del núcleo. Eso explica que la mayor parte de las
partículas alfa atraviesan la lámina de oro sin desviarse. Aquí se
encuentran los electrones con masa muy pequeña y carga negativa
• Como en un diminuto sistema solar, los electrones giran alrededor
del núcleo, igual que los planetas alrededor del Sol. Los electrones
están ligados al núcleo por la atracción eléctrica entre cargas de
signo contrario.

15. MODELO ATÓMICO DE BOHR
Tomando como punto de partida el modelo de Rutherford, Niels Bohr
trató de incorporar en él la teoría de “cuantos de energía” desarrollada
por Max Planck y el efecto fotoeléctrico observado por Albert Einstein.
En 1913, Bohr postuló la idea de que el átomo es un pequeño sistema solar
con un pequeño núcleo en el centro y una nube de electrones que giran
alrededor del núcleo. Hasta aquí, todo es como en el modelo Rutherford.

16. Lo original de la teoría de Bohr es que afirma:
a) Que loos electrones solamente pueden estar
en órbitas fijas muy determinadas, negando
todas las demás.
b) Que en cada una de estas órbitas, los electrones
tienen asociada una determinada energía, que es mayor
en las órbitas más externas.
c) Que los electrones no irradian energía al girar
en torno al núcleo.
d) Que el átomo emite o absorbe energía
solamente cuando un electrón salta de una
órbita a otra.
e) Que estos saltos de órbita se producen de
forma espontánea.
f) Que en el salto de una órbita a otra, el
electrón no pasa por ninguna órbita intermedia.

17. MODELO ATÓMICO DE BOHR
El modelo de
Bohr es muy
simple y
recuerda al
modelo
planetario de
Copérnico, los
planetas
describiendo
órbitas
circulares
alrededor del
Sol.
El electrón de
un átomo
describe
también órbitas
circulares, pero
los radios de
estas órbitas no
pueden tener
cualquier valor,
sino valores
fijos.
Cuando un
electrón salta
de una órbita a
otra, lo hace sin
pasar por
órbitas
intermedias.
Es pertinente
recordar lo que
dijo Einstein:
"... debemos
admirar
humildemente
la bella
armonía de la
estructura de
este mundo, en
la medida en
que podamos
comprenderlo.
Eso es todo."

18. MODELO ATÓMICO DE BOHR
• En el modelo de Bohr,
se estipula que la
energía del electrón es
mayor cuanto mayor
sea el radio r.
• Por lo cual, cuando el
electrón salta a una
órbita de menor radio,
se pierde energía. Esa
energía perdida es la

19. RESUMIENDO
• Los electrones no irradiarían energía (luz) si
permanecieran en órbitas estables.
• Pero si saltan de una órbita de menor energía
a una de mayor energía, el electrón absorbe
un cuanto de energía
• Si el electrón pasa de una órbita de mayor
energía a una de órbita más interna, pierde
energía y la energía perdida es lanzada al
exterior en forma de radiación (luz): el
electrón desprende un cuanto de energía, un
fotón.
• Niels Bohr dedujo que la frecuencia de la luz
emitida por un átomo, está relacionada con el
cambio de energía del electrón, siguiendo la
regla cuántica de Planck "cambio de
energía/frecuencia=constante de Planck".

21. EL ÁTOMO Y SU ESTRUCTURA
ATÓMICA

22. ESTRUCTURA ATÓMICA
El átomo es la unidad más pequeña posible del elemento
por ende no se puede ver a simple vista
A través de los años el átomo ha sufrido varios cambios de acuerdo a
evidencias que surgen con los años y las nuevas tecnologías
Surgen nuevos modelos atómicos : Dalton 1803, Thompson 1897,
Bohr 1913 y el modelo de la nube de electrones

23. Átomo
Envoltur
a
Nucleone
s
Núcleo
Elípticas
Estructur
a
Protones
Órbitas
Circulare
s
Electrone
s
Neutron
es
Heliones
Neutrini
os
Positron
es
Constitución del átomo

