Este documento presenta información sobre los modelos atómicos a través de la historia, incluyendo los modelos de Thomson, Rutherford y Bohr. Explica que Thomson propuso que el átomo consiste en una esfera positiva con electrones incrustados, mientras que Rutherford determinó que el átomo tiene un núcleo pequeño y denso rodeado por electrones a distancia. Finalmente, Bohr sugirió que los electrones orbitan en niveles de energía fijos alrededor del núcleo.

1. MODELOS
ATÓMICOS

2. QUÍMICA – “MODELO ATÓMICO DE LA
MATERIA”
 ¿Qué es la Química?
La química es la ciencia que estudia la composición de la
materia y los cambios que en ella ocurren.
 ¿Qué es la materia?
La materia es todo aquello que tiene masa y ocupa un
lugar en el espacio

3. POSTULADOS ATÓMICOS
1. Demócrito y
Leucipo
2. Aristóteles
6. Modelo atómico
de Bohr
5. Modelo atómico
de Rutherford:
3. Teoría atómica de
Dalton
4. Modelo atómico de
Thomson:

4. 1. Demócrito y Leucipo,
 Fundan la escuela anatomista, siglo V a.C
 Plantearon que el universo y todo aquello que en
él se encuentra está formado por una partícula
común e indivisible a la que llamaron “átomo”
(del griego a=sin y tomos=división).

5. 2. Aristóteles “Teoría de los 4
elementos”
 Sostenía que la materia era
continua, y que estaba compuesta
por los cuatro elementos.

6.  Agua Aire
 Tierra
Fuego
Cuatro elementos

7. 3. Teoría atómica de Dalton
 En 1808, Dalton publicó sus ideas sobre el
modelo atómico de la materia las cuales
han servido de base a la química
moderna. Los principios fundamentales de
esta teoría son:

8.  1. Toda la materia está formada por átomos
 2. El átomo es la mínima proporción de la materia
que no puede dividirse por ningún proceso conocido
 Hay distintas clases de átomos que se distinguen
por su masa y sus propiedades. Todos los átomos
de un elemento poseen las mismas propiedades
químicas. Los átomos de elementos distintos tienen
propiedades diferentes.

9.  Los átomos se combinan entre si en relaciones enteras
sencillas para formar compuestos.
 Los compuestos se forman al combinarse los átomos
de dos o más elementos en proporciones fijas y
sencillas.
 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.

10. Para representar sus postulados, Dalton ideó
una serie de símbolos circulares, los cuales
representaban los átomos de los elementos.
Estos símbolos, al combinarse,
representaban los compuestos químicos.

11. Una aproximación
MODELO DE THOMSON
 ¿ Que igualdad hay entre un budín de
pasas y su modelo atómico?

12. Thomson , el átomo eléctrico
 “Thomson fue el primero en postular el
concepto de electrón ”
Masa
positiva
Incrustacion
es negativas

13. THOMSON Y LOS RAYOS
CATÓDICOS
 Experimento de Thomson:
El primer experimento interesante que condujo a un
modelo sobre la composición de los átomos, fue
hecho por el físico inglés J. J. Thomson, entre los
años 1898 a 1903

14. Su experimento
 El aire enrarecido sirve efectivamente para que, si
alguna partícula pequeña se desplaza y choca una
molécula de Nitrógeno u Oxígeno, se produzca una
iluminación en la dirección del flujo de partículas de
modo que pueda ser identificado.

15.  Este rayo viajaba hacia el electrodo (+) por lo
que dedujo que se trataba de un flujo de
partículas repelidas por el electrodo (-) que
necesariamente significaba que eran partículas
cargadas (-) atraídas por el electrodo (+) y que
llamó desde entonces electrones e- .

16. Otros aportes
 Uno de sus mayores logros radica en
descubrir la relación entre la masa y la
carga de 1 electrón, gracias a lo cual
Millikan años más tarde descubrió que la
carga del electrón era de -1.6 x 10 19
Coulomb, y que la masa es de 9.11 x 10-28
gramos

17. ¡Un paso mas adelante!
 MODELO ATÓMICO DE RUTHERFORD
 ¿A que se puede semejar el sistema solar al un átomo?

18. RUTHERFORD Y SU
MODELO ATÓMICO
ELECTRONES
PROTONES
¿Que diferencia hay con el de thomsom?

19. SU EXPERIMENTO
El experimento consistía en bombardear
una fina lámina de oro con partículas alfa
(núcleos de helio).

20. ¿Qué sucedió, que se pudo observar?
 1. Si el átomo se componía de un núcleo
positivo extremadamente diminuto, la
probabilidad de que el haz de partículas
(positivas) colisionara con él era baja.
 2. Si por el contrario, el átomo era una
masa homogénea compacta las
partículas colisionarían y no podrían
atravesar la lámina.
 3. Una pantalla de sulfuro de cinc fue
ubicada detrás de la lámina usada como
blanco, con el fin de comprobar si
efectivamente las partículas lograban
atravesarla.
 4. Tal cual lo creía Rutherford, sólo 1 de
cada 100.000 partículas no consiguió
atravesar la lámina. El resto
prácticamente no se desvió

