historia de los modelos atómicos

1. ¿Como
esta
formada
la
materia?

2. Demócrito, filósofo griego
que vivió en el siglo IV a. C.
propuso que, si se dividía la
materia en trozos cada vez más
pequeños, debería llegarse a
una porción que ya no podría
dividirse más.
Por ello, llamó a estas partículasPor ello, llamó a estas partículas
átomos, que en griego quiereátomos, que en griego quiere
decir "indivisible".decir "indivisible".
Demócrito atribuyó a los átomos lasDemócrito atribuyó a los átomos las
cualidades de ser eternos, inmutables ecualidades de ser eternos, inmutables e
indivisibles.indivisibles.

3. Las ideas de Demócrito no fueron
admitidas; la influencia de
Aristóteles, otro gran pensador
griego, hizo que se impusiese la
teoría de los cuatro elementos.
Para Aristóteles, la
materia era de
naturaleza continua y
estaba formada por
diferentes
combinaciones de
 Tierra
 Agua
 Aire
 Fuego

4. Puede decirse que la química nace como ciencia aPuede decirse que la química nace como ciencia a
finales del siglo XVIII y principios del XIX, con lafinales del siglo XVIII y principios del XIX, con la
experimentación cuantitativa de numerosos procesosexperimentación cuantitativa de numerosos procesos
químicos por Lavoisier, Proust y Dalton,químicos por Lavoisier, Proust y Dalton,
Tuvieron que pasar veinte
siglos para que un químico
inglés llamado John Dalton
retomara las ideas de
Demócrito y publicase, en
1808, su famosa teoría
atómica.
“La materia no es continua, sino que está
formada por partículas indivisibles, llamadas
átomos, entre las cuales no hay nada (está el
vacío).”

5. La imagen del átomoLa imagen del átomo
expuesta por Dalton en suexpuesta por Dalton en su
teoría atómicateoría atómica, para, para
explicar las leyes de laexplicar las leyes de la
Quimica, es la deQuimica, es la de
minúsculas partículasminúsculas partículas
esféricas, indivisibles eesféricas, indivisibles e
inmutables.inmutables.
18081808
JohnJohn
DaltonDalton
HayHay distintas clases dedistintas clases de
átomosátomos que se distinguen porque se distinguen por
su masa y sus propiedades.su masa y sus propiedades.
Todos los átomos de unTodos los átomos de un
elemento poseen las mismaselemento poseen las mismas
propiedades químicas.propiedades químicas.

6.  Las ideas de Dalton
fueron perfeccionadas
por otros científicos.
 En 1897, el británico
Joseph John Thomson
descubrió unas
partículas con
propiedades
sorprendentes:
prácticamente no
tenían masa y tenían
carga eléctrica
negativa.
 Las llamó electrones.
Joseph John Thomson
(1856 – 1940)

7. 18971897
J.J. ThomsonJ.J. Thomson  Demostró que dentro deDemostró que dentro de
los átomos hay unaslos átomos hay unas
partículas diminutas, conpartículas diminutas, con
carga eléctrica negativa,carga eléctrica negativa,
a las que se llamóa las que se llamó
electroneselectrones..
De este descubrimientoDe este descubrimiento
dedujo que el átomo debíadedujo que el átomo debía
de ser una esfera dede ser una esfera de
materia cargadamateria cargada
positivamente, en cuyopositivamente, en cuyo
interior estabaninterior estaban
incrustados los electrones.incrustados los electrones.

8. Rutherford y sus colaboradores
bombardearon una fina lámina
de oro con partículas alfa
(núcleos de helio). 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.
El experimento de Rutherford

9.  Éste era un resultado completamente inesperado,Éste era un resultado completamente inesperado,
incompatible con elincompatible con el modelo de átomomodelo de átomo macizomacizo
existente.existente.
Rutherford demostró que la dispersión era causadaRutherford demostró que la dispersión era causada
por un pequeñopor un pequeño núcleo cargado positivamentenúcleo cargado positivamente,,
situado en el centro del átomo de oro. De esta formasituado en el centro del átomo de oro. De esta forma
dedujo que la mayor parte del átomo es espacio vacíodedujo que la mayor parte del átomo es espacio vacío
Observe que
las partículas
que chocan
contra el núcleo
del átomo son
las que se
desvían.

10. 19111911
E. RutherfordE. Rutherford
 Demostró que losDemostró que los
átomos no eranátomos no eran
macizos, como semacizos, como se
creía, sino que estáncreía, sino que están
vacíos en su mayorvacíos en su mayor
parte y en su centroparte y en su centro
hay un diminutohay un diminuto
núcleonúcleo..
 Dedujo que el átomoDedujo que el átomo
debía estar formadodebía estar formado
por unapor una cortezacorteza concon
los electrones girandolos electrones girando
alrededor de unalrededor de un
núcleo central cargadonúcleo central cargado
positivamente.positivamente.

