1. Modelos Atómicos
Claudia Oliva Abarzúa

2. Indice.
 Introducción
 Modelos atómicos:
 Antigua Grecia
 Dalton
 Thomson
 Rutherford
 Bohr
 Actual
 Resumen
 Conclusión
 Preguntas

3. Introducción.
Los modelos son aproximaciones de la realidad,
dotados de parámetros, características y
simplificaciones que permiten comprender lo
sustancial de la materia, por lo tanto no es
perfecto, debe ser sometido a pruebas que
interpreten las observaciones y posean capacidad
de predicción.

4. Debido a que la química se sustenta en la estructura
de átomos y moléculas de tamaños extremadamente
pequeños y muy lejanos a una visión directa, nuestra
comprensión de ella está ligada a la formulación de
modelos, se ha pasado de modelos iniciales muy
simples, por modelos erróneos que han inducido a
apreciaciones equivocadas, hasta modelos exitosos.

5. Vivimos una época en la cual el modelo
mecanocuántico tienen un reconocimiento universal,
porque interpreta la mayoría de los fenómenos
conocidos, sin embargo, esto no significa que el
modelo sea definitivo, pueden surgir nuevas
observaciones y experimentos que en el futuro
induzcan a cambiar las teorías actuales y abarcar
una comprensión más completa de la materia.
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6. Antigua Grecia.
450 a.C
Cinco siglos antes de
Cristo, los filósofos griegos
se preguntaban si la
materia podía ser dividida
indefinidamente o si
llegaría a un punto, que
tales partículas, fueran
indivisibles.

7. Demócrito.
Consideró que la materia
estaba constituida por
pequeñísimas partículas que
no podían ser divididas en
otras más pequeñas.
Por ello, llamó a estas
partículas átomos, que en
griego quiere decir
460 a.C. - 370 a.C. "indivisible".
Abdera - Grecia Atribuyó a los átomos las
cualidades de ser eternos,
inmutables e indivisibles.

8. Empédocles.
Postuló que la materia
estaba formada por 4
elementos: tierra, aire,
agua y fuego.
495 a.C – 435 a.C.
Agrigento - Sicilia

9. Aristóteles.
Postula que la materia está
formada por 4 elementos,
pero niega la idea de
átomo, hecho que se
mantuvo hasta 200 años
después en el pensamiento
de la humanidad.
384 a.C.- 322 a.C.
Estagira - Grecia
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10. Modelo Atómico de Dalton.
(1808)
La imagen del átomo
expuesta por Dalton en su
teoría atómica, es la de
minúsculas partículas
esféricas, indivisibles e
inmutables, iguales entre
sí en cada elemento
químico.

11. Dalton.
Los átomos
que forman
los
compuestos
son de dos o Los átomos
Los átomos más clases de un mismo
son diferentes elemento
partículas son de la
indivisibles e misma clase
invisibles y tienen
igual masa
Teoría
Atómica
de
Dalton
Los átomos
que forman los Los cambios
compuestos químicos
1766 - 1844 están en una corresponden
a una
Manchester - Inglaterra relación de
números Toda la combinación,
enteros y materia separación o
sencillos está reordenamient
formada o de átomos
por
átomos
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12. Modelo Atómico de Thomson.
(1897)
Dedujo que el átomo debía
de ser una esfera de
materia cargada
positivamente, en cuyo
interior estaban incrustados
los electrones.
“Budín de ciruelas”

13. Joseph J. Thomson.
Sugiere un modelo atómico
que tomaba en cuenta la
existencia del electrón,
descubierto por él en 1897.
Su modelo era estático, pues
suponía que los electrones
estaban en reposo dentro
del átomo y que el conjunto
era eléctricamente neutro.
1856 – 1940
Manchester – Inglaterra

14. Tubo de rayos catódicos de
Crookes.
Thomson demostró
que dentro de los
átomos hay unas
partículas
diminutas, con carga
eléctrica negativa, a
las que llamó
electrones.
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15. Modelo Atómico de Rutherford.
(1911)
Dedujo que el átomo
debía estar formado
por una corteza con los
electrones girando
alrededor de un núcleo
central cargado
positivamente.
“Sistema Planetario”

