El documento describe la evolución del concepto de átomo desde la antigua Grecia hasta los modelos atómicos modernos. Explica que Demócrito propuso la idea de que la materia estaba compuesta de átomos indivisibles. Más tarde, experimentos como los de Rutherford mostraron que los átomos no son indivisibles y tienen estructura interna. Esto llevó al desarrollo de modelos atómicos como el de Thomson, Bohr y el mecano-cuántico que describen la distribución de electrones y partículas dentro

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Seminario Nº 2 – Estructura Atómica
La Aparición del Concepto de Átomo
Ya desde la época griega se reflexionaba sobre la materia, y hasta qué punto era
ésta divisible. Con la idea de que la esencia de la materia debía permanecer
siempre constante, aunque se pudiera observar un cambio constante en ella,
Demócrito llegó a la conclusión de que las partículas que forman la materia no
se podían dividir. Y las llamo átomos, que en griego significa indivisibles. Pero
esta teoría no estaba basada en ningún hecho científico, así que no trascendió.
Teoría Sobre La Estructura Atómica
Las teorías son explicaciones que interpretan y relacionan hechos por medio de
amplias relaciones lógicas y sirven para predecir nuevos descubrimientos. Las
teorías derivan de las hipótesis propuestas como explicaciones provisionales de
una serie limitada de fenómenos.
El carácter provisional de las teorías nunca es totalmente eliminado, ya que
deben ser verificadas por los hechos, y al aumentar el caudal de los mismos, las
teorías son modificadas para que correspondan a los hechos.
El Modelo De Thomson
Cuando Thomson propuso su modelo atómico se sabía que los átomos eran
neutros. Ciertos experimentos lograron determinar que los átomos estaban
formados por partículas positivas y partículas negativas.
Thomson sugirió un modelo atómico que tomaba en cuenta la existencia del
electrón, descubierto por él en 1897, y puede describirse diciendo que:
"El átomo se encuentra formado por una esfera de
carga positiva en la cual se encuentran incrustadas
las cargas negativas (electrones) de forma similar a
como se encuentran las pasas de uva en un pastel.
Además, como el átomo es neutro la cantidad de
cargas positivas es igual a la cantidad de cargas
negativas".

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Su modelo era estático, pues suponía que los electrones estaban en reposo dentro
del átomo y que el conjunto era eléctricamente neutro. Con este modelo se podían
explicar una gran cantidad de fenómenos atómicos conocidos hasta esa fecha.
Posteriormente, el descubrimiento de nuevas partículas y los experimentos
llevados a cabo por Rutherford demostraron la inexactitud de tales ideas.
Experimento de Rutherford
Para analizar cuál era la estructura del átomo, Rutherford diseñó un
experimento:
Esquema del
experimento de
Rutherford
Estudiando los impactos sobre la pantalla fluorescente observó que:
 La mayoría de los rayos alfa atravesaba la lámina sin desviarse, porque
igual que si tratamos de tirar pequeños bollitos de papel a través de una
reja, la mayor parte del espacio de un átomo es espacio vacío.
 Algunos rayos se desviaban, porque pasan muy cerca de centros con carga
eléctrica del mismo tipo que los rayos alfa (que poseen carga positiva).
 Muy pocos rebotan, porque chocan frontalmente contra esos centros de
carga positiva.
El experimento consistía en bombardear una fina lámina de oro con
rayos alfa. Para observar el resultado de dicho bombardeo,
alrededor de la lámina de oro colocó una pantalla fluorescente.

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El Modelo Atómico de Bohr
El físico danés Niels Bohr (Premio Nobel de Física 1922), postuló que los
electrones giran a grandes velocidades alrededor del núcleo atómico. En ese caso,
los electrones se disponen en diversas órbitas circulares, las cuales determinan
diferentes niveles de energía.
Para realizar su modelo atómico utilizó el átomo de
hidrógeno. Describió el átomo de hidrógeno con un protón
en el núcleo, y girando a su alrededor un electrón. En éste
modelo los electrones giran en órbitas circulares alrededor
del núcleo; ocupando la órbita de menor energía posible, o
sea la órbita más cercana posible al núcleo.
Cada órbita se corresponde con un nivel energético que recibe el nombre de
número cuántico principal, se representa con la letra "n" y toma valores desde 1
hasta 7.
De acuerdo al número cuántico principal calculó las distancias a las cuales se
hallaba cada una de las órbitas permitidas en el átomo de hidrógeno, respecto
del núcleo.
n distancia
1 0.53 Å
2 2.12 Å
3 4.76 Å
4 8.46 Å
5 13.22 Å
6 19.05 Å
7 25.93 Å
Nota: Con Å se designa la unidad de longitud Angstrom (en el sistema SI) y
equivale a 1.0 x 10-10 metros.
El electrón puede acceder a un nivel de energía superior pero para ello necesita
"absorber" energía. Cuando vuelve a su nivel de energía original, el electrón
necesita emitir la energía absorbida (por ejemplo en forma de radiación).

