Los modelos atómicos han evolucionado desde el modelo de esferas duras de Dalton y Thomson hasta el modelo cuántico actual. El modelo nuclear de Rutherford propuso un átomo con un núcleo concentrado de masa positiva y electrones que orbitan alrededor, mientras que el modelo de Bohr describió órbitas estacionarias cuantizadas. Finalmente, el modelo cuántico de Schrödinger introdujo la mecánica cuántica y los orbitales atómicos basados en números cuánticos.

1. EL ÁTOMO
“Sin División”
MODELOS ATÓMICOS
Dalton
Thompson
Rutherford
Bohr
Schrodinger
Modelo de Esferas DurasModelo de Esferas Duras
Modelo NuclearModelo Nuclear
Modelo CuánticoModelo Cuántico

2. MODELO DE ESFERAS DURAS
Demócrito (460-370 A.C.):
Átomo: Partícula
indivisible e indestructible
que compone la materia.
John Dalton (1766-1844):
Teoría atómica basada en las leyes
de la combinación química.
•Los átomos de los elementos son
las partículas básicas de la
materia. Son indivisibles y no
pueden ser destruidos.
•Los átomos de un elemento dado
son idénticos, con la misma masa
y las mismas propiedades
químicas.
•Los átomos de los elementos
distintos se combinan entre sí en
relaciones enteras sencillas para
formar moléculas compuestas.
•Los átomos de los elementos
pueden combinarse en más de una
proporción entera sencilla para
formar más de un compuesto.
J. J. Thompson (1856-
1940):
Se basó en los trabajos de
electrólisis de Faraday, quien
propuso que existía una cierta
relación entre los átomos y la
electricidad.
-Propuso que el átomo debía ser
una esfera de carga positiva que
tenía adherida en su superficie
electrones de carga negativa de tal
forma que la carga total fuese
neutra.
-Determinó la relación carga-masa
del electrón, 1,76x108C/g
- Modelo denominado modelo de
“Pudín de Ciruelas”.

3. MODELO NUCLEAR
Rutherford:
Propone el átomo como una
partícula porosa, formada por un
núcleo donde está concentrada la
masa, con carga +. El resto del
átomo está vacío y en ese espacio
circulan los electrones alrededor
del núcleo formando una nube.
-El volumen efectivo del núcleo es
extremadamente pequeño en
comparación con el del átomo.
-El átomo se mantiene unido
mediante las fuerzas de atracción
electrostáticas.
-Este sistema se ha denominado
“Modelo del Sistema Solar en
Miniatura”.
Niels Bohr:
- El electrón del átomo de
hidrógeno gira alrededor del
núcleo en órbitas circulares
estacionarias, es decir, gira sin
emitir energía. Estas órbitas se
distinguen con las letras K, L, M,
N, O, P, Q.
-El paso del electrón de una
órbita a otra se lleva a cabo
emitiendo o absorbiendo energía
en cantidad exactamente igual a
la diferencia de energía que hay
entre ambas órbitas.
- El máximo número de e- que
acepta cada nivel de energía es
igual a 2n2
, donde n es el
número de nivel de energía:
# de nivel 1 2 3 4 5 6 7
Nivel (n) K L M N O P Q
# e- máx. 2 8 18 32 50 72 98
Sommerfeld:
Determinó que dentro de un
mismo nivel ocurrían variaciones
en la energía del electrón.
Postuló que además de las órbitas
circulares podían existir órbitas
elípticas, siendo la circular una
posición dentro de las órbitas
elípticas.

4. ENERGÍA
Absorción y Emisión de
Energía en el Átomo
k
L
M

5. MODELO CUÁNTICO
Dualidad Onda – Partícula:
Establece que el electrón puede
comportarse como una partícula o
como una onda.
Lois de Broglie

6. MODELO CUÁNTICO
Principio de Incertidumbre:
Heisenberg
Establece que es imposible
conocer simultáneamente la
posición y la velocidad del
electrón, y por tanto es
imposible determinar su
trayectoria. Solamente es
posible determinar la
probabilidad de que el electrón
se encuentre en una región
determinada

7. MODELO ATÓMICO DE LA MECÁNICA
CUÁNTICA, ECUACIÓN DE ONDA:
SCHRODINGER
MODELO CUÁNTICO
Orbital atómico: región del espacio en
la que hay una máxima probabilidad de
encontrar al electrón
NÚMEROS CUÁNTICOS

8. NÚMEROS CUÁNTICOS
NÚMERO CUÁNTICO PRINCIPAL (N):
Determina el tamaño del orbital.
N = 1; 2; 3; 4; 5; 6; 7
K; L; M; N; O; P; Q
KLMNO

9. NÚMERO CUÁNTICO SECUNDARIO (l):
Determina la forma del orbital.
l = 0; 1; 2; 3;…; n-1
NÚMEROS CUÁNTICOS
L = 0 (s) L = 1 (p) L = 2 (d) L = 3 (f)

10. NÚMEROS CUÁNTICOS
NÚMERO CUÁNTICO MAGNÉTICO (m):
Determina la orientación espacial del orbital.
m = 2 l + 1 m = -l, …, 0, …, +l
L = 0 (s) m = 1 L = 1 (p) m = 3

11. NÚMEROS CUÁNTICOS
NÚMERO CUÁNTICO MAGNÉTICO (m):
Determina la orientación espacial del orbital.
m = 2 l + 1 m = -l, …, 0, …, +l
L = 2 (d) m = 5 L = 3 (f) m = 7

12. NÚMEROS CUÁNTICOS
NÚMERO CUÁNTICO DE SPIN (s):
Determina la orientación de giro del electrón.
s = +/- ½

13. NÚMEROS CUÁNTICOS
n Valores
de l
subcapa
Valores
de m
# de
orbitales
en la
subcapa
Total e-
1 0 1s 0 1 2
2 0
1
2s
2p
0
-1,0,1
1
3
8
3 0
1
2
3s
3p
3d
0
-1,0,1
-2,-1,0,1,2
1
3
5
18
4 0
1
2
3
4s
4p
4d
4f
0
-1,0,1
-2,-1,0,1,2
-3,-2,-1,0,1,2,3
1
3
5
7
32
n Valores
de l
subcapa
Valores
de m
# de
orbitales
en la
subcapa
Total e-
1 0 1s 0 1 2
2 0
1
2s
2p
0
-1,0,1
1
3
8
3 0
1
2
3s
3p
3d
0
-1,0,1
-2,-1,0,1,2
1
3
5
18
4 0
1
2
3
4s
4p
4d
4f
0
-1,0,1
-2,-1,0,1,2
-3,-2,-1,0,1,2,3
1
3
5
7
32

14. NÚMEROS CUÁNTICOS
1s2
2s2
2p6
3s2
3p6
3d10
4s2
4p6
4d10
4f14
5s2
5p6
5d10
5f14
6s2
6p6
6d10
7s2
7p6
MÉTODO DE LA LLUVIA