16. Rutherford.
Fue el primero en
describir el átomo con
un núcleo denso de
carga positiva,
alrededor del cual giran
los electrones de carga
negativa.
1871 – 1937
Brightwater - Nueva Zelanda

17. Esquema del experimento de
Rutherford.

18. Problema del Modelo.
Contradecía las leyes
del electromagnetismo
por las que las partículas
cargadas en
movimiento deberían
emitir fotones
continuamente. Por ello
los electrones deberían
perder energía y caer al
núcleo del átomo.
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19. Modelo Atómico de Bohr.
(1913)
Propuso un nuevo
modelo atómico, según
el cual los electrones
giran alrededor del
núcleo en unos niveles
bien definidos.

20. Bohr.
Los electrones en
las órbitas más
cercanas al núcleo
tienen menor
energía que
aquellos
localizados en
órbitas más
alejadas
Los electrones
Cualquier electrón
pueden moverse
en un átomo puede
de una órbita a
tener sólo ciertos
otra. Para esto
valores de energía
debe ganar o
permitidos. Esta
perder una
energía determina
cantidad exacta
qué órbita ocupa un
de energía, un
electrón.
cuanto de energía.
1885-1962
Los electrones en
Copenhague - Dinamarca los átomos están
localizados en
órbitas o niveles
de energía
alrededor del
núcleo.

21. Postulados de Bohr.
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22. Modelo Atómico Moderno.
(1926)

23. Schrödinger.
Describe a los electrones
con funciones de onda.
Dicha configuración
permite obtener la
probabilidad de que el
electrón se encuentre en un
determinado punto del
espacio.
1887 – 1967
Viena- Austria

24. De Broglie.
El punto de partida fue la
dualidad en el
comportamiento de la luz, que
en ciertos fenómenos se
manifiesta como onda y en
otros como partícula. Este
aspecto doble de la luz, le
sugirió la pregunta de si no
podía esperarse hallar una
1892 – 1987 dualidad del mismo orden en
París - Francia los movimientos del
electrón, en el átomo regido
por el cuanto.

25. Dualidad Onda – Corpúsculo.

26. Heinsenberg.
No se puede determinar
simultáneamente y con
precisión en el electrón la
posición y la velocidad.
En otras palabras, cuanta
mayor certeza se busca en
determinar la posición de
una partícula, menos se
conoce su velocidad.
1901 – 1976
Munich- Alemania

27. Principio Incertidumbre.
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28. Resumen Modelos.
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29. Conclusión.
Aunque aún no se ha
visto la estructura interna
del átomo los modelos
nos ayudan a tener una
idea de cuanto nos
podemos aproximar a la
realidad.
“Es fascinante la
evolución y tenacidad
que ha tenido el
pensamiento humano en
este ámbito”
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30. Pregunta 1.
La siguiente figura muestra una transición electrónica
desde un nivel de menor a mayor energía (A) y desde un
nivel de mayor a menor energía (B).
Con respecto a la figura, es correcto afirmar que
I en A el electrón absorbe energía.
II en B el electrón emite energía
III en A y B hay emisión de energía.
A) Sólo I
B) Sólo II
C) Sólo III
D) I y II
E) I y III

31. Pregunta 2.
No es posible saber la “ENERGIA” y la “POSICIÓN”
de un electrón con certeza.
Esta afirmación corresponde al principio de:
A) máxima multiplicidad
B) conservación de la masa
C) exclusión de Pauli
D) incertidumbre.
E) mínima energía

32. Pregunta 3.
“Toda la masa positiva y casi toda la masa del átomo
está concentrada en un núcleo extraordinariamente
diminuto. Los electrones con carga negativa tienen
una masa insignificante, y sin embargo, ocupan casi
todo el volumen del átomo”. Esta descripción
corresponde al modelo atómico de
A) Thomson.
B) Bohr.
C) Schrödinger.
D) Rutherford.
E) Dalton.

33. Gracias