Este documento describe la evolución del modelo atómico desde la teoría de Demócrito y Leucipo hasta el modelo actual. Explica los modelos de Dalton, Thomson, Rutherford, Bohr, Schrödinger y otros, incluyendo sus contribuciones al entendimiento de la estructura atómica como el núcleo, electrones, números cuánticos y órbitas. También cubre las partículas subatómicas y conceptos como la configuración electrónica y el diagrama de Lewis.

1. EL MODELO ATÓMICO ACTUAL Y
SUS APLICACIONES
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2. COMPETENCIAS
• VALORARÁS LAS APORTACIONES HISTÓRICAS DE
DIVERSOS MODELOS ATÓMICOS AL DESCUBRIR LA
ESTRUCTURA DEL ÁTOMO. ASÍ MISMO,
RECONOCERÁS SUS PROPIEDADES NUCLEARES Y
ELECTRÓNICAS, ASÍ COMO LAS APLICACIONES DE
ELEMENTOS REDIACTIVOS EN TU VIDA PERSONAL.Y
SOCIAL.

4. EVOLUCIÓN DEL ÁTOMO

5. ESTRUCTURA ATÒMICA
• EN LOS AÑOS 400 A. DE C. LEUCIPO Y DEMÒCRITO SUPUCIERON QUE
LA MATERIA NO ES CONTINUA, SINO QUE SE PODÌA DIVIDIR EN
PARTÌCULAS CADA VEZ MAS PEQUEÑAS HASTA OBTENER UNAS
DIMINUTAS E INDIVISIBLES LLAMADAS
• ÀTOMOSQUE EN GRIEGO SIGNIFICA SIN DIVISIÒN
• Todas las cosas están compuestas de átomos sólidos
• Espacio vacío entre los átomos
• Los átomos son eternos
• No son visibles, son indivisibles, homogéneos é
incompresibles
• Las propiedades de la materia varían según el
agrupamiento de átomos.

6. Teoría de Dalton
A principios de siglo XIX, 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.
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 distribuición.
4. -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.
5. También los elementos se pueden unir en diferentes proporciones y formar mas
de un compuesto , tal es el caso del H y O para formar H2O y H2O2

7. MODELO DE DALTON
• DALTON CONSIDERABA
AL ÀTOMO COMO UNA
ESFERA SÒLIDA,
PEQUEÑA, COMPACTA,
INDIVISIBLE Y DE PESO
FIJO.

8. En 1875 El físico Inglés William
Crookes
• Ideo un tubo con vacío
perfecto que permitía
estudiar con mayor
facilidad el paso de la
corriente eléctrica a
través del vacío. A partir
de éste queda claro que
la corriente eléctrica se
origina en el cátodo y
viajaba hasta ánodo.
Dejando una estela de
luz luminiscente.

9. En 1876, el físico alemán Eugen
Goldstein descubre los protones
• En aquella época nadie
sabía lo que era la
corriente eléctrica,
Goldstein llama a ese flujo
rayos catódicos
• Y en 1886 descubre detrás
del tubo de rayos
catódicos una
luminosidad. La cual asocio
con cargas positivas, a las
que llamó protones
debido a que la carga del
cátodo es negativa.

10. TEORÌA DE THOMSON
• EN 1898.THOMSON DESCUBRE
LOS ELECTRONES EN EL ÀTOMO
ATRAVES DE LOS RAYOS
CATÒDICOS.
• DEMOSTRÒ QUE LOS RAYOS
CATODICOS ERAN PARTÌCULAS
NEGATIVAS.
• FUE STONEY QUIEN LE DA EL
NOMBRE DE ELECTRONES A
ÈSTAS CARGAS NEGATIVAS

11. MODELO DE THOMSON
• THOMSON SUPONE QUE EL
ÀTOMO ESTA CONSTITUIDO POR
ELECTRONES QUE SE MUEVEN EN
UNA ESFERA CON CARGA
POSITIVA.
• ADEMAS SU MODELO LO ASOCIA
CON EL BUDIN DE PASAS.

