Este documento resume la evolución de los modelos atómicos a través de la historia, comenzando con la idea de Demócrito de que la materia está compuesta de átomos indivisibles. Explica los modelos atómicos de Dalton, Thomson, Rutherford y Bohr, y cómo cada uno contribuyó a mejorar la comprensión de la estructura atómica hasta llegar al modelo cuántico actual.

1. Química I
Bloque III Modelos atómicos y aplicaciones
Primer cuatrimestre

2. • Átomo: El átomo se considera la unidad estructural de la materia. Es
la mínima cantidad de un elemento, no se puede descomponer por
medios químicos.
• Numero atómico: : indica la cantidad de protones que existen en el
núcleo del átomo de un elemento y dado que el átomo en estado
natural es eléctricamente neutro, este número de protones es igual al
número de electrones, cada elemento tiene un número atómico
único.

3. • Numero de masa o Masa atómica: es la suma del número de
protones más el número de neutrones que hay en el núcleo de un
átomo.
• Isotopo: Se conoce como isótopo a las variedades de átomos que
tienen el mismo número atómico y que, por lo tanto, constituyen el
mismo elemento aunque tengan un diferente número de masa. Los
átomos que son isótopos entre sí tienen idéntica cantidad de
protones en el núcleo y se encuentran en el mismo lugar dentro de
la tabla periódica

5. Átomo Símbolo p+ n0 e-
Numero de
masa atómica
(A)
Numero
atómico
Neon -20 20
80 121
21
10 Ne
15 16
53 131
60
27 Co 60
Nitrogeno-15
Litio-6 6
22
10 Ne

6. • p+
Protones
• e-
Electrones
• n0
Neutrones

8. Aportaciones históricas de los modelos
atómicos.
Hace más de 2000 años el filósofo griego Demócrito, al observar la división de la
materia y pensando en que no era posible una infinita división, afirmó que al
dividir la materia tendría que llegar a una última partícula, la cual ya no se
podría dividir, a ésta le llamo átomo, palabra que significa indivisible. Los
filósofos griegos concluyeron lo siguiente:
• Los cuerpos se componen de materia y de espacios vacíos.
• La materia está formada por partículas diminutas indivisibles llamadas
átomos, las cuales son homogéneas.
• Los átomos son incorruptibles, eternos, impenetrables y existen en número
infinito

9. Teoría atómica de Dalton
Entre 1803 y1808 John Dalton retomó lo dicho por Demócrito y propuso su teoría atómica que
puede resumirse en los siguientes puntos:
• “La materia está formada de unas partículas indivisibles e inalterables, que se denominan átomos”.
(Actualmente, se sabe que los átomos sí pueden dividirse y alterarse)
• Todos los átomos de un mismo elemento son idénticos entre sí (presentan igual masa e iguales
propiedades)
• Los átomos de distintos elementos tienen distinta masa y distintas propiedades.
• Los compuestos se forman cuando los átomos se unen entre sí, en una relación constante y sencilla.
• El arreglo o acomodo de los átomos en los elementos o compuestos es definido y cuando ocurre un
cambio químico ese arreglo se hace de manera diferente
• La imagen del átomo expuesta por Dalton en su teoría atómica para explicar estas leyes es la de
minúsculas partículas esféricas, indivisibles e inmutables, iguales entre sí en cada elemento químico

10. Modelo atómico de J. J. Thomson
En 1897, el físico inglés Joseph John Thomson descubrió que los rayos
catódicos pueden ser desviados por un campo eléctrico y por campos
magnéticos, y debido a que sin importar el gas dentro del tubo ocurría
el mismo fenómeno, concluyo que toda la materia contenía estas
partículas eléctricamente negativas (estas partículas se conocen como
electrones). En 1904, propuso su modelo y este consistía de una esfera
de electricidad positiva cuyos electrones se encontraban dispersos
como pasas en un pastel. Su modelo era estático, pues suponía que los
electrones estaban en reposo dentro del átomo y que el conjunto era
eléctricamente neutro

11. El modelo de Rutherford y el núcleo atómico
En 1911 Ernest Rutherford, propuso que toda la carga positiva y la
mayor parte de la masa del átomo estaban situadas en el núcleo
atómico y los electrones atraídos por fuerzas electrostáticas girarían en
torno al núcleo describiendo órbitas circulares de un modo semejante
a un sistema planetario

12. • Fallas del modelo atómico de Rutherford
• El principal error del modelo fue su trayectoria elíptica, dado que el electrón
girando con una cierta aceleración alrededor del núcleo, con carga eléctrica
negativa, emite radiación electromagnética. Por lo que, cada vez tendría que
acercarse más al núcleo para finalmente unirse al él.

13. Los niveles de energía y el modelo atómico de
Bohr
En 1923, basándose en algunas propiedades de la luz, Niels Bohr
científico danés, propuso un nuevo modelo para el átomo. En dicho
modelo, Bohr establecía que el átomo estaba formado por un núcleo
atómico, tal y como había sido descubierto por Rutherford, pero a
diferencia de éste, los electrones se localizaban en distintos niveles de
energía concéntricos al núcleo, existiendo para cada electrón un nivel
específico de energía.
En este nivel el electrón no ganaba ni perdía energía.

14. Bohr especificaba que dentro del átomo existían siete niveles o capas
de energía donde se localizan los electrones y que la energía de cada
uno de ellos está en forma de cuantos o paquetes de energía, es decir,
“la energía de los electrones dentro del átomo está cuantificada” y que
ésta aumenta del nivel más cercano al núcleo al más alejado de él.
• Bohr designó una letra a cada nivel. Le llamó capa “K” al nivel que se
encuentra más cerca al núcleo y a los siguientes: “L, M, N, O, P, Q”. Otra
forma de nombrar estas capas es utilizando números del uno al siete.

15. Modelo atómico actual
A partir de los estudios realizados en la mecánica cuántica surge un nuevo
modelo para el átomo llamado modelo de la mecánica cuántica o modelo
mecánico cuántico.
El modelo actual del átomo fue desarrollado principalmente por Erwin
Shrödinger, Paul Dirac y Werner Heisenberg, y en él se describe el
comportamiento del electrón en función de sus características ondulatorias
La teoría moderna supone que el núcleo del átomo está rodeado por los
electrones, lo cual conserva el concepto de niveles estacionarios de energía,
pero a diferencia del modelo de Bohr, no le atribuye al electrón trayectorias
definidas (orbita), sino que describe su localización en términos de la
probabilidad de su posición (orbital).

16. Evolución de los modelos atómicos