El documento describe la evolución de los modelos atómicos a lo largo de la historia, desde las primeras ideas de los filósofos griegos sobre la constitución de la materia hasta los modelos atómicos modernos. Explica que el modelo atómico de Dalton propuso que la materia estaba compuesta por átomos indivisibles, mientras que los descubrimientos posteriores llevaron al modelo de Thomson con un núcleo positivo y electrones. El modelo de Rutherford introdujo el concepto del núcleo atómico concentrado en el centro

1. LA ESTRUCTURA
ATÓMICA

2. De acuerdo a una teoría, la palabra khemeia se deriva del nombre de los
egipcios para su propia tierra, Keme. Khemeia por lo tanto podría ser “el
arte egipcio”.
Una segunda teoría, con más credibilidad, sostiene que khemeia proviene
del griego khumos, "el jugo de una planta", de modo que khemeia se
considera, en este caso, como "el arte de extraer los jugos". O el jugo
referido a la posibilidad de obtener metal fundido, de modo que la
palabra en ese caso puede significar "el arte de la metalurgia". Más allá
del origen del término khemeia, es el antepasado indudable de nuestra
palabra "química".
Esta expresión dio lugar a la palabra árabe alquimia y a la española
QUÍMICA.

3. ¿Qué estudia la Química?
Es la ciencia que estudia la constitución, propiedades y
transformaciones que sufre la materia.

4. LA MATERIA
SUSTANCIAS PURAS MEZCLAS
SUSTANCIAS PURAS
SIMPLES
SUSTANCIAS PURAS
COMPUESTOS
HOMOGÉNEAS HETEROGÉNEAS

5. 5
•Las SUSTANCIAS PURAS están formadas por un solo
componente.
Pueden ser :
• Sustancias puras simples o elementos químicos : están
formadas por un solo tipo de partículas. Ej : carbono,
oxígeno, hidrógeno, nitrógeno, oro, …
• Sustancias puras compuestas o compuestos químicos : se
constituyen por la unión de dos o más elementos químicos
diferentes. Ej : agua ( H 2 O ) , dióxido de carbono ( C O2 ) .

6. 6
Las MEZCLAS se forman por la unión de dos o
más componentes y se pueden clasificar en :
* Homogéneas : no se distinguen los
componentes que forman parte de la mezcla.
Ej : el vino.
* Heterogéneas : se distinguen
perfectamente sus componentes.
Ej : potaje de verduras.

7. 7
Sustancias puras simples
El hierro
Oxígeno
El cobre Nitrógeno

8. 8
Sustancias puras compuestas
Agua ( H2 O )
Dióxido de carbono
Butano ( C4H10 )

9. ¿Cuáles fueron las primeras ideas sobre
la constitución de la materia?
Si observamos fotos de nuestro planeta , la Tierra, desde un satélite
artificial, parece que los continentes son compactos y que todo es tierra.
Si vamos ampliando sucesivamente la foto acaban apareciendo
montañas, ríos, lagos, etc., es decir que la Tierra no es continua más
que en la observación a una gran escala.

10. De igual manera, al mirar a nuestro alrededor podemos preguntarnos
si todo lo observado es distinto o si hay algo común. Saber cómo está
formado el mundo que nos rodea , desde lo infinitamente pequeño a lo
infinitamente grande, ha sido desde siempre una de las curiosidades más
constantes de la humanidad. ¿Cómo está formado el Universo?. ¿Y las cosas
que vemos?. Estas pregunta se las plantearon hace aproximadamente 2500
años los filósofos griegos.
• Demócrito ( 460-370 a.C. ) y Leucipo ( 450 a. C. - 370 a. C.). :
la materia está formada por partículas indivisibles y muy
pequeñas llamadas átomos ( al dividir sucesivamente cualquier
trozo de un sistema material, se llega a un límite, a partir del
cual no se puede seguir aplicando más divisiones, y a la
partícula material indivisible se le llama átomo ).

11. Aristóteles ( 384 a. C.-322 a. C.) : defendió que la materia era
continua.
Platón ( 428 a. C. – 347 a. C ) : aunque proponía la existencia de
formas elementales , no creía que éstas fueran indivisibles en otras
más pequeñas, no creía que éstas fueran indivisibles en otras más
pequeñas del mismo tipo.
Aristóteles Platón

12. LOS MODELOS ATÓMICOS
¿Cómo son los átomos por dentro?
Ante la imposibilidad de poder examinar su
interior, se hizo necesario crear los modelos
atómicos para imaginarnos su constitución. Un
modelo atómico es una reproducción ideal del
átomo.