24. PARTES DEL ÁTOMO
Protón
•Es una partícula elemental que constituye parte del núcleo de cualquier átomo. El
número de protones en el núcleo atómico, denominado número atómico, es el que
determina las propiedades químicas del átomo en cuestión. Los protones poseen carga
eléctrica positiva y una masa 1.836 veces mayor de la de los electrones.
Neutrón
•Carecen de carga eléctrica, y son inestables cuando se hallan fuera del núcleo
Electrón
•Partícula elemental que constituye parte de cualquier átomo, estos giran en torno a su
núcleo, formando la denominada corteza electrónica. La masa del electrón es 1836
veces menor que la del protón y tiene carga opuesta, es decir, negativa.
•En condiciones normales un átomo tiene el mismo número de protones que electrones,
son átomos eléctricamente neutros. Si un átomo capta o pierde electrones, se convierte
en un ion

25. • Es eléctricamente neutro
• Mide 1 x 10 -8 cm
• Pesa 1 x 10 -24 g
• Poseen número atómico (Z) protones =
electrones
• Poseen masa atómica (A) protones +
neutrones
• Pertenecen a distintos periodos (mismo
número de niveles de energía)
• Pertenecen a diferentes grupos (número
de electrones del último nivel de
energía)
Características del átomo
ZXA
Elemento
químico

26. IONES
IONES a átomos o
grupos de átomos que
poseen carga eléctrica
porque han ganado o
perdido electrones.
Pueden ser:
CATIONES si
poseen carga positiva
y, por tanto, se han
perdido electrones.
ANIONES si
poseen carga negativa
y , por tanto, se han
ganado electrones.

27. ISÓTOP
OS

28. ISÓTOPOS a átomos de un mismo elemento que se diferencian en
el número de neutrones. Tienen por tanto el mismo número
atómico(Z) pero diferente número másico(A).
EA
Z
El número de protones que
existen en el núcleo, es igual al
número de electrones que lo
rodean.
Este número es un entero, que
se denomina número atómico y
se designa por la letra, "Z".
La suma del número de
protones y neutrones en el
núcleo se denomina número
másico del átomo y se designa
por la letra, "A".

29. El número de neutrones de un elemento químico se puede
calcular como A-Z, es decir, como la diferencia entre el
número másico y el número atómico. No todos los átomos
de un elemento dado tienen la misma masa.
La mayoría de los elementos tiene dos ó
más isótopos, átomos que tienen el mismo número
atómico, pero diferente número másico. Por lo tanto la
diferencia entre dos isótopos de un elemento es el número
de neutrones en el núcleo.
En un elemento natural, la abundancia relativa de sus
isótopos en la naturaleza recibe el nombre de abundancia
isotópica natural. La denominada masa atómica de un
elemento es una media de las masas de sus isotópos
naturales ponderada de acuerdo a su abundancia relativa.
ISÓTOP
OS

30. ISÓTOP
OS

31. Cabe destacar que gran parte de los elementos químicos cuentan con más de un isótopo. Apenas
veintiún elementos, como el sodio, tienen un único isótopo natural. Es posible dividir los isótopos
en isótopos estables e isótopos no estables o radiactivos.
El isótopo radiactivo cuenta con un núcleo atómico inestable ante el equilibrio existente entre los
protones y los neutrones. Esta misma característica hace que emita energía cuando muta de
forma hacia condiciones más estables. Los isótopos no estables experimentan un periodo de
desintegración donde la energía es emitida como rayos beta, alfa o gamma.
Los isótopos radiactivos artificiales son utilizados en la medicina con diversas funciones, como la
detección de bloqueos en los vasos sanguíneos. Los isótopos radiactivos naturales, por su parte,
se utilizan para establecer cronologías.
ISÓTOP
OS

32. COMPLETE LA SIGUIENTE TABLA