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450 BCE
Evolución del Modelo Atómico
Leucipo y Demócrito (~450 a.C.) → Proponen la idea de que la materia está compuesta por partículas indivisibles llamadas “átomos”. -
330 BCE
Evolución del Modelo Atómico II
Aristóteles (~330 a.C.) → Rechaza la teoría atómica y propone que la materia está formada por cuatro elementos: tierra, agua, aire y fuego. -
🐦🔥Renacimiento y Siglo XVII-XVIII
• Robert Boyle (1661) → Afirma que la materia está compuesta por partículas y no por los cuatro elementos aristotélicos. -
⚗️ Renacimiento y Siglo XVII-XVIII (II)
Antoine Lavoisier (1789) → Postula la Ley de Conservación de la Materia, que establece que la energía no puede crearse ni destruirse, solo transformarse, lo que sienta las bases para la química moderna. Joseph Proust (1799) → Formula la Ley de las Proporciones Definidas, indicando que diferentes átomos se combinan en relaciones simples de números enteros para formar compuestos. -
⚛️ Modelo Atómico de Dalton (1803 - 1808). Considerada la primera teoría atómica científica basada en experimentación.
Afirma que:
1 La materia está compuesta por átomos indivisibles.
2 Todos los átomos de un elemento son idénticos.
3 Los átomos se combinan en proporciones fijas para formar compuestos. Aunque algunos inconvenientes eran:
❌ No explicaba la existencia de partículas subatómicas (electrones, protones y neutrones).
❌ No justificaba la formación de iones ni las cargas eléctricas en reacciones químicas.
❌ No consideraba la existencia de isótopos (átomos de un mismo elemento con diferente masa). -
🟤 Modelo de Thomson (1897) – “Pudín de Pasas”
Thompson propuso que:
1️⃣ El átomo es una esfera de carga positiva
Está formado por una nube esférica de carga positiva que contiene la mayor parte de la masa.
2️⃣ Los electrones están incrustados en la carga positiva.
Los electrones (carga negativa) están distribuidos dentro de la esfera de carga positiva, como un pudín de pasas.
3️⃣ El átomo es eléctricamente neutro
La cantidad de carga positiva y negativa es igual, lo que hace que el átomo no tenga carga neta. -
Modelo atómico de Thomson II
🔴 Limitaciones del Modelo de Thomson
❌ No explicaba cómo se organizaban los electrones dentro del átomo.
❌ No justificaba la existencia del núcleo ni de partículas adicionales como los protones y neutrones.
❌ Fue desmentido por Ernest Rutherford (1911) con el experimento de la lámina de oro, que demostró la existencia de un núcleo central. -
Modelo atómico de Rutherford II
🔴 Limitaciones del Modelo de Rutherford
❌ No explicaba por qué los electrones no caen al núcleo
Según la física clásica, un electrón en movimiento emite energía y debería caer en el núcleo en forma de espiral.
❌ No explicaba los espectros de emisión de los elementos
Los átomos emiten luz en líneas específicas, lo que sugiere que los electrones solo pueden tener ciertos valores de energía, Rutherford no consiguió explicarlo. -
🌗 Modelo de Rutherford (1911) – “Modelo Nuclear”
Rutherford decía que:
1️⃣ El átomo tiene un núcleo central pequeño y denso
Que contiene toda la energía y casi toda la masa atómica.
2️⃣ Los electrones giran alrededor del núcleo
No están incrustados en una esfera de carga positiva (como decía Thomson), sino que orbitan alrededor del núcleo en el espacio vacío.
3️⃣ El átomo es mayormente espacio vacío
La mayoría de las partículas alfa pasaron sin desviarse, lo que indica que los electrones ocupan un volumen grande pero sin una estructura sólida. -
Modelo atómico de Rutherford III
🔬 El Experimento de la Lámina de Oro (1909-1911) 🔎 Procedimiento
1️⃣ Dirigieron un haz de partículas alfa (+) sobre una lámina delgada de oro.
2️⃣ Colocaron una pantalla fluorescente alrededor para detectar la dirección en la que se dispersaban las partículas.
