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Modelos atómicos 
Repaso: 
- La materia 
- Los modelos atómicos 
Colegio de la Inmaculada, Gijón
Guión de la presentación: 
 La materia 
 El átomo en la antigüedad 
 El átomo de Dalton 
 El átomo de Thomson 
 El átomo de Rutherford 
 El átomo de Bohr
La materia 
 Materia es todo lo que nos rodea. 
 Todo está hecho de materia. 
Podemos decir que la materia: 
 Ocupa un lugar en el espacio 
 Tiene masa 
 Está formada por átomos 
La materia puede ser percibida por 
los sentidos 
El aire y el carbono son 
materia 
La luz y el calor no son 
materia (no tienen ni masa, 
ni volumen)
Clasificación de la materia 
Sistemas 
materiales 
Sustancias 
puras 
(un solo 
componente) 
Simples 
Un solo tipo de 
átomo. 
Monoatómicas 
Na, Fe, Cr 
Poliatómicas 
O2, Cl2 
Compuestas 
Dos o más tipos 
de átomos. 
Moleculares 
H 2O , CH4 , NH3 
Mezclas 
(varios 
componentes) 
Homogénas 
(Ej: Disoluciones) 
Una sola fase: 
Sal+agua 
Alcohol+agua 
Heterogénas 
Dos o más fases: 
Arena+agua 
granito 
(Recordando de 3º ESO)
Clasificación de la materia: Ejemplos 
Sustancias puras 
Simples Compuestas 
Mezclas 
Heterogéneas 
(se distinguen los componentes) 
Homogéneas 
(no se distinguen los componentes de la disolución)
El átomo en la antigüedad 
 Los griegos se hacían 
la siguiente pregunta: 
Si un pedazo de 
materia era dividido en 
partes cada vez mas 
pequeñas, ¿se llegaría 
alguna vez a encontrar 
un pedazo que no 
pudiera ser dividido?
El átomo en la antigüedad 
 En el siglo V a.C. el 
filósofo griego Demócrito 
supuso que existían 
partículas indivisibles, 
eternas e inmutables. 
 Por ello, llamó a estas 
partículas átomos, que en 
griego quiere decir 
"indivisibles". 
 Según Demócrito 
existían átomos 
distintos para cada 
sustancia distinta, por 
ejemplo: 
Una patata estaría formada por 
átomos de patata. El agua, por 
átomos de agua. Una piedra, por 
átomos de piedra, etc.
El átomo en la antigüedad 
 Sin embargo las ideas de Demócrito sobre 
la materia no fueron aceptadas por los 
filósofos de su época. 
 Pasaron cerca de 2.200 años para que la 
idea de los átomos fuera tomada de nuevo 
en consideración.
El átomo de Dalton 
 El Científico inglés 
John Dalton, en 1805, 
propuso que la materia 
no era continua, sino 
que habría un punto en 
el cual ya no se podría 
dividir. 
Este punto se llama 
ÁTOMO
El átomo de Dalton 
Dalton dijo: 
… la materia no es infinitamente divisible. 
Debe haber un punto a partir del cual no 
podemos seguir dividiendo. 
He escogido la palabra “átomo” para 
nombrar a estas ultimas partículas de 
materia, cuya existencia es escasamente 
dudosa, aunque son probablemente, muy 
pequeñas para apreciarse con los mejores 
microscopios…
El átomo de Dalton 
 Dalton imaginó los átomos 
como esferas indivisibles e 
indestructibles, iguales 
entre sí en cada elemento 
químico. 
 Los postulados de este 
modelo atómico de la 
materia que sirvieron de 
base a la química moderna 
son los siguientes:
El átomo de Dalton 
Postulados: 
• La materia está dividida en unas partículas indivisibles e indestructibles, 
que se denominan átomos. 
• Todos los átomos de un mismo elemento son idénticos entre sí 
(presentan igual masa e iguales propiedades). 
• Los átomos de distintos elementos tienen distinta masa y distintas 
propiedades. 
• Los compuestos se forman cuando los átomos se unen entre sí, en 
una relación constante y sencilla. 
• Los átomos no se pueden crear ni destruir, si un compuesto se 
descompone los átomos se reagrupan para formar otros, sin 
alterarse.