11.  En el siglo XVII, Isaac Newton demostróEn el siglo XVII, Isaac Newton demostró
que la luz blanca visible procedente delque la luz blanca visible procedente del
sol puede descomponerse en sussol puede descomponerse en sus
diferentes colores mediante un prisma.diferentes colores mediante un prisma.
El espectro que se obtiene es continuo
contiene todas las longitudes de onda
desde el rojo al violeta.
Algunos hechos que el modelo de Rutherford no explicaba

12.  En cambio la luz emitida por un gas incandescenteEn cambio la luz emitida por un gas incandescente
no es blanca sino coloreada y el espectro que seno es blanca sino coloreada y el espectro que se
obtiene al hacerla pasar a través de un prisma esobtiene al hacerla pasar a través de un prisma es
bastante diferente.bastante diferente.
Es un espectro discontinuo que consta de líneas o rayasEs un espectro discontinuo que consta de líneas o rayas
emitidas a longitudes de onda específicas. Cada elementoemitidas a longitudes de onda específicas. Cada elemento
(es decir cada tipo de átomos) posee un espectro(es decir cada tipo de átomos) posee un espectro
característico que puede utilizarse para identificarlo. Porcaracterístico que puede utilizarse para identificarlo. Por
ejemplo, en el del sodio, hay dos líneas intensas en laejemplo, en el del sodio, hay dos líneas intensas en la
región amarilla a 589 nm y 589,6 nm.región amarilla a 589 nm y 589,6 nm.
El modelo atómico de Rutherford no podía explicar estasEl modelo atómico de Rutherford no podía explicar estas
emisiones discretas de radiación por los átomos.emisiones discretas de radiación por los átomos.

13.  19131913
Niels BohrNiels Bohr
 Explica losExplica los
espectrosespectros
discontinuosdiscontinuos
originados por laoriginados por la
radiación emitida porradiación emitida por
los átomos excitadoslos átomos excitados
de los elementos ende los elementos en
estado gaseoso.estado gaseoso.
 Propuso un nuevoPropuso un nuevo
modelo atómico,modelo atómico,
según el cual lossegún el cual los
electrones giranelectrones giran
alrededor del núcleoalrededor del núcleo
en unos niveles bienen unos niveles bien
definidos.definidos.

14. Modelo atómico de Bohr
NUCLEO
PROTONES
NEUTRONES
ELECTRONES

15.  Los átomos deLos átomos de
elementos máselementos más
pesados albergan apesados albergan a
varias capas devarias capas de
electrones.electrones.
 El orbital másEl orbital más
externo determinaexterno determina
cuantos enlacescuantos enlaces
puede formar unpuede formar un
átomo al unirse aátomo al unirse a
otros átomosotros átomos
 Los electrones giranLos electrones giran
alrededor del núcleo enalrededor del núcleo en
regiones del espacioregiones del espacio
denominados orbitales.denominados orbitales.

16. RESUMIENDO:
PARTÍCULA
LOCALIZACIÓ
N
MASA CARGA
Protón
Neutrón
Electrón
u.m.a. = unidad de masa atómica (masa de un átomo de
hidrógeno)
Núcleo
Núcleo
Corteza
1 u.m.a.
1 u.m.a.
1/1840
u.m.a.
Positiva
No tiene
Negativa

17.  Todos los átomos deTodos los átomos de
un elemento químicoun elemento químico
tienen en el núcleo eltienen en el núcleo el
mismo número demismo número de
protones. Esteprotones. Este
número, quenúmero, que
caracteriza a cadacaracteriza a cada
elemento y loelemento y lo
distingue de losdistingue de los
demás, es eldemás, es el númeronúmero
atómicoatómico y sey se
representa con larepresenta con la
letraletra ZZ..
SIMBOLO DEL
ELEMENTO
NUMERO
ATOMICO
NUMERO
MASICO
E
A
Z
A
es la suma del número de
protones + neutrones

18. PARA EL ELEMENTO QUEPARA EL ELEMENTO QUE
CONTIENECONTIENE
 NumeroNumero
atómicoatómico =Cantidad=Cantidad
de protones en elde protones en el
núcleo = 79núcleo = 79
 Numero deNumero de
masamasa = Suma= Suma
Protones +Protones +
Neutrones= 197Neutrones= 197
 NeutronesNeutrones
=Numero de masa – Protones=Numero de masa – Protones
= 197-79=118= 197-79=118
 Cantidad deCantidad de
electroneselectrones= Cantidad= Cantidad
de protones= 79de protones= 79
Recordemos que elRecordemos que el
átomo esátomo es
eléctricamente neutroeléctricamente neutro
79 p
118n

