1) En 1808, Dalton publicó su teoría atómica que proponía que la materia está compuesta de átomos indivisibles de diferentes elementos. 2) Rutherford demostró en 1911 que los átomos están compuestos principalmente de espacio vacío, con un núcleo denso en el centro. 3) Bohr propuso en 1913 que los electrones orbitan el núcleo en niveles de energía discretos, explicando los espectros atómicos.

1. Teoría Atómica de
Dalton (1808)
En 1808, Dalton publicó sus ideas sobre el modelo
atómico de la materia las cuales han servido de
base a la química moderna.
La imagen del átomo expuesta por Dalton es la de
minúsculas partículas esféricas, indivisibles e
inmutables, iguales entre sí en cada elemento
químico.
Los principios fundamentales de esta teoría
son:

2. 1. La materia está formada por minúsculas partículas
indivisibles llamadas átomos.
átomos.
2. Hay distintas clases de átomos que se distinguen por
su masa y sus propiedades. Todos los átomos de un
elemento poseen las mismas propiedades químicas.
Los átomos de elementos distintos tienen propiedades
diferentes.

3. 3. Los compuestos se forman al combinarse los átomos
de dos o más elementos en proporciones fijas y
sencillas. De modo que en un compuesto los de átomos
de cada tipo están en una relación de números enteros
o fracciones sencillas.
4. En las reacciones químicas, los átomos se
químicas,
intercambian de una a otra sustancia, pero ningún
átomo de un elemento desaparece ni se transforma en
un átomo de otro elemento.

4. Para Dalton el átomo era indivisible y carente de
estructura.
Experiencias posteriores pusieron de manifiesto que el átomo tiene
estructura interna.
interna.
La Naturaleza eléctrica de la materia
En la última década del siglo XIX y comienzos del XX se descubrió que
los átomos no son indivisibles, sino que están formados por varios tipos
de partículas, diferentes en masa y propiedades.
Muchos fenómenos muestran UNA PROPIEDAD DE LA MATERIA: LA
CARGA ELÉCTRICA
Algunos cuerpos al ser frotados adquieren carga eléctrica.
La corriente eléctrica descompone algunas sustancias en otras más
simples (electrólisis).

5. Teoría Atómica de J. J.
Thompson
Demostró que dentro de los átomos hay
unas partículas diminutas, con carga
eléctrica negativa, a las que se llamó
electrones.
electrones.

6. Modelo Atómico de Thompson
Thomson descubrió unas partículas subatómicas
cargadas través del estudio de los rayos catódicos,
catódicos,
propuso un modelo atómico que explicara dichos
resultados experimentales.
De este descubrimiento dedujo que el átomo debía de
ser una esfera de materia cargada positivamente, en
cuyo interior estaban incrustados los electrones.

7. Teoría Atómica de
Rutherford
Demostró que los átomos no eran macizos,
como se creía, sino que están vacíos en su
mayor parte y en su centro hay un diminuto
núcleo.
núcleo.
Al bombardear los átomos de una lámina
delgada con partículas cargadas positivamente,
algunas rebotan en un pequeño núcleo situado
en el centro del átomo.

8. Experimento de Rutherford

9. Experimento de Rutherford
Para poder explicar las grandes desviaciones que sufrían
algunas partículas α Rutherford supuso que toda la carga
positiva del átomo estaba concentrada en un pequeño núcleo
donde residía además la casi totalidad de su masa.
Rutherford sugirió que en los núcleos de los átomos tenían que
existir otras partículas de masa casi igual a la del protón, pero
sin carga eléctrica, por lo que las llamó neutrones. El neutrón
no fue descubierto experimentalmente hasta 1932 por
Chadwick.
Chadwick.
El neutrón es necesario para la estabilidad de casi todos los núcleos atómicos (la única
excepción es el hidrógeno), ya que interactúa fuertemente atrayéndose con los protones, pero sin
repulsión electrostática.