El átomo de Dalton 
Permite explicar: 
 La formación de compuestos químicos 
“Como las piezas de un juego de construcción” 
 Las reacciones químicas 
2 H2 + O2 
 2 H2O 
 La Ley de conservación de la masa 
En toda reacción química la suma de las masas de los 
reactivos es igual a la suma de las masas de los 
productos de la reacción
Ley de Lavoisier 
En toda reacción química la suma de las masas de los reactivos es 
igual a la suma de las masas de los productos de la reacción. 
Es decir, antes de la reacción y después de la reacción, tendremos el mismo número de átomos de 
cada uno de los elementos existentes. La única diferencia es que dichos átomos estarán unidos de 
otra forma. 
“El padre de la química” - Ley de conservación de la masa 
- Concepto de elemento químico 
- Composición del aire 
- Importancia de la precisión en la experimentación 
- Identifica la respiración con una oxidación 
- Primeras nociones de nomenclatura química 
- ….
El Átomo de Thomson 
 J. J. Thomson construyo el 
primer modelo atómico 
basado en experimentos 
científicos. 
 Permite explicar los 
fenómenos eléctricos. 
 Realizó experimentos con 
el tubo de rayos catódicos y 
descubrió el electrón.
El Átomo de Thomson 
El experimento de Thomson 
La primera evidencia de la existencia de partículas subatómicas y por tanto de que los átomos 
no eran indivisibles como postulaba la teoría atómica de Dalton, se obtuvo de los estudios de la 
conductividad eléctrica de gases a bajas presiones. 
- + pantalla 
rayos 
fluorescente 
emite 
destellos 
los rayos son 
acelerados por el polo 
positivo y se dirigen a 
en el polo la pantalla 
negativo, 
por un 
voltaje de 
10000 
voltios se 
generan 
los rayos gas comprimido a 
alta presion 
Descubrimiento del electrón 
De este experimento se obtuvieron las siguientes conclusiones:
Experiencias fundamentales 
 Rayos catódicos: 
Tubo de gas enrarecido 
Diferencia de potencial 
muy alta 
Inmaculada ciencias
El átomo de Thomson 
mmm. 
Los rayos catódicos se 
desplazan en línea recta 
Los rayos catódicos parten 
del polo negativo 
poseen masa 
son partículas negativas 
Ya entiendo! 
A las partículas que forman los rayos 
catódicos las llamaré electrones
El átomo de Thomson 
El átomo se encuentra formado por una 
esfera, que contiene toda la masa y tiene 
la carga positiva dispersa. 
En esa esfera se encuentran incrustadas 
las cargas negativas (electrones) de 
forma similar a como se encuentran las 
pasas en un pastel. Así:
El átomo de Thomson 
Postulados de Thomson: 
• El átomo está formado por una esfera de materia con carga positiva. 
• Los electrones están colocados arbitrariamente sobre esa masa 
positiva. 
• Como la materia es neutra debería haber igual carga positiva y 
negativa. 
• La carga está cuantizada: 
o La menor cantidad posible de carga eléctrica es la carga del electrón. 
o Todas las cargas eléctricas que pueden existir son múltiplo exacto de 
la carga del electrón.
El átomo de Rutherford 
 Parte de una experiencia que 
el modelo anterior no puede 
explicar: 
El experimento de Rutherford 
 Ernest Rutherford, construyó 
en 1911 el llamado Modelo 
Planetario del átomo. 
 Realizó experimentos con 
sustancias radiactivas como, 
por ejemplo, el Polonio.
Ernest Rutherford 
Además de su modelo atómico “modelo planetario” 
Se le considera el “Padre de la Física nuclear” por clasificar las 
emisiones radioactivas, descubiertas por H. Becquerel, en alfa, 
beta y gamma. 
Las partículas alfa (α) se generan 
habitualmente en reacciones nucleares o 
desintegración radiactiva de otros núclidos 
que se transmutan en elementos más 
ligeros mediante la emisión de dichas 
partículas. 
Una partícula beta (β) es un electrón que 
sale despedido en una reacción radiactiva. 
La radiación gamma o rayos gamma (γ) 
es un tipo de radiación electromagnética, y 
por tanto constituida por fotones, 
producida generalmente por elementos 
radiactivos.
El átomo de Rutherford. 
