1.
INTRODUCCION
Cada sustancia del universo está formada por pequeñas
partículas llamadas átomos; son estudiados por la química,
que surgió en la edad media y que estudia la materia.
Para comprender los átomos, cientos de científicos han
anunciado una serie de teorías que nos ayudan a
comprender su complejidad. Durante el renacimiento, la
química fue evolucionando; a finales del siglo XVIII se
descubren los elementos y en el siglo XIX se establecen
leyes de la combinación y la clasificación periódica de los
elementos y se potencia el estudio de la constitución de los
átomos.
http://www.youtube.com/watch?v=tfzr7Yjv3-M

2.
h
John Dalton Thompson
Niels Bohr rutherford
Schrodinger

3.
En 1808, John Dalton publicó su teoría atómica, que
retomaba las antiguas ideas de Leucipo y de
Demócrito. Según la teoría de Dalton:
1.- Los elementos están formados por partículas
diminutas, indivisibles e inalterables
llamadas átomos.
Dalton estableció un sistema para designar a cada
átomo de forma que se pudieran distinguir entre los
distintos elementos:

4.
2.- Los átomos de un mismo elemento son todos iguales
entre sí en masa, tamaño y en el resto de las propiedades
físicas o químicas. Por el contrario, los átomos de
elementos diferentes tienen distinta masa y
propiedades. Según la teoría atómica de Dalton cada
elemento tiene todos sus átomos iguales y diferentes de
los demás.

5.
Elemento hidrogeno con todos sus átomos iguales
Elemento oxigeno con todos sus átomos iguales
3.- Los compuestos se forman por la unión de átomos
de los correspondientes elementos según una relación
numérica sencilla y constante.
Una molécula de agua
esta formada por 1
átomo de oxigeno y 2 de Esta molécula de agua
hidrogeno oxigenada esta formada
por 2 átomos de oxigeno
unidos a 2 átomos de
hidrogeno

6.
De la teoría atómica de Dalton se pueden obtener las
siguientes definiciones:
- Un átomo es la partícula más pequeña de un
elemento que conserva sus propiedades.
- Un elemento es una sustancia pura que está formada
por átomos iguales.
- Un compuesto es una sustancia que está formada
por átomos distintos combinados en una relación
numérica sencilla y constante.

7.
El modelo atómico de Dalton explicaba por qué las
sustancias se combinaban químicamente entre sí sólo en
ciertas proporciones.
Además el modelo aclaraba que aún existiendo una gran
variedad de sustancias diferentes, estas podían ser
explicadas en términos de una cantidad más bien pequeña
de constituyentes elementales o elementos.
En esencia, el modelo explicaba la mayor parte de la
química orgánica del siglo XIX, reduciendo una serie de
hechos complejos a una teoría combinatoria realmente
simple.
El modelo atómico de Dalton, surgido en el contexto de la
química, fue el primer modelo atómico con bases
científicas, fue formulado en 1808 por John Dalton.

8.
En un principio, Dalton dijo que la materia estaba
formada por átomos, es decir, por partículas
indivisibles e inalterables. Pero al descubrirse la
existencia de las partículas subatómicas, se comprobó
que el átomo no era indivisible.
A pesar de que la teoría de Dalton era errónea,
significó un avance muy importante en el camino de la
comprensión de la materia. Además, la aceptación del
modelo de Dalton no fue inmediata, y
durante bastantes años muchos científicos se
resistieron a reconocer la existencia del átomo.

9.
El modelo atómico de Thompson, a diferencia del
de Dalton, es que en este se plantea por primera
vez la utilización del electrón, considerando que
es una partícula de carga negativa. (e-). En este
modelo solo se plantea la existencia del electrón,
sin embargo nunca menciona la existencia del
protón ni del neutrón. Una vez considerado el
electrón como una partícula fundamental de la
materia existente en todos los átomos, los físicos
atómicos empezaron a especular sobre cómo
estaban incorporadas estas partículas dentro de
los átomos.

10.
El modelo comúnmente aceptado era el que a
principios del siglo XX propuso Joseph John
Thompson, quién pensó que la carga positiva
necesaria para contrarrestar la carga negativa de los
electrones en un átomo neutro estaba en forma de
nube difusa, de manera que el átomo consistía en una
esfera de carga eléctrica positiva, en la cual estaban
embebidos los electrones en número suficiente para
neutralizar la carga positiva.

11.
Tras el descubrimiento del electrón(descubierto
por Thompson en el año 1897; véase partículas
subatómicas), en 1898 Thompson propuso un
modelo atómico que tomaba en cuenta la existencia
de dicha partícula subatómica.
Su modelo era estático, ya que suponía que los
electrones estaban en reposo dentro del átomo, y que
el conjunto era eléctricamente neutro.
El modelo de Thompson era parecido a un pastel de
frutas: los electrones estaban incrustados en una
masa esférica de carga positiva. La carga negativa
total de los electrones era la misma que la carga
total positiva de la esfera, por lo que dedujo que el
átomo era neutro.