13. Tipos de modelos
atómicos
Modelo atómico de
Dalton
Modelo atómico de
Thomson
Modelo atómico
de Bohr
Modelo atómico de
Rutherford
Modelo atómico
actual

14. Modelo atómico de Dalton
John Dalton en 1808, en su libro Nuevo sistema de filosofía química, sentó las
bases de la Teoría atómica al postula que la materia estaba compuesta por
unidades esenciales llamadas átomos. Su hipótesis se basó en los siguientes
postulados :
John Dalton
(1766-1844)

15. 1º Los elementos están formados por átomos, que son
partículas materiales independientes, inalterables e
indivisibles.
2º Los átomos de un mismo elemento son iguales en masa y en
el resto de propiedades.
3º Los compuestos se forman por la unión de los átomos de los
correspondientes elementos en base a una relación de
números enteros sencilla .
4º En las reacciones químicas, los átomos ni se crean ni se
destruyen, solamente se redistribuyen para formar nuevos
compuestos.
Las ideas de Dalton suponen el primer modelo teórico para explicar la
Química moderna , permitiendo interpretar de manera lógica las leyes
ponderales.

16. ¿Por qué el modelo atómico de DALTON quedó incompleto?
Porque en la primera mitad del siglo XIX se produjeron una serie de
descubrimientos que demostraron la existencia de partículas dentro del átomo.

17. W. Crookes ( 1885 ) diseñó un tubo de vidrio en el que consiguió un
vacío casi perfecto. Colocó en su interior dos placas metálicas y las
conectó a una diferencia de potencial elevada; en el interior del
tubo apareció un haz luminoso lo que se interpretó como que la
corriente eléctrica viajaba en el vacío. La placa metálica conectada
al polo negativo del generador eléctrico se llamó cátodo, y la
conectada al polo positivo, ánodo.
En la pared opuesta aparecía una tenue coloración verdosa
provocada por el choque contra el vidrio de una radiación emitida
por el cátodo, al que se le llamó rayos catódicos.

18. En 1897 el físico británico Joseph John Thomson ( 1856 –
1940 ) estudió con detalle lo que sucedía en los tubos de
rayos catódicos.

19. Al analizar las partículas que formaban el rayo, se observó que eran las
mismas, cualquiera que fuese el gas que hubiese en el interior del tubo.
De ahí se dedujo que :
En el interior de todos los átomos hay una o más partículas
cargadgativamente, a las que se llamó ELECTRONES
Si los átomos tienen partículas con carga negativa, también deben
poseer partículas con carga positiva, de tal manera que cada átomo
tenga tantas partículas positivas como negativas. Como la materia solo
muestra sus propiedades eléctricas en determinadas condiciones ( por
ejemplo, después de ser frotada ), debemos pensar que es neutra.

20. THOMSON supuso que el átomo era como una gran masa de carga
positiva, y entre esta carga debían estar los electrones.
MODELO ATÓMICO DE THOMSON
Supone la existencia de una esfera de electricidad
positiva, que incluye encajados tantos electrones como
sean necesarios para neutralizarla.

21. Una vez descubierto el electrón , los científicos trataron de localizar
en el átomo una partícula similar, pero con carga positiva, ya que la
materia era neutra.
E. Goldstein ( 1886 ) utilizó un tubo de descarga similar al de
Crookes, pero en el que había perforado el cátodo, realizando
agujeros en él. Observó que al mismo tiempo que se producían los
rayos catódicos existían otros que atravesaban los orificios del
cátodo, produciendo la característica luminiscencia al chocar contra
las paredes el tubo. Los llamó rayos canales

22. ¿Qué conclusiones se pudieron obtener?
Los rayos canales estaban también formados por partículas, pero en este caso
tenían que ser positivas ( eran atraídos por el cátodo ). Se encontró que la
partícula que formaba los rayos canales era distinta según el gas que hubiese en
el interior del tubo. La partícula más pequeña se detectó cuando el gas era
hidrógeno : resultó ser una partícula de carga igual a la del electrón, pero de
carga positiva, y con una masa unas dos mil veces mayor.
Rutherford a estas partículas las llamó protones.
Ernest Rutherford
(1871-1937 )

23. Modelo atómico de Rutherford
Ernest Rutherford y colaboradores realizaron en 1911 la siguiente experiencia :
En el interior de un bloque de plomo se hizo una cavidad con una salida al
exterior en la que se colocó el material radiactivo que producía los rayos alfa (
por ejemplo, mineral de uranio ). Todos los rayos que no tuviesen la dirección del
orificio de salida serían absorbidos por el plomo. Se lograba así que a la lámina
de oro llegasen unos rayos procedentes directamente del material radiactivo.

