2.  El modelo atómico actual, que explica
la estructura del átomo, tal como se
concibe hoy, es el resultado de
muchos años de investigaciones,
experiencias, formulación de
hipótesis, teorías y leyes que se
sucedieron a lo largo de la historia,
reflejando el trabajo de muchas
personas dedicadas a las Ciencias.

3. MODELIZACIÓN.
 Los modelos científicos son
representaciones simplificadas de la
realidad. Son permanentemente revisados
y ajustados a la realidad; así cuando un
modelo no concuerda con ella, es
rechazado por otro más operativo.
 Permiten dar una explicación científica a lo
observado y predecir los resultados de los
experimentos.

4. ANTIGÜEDAD.
 La idea central del
pensamiento griego era
que la materia resultaba
continua.
 Demócrito (460-370 a.C)
sostenía en cambio que la
materia estaba constituida
por pequeñas partículas
indivisibles que llamó
átomos. Sin embargo su
pensamiento no fue
considerado hasta que
2000 años después,
Dalton retomó el estudio
del átomo y aportó las
bases de la teoría atómica
moderna.

5. TEORÍA ATÓMICA DE JOHN
DALTON.
1803-1807
 Conjunto de hipótesis para explicar
cómo está constituida la materia.
 Algunos de los postulados de Dalton,
como el que dice que la materia es
discontinua, aún siguen vigentes,
pero su error consistió en considerar
que los átomos eran esferas rígidas,
indivisibles e indestructibles.

7. LA ELECTRICIDAD Y LA RADIACTIVIDAD.
EL ÁTOMO DIVISIBLE.
 Importantes descubrimientos como el
de la electricidad (1850) y el de la
radiactividad (1896), permitieron a
los físico-químicos del siglo XIX
concluir que el átomo está formado
por partículas aún más pequeñas,
llamadas partículas fundamentales o
subatómicas.

8. MARÍA SKLODOWOSKA DE CURIE.
1867-1934.
 Fue la única mujer galardonada con
dos premios Nobel. El 1º de Física,
otorgado en 1903 y compartido con
su esposo Pierre Curie y con Antonio
Henri Becquerel por haber
descubierto la radiactividad.( la
emisión de radiaciones por parte de
algunos núcleos atómicos).

10.  El 2º de Química, en 1911por el
hallazgo de dos elementos radiactivos
de gran importancia: el polonio y el
radio.
 Lamentablemente Marie muere de
leucemia, una enfermedad cuyo
origen probable haya sido la
exposición excesiva a las radiaciones.

11. EL DESCUBRIMIENTO DEL
ELECTRÓN.
 Se produjo a raíz de las experiencias
realizadas por Joseph Thomson
(1856-1940) en tubos de descarga,
también llamados tubos de rayos
catódicos.

12. MODELO DE THOMSON O “BUDÍN
DE CIRUELAS”
 ¿De dónde salen los electrones que
forman los rayos catódicos?
 Thomson sugirió su modelo atómico,
según el cual el átomo era una esfera
sólida de materia cargada
positivamente, con los electrones
incrustados en un número adecuado
para que la carga total fuese nula.

14. MODELO DE SISTEMA PLANETARIO O
MODELO NUCLEAR DEL ÁTOMO.
 Ernest Rutherford (1871-1937).
 A partir de sus experiencias formuló la
hipótesis de que la materia no se
distribuye de manera uniforme en el
interior de los átomos, sino que, por el
contrario, la mayor parte de la masa y
toda la carga positiva se concentra en
una zona central muy pequeña llamada
núcleo.

16.  En 1911,propuso su modelo por el
cual todos los átomos están formados
por núcleo y corteza. El núcleo según
él era muy pequeño respecto del
resto y los electrones giraban en
órbitas, tal como los planetas giran
alrededor del sol.

17. EXPERIMENTO DE RUTHERFORD QUE
INVALIDÓ EL MODELO DE THOMSON.
 A Rutherford se le ocurrió una idea genial:
bombardear átomos con radiaciones para
intentar desmenuzarlos y saber así que
había en su interior.
 El cañón para bombardear los átomos de
una lámina de oro eran los elementos
radiactivos (uranio, torio y radón) y las
“municiones” las partículas alfa emitidas
por ellos (partículas con carga +).

19.  Colocó una pantalla fluorescente de sulfuro
de cinc para contar los centelleos.
 Si la carga positiva y la masa de los átomos
se encuentran distribuidas uniformemente
en todo el volumen atómico, las partículas
alfa deberán desviarse ligeramente al
atravesar la lámina metálica.
 Sin embargo sucedió lo siguiente:

20.  La mayoría de las partículas alfa
atravesaban la lámina sin sufrir
ninguna desviación.
 Algunas eran desviadas con
magnitudes diferentes.
 Una pequeña fracción era
fuertemente repelida e invertida su
trayectoria, con un ángulo de 180º.

21. DESCUBRIMIENTO DEL PROTÓN Y DEL
NEUTRÓN.
 Varias experiencias realizadas por
Rutherford con rayos anódicos o
rayos canales, permitieron afirmar
que todos los núcleos atómicos
contenían partículas
fundamentales positivas, a las que
llamó protones.
 En 1932, el físico inglés James
Chadwick, descubrió la 3º
partícula fundamental, que por ser
eléctricamente neutra, la
denominó neutrón.