10. Estructura del átomo
En el átomo distinguimos dos partes: el núcleo
y la corteza.
corteza.
- El núcleo es la parte central del átomo y contiene
partículas con carga positiva, los protones, y partículas
protones,
que no poseen carga eléctrica, es decir son neutras, los
neutrones.
neutrones. La masa de un protón es aproximadamente
igual a la de un neutrón.
neutrón.
- Todos los átomos de un elemento químico tienen en el
núcleo el mismo número de protones. Este número, que
protones.
caracteriza a cada elemento y lo distingue de los demás,
es el número atómico y se representa con la letra Z.

12. Limitaciones al modelo de
Rutherford
Una era que No explicaba los espectros
Espectros atómicos discontinuos originados por
la radiación emitida por los átomos excitados
de los elementos en estado gaseoso.

13. Teoría Atómica de
Niels Bohr
Propuso un nuevo modelo atómico, según el
cual los electrones giran alrededor del núcleo en
unos niveles bien definidos.
Los átomos de los elementos en estado
gaseoso producen, al ser excitados, espectros
discontinuos característicos que deben reflejar
su estructura electrónica.

14. Bohr afirmó que el electrón sólo puede girar en
afirmó electró
determinadas órbitas y que no absorbe ni desprende
energí
energía mientras no cambie de órbita. Supuso que la
rbita.
radiació
radiación se emite o se absorbe cuando el electrón
electró
cambia de una órbita a otra.
otra.
A las órbitas más alejadas del núcleo les corresponden
niveles de energía más elevados que a las más próximas
energí pró
a él. La energía del fotón emitido o absorbido es igual a
energí fotó
la diferencia entre las energías de los dos niveles.
energí niveles.

15. Niveles de
3 4 Energía “n”
2
1
Tienen Tienen menos
mas energía
energía

16. ESTADO ESTACIONARIO

17. Absorbe
energía
ESTADO EXCITADO

18. LIBERA ENERGÍA

19. TEORIA ATOMICA MODERNA
El modelo atómico actual se basa en la
mecánica cuántica ondulatoria fundada
entre otros por Werner Heisenberg (1925)
y Erwin Schrödinger (1926)
Se basa en la TEORÍA CUÁNTICA DE
PLANCK

20. 1.-
1.- TEORÍA CUÁNTICA DE
PLANCK
Lo electrones se absorben o se emiten en
el átomo en forma de cuantos de energía.
Cuantos de energía: paquetes de energía,
números enteros de energía.
E= h δ
h= constante de Planck
δ= frecuencia

21. 2. Principio de Incertidumbre de
Heisenberg
No es posible conocer a un mismo tiempo
la posición y velocidad de un electrón en
un átomo.
Se habla entonces de regiones en donde
es mas probable encontrar al electrón:
ORBITALES O NUBES ELECTRONICAS

22. 3. PRINCIPIO DE SCHRÖDINGER
La ecuación de onda presentada en 1926
establece la relación entre la energía de
un electrón y la distribución de éste en el
espacio.
En esta ecuación aparecen los
parámetros cuánticos n, l, m

23. 4. Principio de Dirac-Jordan
Dirac-
En su ecuación aparece el cuarto
parámetro cuántico “s” que establece con
mayor exactitud la distribución de los
electrones

24. Corteza atómica:
Estructura electrónica
Las propiedades de los elementos
dependen, sobre todo, de cómo se
distribuyen sus electrones en la corteza.
Esta distribución se puede representar
mediante la configuración electrónica

25. 1s2
7 N 1s2 2s2 2p3
2s2 2p6
3s2 3p6 3d10 11 Na 1s2 2s2 2p6 3s1
4s2 4p6 4d10 4f14
5s2 5p6 5d10 5f14
6s2 6p6 6d10
7s2 7p6 17Cl 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5
Ge
32 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 4p6 5s2 5p4
Electrones de valencia