1. JOSE EMILIO CASTILLO MARROQUIN

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HISTORIA DEL ATOMO
PARTICULA SUBATOMICA
EVOLUCION DEL ATOMO
MODELOS ATOMICOS
NUCLEO Y CORTEZA DEL ATOMOORBITALES ATOMICOS
ISOTOPOS
ORIENTACION ESPACIAL DE LOS ORBITALES

3. HISTORIA DEL ATOMO
El concepto de átomo existe desde la Antigua Grecia propuesto por los filósofos
griegos Demócrito, Leucipo y Epicuro, sin embargo, no se generó el concepto por
medio de la experimentación sino como una necesidad filosófica que explicara la
realidad, ya que, como proponían estos pensadores, la materia no podía dividirse
indefinidamente, por lo que debía existir una unidad o bloque indivisible e
indestructible que al combinarse de diferentes formas creara todos los cuerpos
macroscópicos que nos rodean. El siguiente avance significativo no se realizó hasta
que en 1773 el químico francés Antoine-Laurent de Lavoisier postuló su enunciado:
«La materia no se crea ni se destruye, simplemente se transforma». La ley de
conservación de la masa o ley de conservación de la materia; demostrado más tarde
por los experimentos del químico inglés John Dalton quien en 1804, luego de medir
la masa de los reactivos y productos de una reacción, y concluyó que las sustancias
están compuestas de átomos esféricos idénticos para cada elemento, pero
diferentes de un elemento a otro.

4. Luego en 1811, el físico italiano Amedeo Avogadro, postuló que a una
temperatura, presión y volumen dados, un gas contiene siempre el mismo número de
partículas, sean átomos o moléculas, independientemente de la naturaleza del
gas, haciendo al mismo tiempo la hipótesis de que los gases son moléculas poli
atómicas con lo que se comenzó a distinguir entre átomos y moléculas.
El químico ruso Dmítri Ivánovich Mendeléyev creó en 1869 una clasificación de los
elementos químicos en orden creciente de su masa atómica, remarcando que existía
una periodicidad en las propiedades químicas.
La visión moderna de su estructura interna tuvo que esperar hasta el experimento de
Rutherford en 1911 y el modelo atómico de Bohr. Posteriores descubrimientos
científicos, como la teoría cuántica, y avances tecnológicos, como el microscopio
electrónico, han permitido conocer con mayor detalle las propiedades físicas y
químicas de los átomos.

5. PARTICULA SUBATOMICA
Una partícula subatómica es una partícula más pequeña que el átomo. Puede ser
una partícula elemental o una compuesta, a su vez, por otras partículas
subatómicas, como son los quarks, que componen los protones y neutrones. No
obstante, existen otras partículas subatómicas, tanto compuestas como
elementales, que no son parte del átomo, como es el caso de los neutrinos
y bosones.
La mayoría de las partículas elementales que se han descubierto y estudiado no
pueden encontrarse en condiciones normales en la Tierra, generalmente porque son
inestables (se descomponen en partículas ya conocidas), o bien, son difíciles de
producir de todas maneras. Estas partículas, tanto estables como inestables, se
producen al azar por la acción de los rayos cósmicos al chocar con átomos de
la atmósfera, y en los procesos que se dan en los aceleradores de partículas, los
cuales imitan un proceso similar al primero, pero en condiciones controladas.

6. Como partículas subatómicas, se clasifican también las partículas virtuales, que son
partículas que representan un paso intermedio en la desintegración de una partícula
inestable, y por tanto, duran muy poco tiempo.
El estudio de estas partículas subatómicas, de su estructura y de sus
interacciones, incluye materias como la mecánica cuántica y la física de partículas.
Por su parte el tratamiento que la teoría cuántica de campos (TCC) hace de las
partículas difiere de la mecánica cuántica en un punto importante. En TCC las
partículas no son entidades básicas, sino que sólo existen campos y posibles estados
del espacio-tiempo (el que sean perceptibles un cierto número de partículas es una
propiedad del estado cuántico del espacio tiempo).

7. EVOLUCION DEL ATOMO
MODELO DE DALTON
Fue el primer modelo atómico con bases científicas, fue formulado en 1803 por John
Dalton, quien imaginaba a los átomos como diminutas esferas. Este primer modelo
atómico postulaba:
La materia está formada por partículas muy pequeñas llamadas átomos, que son
indivisibles y no se pueden destruir.
Los átomos de un mismo elemento son iguales entre sí, tienen su propio peso y cualidades
propias. Los átomos de los diferentes elementos tienen pesos diferentes.
Los átomos permanecen sin división, aun cuando se combinen en las reacciones químicas.
Los átomos, al combinarse para formar compuestos guardan relaciones simples.
Los átomos de elementos diferentes se pueden combinar en proporciones distintas y
formar más de un compuesto.
Los compuestos químicos se forman al unirse átomos de dos o más elementos distintos.
Sin embargo desapareció ante el modelo de Thomson ya que no explica los rayos
catódicos, la radioactividad ni la presencia de los electrones (e-) o protones(p+).