El experimento de Rutherford 
microscopio 
pantalla 
sensitiva 
produce 
destello al 
chocar las 
particulas 
lamina de oro 
muy delgada 
fuente de 
rayos alfa 
Los rayos alfa deben 
atravesar la lamina de oro y 
chocar con la pantalla, el 
destello que producen es 
observado con el 
microscopio. De la 
observación se obtuvo lo 
siguiente:
El átomo de Rutherford 
Otro esquema del experimento de Rutherford 
La mayoría de las partículas alfa atravesaban la lámina metálica sin 
cambiar de dirección; sin embargo, unas pocas eran reflejadas 
hacia atrás con ángulos pequeños. Éste era un resultado 
completamente inesperado, incompatible con el modelo de átomo 
macizo existente de Thomson.
El átomo de Rutherford 
mmm. 
La mayoría de los rayos alfa atravesaba la 
lámina sin desviarse, porque la mayor parte 
del espacio de un átomo es espacio vacío. 
Algunos rayos se desviaban, porque los 
rayos alfa son partículas positivas y pasan 
muy cerca de un punto que tiene toda la 
carga positiva del átomo. 
Muy pocos rebotan, porque chocan frontalmente 
contra esos centros de carga positiva.
El átomo de Rutherford 
Ya 
entiendo!
El átomo de Rutherford 
Postulados: 
• El átomo está constituido por una gran cantidad de espacio vacío. 
• Hay una zona muy reducida del espacio con toda la masa y una carga 
positiva muy intensa, NÚCLEO, que hace posible que reboten las 
partículas alfa. 
• Si los electrones son negativos, existen en el núcleo cargas positivas 
llamadas protones que equilibran la carga del átomo. 
Diferencia entre Rutherford y Thomson: 
Para Rutherford la materia y la carga positiva no están dispersas en el 
átomo, sino concentradas en el núcleo situado en el centro y que es 
100.000 veces más pequeño que el átomo
El átomo de Rutherford 
Deduce la presencia del NEUTRÓN: 
No lo detecta pero necesita de su presencia para: 
• Disminuir la repulsión entre los protones en el núcleo. 
• Compensar la deficiencia de masa (el número de protones 
es aproximadamente la mitad de la masa del átomo) el 
resto de la masa la aportan los NEUTRONES
Modelo Planetario 
Protones Carga + 
masa 
núcleo 
(masa y carga 
positiva) 
Su radio puede ser la 
cienmilésima parte (10-14 m) del 
radio total del átomo 
Átomo Neutrones masa 
corteza 
(Carga negativa, 
sin masa 
apreciable) 
Electrones Carga-
Las partículas subatómicas 
Partícula Símbolo Carga 
Absoluta (C) 
Masa 
Absoluta (Kg) 
Electrón e- -1.60 x10-19 9.11 x 10-31 
Protón p+ 1.60 x10-19 1.673x10-27 
Neutrón n0 0 1.675x10-27
Número atómico y número másico 
Z = Número atómico 
Es el número de 
protones, determina la 
identidad del átomo 
Libro 4º eso pag. 144 
X A 
Z 
 
A = Número másico 
nº de protones + nº de 
neutrones del núcleo  
 
 
 
11 
 
 
 
protones 
neutrones 
núcleo 
12 
corteza electrones 
Na 
11 
23 
11 
Construir átomos
Isótopos 
Isótopos: átomos de un mismo elemento con distinto 
número másico. 
Cl (Z=17, A=35) 
Cl (Z=17, A=36) 
Nº 
protones 
Nº 
neutrones 
Nº 
electrones 
17 18 17 
17 19 17 
Cl 35 
17 
Cl 35 
17 
Cl 36 
17 
Cl 35 
17 
Cl 36 
17 
Ejemplos de isótopos:
Número másico y masa atómica 
Se parecen en valor pero son conceptos distintos 
A = Número másico: nº de protones + nº de neutrones del núcleo 
- Es un número entero 
- Describe a cada átomo de un elemento 
- No tiene unidades 
Mat = Masa atómica: nº de veces que la masa de un átomo es mayor 
que, o contiene, a la uma (uma: unidad de masa atómica). 
- Puede ser decimal 
- Describe a los átomos de ese elemento en general 
- Es la media ponderada de la masa de los distintos isótopos de 
ese elemento, teniendo en cuenta la abundancia relativa de cada 
uno de ellos 
- Se mide en umas (u)
El átomo de Bohr 
 En 1913, Niels Bohr 
(discípulo de Rutherford) 
mejoró la concepción del 
átomo, introduciendo la 
estructura electrónica. 
