1. Módelos Atómicos
Estructuras Cristalinas
REALIZADO POR:
JESUS SANDOVAL

2. HISTORIA DE LOS MÓDELOS ATÓMICOS
Cada sustancia del universo, las piedras, el mar, nosotros mismos, los
planetas y hasta las estrellas más lejanas, están enteramente formada por
pequeñas partículas llamadas átomos. Estas pequeñas partículas son estudiadas
por la química, ciencia que surgió en la edad media y que estudia la
materia. Para comprender estos átomos a lo largo de la historia diferentes
científicos han enunciado una serie de teorías que nos ayudan a comprender la
complejidad de estas partículas.
MÓDELOS ATÓMICOS
• DALTON
DISTINTOS CIENTIFICOS HAN DADO A
• THOMSON
CONOCER SU PERCEPCION DEL ATÓMO DE
ACUERDO A DISTINTOS CRITERIOS
• RUTHERFORD
• BOHR

3. Fue el primer modelo atómico con bases científicas, formulado en 1808.
Introduce la idea de la discontinuidad de la materia, es decir, esta es la primera teoría
científica que considera que la materia está dividida en átomos (dejando aparte a
precursores de la Antigüedad como Demócrito y Leucipo, cuyas afirmaciones no se
apoyaban en ningún experimento riguroso).
Explicó por primera vez
porque las sustancias químicas P E
reaccionaban en proporciones
E X
R P
estequiométricas fijas (Ley de las
M L
proporciones múltiples). I I
T C
Porque cuando dos
I A
sustancias reaccionan para formar Ó R
dos o más compuestos diferentes,
entonces las proporciones de estas
relaciones son números enteros.

4. TODA LA MATERIA ESTA LOS ATÓMOS SON
FORMADA POR ATÓMOS PARTICULAS INDIVISIBLES
LOS ATÓMOS QUE FORMAN
LOS CAMBIOS QUIMICOS LOS COMPUESTOS ESTÁN EN
CORESPONDEN A UNA
TEORIA
UNA RELACIÓN DE
COMBINACION, SEPARACION ATÓMICA DE NÚMEROS ENTEROS Y
O REORDENAMIENTO DE DALTON SENCILLOS.
ATOMOS. H2O HO0,5
LOS ATÓMOS QUE LOS ATÓMOS DE UN
FORMAN LOS COMPUESTS MISMO ELEMENTO SON DE
SON DE DOS O MÁS LA MSMA CLASE Y TIENEN
CLASES DIFERENTES IGULA MASA

5. Insuficiencias del modelo.
 No aparecieron evidencias de que los átomos fueran
divisibles o estuvieran a su vez constituidos por partes
más elementales.
 No podía explicar las regularidades periódicas en las
propiedades de los elementos químicos tal como
aparecieron en la tabla periódica de los
elementos de Mendeleiev (esto sólo sería explicado por
los modelos que suponían el átomo estaba formado por
electrones dispuestos en capas).
 Tampoco podía dar cuenta de las investigaciones
realizadas sobre rayos catódicos que sugirieron que
los átomos no eran indivisibles sino que contenían
partículas más pequeñas cargadas eléctricamente.

6. MODELO ATÓMICO DE THOMSON
Thomson suponía que los electrones se distribuía de una forma uniforme
alrededor del átomo, conocido este modelo como Pastel de pasas, es la teoría de
estructura atómica, Thomson descubre el electrón antes que se descubrirse
el protón y el neutrón. En 1898 Thomson propuso un modelo atómico, que tomaba
en cuenta la existencia de una partícula subatómica llamada electrón (descubierta en
1897).
La carga negativa del electrón era la misma que la carga positiva de
la esfera, es por esto que se deduce que el átomo era neutro.
El modelo de Thomson era parecido a un pastel de Frutas: los
THOMSON electrones estaban incrustados en una masa esférica de carga
ESTABLECIO QUE
positiva.
También explicó la forma de los iones, tanto positivos como
negativos.

7. Éxitos del Insuficiencias
Modelo del modelo
Usó la evidencia obtenida Hacía predicciones
del estudio de los rayos incorrectas sobre la
catódicos a lo largo de la distribución de la carga
segunda mitad del siglo XIX. positiva en el interior de
La evidencia adicional los átomos.
suministrada por los rayos Dejo por explicar la
VS
catódicos sugería que esos regularidad de la tabla
átomos contenían partículas periódica de Mendeleiev.
eléctricas de carga negativa.
Aunaba las virtudes del
modelo de Dalton y
simultáneamente podía
explicar los hechos de los
rayos catódicos.