24. Realizada la experiencia, se obtuvieron los siguientes resultados :
•La mayoría de las partículas alfa ( carga positiva ) atravesaban la lámina de
oro.
• Una pequeña proporción de partículas atravesaba la lámina, pero sufrían
una leve desviación.
•Una de cada 10 000 partículas alfa rebotaba al llegar a la lámina y volvía
hacía atrás.

25. ¿Qué conclusiones extrajo Rutherford?
El átomo está formado por un núcleo muy pequeño y una corteza. En el
núcleo está concentrada toda su carga positiva y casi toda su masa; en
la corteza están los electrones girando alrededor del núcleo.
( MODELO PLANETARIO ).

26. Si el átomo fuese del tamaño de un campo de fútbol, el
núcleo sería como una canica colocada en su centro, y los
electrones, como cabezas de alfiler que giran alrededor del
campo.

27. ¿Qué inconvenientes presentaba el modelo de Rutherford ?
Si los átomos estuviesen formados solo por protones y electrones, su
masa debería coincidir con la masa de los protones, ya que los
electrones tienen una masa despreciable. NO OCURRÍA.
La masa de dichos núcleos no se correspondía con la carga existente en
ellos. Ej : el He tenía una masa equivalente a la de cuatro protones, pero
su carga sólo era la de dos de ellos. Era necesario que existiese otro
tipo de partícula de masa similar a la del protón, pero sin carga.
Además, debemos suponer que existe algún tipo de partícula que no
sólo se interponga entre ellos apantallando las fuerzas repulsivas
sino que además estabilice el sistema nuclear simultáneamente.
Tampoco era capaz de explicar las bandas discontinuas de absorción o
emisión de los espectros atómicos.

28. James Chadwick
( 1891- 1974 )
4Be9+2He4--->6C12+0n1
J. Chadwick ( 1891 – 1974 ) en 1932 probó a bombardear átomos de berilio
con partículas α y obsevó que se desprendía cierta radiación. Al estudiarla,
comprobó que estaba formada por partículas neutras de masa ligeramente
superior a la del protón. Había descubierto los neutrones.

29. ¿Cómo identificamos a los átomos?.
• El número atómico ( Z ) = indica el número de protones que hay en el
núcleo de un átomos. Es igual al número de electrones si el átomo es
neutro.
• El número másico ( A ) = indica el número de protones y neutrones que
tiene el núcleo de un átomo.

30. Características de las partículas elementales

31. ISÓTOPOS
Son átomos del mismo elemento químico que difieren en su masa, es decir,
tienen el mismo número de protones, pero se diferencian en el número de
neutrones.
La masa atómica de un elemento químico se calcula como la media ponderada de
la masa de los isótopos que lo forman. Se mide en u ( unidad de masa atómica ).
1 u = 1,661 10-27 kg
A1, A2 , A3,… son las masas de los correspondientes
isótopos de esos elementos.
( %)1, ( % )2, ( % )3, … son las abundancias isotópicas de cada uno de los
isótopos del elemento.

32. IONES
Cuando los átomos pierden su neutralidad eléctrica se convierten en
iones. La carga del ion coincide con el número de electrones que el
átomo gana o pierde. Cuando un átomo :
• Gana electrones se convierte en un ion negativo o anión.
Ej : S2-
• Pierde electrones se convierte en un ion positivo o catión.
Ej : Na+

33. Tras el descubrimiento de los espectros atómicos de absorción y
emisión, se demostró que los átomos no emiten ni absorben
energía de forma continua. Por ello, era necesario un nuevo
modelo atómico.

34. El modelo atómico de Bohr
Niels Bohr ( (1885-1962)
¿Qué modelo alternativo se propuso?

35. Modelo atómico de Bohr
El físico danés N. Bohr mejoró el modelo de Rutherford proponiendo
un modelo compuesto por núcleo y corteza. Al igual que en el modelo
de Rutherford, el átomo también tenía un núcleo positivo y los
electrones giraban en torno a él, pero lo hacían en unas órbitas
circulares, donde no emiten ni absorben energía. A estas <<órbitas
permitidas>> se les llamó niveles de energía.
Más tarde, Arnold Sommerfeld ( 1868-1951 ), en una ampliación del
modelo atómico de Bohr, supuso que las órbitas también podían ser
elípticas, introduciendo las órbitas élípticas.