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Antecedentes del Modelo Mecano-Cuántico
El modelo de Bohr funcionaba muy bien para el átomo de hidrógeno. En los
espectros realizados para otros átomos se observaba que electrones de un mismo
nivel energético tenían distinta energía. Algo andaba mal. La conclusión fue que
dentro de un mismo nivel energético existían subniveles.
En 1916, Arnold Sommerfeld modifica el modelo
atómico de Bohr, en el cual los electrones sólo
giraban en órbitas circulares, al decir que
también podían girar en órbitas elípticas.
Todavía Chadwick no había descubierto los
neutrones, por eso en el núcleo sólo se
representan, en rojo, los protones.
Este conocimiento dio lugar a un nuevo número cuántico: "el número cuántico
azimutal", que determina la forma de los orbitales, se lo representa con la letra
" l " y toma valores que van desde 0 hasta n-1.
Valor Subnivel “l” Nombre
0 s sharp
1 p principal
2 d diffuse
3 f fundamental
Este modelo, si bien se ha perfeccionado con el tiempo, ha
servido de base a la moderna física nuclear.

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Partículas Subatómicas
A principios del siglo XX, se realizó el descubrimiento de unas partículas
subatómicas.
Electrón: Se encuentra en la corteza; su masa aproximadamente es de 9.1 x 10-
31 Kg., casi nula. Tienen carga negativa.
Protón: Tiene carga positiva igual en magnitud a la carga negativa del electrón.
Se encuentran en el núcleo y su masa es de 1.6 x 10-27 Kg., aproximadamente
1836 veces la del electrón. El número atómico de un elemento indica el número
de protones que tiene en el núcleo. Por ejemplo el núcleo del átomo de hidrógeno
contiene un único protón.
Neutrón: Su masa es igual que la del protón, y a los dos se les puede denominar
nucleones. No poseen carga. Y se encuentran en el núcleo.
Estas experiencias hicieron que uno de los postulados de la teoría de Dalton se
modificara.
El átomo, aunque muy estable, dejaba de ser indivisible y homogéneo
Partículas Subatómicas
Electrón: En 1897, Thomson estudiaba la conducta de la electricidad en un tubo
de descarga de gases, cuando observó que del cátodo (electrodo) negativo se
emitían una serie de partículas, llamadas rayos catódicos.
Protón: En 1886, Goldstein observa que en los tubos de rayos catódicos, junto
al electrón aparecen unas nuevas partículas que proceden del seno del gas.
Neutrón: El neutrón fue identificado por primera vez, en 1932 por Chadwick
estudiando los resultados de los experimentos realizados por los esposos Joliot-
Curie, que habían producido un tipo de radiación, al producirse la interacción de
partículas alfa con núcleos de berilio.
Todos los datos obtenidos al realizar las distintas experiencias en tubos de
descarga de gases, se pueden reunir formando una teoría general sobre el átomo.

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Definiciones
1. Número atómico es igual que el número de protones. El número de
protones es el mismo que el número de electrones. El número atómico se
representa con la letra Z.
Ejemplo: 8O quiere decir que el átomo de Oxigeno contiene 8 protones y 8
electrones.
2. Número másico es el número de protones más el número de neutrones.
Para saber el número de neutrones en un átomo restaremos el número
másico menos el número atómico. El número másico se representa con la
letra A.
Ejemplo: 6C12 se le restara 12-6 (número másico menos número atómico)
y resulta el número de neutrones de carbono que en este caso es 6.
Teoría De Dalton
En 1808, John Dalton retoma las antiguas ideas de Leucipo y de Demócrito y
publica su teoría atómica; en dicha teoría sugiere:
Postulados:
1. Los elementos están formados por partículas discretas, diminutas, e
indivisibles llamadas átomos, que permanecen inalterables en cualquier
proceso químico.
2. Los átomos de un mismo elemento son todos iguales entre sí en masa,
tamaño y en cualquier otra propiedad física o química.
3. En las reacciones químicas, los átomos ni se crean ni se destruyen, solo
cambian su distribución.

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4. Los compuestos químicos están formados por "átomos de compuesto"
(moléculas), todos iguales entre sí; es decir, cuando dos o más átomos de
diferentes elementos se combinan para formar un mismo compuesto lo
hacen siempre en proporciones de masa definidas y constantes.
De la teoría atómica de Dalton destacamos las siguientes definiciones:
– Un Átomo es la partícula más pequeña de un elemento que conserva sus
propiedades.
– Un Elemento es una sustancia que está formada por átomos iguales.
– Un Compuesto es una sustancia fija que está formada por átomos distintos
combinados en proporciones fijas.