 La teoría clásica no permite 
explicar algunos aspectos 
importantes del modelo de 
Rutherford.
El átomo de Bohr 
mmm. 
¿Qué pasa con los espectros? 
Ok, los electrones giran alrededor del 
núcleo… 
Al girar poseen aceleración… 
La teoría clásica dice que cuando una 
partícula con carga se acelera emite 
radiación… 
Entonces, si emite radiación pierde 
parte de su energía… 
Y si pierde energía, disminuye su 
velocidad, y con ella la fuerza 
centrífuga, que ya no puede compensar 
la atracción electrostática... 
Entonces caería contra el núcleo del 
átomo 
Pero… El electrón nunca cae!!
El átomo de Bohr 
Bohr propuso que: 
Solo emiten radiación cuando cambian 
el radio de su orbita, es decir que se 
acercan al núcleo. 
Según esto, los electrones solo pueden 
ocupar ciertas órbitas a determinadas 
distancias del núcleo. 
Esto se llamará NIVELES DE ENERGIA. 
Los electrones giran en forma circular 
alrededor del núcleo, y solo en ciertos 
niveles de energía. 
Ya entiendo! 
Los electrones que giran alrededor del 
núcleo no emiten radiación.
Crítica al modelo de Rutherford 
 Giro de los electrones alrededor del núcleo. 
Son partículas con carga sometidas a una 
aceleración, deberían emitir energía. 
 Supone nula la masa del electrón 
 No considera la interacción entre los 
electrones en la corteza 
 No explica fenómenos como: espectros, 
dualidad onda corpúsculo, etc.
El átomo de Bohr 
Puntos más importantes: 
• Solo son posibles determinadas órbitas, llamadas órbitas estacionarias 
en las que el electrón al girar alrededor del núcleo no emite energía. 
• Los electrones tienden a ocupar la órbita de menor energía posible, o 
sea la órbita más cercana al núcleo posible. 
• Un electrón al pasar de una órbita superior a una inferior emite energía 
en forma de radiación electromagnética (luz). 
• Un electrón para pasar de una órbita inferior a una superior debe 
ganar energía. 
• La energía que se absorbe o emite en los cambios de órbita de un 
electrón son característicos de los átomos de cada elemento químico 
(espectro atómico) y permiten identificarlo.
El átomo de Bohr 
Modificaciones: 
Orbitas n distancia 
1 0,53 Å 
2 2,12 Å 
3 4,76 Å 
4 8,46 Å 
5 13,22 Å 
6 19,05 Å 
7 25,93 Å 
Según Bohr las orbitas 
son circulares a ciertas 
distancias del núcleo 
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.
El átomo en la actualidad 
Los modelos atómicos siguen 
evolucionando, debido a: 
- Descubrimiento de nuevos 
fenómenos. 
- Disponibilidad de instrumentos 
más precisos que permiten 
observar cosas desconocidas 
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NUBE DE CARGA 
Incorpora las ideas de la teoría de 
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Modelos Atómicos

  • 1. Modelos atómicos Repaso: - La materia - Los modelos atómicos Colegio de la Inmaculada, Gijón
  • 2. Guión de la presentación:  La materia  El átomo en la antigüedad  El átomo de Dalton  El átomo de Thomson  El átomo de Rutherford  El átomo de Bohr
  • 3. La materia  Materia es todo lo que nos rodea.  Todo está hecho de materia. Podemos decir que la materia:  Ocupa un lugar en el espacio  Tiene masa  Está formada por átomos La materia puede ser percibida por los sentidos El aire y el carbono son materia La luz y el calor no son materia (no tienen ni masa, ni volumen)
  • 4. Clasificación de la materia Sistemas materiales Sustancias puras (un solo componente) Simples Un solo tipo de átomo. Monoatómicas Na, Fe, Cr Poliatómicas O2, Cl2 Compuestas Dos o más tipos de átomos. Moleculares H 2O , CH4 , NH3 Mezclas (varios componentes) Homogénas (Ej: Disoluciones) Una sola fase: Sal+agua Alcohol+agua Heterogénas Dos o más fases: Arena+agua granito (Recordando de 3º ESO)
  • 5. Clasificación de la materia: Ejemplos Sustancias puras Simples Compuestas Mezclas Heterogéneas (se distinguen los componentes) Homogéneas (no se distinguen los componentes de la disolución)
  • 6. El átomo en la antigüedad  Los griegos se hacían la siguiente pregunta: Si un pedazo de materia era dividido en partes cada vez mas pequeñas, ¿se llegaría alguna vez a encontrar un pedazo que no pudiera ser dividido?