12.
Thompson también explicó la formación de
iones, tanto positivos como negativos.
Cuando el átomo pierde algún electrón, la
estructura queda positiva y se forman iones
positivos; pero si el átomo gana algún
electrón, la estructura queda negativa y se
forman iones negativos.

13.
Según el modelo de Thompson, los átomos están
constituidos por una distribución de carga y masa
regular, y éstos están unidos unos con otros
formando la sustancia. Es decir, la sustancia
debería poseer una estructura interna homogénea
y, por tanto, las partículas al atravesarla deberían
tener un comportamiento uniforme. Tras los
experimentos de Rutherford, y tras el
descubrimiento de las partículas subatómicas se
vio que lo dicho por Thompson no se cumplía.
Por otro lado, aunque Thompson explicó la
formación de iones, dejó sin explicación la
existencia de las otras reacciones.

14.
En 1910 el físico neozelandés, Ernesto Rutherford, utilizó
partículas alfa, para demostrar la estructura de los átomos.
Rutherford efectuó una serie de experimentos utilizando
láminas muy delgadas de oro, como blanco de partículas alfa
provenientes de una fuente radiactiva.
En este experimento, observo que la mayoría de las partículas
alfa, atravesaban la lámina sin desviarse, o bien con una ligera
desviación. De vez en cuando, algunas partículas eran
dispersadas (o desviadas) de su trayectoria con un gran ángulo.
¡En algunos casos, las partículas alfa regresaban por la misma
trayectoria hacia la fuente radiactiva!
Tiempo después, Rutherford pudo explicar los resultados del
experimento de la dispersión de partículas alfa utilizando un
nuevo modelo de átomo.

15.
De acuerdo con Rutherford, la mayor parte de los
átomos debe ser espacio vacío. Esto explica por qué la
mayoría de las partículas alfa atravesaron la lámina de
oro sufriendo poca o ninguna desviación.
Rutherford propuso que las cargas positivas de los
átomos estaban concentradas en "un denso
conglomerado central del átomo, que lo
llamo núcleo" .Cuando una partícula alfa pasaba cerca
del núcleo en el experimento, actuaba sobre ella una
gran fuerza de repulsión, lo que originaba una gran
desviación. Más aún, cuando una partícula alfa incidía
directamente sobre el núcleo, experimentaba una
repulsión tan grande que su trayectoria se invertía por
completo.
"Las partículas del núcleo que tienen carga positiva
reciben el nombre de protones".

16.
En otros experimentos se encontró que los protones
tienen la misma cantidad de carga que los electrones y
que su masa es de 1.67262 x 10-24g, aproximadamente
1840 veces la masa de las partículas, con carga
negativa, los electrones.
"La masa del núcleo constituye la mayor parte de la
masa total del átomo, pero el núcleo ocupa
solamente 1/1013 del volumen total del átomo"
"Mientras que los protones están confinados en el
núcleo del átomo, se considera que los electrones están
esparcidos alrededor del núcleo y a cierta distancia de
él".

17.
Al ver que no se cumplía el modelo propuesto por
Thompson, Rutherford formuló el modelo nuclear del
átomo. Según este modelo, el átomo está formado por
un núcleo y una corteza:
Núcleo: aquí se concentra casi la totalidad de la masa
del átomo, y tiene carga positiva.
Corteza: está formada por los electrones, que giran
alrededor del núcleo describiendo órbitas circulares
(sistema solar en miniatura)
Así mismo, también dijo que la materia es neutra, ya
que la carga positiva del núcleo y la negativa de la
corteza se neutralizan entre sí.

18.
Rutherford dedujo que:
La materia está casi vacía; el núcleo es 100.000 veces
más pequeño que el radio del átomo.
La mayoría de las partículas alfa no se desvían porque
pasan por la corteza, y no por el núcleo.
Las que pasan cerca del núcleo se desvían porque son
repelidas. Cuando el átomo suelta electrones, el
átomo se queda con carga negativa, convirtiéndose
en un ión negativo; pero si, por el contrario, el átomo
gana electrones, la estructura será positiva y el átomo
se convertirá en un ión negativo. El átomo es estable.