8. MODELO DE THOMSON
Luego del descubrimiento del electrón en 1897 por Joseph John Thomson, se
determinó que la materia se componía de dos partes, una negativa y una positiva. La
parte negativa estaba constituida por electrones, los cuales se encontraban según
este modelo inmersos en una masa de carga positiva a manera de pasas en un pastel
(de la analogía del inglés plum-pudding model) o uvas en gelatina. Posteriormente
Jean Perrin propuso un modelo modificado a partir del de Thomson donde las «pasas»
(electrones) se situaban en la parte exterior del «pastel» (la carga positiva).
Para explicar la formación de iones, positivos y negativos, y la presencia de los
electrones dentro de la estructura atómica, Thomson ideó un átomo parecido a un
pastel de frutas. Una nube positiva que contenía las pequeñas partículas negativas
(los electrones) suspendidos en ella.

9. MODELO DE RUTHERFORD
Este modelo fue desarrollado por el físico Ernest Rutherford a partir de los resultados
obtenidos en lo que hoy se conoce como el experimento de Rutherford en 1911.
Representa un avance sobre el modelo de Thomson, ya que mantiene que el átomo se
compone de una parte positiva y una negativa, sin embargo, a diferencia del
anterior, postula que la parte positiva se concentra en un núcleo, el cual también
contiene virtualmente toda la masa del átomo, mientras que los electrones se ubican
en una corteza orbitando al núcleo en órbitas circulares o elípticas con un espacio
vacío entre ellos. A pesar de ser un modelo obsoleto, es la percepción más común del
átomo del público no científico.
Rutherford predijo la existencia del neutrón en el año 1920, por esa razón en el
modelo anterior (Thomson), no se habla de éste.
Por desgracia, el modelo atómico de Rutherford presentaba varias incongruencias:
No explicaba los espectros atómicos.

10. MODELO DE BOHR
Este modelo es estrictamente un modelo del átomo de hidrógeno tomando como
punto de partida el modelo de Rutherford, Niels Bohr trata de incorporar los
fenómenos de absorción y emisión de los gases, así como la nueva teoría de la
cuantización de la energía desarrollada por Max Planck y el fenómeno del efecto
fotoeléctrico observado por Albert Einstein.
Cada órbita tiene una energía asociada. La más externa es la de mayor energía.
Los electrones no radian energía (luz) mientras permanezcan en órbitas estables.
El mayor éxito de Bohr fue dar la explicación al espectro de emisión del hidrógeno.
Pero solo la luz de este elemento. Proporciona una base para el carácter cuántico de
la luz, el fotón es emitido cuando un electrón cae de una órbita a otra, siendo un
pulso de energía radiada.
Bohr no pudo explicar la existencia de órbitas estables y para la condición de
cuantización.
Bohr encontró que el momento angular del electrón es h/2π por un método que no
puede justificar.

11. Modelo de Schrödinger
Después de que Louis-Victor de Broglie propuso la naturaleza ondulatoria de la
materia en 1924, la cual fue generalizada por Erwin Schrödinger en 1926, se
actualizó nuevamente el modelo del átomo.
En el modelo de Schrödinger se abandona la concepción de los electrones como
esferas diminutas con carga que giran en torno al núcleo, que es una extrapolación
de la experiencia a nivel macroscópico hacia las diminutas dimensiones del átomo.
En vez de esto, Schrödinger describe a los electrones por medio de una función de
onda, el cuadrado de la cual representa la probabilidad de presenciaen una región
delimitada del espacio. Esta zona de probabilidad se conoce como orbital. La
gráfica siguiente muestra los orbitales para los primeros niveles de energía
disponibles en el átomo de hidrógeno.

12. MODELO DE DIRAC
El modelo de Dirac usa supuestos muy similares
al modelo de Schrödinger aunque su punto de partida
es una ecuación relativista para la función de onda,
la ecuación de Dirac. El modelo de Dirac permite
incorporar de manera más natural el espín del
electrón. Predice niveles energéticos similares al
modelo de Schrödinger proporcionando las
correcciones relativistas adecuadas.