37. El modelo de Bohr explicaba el espectro del átomo de hidrógeno y la cuantización
de la energía. Sin embargo, se hizo necesario buscar un modelo teórico que
explicase todos los niveles de energía que los espectroscopistas encontraron en los
átomos polielectrónicos. El científico austriaco Erwin Schrödinger ( 1887-1961 )
estableció un nuevo modelo atómico basándose en dos principios de la mecánica
cuántica que se habían establecido recientemente ( Principio de dualidad onda-
corpúsculo y Principio de incertidumbre ) . Se eliminaba el concepto de ÓRBITA y
se sustituye por el de ORBITAL.

38. El modelo atómico actual
Se le llama modelo mecánico- cuántico del átomo, y fue establecido por
Erwin Schrödinger ( 1887-1961 ). Sustituye la idea de que el electrón se
sitúa en determinadas capas o niveles de energía por la probabilidad de
encontrar al electrón en una cierta región del espacio : el ORBITAL.
¿Qué es el orbital?

39. Órbita : es la trayectoria que describe el electrón en su giro alrededor del
núcleo.
Órbital : Es la región del espacio donde existe la máxima probabilidad (
superior al 90 % ) de encontrar al electrón.

40. Un orbital queda determinado por un conjunto de números cuánticos ( 3 ).
( n, l, m ).
Un electrón queda descrito por cuatro números cuánticos ( n, l, m, s )

41. Forma de los orbitales s, p y d

42. Teniendo en cuenta que en cada orbital caben como máximo 2
electrones :

43. Para saber el orden de llenado de los niveles energéticos de un átomo
recurrimos a el Diagrama de Möeller. Se puede deducir que el número máximo
de electrones en cada nivel energético es de 2n², siendo n el número cuántico
del nivel.

44. Configuraciones electrónicas de un átomo en estado fundamental,
excitado y prohibida.
•Cuando un átomo tiene todos sus electrones en el orbital de menor
energía posible, se dice que se encuentra en ESTADO FUNDAMENTAL.
Ej : 1s² 2s² 2p³
•Cuando se comunica energía a un átomo, alguno de sus electrones
puede pasar a un nivel de energía superior ; se dice que el átomo se
encuentra en ESTADO EXCITADO.
Ej : 1s² 2s² 2p² 3s¹
•Tanto si el átomo está en estado fundamental como si se encuentra en
estado excitado se debe cumplir el Principio de exclusión de Pauli ( en
un orbital solo puede haber como máximo dos electrones ). Si no se
cumple, el átomo está en un ESTADO PROHIBIDO.
Ej : 1s² 2s³ 2p²
Ej : 1s³ 2s² 3s²

45. ¿Qué relación existe entre la ordenación periódica de los elementos
químicos con su configuración electrónica de valencia?
Los electrones de valencia son los responsables del comportamiento químico
de los átomos. Se encuentran en el último nivel.

48. PROPIEDADES PERIÓDICAS DE LOS ELEMENTOS QUÍMICOS
Son las propiedades que podemos estudiar en relación con el lugar que
ocupan en el sistema periódico.
1) Radio atómico.
2) Electronegatividad.
3) Carácter metálico.

49. 1) Radio atómico
Actualmente se mide el radio de los átomos como la mitad de la distancia que
separa dos átomos del mismo elemento unidos mediante un enlace sencillo.
En los grupos aumenta al aumentar el número atómico ( a medida que
aumenta el número atómico, aumenta el número del nivel de valencia, por lo que
los electrones de valencia están cada vez más alejados del núcleo y el tamaño
del átomo es cada vez mayor ).
En los periodos disminuye al aumentar el número atómico ( los electrones de
valencia se sitúan en orbitales del mismo nivel. Pero a medida que aumenta el
número atómico aumenta el número de protones del núcleo, y con ello la
atracción que ese núcleo ejerce sobre los electrones del nivel de valencia, lo que
hace que se aproximen y disminuya el tamaño de los átomos.

52. 2) Electronegatividad
La electronegatividad de un elemento químico es la capacidad de éste para
atraer electrones de una molécula de la que forma parte.
Dentro de un grupo, los átomos más electronegativos son los de
menor número atómico, es decir los de menor tamaño.
Dentro de un periodo, los átomos más electronegativos son los
de mayor número atómico, es decir, los de menor tamaño.

54. 3) Carácter metálico
Los metales son elementos que tienen una electronegatividad baja. En
consecuencia, tienen tendencia a ceder electrones y a formar iones
positivos ( cationes ) . Ej : Na+
, Fe2+, Al3+.
Los no metales son elementos que tienen una electronegatividad alta. En
consecuencia, tienen tendencia a aceptar electrones y a formar iones
negativos. Ej : F-, S2- .