19. ISOTOPOSISOTOPOS
Aunque todos los átomos de un mismo elemento seAunque todos los átomos de un mismo elemento se
caracterizan por tener elcaracterizan por tener el mismomismo número atómiconúmero atómico,,
pueden tenerpueden tener distinto número de neutronesdistinto número de neutrones..
LlamamosLlamamos isótoposisótopos a las formas atómicas de una las formas atómicas de un
mismo elemento que se diferencian en su númeromismo elemento que se diferencian en su número
de masa.de masa.
ISOTOPOS DELISOTOPOS DEL
HIDROGENO:HIDROGENO:
Protio,Protio,
DeuterioDeuterio
y Tritioy Tritio

20.  EjemploEjemplo
Todos los átomos de Carbono tienen 6Todos los átomos de Carbono tienen 6
protones en el núcleo (Z=6), pero solo:protones en el núcleo (Z=6), pero solo:
El 98.89% de carbono natural tiene 6El 98.89% de carbono natural tiene 6
neutrones en el núcleo A=12neutrones en el núcleo A=12
Un 1.11% tiene 7 neutrones en el núcleoUn 1.11% tiene 7 neutrones en el núcleo
A= 13.A= 13.
Una cantidad aun menor 0.01% tiene 8Una cantidad aun menor 0.01% tiene 8
Neutrones A= 14Neutrones A= 14
Todos los átomos de un mismo elemento sonTodos los átomos de un mismo elemento son
idénticos en número atómico pero no en suidénticos en número atómico pero no en su
masa atómicamasa atómica
La masa
atómica es el
promedio de
las masa de
los isótopos
que presenta
un elemento
de acuerdo
con su
abundancia
en la
Naturaleza
Los isótopos de un elemento son átomos que tienenLos isótopos de un elemento son átomos que tienen
diferente número de neutrones y por tanto unadiferente número de neutrones y por tanto una
masa atómica diferente.masa atómica diferente.

21. Para el ejemplo anteriorPara el ejemplo anterior
¿DE QUE ELEMENTO SE TRATA?¿DE QUE ELEMENTO SE TRATA?
 En la tabla periódicaEn la tabla periódica
encontramos estaencontramos esta
información para cadainformación para cada
elementoelemento
 7979
pp
 118118
nn
Los elementos se ubican en
orden creciente de su numero
atómico en la tabla periódica
Los elementos se ubican en
orden creciente de su numero
atómico en la tabla periódica

22.  El elementoEl elemento
de númerode número
atómico =atómico =
79 es79 es
 ¿En que¿En que
grupo está elgrupo está el
elemento?elemento?
Au = oroAu = oro
Está en el grupo IB
por tanto es un metal
de transición
Está en el grupo IB
por tanto es un metal
de transición
 ¿En que¿En que
periodo estáperiodo está
el elemento?el elemento?
11
22
33
44
55
66
77
Está en el periodo
6 , por tanto tiene
sus electrones
distribuidos en 6
niveles
Está en el periodo
6 , por tanto tiene
sus electrones
distribuidos en 6
niveles

23.  El elementoEl elemento
de númerode número
atómico =atómico =
11 es11 es
 ¿En que¿En que
grupo está elgrupo está el
elemento?elemento?
Na = sodioNa = sodio
Está en el grupo IA por
tanto sus átomos tienen
1 electrón en el último
nivel
Está en el grupo IA por
tanto sus átomos tienen
1 electrón en el último
nivel
 ¿En que¿En que
periodo estáperiodo está
el elemento?el elemento?
11
22
33
44
55
66
77
Está en el periodo
3, por tanto tiene
sus electrones
distribuidos en 3
niveles
Está en el periodo
3, por tanto tiene
sus electrones
distribuidos en 3
niveles

24. EJERCICIOEJERCICIO
Si
28
14
 Numero atómicoNumero atómico
 Numero de masaNumero de masa
 Cantidad de electronesCantidad de electrones
y protonesy protones
 Número de NeutronesNúmero de Neutrones
 Grupo y periodo delGrupo y periodo del
elemento en la Tablaelemento en la Tabla
 ¿Cómo se distribuyen¿Cómo se distribuyen
sus electrones?sus electrones?
Encuentre

25. Los distintos elementos químicos se unen, combinan, entre si y
forman las distintas sustancias que conocemos.
Las diferentes estructuras que conforman cuando se unen entre si,
determinan las distintas propiedades o características que posee la
materia, es decir, que propiedades tendrá una sustancia en la
naturaleza.
Enlace iónico
TIPOS DE ENLACES
Enlace metálico
Enlace covalente

26. Moléculas de oxígeno formada por dos
átomos de dicho elemento.
Molécula de ozono en la cual
se unen 3 átomos de oxígeno.
Las sustanciasLas sustancias
compuestascompuestas sese
forman alforman al
combinarse loscombinarse los
átomos de dos oátomos de dos o
más elementos enmás elementos en
proporciones fijas yproporciones fijas y
sencillas.sencillas.
Las sustanciasLas sustancias
simplessimples se formanse forman
al unirse dos o másal unirse dos o más
átomos de unátomos de un
mismo elemento.mismo elemento.

27. SustanciasSustancias
simplessimples
SustanciasSustancias
CompuestasCompuestas
Formadas porátomos
pertenecientes al
mismo elemento
Formadas porla
unión de átomos de
diferentes
elementos

28. Sustancias simplesSustancias simples
Diamante: átomos deC
Oro: átomos Au
Bromo: moléculas diatómicas Br2
Cloro: moléculas diatómicas Cl2
Mercurio: átomos Hg
Están formadas por átomos de igual Z
átomos

29. Sustancias CompuestasSustancias Compuestas
Agua
Moléculas H2O
Amoníaco
Moléculas NH3
Clorurodehidrógeno
Moléculas HCl
Salcomún: clorurodesodioNaCl
Redcristalinadeiones Cl-
yNa+
Cuarzo SiO2
Redcristalinadeátomos deSiyO
Están formados por la unión de átomos de diferente Z

30. En los compuestos iónicos no existen
moléculas aisladas, sino redes
cristalinas. En este ejemplo, cada
catión Na+
está rodeado por 6 aniones
Cl-
y viceversa. Se forma así una red
cristalina cúbica.
Lewis propuso representar las uniones
mediante un diagrama punteado, similar
al que acá se presenta:
El cristal de cloruro de sodio (sal) está
formado por una red cúbica de iones
sodio y cloruro.
ión de cloro Cl -
ión de sodio Na+
Micrografía electrónica
de cristales de cloruro
de sodio (sal)
Sustancias iónicas
Una de las sustancias
mas abundantes en
nuestro planeta: la sal
común. Su nombre
químico es cloruro de
sodio.

31. Sustancias covalentes
Otra de las sustancias
mas abundantes en
nuestro planeta es el
agua. Su molécula está
formada por 1 átomos de
oxígeno y 2 de hidrógeno
que comparten pares de
electrones.
Estructura de
Lewis: dos
pares de
electrones
compartidos
Fórmula
molecular: los
pares de
electrones se
reemplazan por
guiones
Otro ejemplo: molécula de
Flúor (F2). Un par de
electrones compartidos.

32. Sustancias metálicas
Sus propiedades
características
pueden explicarse si
se tiene en cuenta
su estructura:
Iones positivos
Electrones
móviles

33.  Fórmula QuímicaFórmula Química
Indica el numero relativo de átomos de cadaIndica el numero relativo de átomos de cada
Elemento en una sustanciaElemento en una sustancia
Na2SO4 (s)
No. de átomos
Tipos de átomos
Estado
En este caso
vemos que
existen en el
compuesto 3
tipos diferentes
de elementos:
Sodio (Na)
Azufre (S)
Oxígeno (O)

34. Na2SO4 (s)
No. de átomos
Pasos para encontrar el
peso fórmula
1. Determinar cuantos
átomos de cada elemento
hay en la formula
 En este compuesto existen:En este compuesto existen:
 2 átomos de Sodio (Na)2 átomos de Sodio (Na)
 1 átomo de Azufre (S)1 átomo de Azufre (S)
 4 átomos de Oxígeno (O)4 átomos de Oxígeno (O)
2. Multiplicamos el
número de átomos con su
respectivo peso atómico
(el peso atómico aparece
en la tabla periódica)

35.  En este compuesto existen:En este compuesto existen:
 2 átomos de Sodio (Na) y el peso atómico del sodio es de 22.99 g2 átomos de Sodio (Na) y el peso atómico del sodio es de 22.99 g
 1 átomo de Azufre (S) y el peso atómico del Azufre es de 32.07 g1 átomo de Azufre (S) y el peso atómico del Azufre es de 32.07 g
 4 átomos de Oxígeno (O) y el peso atómico del Oxigeno es de 16 g4 átomos de Oxígeno (O) y el peso atómico del Oxigeno es de 16 g
 CalculamosCalculamos
 2 átomos2 átomos Sodio (Na) * 22.99 g = 45.98 gSodio (Na) * 22.99 g = 45.98 g
 1 átomo de Azufre (S) *1 átomo de Azufre (S) * 32.07 g = 32.07 g
 4 átomos de Oxígeno (O) * 16 g = 64 g4 átomos de Oxígeno (O) * 16 g = 64 g
Sumando los resultados anterioresSumando los resultados anteriores
45.98 g45.98 g
32.07 g
64 g64 g
142.05 g142.05 g es el peso formula o peso molecular.es el peso formula o peso molecular.
Na2SO4