21.  5. La masa del átomo se concentra en el núcleo, puesto que sólo
algunas partículas alfa son repelidas cuando chocan con algo sólido
(núcleo del átomo).
 6. El núcleo del átomo es positivo, puesto que algunas partículas alfa
experimentan desviación al pasar cerca de él, (cargas de igual signo se
repelen).
 7. La mayor parte del átomo es espacio vacío, ya que casi la totalidad
de las partículas alfa atraviesan la lámina sin experimentar desviación.
 8. El tamaño del átomo es aproximadamente 100.000 veces el tamaño
del núcleo, esta gran desproporción explica la escasa desviación que
experimentan algunas partículas alfa.
 9. Los electrones deben estar en continuo movimiento, pues no
interfieren en el paso
de las partículas alfa, tampoco son atrapados por el núcleo.
Por su semejanza con el sistema solar, el modelo fue bautizado como
“planetario”. Rutherford postuló además que el núcleo debía contener otra
partícula, además de los protones, cuya influencia nuclear sólo es en la
masa, y por lo tanto, no posee carga. En 1932 Chadwick, descubre los
NEUTRONES

22. 6. Modelo atómico de Bohr
 Tomando en cuenta estas observaciones
de Rutherford , Niels Bohr (1885-1962)
planteó un nuevo modelo atómico, el cual
indicaba lo siguiente:

23. POSTULADOS:
 Los electrones giran en órbitas fijas y definidas,
llamadas niveles de energía.
 Los electrones que se encuentran en niveles más
cercanos al núcleo poseen menos energía de los
que se encuentran lejos de él.

24.  Cuando el electrón se encuentra en una
órbita determinada no emite ni
absorbe energía.
 Si el electrón absorbe energía de una
fuente externa, puede “saltar” a un
nivel de mayor energía
 si el electrón regresa a un nivel menor,
debe emitir energía en forma de luz
(radiación electromagnética).

25. Niveles de
Energía “n”
Tienen menos
energía
Tienen
mas
energía
1
2
3 4

26. ESTADO BASAL O ESTACIONARIO

27. ESTADO EXCITADO
Absorbe
energía

28. LIBERA ENERGÍA

29.  Actividad:
Haz un esquema o un mapa
conceptual indicando en qué se
parecen y en qué se diferencian los
modelos atómicos de Thomson,
Rutherford y Bohr

30. ESTRUCTURA
ATOMICA
Docente : Arias H. Jacqueline

31. Toda la materia está
constituida por partículas
llamadas átomos, los cuales
son de tamaño infinitamente
pequeño.

32. ESTRUCTURA DEL ÁTOMO
Cada elemento
químico está
constituido por
átomos.
Cada átomo está
formado por un
núcleo central y 1
o más capas de
electrones.
Dentro del núcleo
residen partículas
subatómicas:
protones (de
carga +) y
neutrones
(partículas del
mismo peso, pero
sin carga).

33. ESTRUCTURA DEL ATOMO
NUCLEO
PROTONES
NEUTRONES
ELECTRONES

34.  Los átomos
grandes albergan a
varias órbitas o
capas de
electrones.
 el orbital más
externo se llama la
capa de valencia,
porque determina
cuantos enlaces
puede formar un
átomo.
 Los electrones giran
alrededor del núcleo en
regiones del espacio
denominadas órbitas.

35. En el átomo distinguimos dos partes:
el núcleo y la corteza
 El núcleo es la parte
central del átomo y
contiene partículas con
carga positiva, los
protones, y partículas
que no poseen carga
eléctrica, es decir son
neutras, los neutrones.
 La masa de un protón
es aproximadamente
igual a la de un neutrón.
 La corteza es la parte
exterior del átomo. En
ella se encuentran los
electrones, con carga
negativa. Éstos,
ordenados en distintos
niveles, giran alrededor
del núcleo.
 La masa de un electrón
es unas 2000 veces
menor que la de un
protón.

36.  Todos los átomos de un
elemento químico tienen
en el núcleo el mismo
número de protones. Este
número, que caracteriza a
cada elemento y lo
distingue de los demás, es
el número atómico y se
representa con la letra Z.
SÍMBOLO DEL
ELEMENTO
NÚMERO
ATOMICO
NÚMERO
MASICO
E
A
Z

37. NUMERO
ATOMICO
NUMERO
MASICO
La suma del número de
protones + neutrones
Número que es
igual al número total de
protones en el
núcleo del átomo.
Es característico de cada
elemento químico y
representa una
propiedad fundamental
del átomo:
su carga nuclear.
E
A
Z

38. PARA EL ELEMENTO QUE
CONTIENE
 Numero
atómico = Cantidad de
protones en el núcleo =
79
 Numero de
masa = Suma Protones +
Neutrones= 197
 Neutrones
=Numero de masa – Protones
= 197-79=118
 Cantidad de
electrones= Cantidad
de protones= 79
 Por eso este átomo es
eléctricamente neutro
79 p
118n
Encuentre

39. DE ACUERDO A LA INFORMACION ANTERIOR DIGA
DE QUE ELEMENTO SE TRATA
 En la tabla periódica
encontramos esta
información para cada
elemento.
 79 p
 118n
Los elementos se ubican en orden
creciente de su numero atómico en la
tabla periódica

41.  El elemento
de número
atómico = 79
es
 ¿En que grupo
está el
elemento?
Au = oro
Está en el grupo IB por
tanto es un metal de
transición
 ¿En que
periodo está el
elemento?
1
2
3
4
5
6
7
Está en el periodo 6 ,
por tanto tiene 6
electrones en su
ultima capa

42. DESARROLLE EL SIGUIENTE EJERCICIO
Si
28
14 Numero atómico
 Numero de masa
 Cantidad de electrones
 Neutrones
 En que grupo y periódo
esta el elemento
Encuentre

43. ¡Gracias!