  • 7. El átomo en la antigüedad  En el siglo V a.C. el filósofo griego Demócrito supuso que existían partículas indivisibles, eternas e inmutables.  Por ello, llamó a estas partículas átomos, que en griego quiere decir "indivisibles".  Según Demócrito existían átomos distintos para cada sustancia distinta, por ejemplo: Una patata estaría formada por átomos de patata. El agua, por átomos de agua. Una piedra, por átomos de piedra, etc.
  • 8. El átomo en la antigüedad  Sin embargo las ideas de Demócrito sobre la materia no fueron aceptadas por los filósofos de su época.  Pasaron cerca de 2.200 años para que la idea de los átomos fuera tomada de nuevo en consideración.
  • 9. El átomo de Dalton  El Científico inglés John Dalton, en 1805, propuso que la materia no era continua, sino que habría un punto en el cual ya no se podría dividir. Este punto se llama ÁTOMO
  • 10. El átomo de Dalton Dalton dijo: … la materia no es infinitamente divisible. Debe haber un punto a partir del cual no podemos seguir dividiendo. He escogido la palabra “átomo” para nombrar a estas ultimas partículas de materia, cuya existencia es escasamente dudosa, aunque son probablemente, muy pequeñas para apreciarse con los mejores microscopios…
  • 11. El átomo de Dalton  Dalton imaginó los átomos como esferas indivisibles e indestructibles, iguales entre sí en cada elemento químico.  Los postulados de este modelo atómico de la materia que sirvieron de base a la química moderna son los siguientes:
  • 12. El átomo de Dalton Postulados: • La materia está dividida en unas partículas indivisibles e indestructibles, que se denominan átomos. • Todos los átomos de un mismo elemento son idénticos entre sí (presentan igual masa e iguales propiedades). • Los átomos de distintos elementos tienen distinta masa y distintas propiedades. • Los compuestos se forman cuando los átomos se unen entre sí, en una relación constante y sencilla. • Los átomos no se pueden crear ni destruir, si un compuesto se descompone los átomos se reagrupan para formar otros, sin alterarse.
  • 13. El átomo de Dalton Permite explicar:  La formación de compuestos químicos “Como las piezas de un juego de construcción”  Las reacciones químicas 2 H2 + O2  2 H2O  La Ley de conservación de la masa En toda reacción química la suma de las masas de los reactivos es igual a la suma de las masas de los productos de la reacción
  • 14. Ley de Lavoisier En toda reacción química la suma de las masas de los reactivos es igual a la suma de las masas de los productos de la reacción. Es decir, antes de la reacción y después de la reacción, tendremos el mismo número de átomos de cada uno de los elementos existentes. La única diferencia es que dichos átomos estarán unidos de otra forma. “El padre de la química” - Ley de conservación de la masa - Concepto de elemento químico - Composición del aire - Importancia de la precisión en la experimentación - Identifica la respiración con una oxidación - Primeras nociones de nomenclatura química - ….
  • 15. El Átomo de Thomson  J. J. Thomson construyo el primer modelo atómico basado en experimentos científicos.  Permite explicar los fenómenos eléctricos.  Realizó experimentos con el tubo de rayos catódicos y descubrió el electrón.
