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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
h



    John Dalton                 Thompson


    Niels Bohr                  rutherford




                  Schrodinger
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:
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.
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
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.
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.
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.
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.
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.
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.
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.
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.
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.
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".
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".
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.
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.
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
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.
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!
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.
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
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.
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:
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
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.
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.
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.
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.
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/
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/
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.
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
Thompson
     Dalton




rutherford
                Bohr

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  • 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.
  • 32. 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/
  • 33. 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/
  • 34. 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.
  • 35. 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
  • 36.
  • 37. Thompson Dalton rutherford Bohr