12. En 1896 H. Bequerel
• PARTÍCULAS α SON
NÚCLEOS DE HELIO ( +)
• PARTÍCULAS β TIENEN
CARGA (- )
• RAYOS γ SIN CARGA
CON SUS EXPERIMENTO CON PECHBLENDA
DESCUBRE LA RADIACTIVIDAD
PROPIEDAD QUE TIENEN CIERTAS
PARTÍCULAS COMO:

13. TEORÌA DE RUTHERFORD
• EN 1911,DESCUBRE EL
NÙCLEO EN EL ÀTOMO
ATRAVES DE SU
EXPERIMENTO DE LAS
LAMINILLAS DE ORO

14. MODELO DE RUTHERFORD
• LA MASA DEL ÀTOMO ESTA CONCENTRADA EN
EL NÙCLEO
• EL DIÀMETRO DEL NÙCLEO ES 10-4
VECES EL DEL
ÀTOMO.
• LOS ÀTOMOS SON EN SU MAYOR PARTE ESPACIO
VACIO
• LA CARGA POSITIVA DE LOS PROTONES DEL
NÙCLEO SE ENCUENTRA COMPENSADA POR LA
CARGA NEGATIVA DE LOS ELECTRONES, QUE
ÈSTAN FUERA DEL NÙCLEO
• LOS ELECTRONES GIRAN A UNA ALTA VELOCIDAD
ALREDEDOR DEL NÙCLEO Y ESTAN SEPARADOS
DE ÈSTE POR UNA GRAN DISTANCIA.
• COMPARA SU MODELO CON EL SISTEMA
PLANETARIO

15. EN EL MODELO ATÓMICO ACTUAL
• En 1900 el físico alemán
Max Planck desarrollo una
ecuación en la que
relaciona la intensidad de la
radiación con la longitud de
onda.
• Desarrolla una teoría en la
que sostiene que “la
energía radiante generada
por un sistema vibratorio no
es de manera continua, sino
que se emite en unidades
discretas o cuantos de
energía”
Se le considera creador
de la teoría mecánica
cuántica

16. TEORÌA DE BOHR
• LOS ELECTRONES SE ENCONTRABAN FUERA DEL NÙCLEO Y
SOLO SE LOCALIZAN EN DEFINIDOS NIVELES DE ENERGÌA.
• A ESTOS NIVELES LES LLAMO ESTADOS ESTACIONARIOS, SIN
EMBARGO, LOS ELECTRONES PUEDEN BRINCAR DE UN NIVEL
DE ENERGÌA A OTRO Y AL HACERLO SE DESPRENDE O SE
ABSORBE ENERGÍA EN FORMA DE FOTONES
• ESTABLECE TRAYECTORIAS CIRCULARES Y NIVELES
CUANTIZADOS
• ESTA TEORÌA SOLO ES VALIDA PARA ELEMENTOS CON POCOS
ELECTRONES

17. MODELO DE BOHR
• EL MODELO DE BOHR TAMBIEN SE ASEMEJA A UN SISTEMA
PLANETARIO, SOLO QUE LOS ELECTRONES GIRAN EN
DEFINIDOS NIVELES CUANTIZADOS DE ENERGÌA

18. MODELO ATÓMICO DE
SOMMERFELD
• EN 1916 SOMMERFELD,
INTRODUCE EL CONCEPTO DE
SUBNIVELES PARA EXPLICAR LA
UBICACIÓN DE LOS ELECTRONES
EN LOS DIFERENTES NIVELES DE
ENERGÍA, PROPUESTOS POR
BOHR.
• EXPLICÓ QUE LOS NIVELES NO
SOLO ERAN CIRCULARES SINO
TAMBIEN ELÍPTICOS
• INDICADOS POR EL NÚMERO
CUÁNTICO l SUBNIVELES: s,p,d y f

19. Modelo de Schrödinger
• El modelo actual del átomo fue
desarrollado principalmente por
Erwin Scrödinger, y en él describe
el comportamiento del electrón
en función de sus características
ondulatorias y se conoce como
modelo mecánico cuántico ésta
teoría se deriva de tres conceptos
fundamentales:
• Los estados estacionarios de
Bohr.
• La naturaleza dual del electrón
propuesta por Luis de Broglie
• E l principio de incertidumbre de
Heisenberg.

20. LOUIS DE BROGLIE
• En 1924 propuso que la luz podría tener
propiedades ondulatorias además de
propiedades de partícula, de ahí su naturaleza
dual. Esta explicación sobre la naturaleza
ondulatoria del electrón le valió el premio
Novel en 1929.