  • 16. El Átomo de Thomson El experimento de Thomson La primera evidencia de la existencia de partículas subatómicas y por tanto de que los átomos no eran indivisibles como postulaba la teoría atómica de Dalton, se obtuvo de los estudios de la conductividad eléctrica de gases a bajas presiones. - + pantalla rayos fluorescente emite destellos los rayos son acelerados por el polo positivo y se dirigen a en el polo la pantalla negativo, por un voltaje de 10000 voltios se generan los rayos gas comprimido a alta presion Descubrimiento del electrón De este experimento se obtuvieron las siguientes conclusiones:
  • 17. Experiencias fundamentales  Rayos catódicos: Tubo de gas enrarecido Diferencia de potencial muy alta Inmaculada ciencias
  • 18. El átomo de Thomson mmm. Los rayos catódicos se desplazan en línea recta Los rayos catódicos parten del polo negativo poseen masa son partículas negativas Ya entiendo! A las partículas que forman los rayos catódicos las llamaré electrones
  • 19. El átomo de Thomson El átomo se encuentra formado por una esfera, que contiene toda la masa y tiene la carga positiva dispersa. En esa esfera se encuentran incrustadas las cargas negativas (electrones) de forma similar a como se encuentran las pasas en un pastel. Así:
  • 20. El átomo de Thomson Postulados de Thomson: • El átomo está formado por una esfera de materia con carga positiva. • Los electrones están colocados arbitrariamente sobre esa masa positiva. • Como la materia es neutra debería haber igual carga positiva y negativa. • La carga está cuantizada: o La menor cantidad posible de carga eléctrica es la carga del electrón. o Todas las cargas eléctricas que pueden existir son múltiplo exacto de la carga del electrón.
  • 21. El átomo de Rutherford  Parte de una experiencia que el modelo anterior no puede explicar: El experimento de Rutherford  Ernest Rutherford, construyó en 1911 el llamado Modelo Planetario del átomo.  Realizó experimentos con sustancias radiactivas como, por ejemplo, el Polonio.
  • 22. Ernest Rutherford Además de su modelo atómico “modelo planetario” Se le considera el “Padre de la Física nuclear” por clasificar las emisiones radioactivas, descubiertas por H. Becquerel, en alfa, beta y gamma. Las partículas alfa (α) se generan habitualmente en reacciones nucleares o desintegración radiactiva de otros núclidos que se transmutan en elementos más ligeros mediante la emisión de dichas partículas. Una partícula beta (β) es un electrón que sale despedido en una reacción radiactiva. La radiación gamma o rayos gamma (γ) es un tipo de radiación electromagnética, y por tanto constituida por fotones, producida generalmente por elementos radiactivos.
  • 23. El átomo de Rutherford. El experimento de Rutherford microscopio pantalla sensitiva produce destello al chocar las particulas lamina de oro muy delgada fuente de rayos alfa Los rayos alfa deben atravesar la lamina de oro y chocar con la pantalla, el destello que producen es observado con el microscopio. De la observación se obtuvo lo siguiente:
  • 24. El átomo de Rutherford Otro esquema del experimento de Rutherford La mayoría de las partículas alfa atravesaban la lámina metálica sin cambiar de dirección; sin embargo, unas pocas eran reflejadas hacia atrás con ángulos pequeños. Éste era un resultado completamente inesperado, incompatible con el modelo de átomo macizo existente de Thomson.
  • 25. El átomo de Rutherford mmm. La mayoría de los rayos alfa atravesaba la lámina sin desviarse, porque la mayor parte del espacio de un átomo es espacio vacío. Algunos rayos se desviaban, porque los rayos alfa son partículas positivas y pasan muy cerca de un punto que tiene toda la carga positiva del átomo. Muy pocos rebotan, porque chocan frontalmente contra esos centros de carga positiva.
  • 26. El átomo de Rutherford Ya entiendo!
  • 27. El átomo de Rutherford Postulados: • El átomo está constituido por una gran cantidad de espacio vacío. • Hay una zona muy reducida del espacio con toda la masa y una carga positiva muy intensa, NÚCLEO, que hace posible que reboten las partículas alfa. • Si los electrones son negativos, existen en el núcleo cargas positivas llamadas protones que equilibran la carga del átomo. Diferencia entre Rutherford y Thomson: Para Rutherford la materia y la carga positiva no están dispersas en el átomo, sino concentradas en el núcleo situado en el centro y que es 100.000 veces más pequeño que el átomo
  • 28. El átomo de Rutherford Deduce la presencia del NEUTRÓN: No lo detecta pero necesita de su presencia para: • Disminuir la repulsión entre los protones en el núcleo. • Compensar la deficiencia de masa (el número de protones es aproximadamente la mitad de la masa del átomo) el resto de la masa la aportan los NEUTRONES
  • 29. Modelo Planetario Protones Carga + masa núcleo (masa y carga positiva) Su radio puede ser la cienmilésima parte (10-14 m) del radio total del átomo Átomo Neutrones masa corteza (Carga negativa, sin masa apreciable) Electrones Carga-
  • 30. Las partículas subatómicas Partícula Símbolo Carga Absoluta (C) Masa Absoluta (Kg) Electrón e- -1.60 x10-19 9.11 x 10-31 Protón p+ 1.60 x10-19 1.673x10-27 Neutrón n0 0 1.675x10-27
  • 31. Número atómico y número másico Z = Número atómico Es el número de protones, determina la identidad del átomo Libro 4º eso pag. 144 X A Z  A = Número másico nº de protones + nº de neutrones del núcleo     11    protones neutrones núcleo 12 corteza electrones Na 11 23 11 Construir átomos
  • 32. Isótopos Isótopos: átomos de un mismo elemento con distinto número másico. Cl (Z=17, A=35) Cl (Z=17, A=36) Nº protones Nº neutrones Nº electrones 17 18 17 17 19 17 Cl 35 17 Cl 35 17 Cl 36 17 Cl 35 17 Cl 36 17 Ejemplos de isótopos:
  • 33. Número másico y masa atómica Se parecen en valor pero son conceptos distintos A = Número másico: nº de protones + nº de neutrones del núcleo - Es un número entero - Describe a cada átomo de un elemento - No tiene unidades Mat = Masa atómica: nº de veces que la masa de un átomo es mayor que, o contiene, a la uma (uma: unidad de masa atómica). - Puede ser decimal - Describe a los átomos de ese elemento en general - Es la media ponderada de la masa de los distintos isótopos de ese elemento, teniendo en cuenta la abundancia relativa de cada uno de ellos - Se mide en umas (u)
  • 34. El átomo de Bohr  En 1913, Niels Bohr (discípulo de Rutherford) mejoró la concepción del átomo, introduciendo la estructura electrónica.  La teoría clásica no permite explicar algunos aspectos importantes del modelo de Rutherford.
  • 35. El átomo de Bohr mmm. ¿Qué pasa con los espectros? Ok, los electrones giran alrededor del núcleo… Al girar poseen aceleración… La teoría clásica dice que cuando una partícula con carga se acelera emite radiación… Entonces, si emite radiación pierde parte de su energía… Y si pierde energía, disminuye su velocidad, y con ella la fuerza centrífuga, que ya no puede compensar la atracción electrostática... Entonces caería contra el núcleo del átomo Pero… El electrón nunca cae!!
  • 36. El átomo de Bohr Bohr propuso que: Solo emiten radiación cuando cambian el radio de su orbita, es decir que se acercan al núcleo. Según esto, los electrones solo pueden ocupar ciertas órbitas a determinadas distancias del núcleo. Esto se llamará NIVELES DE ENERGIA. Los electrones giran en forma circular alrededor del núcleo, y solo en ciertos niveles de energía. Ya entiendo! Los electrones que giran alrededor del núcleo no emiten radiación.
  • 37. Crítica al modelo de Rutherford  Giro de los electrones alrededor del núcleo. Son partículas con carga sometidas a una aceleración, deberían emitir energía.  Supone nula la masa del electrón  No considera la interacción entre los electrones en la corteza  No explica fenómenos como: espectros, dualidad onda corpúsculo, etc.
  • 38. El átomo de Bohr Puntos más importantes: • Solo son posibles determinadas órbitas, llamadas órbitas estacionarias en las que el electrón al girar alrededor del núcleo no emite energía. • Los electrones tienden a ocupar la órbita de menor energía posible, o sea la órbita más cercana al núcleo posible. • Un electrón al pasar de una órbita superior a una inferior emite energía en forma de radiación electromagnética (luz). • Un electrón para pasar de una órbita inferior a una superior debe ganar energía. • La energía que se absorbe o emite en los cambios de órbita de un electrón son característicos de los átomos de cada elemento químico (espectro atómico) y permiten identificarlo.
  • 39. El átomo de Bohr Modificaciones: Orbitas n distancia 1 0,53 Å 2 2,12 Å 3 4,76 Å 4 8,46 Å 5 13,22 Å 6 19,05 Å 7 25,93 Å Según Bohr las orbitas son circulares a ciertas distancias del núcleo 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.
  • 40. El átomo en la actualidad Los modelos atómicos siguen evolucionando, debido a: - Descubrimiento de nuevos fenómenos. - Disponibilidad de instrumentos más precisos que permiten observar cosas desconocidas antes. NUBE DE CARGA Incorpora las ideas de la teoría de la relatividad y la mecánica