19.
s Algunos rayos pasaron casi libremente. esto
indicaba que gran cantidad de espacio del
átomo estaba vacío.
Algunos rayos se desviaron parcialmente. esto
indica que pasaban cerca de una carga positiva
y eran desviados por la fuerza eléctrica.
Pero algunos rayos rebotaban. esto era por que
chocaban frontalmente con una masa positiva.
esto es el núcleo.
http://www.librosite.net/data/glosarios/petrucci/videos/cap2/ex
perimento_%20rutherford.doc

20.
Según el modelo atómico de Rutherford, los electrones se
mueven en órbitas circulares y tienen una aceleración normal.
Pero según los principios del electromagnetismo clásico, una
carga eléctrica en movimiento acelerado emite energía; por lo
tanto, el electrón terminaría describiendo órbitas en espiral
hasta chocar con el núcleo, y esto supondría una pérdida
continua de energía.
Por otro lado, el electrón pasaría por todas las órbitas
posibles describiendo una espiral alrededor del núcleo; y por
tanto, la radiación emitida debería de ser continua. Sin
embargo, los espectros de emisión de los elementos son
discontinuos.

21.
Según el concepto de Niels Bohr, los electrones solo pueden
circular alrededor del núcleo atómico en ciertas órbitas
circulares. La objeción que hizo Bohr con respecto al
modelo de Rutherford era que según las leyes físicas
clásicas el electrón, poseedor inicialmente de una cierta
cantidad de energía, la iría perdiendo en forma de ondas
electromagnéticas, lo que acabaría provocando la
precipitación de dicha partícula sobre el núcleo. De este
modo, el átomo, como tal, quedaría destruido.
¡Contrariamente a lo que ocurre en la realidad!

22.
Bohr introdujo el concepto de niveles de energía, por medio del cual,
cada electrón tiene una determinada energía, lo cual lo mantiene a cierta
distancia del núcleo. Los electrones siempre se ubican en los primeros
niveles.
POSTULADOS DE MODELO ATOMICO DE BOHR
El átomo está cuantizados, ya que solo puede poseer unas pocas y
determinadas energías.
El electrón gira en unas órbitas circulares alrededor del núcleo, y cada órbita
es un estado estacionario que va asociado a un numero natural, "n" (núm.
cuántico principal), y toma valores del 1 al 7.
Así mismo, cada nivel "n" está formado por distintos subniveles, "l". Y a su
vez, éstos se desdoblan en otros (efecto Zeeman), "m". Y por último, hay un
cuarto núm. cuántico que se refiere al sentido, "s".
Los niveles de energía permitidos son múltiplos de la constante de planck.
Cuando un electrón pasa de un nivel de energía a otro, se absorbe o se emite
energía. Cuando el electrón está en n=1 se dice que está en el nivel
fundamental (nivel de mínima energía); al cambiar de nivel el electrón
absorbe energía y pasa a llamarse electrón excitado.
Bohr situó a los electrones en lugares exactos del espacio.

23.
Tras el descubrimiento del neutrón, en 1913 Bohr
intentó mejorar el modelo atómico de Rutherford
aplicando las ideas cuánticas de Planck a su modelo.
Para realizar su modelo atómico se valió del átomo de
hidrógeno; describió el átomo de hidrógeno con un
protón como núcleo y con un electrón girando a su
alrededor.
Aplicando esta hipótesis se resolvía la dificultad de
átomo de Rutherford: el electrón al girar alrededor del
núcleo no iba perdiendo energía, sino que se situaba
en uno de los estados estacionarios de movimiento
que tenían una energía fija. Un electrón solo perdía o
ganaba energía cuando saltaba de un estado a otro. La
energía del electrón en el átomo es negativa porque es
menor que la energía de electrón libre. Al aplicar la
formula de Bohr a otros átomos se obtuvieron
resultados satisfactorios

24.
Bohr creó su modelo basándose en el átomo de
hidrógeno; pero surgieron complicaciones. En
consecuencia, Sommerfeld perfeccionó este modelo
considerando la energía en las órbitas atómicas estaba
cuantizada, ni por qué que las órbitas podían ser
también elípticas.
El modelo atómico de Bohr no explicaba por qué
algunas propiedades de los elementos se repetían
periódicamente. Es decir, no explicaban bien los
espectros de emisión.
Además, se aventuraba a colocar a los electrones
con exactitud en unas órbitas fijas.

25.
Es el modelo actual; fue expuesto en 1925 por Heinsenberg y
Schrodinger. Aspectos característicos:
Dualidad onda-partícula: Broglie propuso que las partículas
materiales tienen propiedades ondulatorias, y que toda partícula en
movimiento lleva una onda asociada.
Principio de indeterminación: Heinsenberg dijo que era imposible
situar a un electrón en un punto exacto del espacio.
Las ecuaciones del modelo mecano-cuántico describen el
comportamiento de los electrones dentro del átomo, y recogen su
carácter ondulatorio y la imposibilidad de predecir sus trayectorias
exactas.
Así establecieron el concepto de orbital, región del espacio del átomo
donde la probabilidad de encontrar un electrón es muy grande.
Características de los orbitales:

26.
La energía está cuantizada.
Lo que marca la diferencia con el modelo de Bohr es
que este modelo no determina la posición exacta del
electrón, sino la mayor o menor probabilidad.
Dentro del átomo, el electrón se interpreta como una
nube de carga negativa, y dentro de esta nube, en el
lugar en el que la densidad sea mayor, la probabilidad
de encontrar un electrón también será mayor

27.
El comportamiento de los electrones dentro del átomo
se describe a través de los números cuánticos.
Los números cuánticos se encargan del
comportamiento de los electrones, y la configuración
electrónica de su distribución.
Y por último, dada la cantidad de elementos, se
necesitaba una clasificación. Hoy en día se utiliza la
Tabla Periódica, aunque le precedieron muchos otras
propuestas. En la Tabla Periódica los elementos se
clasifican según el número atómico.

28.
El modelo atómico de Schrodinger no se trata de un
modelo relativista, sino cuántico, que está basado en la
ecuación que este físico austríaco realizó en 1925.
Bohr había postulado un modelo que funcionaba
perfectamente para el átomo de hidrógeno, pero en los
espectros que fueron realizados para otros átomos, se veía
que los electrones aun siendo del mismo nivel energético,
poseían energías algo diferentes, hecho que no respondía el
modelo de Bohr, lo que hacía necesaria una urgente
corrección de su modelo.

29.
Fue Sommerfeld quien modificó el modelo de Bohr,
al deducir que en cada nivel energético existían
subniveles, lo explicó añadiendo órbitas elípticas y
usando la relatividad.
El modelo atómico de Schrodinger definía al principio
los electrones como ondas de materia (dualidad
onda-partícula), describiendo de este modo la
ecuación ondulatoria que explicaba el desarrollo en el
tiempo y el espacio de la onda material en cuestión. El
electrón con su carácter ondulatorio venía definido
por una función de ondas (Ψ), usando una ecuación
de ondas sencilla que no era más que una ecuación
diferencial de segundo grado, donde aparecían
derivadas segundas de Ψ.

30.
Cuando se resuelve esta ecuación, se ve que la función depende
de unos parámetros que son los números cuánticos, como se
decía en el modelo de Bohr. De este modo, el cuadrado de la
función de ondas correspondía con la probabilidad de encontrar
al electrón en una región concreta, lo que nos introducía en el
Principio de Heinsenberg. Es por esto, que en el modelo de
Schrodinger, aparece un concepto pare definir la región del
espacio en la cual cabría mayor posibilidad de hallar al
electrón: el orbital.
Max Born, poco después interpretó la probabilidad de la
función de onda que tenían los electrones. Esta nueva
explicación o interpretación de los hechos era compatible con
los electrones puntuales que tenían la probabilidad de presencia
en una región concreta, lo que venía explicado por la integral
del cuadrado de la función de onda de dicha región, cosa que
permitía realizar predicciones, como anteriormente se explica.

31.
Actualmente cuando se necesita
una precisión alta en cuanto a niveles de
energía se refiere, se usa un modelo similar
al de Schrodinger, modificando la
descripción del electrón usando la ecuación
relativista de Dirac, en vez de la famosa
ecuación del físico austríaco. También es un
modelo válido para explicar las
configuraciones electrónicas de los átomos.
http://atomictheory3.blogspot.com/

32.
El nombre de modelo atómico de Schrodinger, suele
llevar confusión, debido a que no explica totalmente la
estructura del átomo. Este modelo explica solamente la
estructura electrónica del átomo y su interacción con la
estructura de otros átomos, pero en ningún momento
nombra al núcleo, ni hace referencia a la estabilidad de
éste.
http://atomictheory3.blogspot.com/

33.
El modelo de Dalton , aunque no fue tan completo
sirvió de base para las próximas investigaciones para
la proposición de otros modelos atómicos , para El
modelo de Thompson presentaba un átomo
Estático y macizo. Las cargas positivas y
Negativas estaban en reposo neutralizándose
Mutuamente. Los electrones estaban incrustados
En una masa positiva. El átomo de Rutherford
Era dinámico y hueco pero de acuerdo con
las leyes de la física clásica inestable.

34.
El modelo
de Bohr era similar al de Rutherford, pero
conseguía salvar la inestabilidad recurriendo
a la noción de cuantificaron y junto con
ella a la idea de que la física de los átomos
debía ser diferente de la física clásica.
El modelo de schrodinger junto con la ayuda de
heinsenberg se obtuvo un modelo mucho mas amplio
y completo ya que ellos unificaron cada modelo y
aporte atómico para obtener uno que cumpliera con
todas las leyes a que se rigen los átomos y de como
están formados.
http://www.youtube.com/watch?v=Ju4WXTLn-
W0&feature=related

35.
Thompson
Dalton
rutherford
Bohr