8. MÓDELO ATÓMICO DE RUTHERFORD
Para Ernest Rutherford, el átomo era un sistema planetario
de electrones girando alrededor de un núcleo atómico pesado y con
carga eléctrica positiva. El módelo atómico de Rutherford puede
resumirse de la siguiente manera:
1. El átomo posee un núcleo central pequeño, con carga eléctrica positiva, que
contiene casi toda la masa del átomo.
2. Los electrones giran a grandes distancias alrededor del núcleo en órbitas
circulares.
3. La suma de las cargas eléctricas negativas de los electrones debe ser igual a la
carga positiva del núcleo, ya que el átomo es eléctricamente neutro.
Rutherford no solo dio una idea de cómo estaba
organizado un átomo, sino que también calculó cuidadosamente
su tamaño (un diámetro del orden de 10-10 m) y el de su núcleo
(un diámetro del orden de 10-14m).

9. El experimento consistía en bombardear una fina lámina de oro con
partículas alfa (núcleos de helio). De ser correcto el modelo atómico de Thomson,
el haz de partículas debería atravesar la lámina sin sufrir desviaciones significativas
Rutherford diseño un experimento
a su trayectoria. Rutherford observó que un alto porcentaje de partículas
atravesaban la lámina sin sufrir una desviación apreciable, pero un cierto número
de ellas era desviado significativamente, a veces bajo ángulos de difusión mayores
de 90 grados. Tales desviaciones no podrían ocurrir si el modelo de Thomson
fuese correcto.

10. MODELO ATOMICO DE BOHR
Es un modelo clásico del átomo,
pero fue el primer modelo atómico en el que
se introduce una cuantización a partir de
ciertos postulados.
Para explicar cómo los electrones pueden tener órbitas
estables alrededor del núcleo y por qué los átomos presentaban
espectros de emisión característicos (dos problemas que eran
ignorados en el modelo previo de Rutherford). Además el modelo de
Bohr incorporaba ideas tomadas del efecto fotoeléctrico, explicado
por Albert Einstein en1905.

11. Primer postulado
Los electrones describen órbitas circulares en torno al núcleo del átomo sin radiar
energía. La causa de que el electrón no radie energía en su órbita es, de
momento, un postulado, ya que según la electrodinámica clásica un carga en
movimiento acelerado debe emitir energía en forma de radiación.
Postulados de Bohr
Segundo postulado
No todas las órbitas para electrón están permitidas, tan solo se puede encontrar en
órbitas cuyo radio cumpla que el momento angular, L, del electrón sea un múltiplo
entero de h' = h / 2 π
Tercer postulado
El electrón solo emite o absorbe energía en los saltos de una órbita
permitida a otra. En dicho cambio emite o absorbe un fotón cuya
energía es la diferencia de energía entre ambos niveles. Este
fotón, según la ley de Planck tiene una energía.

12. EN RESUMEN EL MÓDELO ATÓMICO DE BOHR DESCRIBE:
Los electrones que giran alrededor del núcleo a una distancia fija la cual describirá una
órbita de forma circular, a las cuales encontraras con la denominación de “niveles estacionarios”
bien tengan presente que a cada uno de estos niveles estacionarios le corresponde un valor fijo de
energía.
Cuando giran los electrones en sus orbitales estos no emiten como tampoco consumen
energía. Si un átomo recibe del exterior algún aporte de energía de la clase que sea, entonces el
electrón absorbe energía.
En el momento que el electrón retorna a su
nivel estacionario original se emite una determinada
cantidad de energía la cual es equivalente a la que se a
absorbido para poder subir de nivel. Los niveles o como
dijimos orbitales de energía poseen una distribución
energética que es creciente, esto ocurre a medida que
se aleja del núcleo.

13. ESTRUCTURA CRISTALINA
La estructura física de los sólidos es consecuencia de la
disposición de los átomos, moléculas o iones en el espacio, así como
de las fuerzas de interconexión de las partículas:
• Estado amorfo: Las partículas • Estado cristalino: Los átomos (moléculas o
componentes del sólido se agrupan al iones) que componen el sólido se disponen
azar.
según un orden regular. Las partículas se sitúan
ocupando los nudos o puntos singulares de una
red espacial geométrica tridimensional.

14. Los átomos que
pertenecen a un sólido
cristalino se pueden
representar situándolos en
una red
tridimensional, que se
denomina retículo espacial
o cristalino. a) Cristales iónicos: punto de fusión elevado, duros y
muy frágiles, conductividad eléctrica baja y
presentan cierta elasticidad. Ej: NaCl (sal común)
b) Cristales covalentes: Gran dureza y elevada
Según el tipo de enlace
temperatura de fusión. No sufren deformación
atómico, los cristales pueden
plástica. Ej: Diamante
ser de tres tipos:
c) Cristales metálicos: Opacos y buenos conductores
térmicos y eléctricos. Suelen ser maleables y dúctiles.
Ej: Hierro, estaño, cobre.