13. MODELOS ATOMICOS

14. NUCLEO Y CORTEZA DEL ATOMO
NUCLEO
El núcleo atómico es la parte central de un átomo, tiene carga positiva, y concentra más del
99,9% de la masa total del átomo.
Está formado por protones y neutrones (denominados nucleones) que se mantienen unidos
por medio de la interacción nuclear fuerte, la cual permite que el núcleo sea estable, a pesar
de que los protones se repelen entre sí (como los polos iguales de dos imanes). La cantidad
de protones en el núcleo (número atómico),.
La existencia del núcleo atómico fue deducida del experimento de Rutherford, donde se
bombardeó una lámina fina de oro con partículas alfa, que son núcleos atómicos
de helio emitidos por rocas radiactivas.

15. CORTEZA ATOMICA
Se denomina así a la parte externa de un átomo que rodea al núcleo y donde orbitan
los electrones. Posee un tamaño unas 50.000 veces superior al del núcleo pero sin
embargo apenas posee masa.

16. ORBITALES ATOMICOS
Un orbital atómico es una determinada función de onda, espacial e independiente
del tiempo a la ecuación de Schrödinger para el caso de un electrón sometido a
un potencial coulombiano. La elección de tres números cuánticos en la solución
general señala unívocamente a un estado mono electrónico posible.
El nombre de orbital también atiende a la función de onda en representación de
posición independiente del tiempo de un electrón en una molécula. En este caso se
utiliza el nombre orbital molecular.
La combinación de todos los orbitales atómicos dan lugar a la corteza
electrónica representado por el modelo de capas electrónico. Este último se ajusta
a los elementos según la configuración electrónica correspondiente.

17. ISOTOPOS
Se denomina isótopos a los átomos de un mismo elemento, cuyos núcleos tienen
una cantidad diferente de neutrones, y por lo tanto, difieren en masa atómica.
La palabra isótopo, (del griego: ἴσος isos 'igual, mismo'; τόπος tópos 'lugar', "en
mismo sitio") se usa para indicar que todos los tipos de átomos de un
mismo elemento químico (isótopos) se encuentran en el mismo sitio de la tabla
periódica. Los átomos que son isótopos entre sí son los que tienen igual número
atómico (número de protones en el núcleo), pero diferente número másico (suma
del número de neutrones y el de protones en el núcleo).
Otros elementos tienen isótopos naturales, pero inestables, como el uranio, cuyos
isótopos pueden transformarse o decaer en otros isótopos más estables, emitiendo
en el proceso radiación, por lo que decimos que son radiactivos.

18. Los isótopos inestables son útiles para estimar la edad de variedad de muestras
naturales, como rocas y materia orgánica. Esto es posible, siempre y cuando, se
conozca el ritmo promedio de desintegración de determinado isótopo, en relación
a los que ya han decaído. Gracias a este método de datación, se conoce la edad de
la Tierra. Los rayos cósmicos hacen inestables a isótopos estables de carbono que
posteriormente se integran en el material biológico, permitiendo así estimar la
edad aproximada de huesos, telas, maderas, cabello, etc.

19. ORIENTACION ESPACIAL DE LOS
ORBITALES
ORBITAL S
El orbital s tiene simetría esférica alrededor del núcleo atómico. En la figura
siguiente se muestran dos formas alternativas para representar la nube electrónica
de un orbital s: en la primera, la probabilidad de encontrar al electrón
(representada por la densidad de puntos) disminuye a medida que nos alejamos
del centro; en la segunda, se representa el volumen esférico en que el electrón
pasa la mayor parte del tiempo y por último se observa el electrón.
ORBITALES P
La forma geométrica de los orbitales p es la de dos esferas achatadas hacia el
punto de contacto (el núcleo atómico) y orientadas según los ejes de coordenadas.
En función de los valores que puede tomar el tercer número cuántico ml (-1, 0 y 1)
se obtienen los tres orbitales p simétricos respecto a los ejes x, z e y.

20. ORBITALES D
Los orbitales D tienen formas más diversas. Cuatro de ellos tienen forma de 4
lóbulos de signos alternados (dos planos nodales, en diferentes orientaciones
del espacio), y el último es un doble lóbulo rodeado por un anillo (un doble cono
nodal). Siguiendo la misma tendencia, presentan n-3 nodos radiales. Este tiene
5 orbitales y corresponde al número cuántico l (azimutal).
ORBITALES F
Los orbitales f tienen formas aún más exóticas, que se pueden derivar de añadir
un plano nodal a las formas de los orbitales d. Presentan n-4 nodos radiales.