21. PRINCIPIO DE INCERTIDUMBRE DE
HEISENBERG:
• El físico alemán que aportó a los
conocimientos del átomo el principio
de incertidumbre que dice:
• “ Es imposible conocer con exactitud
perfecta los dos factores que
gobiernan el movimiento de un
electrón, su posición y su velocidad”

22. ESTRUCTURA BÁSICA DEL ATOMO

23. PARTÌCULAS SUBATÒMICAS
Partícula
subatómica PROTÓN + NEUTRÓN 0 ELECTRÓN -
Símbolo p+ n0
e-
Masa uma 1.00727 1.00866 0.00055
Masa real 1.672 x 10-24
g 1.674 x 10-24
g 9.109 x 10-28
g
Carga eléctrica en
coulombs +1.6x 10 -19
sin carga -1.6x10 -19
Ubicación en el
àtomo
En el núcleo
atómico
En el núcleo
atómico
Fuera del
núcleo
Descubridor Goldstein Chadwick Thomson
Año 1886 1932 1897

24. PRINCIPIO DE INCERTIDUMBRE DE
SCHRÖDINGER
• SCHRÖDINGER CONSIDERÓ A ELECTRÓN COMO UNA
ONDA Y DESARROLLÓ UNA ECUACIÓN MATEMATICA
EN LA CUAL DESCRIBE TANTO SU
COMPORTAMIENTO ONDULATORIO COMO DE
PARTÍCULA, EN ESTA ECUACIÓN INTRODUCE LOS
SIGUIENTES NÚMEROS CUÁNTICOS:

25. NÚMEROS CUÁNTICOS
Número Cuántico Rango de valores Describe
Principal, n 1, 2, 3, .... Nivel energético
Secundario, l, Desde 0 hasta n-1 Forma del orbital
Magnético, m Desde - l hasta + l Orientación espacial
Espín, s ± 1/2 Espín del electrón

26. n= PRINCIPAL
• VALORES= 1,2,3….7
• DEFINE: NIVEL ENERGETICO
No. MAX. DE ELECTRONES
POR NIVEL N° e= 2n2

28. l= No. CUANTICO SECUNDARIO O
AZIMUTAL
• DETERMINA LA ENERGÍA ASOCIADA CON EL
MOVIMIENTO DEL ELECTRÓN ALREDEDOR DEL
NÚCLEO, POR LO TANTO INDICA EL TIPO DE
SUBNIVELES .
s= SPHERICAL 1 orbital 2 e max
p= PRINCIPAL 3 orbitales 6 e max
d= DIFUSSE 5 orbitales 10 e max
f= FUNDAMENTAL 7 orbitales 14 e max

29. ORBITALES s Y p

30. ORBITALES d

31. ORBITALES f

32. MAGNÉTICO m
REPRESENTA LA ORIENTACIÓN ESPACIAL DE
LOS ORBITALES CONTENIDOS EN LOS
SUBNIVELES ENERGETICOS CUANDO ÉSTOS SE
ENCUENTRAN SOMETIDOS A UN CAMPO
MAGNÉTICO

33. DE GIRO O SPIN
• VALORES= +1/2, -1/2
• DEFINE: EL GIRO DEL ELECTRON
A FAVOR O EN CONTRA DE
LAS MANECILLAS DEL RELOJ

34. CONFIGURACIÓN ELECTRONICA
• REPRESENTACIÓN SIMBÓLICA DE LA
DISPOSICIÓN DE LOS ELECTRONES DE UN
ÁTOMO EN LOS DIFERENTES SUBNIVELES
(s,p,d y f)
• UTILIZANDO EL DIAGRAMA DIAGONAL

35. DIAGRAMA DIAGONAL

37. ORBITAL
• ES UN ESTADO DE ENERGÍA DENTRO DE UN ÁTOMO QUE
PUEDE CONTENER COMO MÁXIMO:
2 ELECTRONES
EL ORBITAL SE PUEDE ENCONTRAR:
VACIO
SEMILLENO
LLENO

38. El principio de exclusión de Pauli quiere
decir que no puede haber dos electrones en un
mismo átomo con los cuatro valores de los
números cuánticos iguales.
Dentro de cualquier átomo 2 electrones se
aparearan , cuando sus números cuánticos n,m,l
sean iguales y sus números de spin sean + ½ y
-1/2

39. REGLA DE HUND
• “LOS ELECTRONES TIENDEN A OCUPAR EL
MÁXIMO NÚMERO DE ORBITALES EN UN
SUBNIVEL DADO”
• EJEMPLO: 8 o

40. DIAGRAMA DE LEWIS
• ESTRUCTURA DE LEWIS:
• Es un diagrama, donde el símbolo del átomo
es rodeado por puntos, aspas o círculos que
correspondan al número de electrones de
valencia del elemento. Ejm: