El documento describe la evolución del modelo atómico a través del tiempo, comenzando con el modelo de Thomson que propuso que los átomos estaban formados por una esfera positiva con electrones incrustados. Posteriormente, Rutherford propuso un modelo similar al sistema solar con protones en el núcleo y electrones orbitando. Luego, Bohr propuso que los electrones orbitaban en niveles de energía definidos y Sommerfeld modificó este modelo para incluir órbitas elípticas. Finalmente, el modelo cuántico propuso que los

1. UNIVERSIDAD AUTONOMA CHAPINGO PREPARATORIA AGRICOLA AREA DE QUIMICA ATOMO M.C. HECTOR GOMEZ HERNANDEZ SEPTIEMBRE 2007

2. El átomo es la menor porción de un elemento químico. Podemos imaginarnos, entonces que dividiendo progresivamente un elemento en porciones cada vez más pequeñas alguna vez llegaremos al átomo. Aunque inicialmente se pensó que los átomos eran indivisibles, los descubrimientos de la física del siglo XX revelaron que poseían una estructura muy compleja a escalas más pequeñas.

3. MODELO ATOMICO DE THOMSOM El átomo se encuentra formado por una esfera de carga positiva en la cual se encuentran incrustadas las cargas negativas (electrones) de forma similar a como se encuentran las pasas de uva en un pastel. Demostró la existencia de los electrones dentro de los átomos. J.J. Thomson (1856-1940) 1897

4. MODELO ATOMICO DE RUTHERFORD El modelo del átomo de RUTHERFORD se parecía a un sistema solar en miniatura, con los protones en el núcleo y los electrones girando alrededor. Demostró que los átomos no eran macizos. En su centro (núcleo) residían los protones, partículas con carga idéntica a los electrones, pero positivas. E.Rutherford (1871-1937) 1911

5. MODELO ATOMICO DE BOHR Para realizar su modelo atómico BOHR utilizó el átomo de hidrógeno. Describió el átomo de hidrógeno con un protón en el núcleo, y girando a su alrededor un electrón. En éste modelo los electrones giran en órbitas circulares alrededor del núcleo; ocupando la órbita de menor energía posible, o sea la órbita más cercana al núcleo. Propuso un nuevo modelo atómico en el que los electrones giraban alrededor del núcleo en unos niveles bien definidos. N. Bohr (1885-1962) 1913

6. El modelo de BOHR funcionaba muy bien para el átomo de hidrógeno. En los espectros realizados para otros átomos se observaba que electrones de un mismo nivel energético tenían distinta energía. Algo andaba mal. La conclusión fue que dentro de un mismo nivel energético existían SUBNIVELES. En 1916, Arnold Sommerfeld modifica el modelo atómico de Bohr, en el cual los electrones sólo giraban en órbitas circulares, al decir que también podían girar en ORBITAS ELIPTICAS. Todavía Chadwick no había descubierto los NEUTRONES, por eso en el núcleo sólo se representan, en rojo, los PROTONES. Descubrió una nueva partícula fundamental en los átomos, el neutrón, partícula sin carga eléctrica, con masa muy parecida a la de los protones y que se encontraban también en el núcleo. J. Chadwick (1891-1974) 1932

7. Sobre 1925, aparece un nuevo modelo. El modelo de Schrödinger y Heisemberg (modelo mecanocuántico). Aquí se concluye que no es posible predecir la trayectoria exacta de un electrón, quedando el modelo planetario anterior desfasado. Se introduce el concepto de orbitales atómicos. Es este último modelo el que se sigue en nuestros días, donde se acepta la distinción entre 4 números cuánticos (n, l, m l , m s ).

8. En la teoría cuántica plantea que cada electrón de un átomo está gobernado por los cuatro números cuánticos. n – número cuántico principal, determina el nivel en que se encuentra el electrón, toma valores de 1 al 7. l – número cuántico secundario, llamado también azimutal, indica la forma como el electrón gira alrededor del núcleo, toma valores de n-1, identificado por las letras s, p, d, f. Es conocido también como los subniveles que ocupan los electrones. m l - orientación de los orbitales en un campo magnético, toma valores de -l, 0, +l. también es calculado a partir de m= 2l + 1. m s – conocido con el nombre de “spin”, indica el giro del electrón sobre su propio eje. Tomando valores de + ½ y – ½.

9. MODELO CUANTICO DEL ATOMO

10. Los orbitales p son 3, tienen forma de 2 lóbulos unidos por los extremos y orientados en la dirección de los 3 ejes del espacio Los orbitales s son esféricos. Su volumen depende del valor de n. Los orbitales d son 5, cuya disposición y orientación dependen de los valores de m

11. No es posible medir el diámetro de un átomo, menos aún el de su núcleo; pero se ha logrado determinar en forma aproximada que el diámetro promedio de un átomo es: 0,00000001 cm = 1 x 10 -8 cm = 1 Å y el de su núcleo: 0,000000000001 cm = 1 x 10-12 cm = 0,0001 Å Esta unidad de medida, representada como Å se denomina Angström, es muy útil cuando se trabaja con longitudes tan pequeñas como las de los átomos. Además del núcleo el átomo está formado por la corteza, que ocupa prácticamente el espacio total del átomo.

12. El núcleo del átomo es una agregación dinámica de partículas elementales , fuertemente cohesionadas y que genéricamente se denominan nucleones. Estas partículas son los protones, partículas de carga positiva y los neutrones, de masa ligeramente superior a la de los protones pero eléctricamente neutros. La corteza, formada por cierto número de electrones, cuya carga total es igual y de signo contrario a la del núcleo, si el átomo está en estado neutro.

13. Es una partícula elemental con carga eléctrica negativa igual a 1,602 x 10 -19 coulomb y masa igual a 9,1083 x 10 -28 g, que se encuentra formando parte de los átomos de todos los elementos. ELECTRÓN Es una partícula elemental con carga eléctrica positiva igual a 1,602 x 10 -19 coulomb y cuya masa es 1837 veces mayor que la del electrón , que se encuentra formando parte de los átomos de todos los elemento PROTÓN Es una partícula elemental eléctricamente neutra y masa ligeramente superior a la del protón, que se encuentra formando parte de los átomos de todos los elementos. NEUTRÓN

15. Isótopos Los átomos del mismo elemento pueden tener diferente número de neutrones; las diferentes versiones posibles de cada elemento son llamadas isótopos . Por ejemplo, el isótopo más común del hidrógeno no tiene ningún neutrón; también hay un isótopo del hidrógeno llamado deuterio , con un neutrón, y otro, tritio , con dos neutrones. Tritio Deuterio Hidrógeno

16. Número atómico El número atómico es el número entero positivo que equivale al número total de protones en un núcleo atómico . Se suele representar con la letra Z . Es característico de cada elemento químico y representa una propiedad fundamental del átomo: su carga nuclear. En un átomo eléctricamente neutro (sin carga eléctrica neta) el número de protones ha de ser igual al de electrones . De este modo, el número atómico también indica el número de electrones y define la configuración electrónica de los átomos.

17. Masa atómica También denominado Peso Atómico, Masa de un átomo correspondiente a un determinado elemento químico . Se suele utilizar la uma , como unidad, que significa "unidad de masa atómica". Las masas atómicas de los elementos químicos se suelen calcular con la media ponderada de las masas de los distintos isótopos de cada elemento teniendo en cuenta la abundancia relativa de cada uno de ellos, lo que explica la no correspondencia entre la masa atómica en umas , de un elemento, y el número de nucleones que alberga el núcleo de su isótopo más común.