El documento describe la historia del modelo atómico, comenzando con las ideas de Leucipo y Demócrito sobre átomos indivisibles. Luego describe los modelos atómicos de Dalton, Thomson, Rutherford y Bohr, los cuales surgieron con bases científicas y ayudaron a explicar propiedades atómicas. El modelo de Bohr propuso que los electrones solo pueden existir en órbitas discretas alrededor del núcleo con energías cuantizadas.

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4. Historia Del Átomo
Átomo (del latín atomus, y éste del griego άτομος, indivisible)
LEUCIPO:
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.
ÁTOMO
DEMÓCRITO:
Discípulo de Leucipo, decía que la materia estaba formada por
átomos, y decía que la materia estaba formada por la mezcla
de los átomos de el agua, fuego, aire y tierra. Teoría rechazada
por Aristóteles.

5. Surgen modelos atómico
con bases científicas.
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6. Modelo Atómico de Dalton
Primer modelo atómico con bases científicas, Postulado en
el año 1803 por el Ingles J. Dalton
Sus postulados son:
La materia está formada por partículas muy pequeñas
llamadas átomos, los cuales son indivisibles y no se
pueden destruir.
Los átomos de elementos iguales tienen características
iguales, mientras los átomos de compuestos diferentes
tienen características diferentes.
El átomo nunca se divide, aun cuando se combine en
una reacción química.

7. Modelo Atómico de Dalton
Los átomos al combinarse para formar compuestos,
mantienen relaciones simples.
Los átomos de diferentes compuestos se combinan
en proporciones y forman más de un compuesto.
Los compuestos químicos se forman al combinarse
átomos de dos o más compuestos.
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.

8. Modelo Atómico de Thomson
Después del descubrimiento del electrón, en el año 1897 por J.J.
Thomson, se determinó que la materia estaba compuesta por dos partes,
una negativa y una positiva. La parte negativa (electrones) se
encontraban suspendidos en una masa positiva. De allí este modelo es
conocido como el “pudín de pasas”.

9. Descubrimiento del electrón.
Tubo de (+) Electrodos
rayos Donde se originan Cátodo.
los rayos catódicos.
catódicos
Ánodo.
Gases de (-)
(He) o (H)
Imán con Imán con
polo norte. polo sur.
Rayos catódicos desviados 9

10. Thomson define así su modelo de átomo :
Considera el átomo como una gran esfera con
carga eléctrica positiva, en la cual se distribuyen
los electrones como pequeños granitos
(conocido este modelo como el “budín de pasas”)
Modelo atómico de Thomson
Concebía el átomo como una esfera de carga positiva uniforme en la cual están
incrustados los electrones.
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11. Modelo Atómico de Thomson
Gracias a este modelo se puede explicar:
La existencia de los espectros atómicos.
Algunos fenómenos como la conductividad y
la polarización eléctrica.
Las reacciones químicas bajo el supuesto de
intercambio de electrones.
La periodicidad observada en las propiedades
químicas de los compuestos.
La existencia de iones.

12. Experimento de Rutherford
Este experimento fue realizado en
el año 1909, en los laboratorios de la
Universidad de Manchester, la
experiencia consistía en
“bombardear” una lámina de oro
con un haz de partículas alfa, las
cuales se obtenían de la
desintegración del Polonio.
Según el modelo atómico de
Thomson se esperaba que las
partículas alfa pasaran la delgada
placa de oro sin desviarse mucho de
su trayectoria, pero se observo que un
porcentaje de partículas se
devolvieron a la fuente de polonio.

13. Experimento de Rutherford

14. Modelo Atómico de Rutherford
Según los inesperados resultados del experimento
de Rutherford, Rutherford concluyó que el átomo
esta formado por un núcleo que era positivo y
contenía el peso del átomo, y una corteza que son
los electrones girando alrededor de este núcleo.
Pero en 1911 Rutherford pública su modelo
atómico, diciendo que el átomo contiene una
parte positiva, una negativa y una neutra. Y
contiene un núcleo y una corteza.
Rutherford dice que en el núcleo se encuentra el
las partes positivas y neutras, y son las que
contienen el peso del átomo, y la corteza son los
electrones que giran alrededor de este núcleo en
orbitas circulares y elípticas.

15. Modelo Atómico de Rutherford
De este modelo atómico se puedo concluir que:
Todos los núcleos de los átomos de un
elemento dado tienen la misma carga eléctrica.
La carga nuclear es un múltiplo entero de valor
de la carga del electrón.
La carga nuclear de un átomo es igual al
número atómico químico, el cual determina su
posición en la tabla periódica.
Pero también presentaba varios problemas:
Contradecía las leyes de Maxwell.
No explicaba los espectros atómicos.

16. Modelo Atómico de Bohr
En 1913 el físico inglés N. Bohr encontró una
explicación razonable para la cual el modelo
atómico de Rutherford presentaba algunos
errores, al leer el segundo postulado de Planck
para la radiación de un cuerpo negro el cual
enuncia “un oscilador solo emite energía cuando
pasa de un estado de mayor energía a otro de
menor energía” y creyó que la frecuencia del
movimiento circular del electrón alrededor del
núcleo era análoga a la frecuencia del oscilador
de Planck.
Concluyo que “El átomo sólo emite radiación
electromagnética cuando uno de sus electrones
pasa de un estado de mayor energía a uno de
menor energía”

17. Modelo Atómico de Bohr
Los postulados de Bohr son:
El átomo de hidrógeno está constituido por
un núcleo con carga +, y un electrón ligado a
él mediante fuerzas electrostáticas.
Existe, para el átomo, un conjunto discreto
de estados energéticos en los cuales el
electrón puede moverse sin emitir la radiación
electromagnética. Estos estados se
denominan estados estacionarios y en ellos la
energía es constante.

18. Si el electrón se
mantiene en un
nivel su energía es
constante, pero si
salta a un nivel
superior absorbe
energía y si salta a
uno inferior libera
energía
La energía
liberada al caer el
electrón desde
una órbita a otra
de menor energía
se emite en forma
de cuanto.

19. Modelo Atómico de Bohr
En los estados estacionarios el momento angular del
electrón (L) es igual a un múltiplo entero n de la constante
de Planck h dividida por 2π:
Donde n= 1, 2, 3… es el número cuántico principal.
Así, el electrón solamente puede ubicarse en ciertas órbitas
cuyos radios están determinados por la condición anterior.
Cuando un electrón realiza una transición de un estado
estacionario de energía E1 a otro de energía E2 emite (o
absorbe) radiación electromagnética de frecuencia v dada por
la relación: