El documento describe la evolución de los modelos atómicos desde Demócrito en el siglo IV a.C. hasta el modelo cuántico de Schrödinger en 1924. El modelo de Rutherford en 1911 propuso que los átomos consisten principalmente en un núcleo central con carga positiva rodeado por electrones. El experimento de Rutherford en 1911 utilizó partículas alfa y confirmó la existencia de un núcleo atómico denso.

1. ¿De que están
hechas las
cosas?

2. Demócrito (Siglo IV a/C)

3. • El universo constituido por innumerables corpúsculos o
átomos sustancialmente idénticos, indivisibles
(«átomo» significa, en griego, inseparable), eternos e
indestructibles.
• Todo cuanto hay en la naturaleza es combinación de
átomos y vacío.
Teoría Atomista

4. Aristóteles (Siglo III a/C)

5. Teoría continuista
• Los átomos no
existen ya que no
pueden verse.
• No hay limite para
dividir la materia.
• Todas las sustancias
están formadas por
las combinaciones
de los 4 elementos

7. Modelos atómicos

8. Modelo de Dalton
(1803)
-La materia esta formada
por pequeñas
partículas, indivisibles
e indestructibles,
llamadas átomos
-Los átomos son esferas
rígidas.
-Todos los átomos de un
mismo elemento son
iguales entre si.

10. Modelo de Thompson (1897)
-El átomo es una esfera
solida cargada
positivamente.
-Distribuidos sobre la
esfera hay partículas de
carga negativa
denominadas electrones.
-El átomo es divisible.

12. Modelo de Rutherford (1911)
-Los átomos están formados
por un núcleo central
pequeño, con carga
eléctrica positiva, que
contiene casi toda la
masa del átomo.
-Los electrones giran
alrededor del núcleo en
órbitas circulares.
-La mayor parte del átomo
esta vacía (no tiene
materia)

13. Experimento de rutherford

14. -
El experimento de Rutherford consistía en
bombardear una fina lámina de oro con
partículas alfa (núcleos de helio).
El haz de partículas debería atravesar la
lámina sin sufrir desviaciones significativas a
su trayectoria.
Rutherford observó que un alto porcentaje de
partículas atravesaban la lámina sin sufrir una
desviación apreciable, pero un cierto número
de ellas era desviado significativamente.

15. ¿Que son las partículas
alfa?

16. Rebotaba 1 partícula alfa
entre 20.000 que
atravesaban la lamina.

19. -Generalmente se le acredita
a Ernest Rutherford el
descubrimiento del
protón. Fue en el año
1918.
-En cada átomo la cantidad
de protones y electrones
es la misma, por lo que el
átomo es eléctricamente
neutro.

21. -Los electrones giran alrededor del
núcleo en órbitas (niveles de energía)
sin emitir energía.
-Pero cuando un electrón pasa de una
órbita externa a una interna, la
diferencia de energía entre ambas
órbitas se emite en forma de Luz.
-Cuando el electrón pasa de una órbita
externa (de mayor energía) a otra más
interna (de menor energía) emite
energía, y la absorbe cuando pasa de
una órbita interna a otra más externa.
Modelo de Bohr (1913)

22. La energía que se
emite o se absorbe lo
hace en la forma de
un Fotón (pequeño
paquete de energía)

24. Modelo de Schodinger
(1924)
• Dentro de un nivel de energía hay
subniveles de energía.
• Dentro de un subnivel puede haber
una o mas zonas en donde es
probable que se encuentren los
electrones. A estas zonas se las
llama orbitales.
• La forma y el tamaño de cada
orbital depende del nivel y
subnivel al que pertenece.

25. Louis De Broglie
• El electrón puede comportarse
simultáneamente como una onda y
como una partícula.
Werner Heinsenberg
• No se puede conocer con precisión
absoluta la posición y la velocidad
de un electrón en un momento
dado ya que posee propiedades
ondulatorias.

26. Orbitales S
(de forma esférica)

27. Átomo de Hidrogeno

28. Orbitales P
(forma de mancuerna)

29. Orbitales D
(cuatro de ellos tienen la forma de un trébol de 4 hojas, y el
restante tiene 2 lóbulos y una dona en el centro)

30. Orbitales F

32. Configuración electrónica
• Nos da una idea acerca del número de
electrones que posee un átomo, como se
distribuyen estos alrededor del núcleo y las
energías que posee cada electrón.
• Implica una serie de reglas que permiten
conocer como se distribuyen los electrones en
los diferentes niveles, subniveles y orbitales.

33. Principio de Aufbau
• Primero debe llenarse el orbital 1s (hasta un
máximo de dos electrones).
•
Seguido se llena el orbital 2s (también con dos
electrones como máximo).
•
La subcapa 2p tiene tres orbitales, según su
posición tridimensional, 2px, 2py, 2pz. Así, los tres
orbitales 2p puede llenarse hasta con seis
electrones, dos en cada uno.

34. Principio de exclusión de Pauli
• En cada orbital solo
caben dos
electrones, que
deben tener espines
opuestos.
Espines: se representan con
flechas verticales, corresponden a
las direcciones opuestas en la que
van dos electrones en el mismo
orbital.

35. Regla de Hund
• Cuando varios electrones
ocupan el mismo orbital, la
distribución mas estable de
electrones es aquella que
tenga mayor numero de
espines paralelos.
• Los electrones se ubican de
uno en uno con el mismo
espín en cada orbital y
luego se completan con el
segundo electrón (de espín
opuesto).
Distribución de
electrones de un
átomo de siete
electrones en cada
uno de los
orbitales.