22. ¿QUÉ NO EXPLICA EL MODELO DE
RUTHERFORD?
 Consideremos al átomo de
Hidrógeno: el electrón gira alrededor
del protón, mantenido por la
atracción electrostática. Según la
Física clásica el electrón sería una
partícula acelerada que emite energía
radiante en forma permanente. Al
perder energía, el electrón caería
hacia el núcleo, estallándose
finalmente en él.

23.  La teoría electromagnética establece que
toda carga eléctrica con un movimiento del
tipo que se supone tienen los electrones,
debe emitir radiación electromagnética de
forma continua.
 Esta radiación debe hacer que el electrón
pierda energía y por tanto se acerque cada
vez más al núcleo. Pero en la práctica no
existe ni la “caída” de los electrones al
núcleo, ni la emisión continua de radiación.

24. NUEVO MODELO ATÓMICO: NIELS
BOHR (1885-1962).
 Discípulo de Rutherford, resolvió la
inestabilidad del modelo anterior.
 En este modelo, publicado en 1913, se
mantiene la estructura planetaria, pero se
aplican los principios cuánticos sobre la
emisión de energía.
 La energía emitida por el electrón no puede
ser continua, sino que su valor puede ser
sólo una cantidad discreta de energía
llamada cuanto, o un múltiplo de ella.

25.  Esta hipótesis la desarrolló Marx Planck.
 CUANTO: cantidad más pequeña de
energía que se puede emitir o absorber
como radiación electromagnética.
 La energía de los electrones está
cuantizada.
 Para explicar los espectros discontinuos de
los átomos, Bohr aplicó a los electrones de
los átomos la teoría de la cuantificación de
la energía de Planck.

26. DESCRIPCIÓN DEL ÁTOMO SEGÚN
EL MODELO DE BOHR.
 Sus principales innovaciones residen en la
explicación de cómo se disponen los
electrones.
 Los electrones giran alrededor del núcleo
en un número limitado de órbitas estables.
Es decir, que el electrón no puede moverse
a cualquier distancia del núcleo.
 Cuando un electrón se encuentra en una
órbita estable, no emite energía.
 Los electrones sólo pueden ganar o perder
energía cuando “saltan” de una órbita a
otra.

28.  Al absorber energía el electrón “salta”
desde el nivel 1 al 3. Luego puede volver al
nivel 2 o al nivel 1, con la emisión de una
radiación electromagnética.
 De esta manera se explica la generación de
cada radiación electromagnética
responsable de cada línea de absorción o
de emisión del espectro discontinuo de un
elemento determinado.

29.  Bohr explica el espectro de líneas de
Hidrógeno.
 Este modelo fue muy importante
porque introdujo la idea de estados
energéticos cuantizados para los
electrones de los átomos.
 Sin embargo, sólo era adecuado para
explicar iones y átomos con un solo
electrón.

30. MODELO ATÓMICO ACTUAL.
 Carece de representación física ya que se
trata de un modelo cuántico-matemático,
que responde a los principios de la Física
Cuántica.
 En 1926, el austríaco Erwin Schrodinger
propuso una ecuación que incorpora el
comportamiento tanto ondulatorio como de
partícula del electrón (dualidad onda-
partícula como la luz).
 Cada solución de la ecuación de onda,
describe un posible estado de energía para
los electrones del átomo.

32.  No podemos determinar con precisión el
recorrido de los electrones cuando se
mueven alrededor de los núcleos atómicos,
sólo podemos saber cuál es la región del
espacio en la que resulta más probable
encontrarlos. Esas regiones del espacio se
llaman orbitales.
 Principio de incertidumbre: no se puede
conocer simultáneamente y con una
precisión absoluta la posición y la velocidad
del electrón.(Heisenberg).

34.  Principio enunciado en 1924 por Louis De
Broglie: “ Toda partícula en movimiento
está asociada a una onda”.
 Física cuántica: describe el
comportamiento de partículas muy
pequeñas. Dice que estas partículas son a
la vez onda y partículas y la cuantización de
la energía es una consecuencia de estas
propiedades.

36. ESPECTROS.
 Es la imagen que se observa cuando se separan en
sus diversos componentes de longitud de onda la
radiación de una determinada fuente.
 Espectro continuo es el arco-iris. No todas las fuentes
de radiación producen un espectro continuo.
 Si colocamos un gas, a presión reducida dentro de un
tubo y aplicamos un voltaje elevado, el gas emite luz
de un determinado color: gas neón brillo rojo
anaranjado de los letreros luminosos; vapor de sodio
color amarillo de ciertas luces de alumbrado.
 Cuando se observa a través de un espectroscopio
estas luces emitidas por los gases, se distinguen
líneas coloridas, separadas por regiones negras; es un
espectro de líneas.

37.  El estudio de los espectros indica que la luz emitida por los
átomos excitados sólo poseen determinadas longitudes de
onda, determina frecuencia y energía.
 Cada clase de átomo tiene su propio espectro y por lo tanto
sus propias posibilidades energéticas.
 El electrón puede volver a su órbita original en varios pasos
intermedios, ocupando orbitales que no estén
completamente llenos. Cada línea observada representa una
determinada transición electrónica entre orbitales de mayor
y menor energía.
 En muchos de los elementos más pesados, cuando un
átomo está tan excitado que resultan afectados los
electrones internos cercanos al núcleo, se emite radiación
penetrante (rayos X). Estas transiciones electrónicas
implican cantidades de energía muy grandes.