🔍 Observaciones Inesperadas
🔹 La mayoría de las partículas alfa atravesaron la lámina sin desviarse.
🔹 Algunas partículas desviaron su trayectoria en ángulos pequeños.
🔹 Unas pocas rebotaron hacia atrás en ángulos muy grandes. -
🌌 Modelo de Bohr (1913) – “Órbitas Cuantizadas”
Bohr enunció que:
1️⃣ Los electrones giran en órbitas fijas.
Solo pueden ocupar ciertas órbitas permitidas con niveles de energía específicos. 2️⃣ Cada órbita tiene un nivel de energía definido
Cuanto más alejada del núcleo, mayor es la energía del electrón.
3️⃣ Los electrones pueden saltar de un nivel a otro
Para subir, el electrón absorbe energía.
Para bajar, el electrón emite energía en forma de luz.
Esto explica los espectros de emisión y absorción de los elementos. -
Modelo atómico de Bohr II
🔴 Limitaciones del Modelo de Bohr
❌ Solo explicaba bien el espectro del átomo de hidrógeno (un solo electrón).
❌ No podía predecir con precisión los espectros de átomos más grandes con varios electrones.
❌ No explicaba por qué los electrones no emiten energía dentro de una órbita. -
Modelo atómico de Schrodinger(1926)
🔎 Importancia y Legado del Modelo de Schrödinger
✔️ Es el modelo más preciso y aceptado actualmente.
✔️ Explica la estructura electrónica de todos los átomos.
✔️ Es la base de la química cuántica y la mecánica cuántica moderna.
✔️ Permite entender la formación de enlaces químicos y las propiedades de los elementos. -
⚛️ Modelo Atómico de Schrödinger (1926)
1️⃣ Los electrones no giran en órbitas definidas, sino en orbitales
Un orbital es una región donde existe una gran probabilidad de encontrar un electrón.
2️⃣ Los electrones tienen un comportamiento de onda y partícula (dualidad cuántica)
Los electrones no colapsan en el núcleo ya que tienen una posición fija.
3️⃣ Ecuación de Schrödinger – Describe el comportamiento del electrón.
4️⃣ Los electrones están organizados en niveles de energía y subniveles
Los electrones ocupan orbitales s, p, d, f, -
⚛️ Modelo Atómico de Heisenberg (1927) – “Principio de Incertidumbre”
⚛️ Principio de Incertidumbre de Heisenberg
🛑 “Es imposible conocer simultáneamente la posición exacta y la velocidad (momento) de un electrón dentro del átomo.” 📌 Esto significa que no se puede hablar de trayectorias bien definidas para los electrones, como en el modelo de Bohr. En su lugar, los electrones se comportan como una nube de probabilidad, donde solo se puede estimar la región donde es más probable encontrarlos. -
Modelo atómico de Heisenberg(1927)
🔴 Limitaciones del Modelo de Heisenberg
❌ No permite visualizar el átomo como un sistema clásico con órbitas bien definidas.
❌ No explica completamente la interacción de partículas subatómicas (como los quarks y gluones en el núcleo). -
⚛️ Modelo Atómico de Chadwick (1932) – Descubrimiento del Neutrón
Chadwick postuló:
1️⃣ El núcleo atómico está formado por protones y neutrones
Los neutrones son partículas sin carga eléctrica cuya masa es parecida a la del protón
2️⃣ Los neutrones estabilizan el núcleo atómico
Evitan que los protones, que tienen carga positiva y y los electrones se repelan.
3️⃣ La masa atómica depende de protones y neutrones
La masa del átomo la determinan tanto neutrones como protones
Esto explica que los isótopos de un mismo elemento tienen masas distintas (Carbono 12/14) -
Modelo atómico de Chadwick II
🔴 Limitaciones del Modelo de Chadwick
❌ No explicaba la interacción entre protones y neutrones dentro del núcleo.
❌ No consideraba las fuerzas fundamentales que mantenían unidos los nucleones (lo que se resolvió con la teoría de la fuerza nuclear fuerte). 📌 Solución: Más adelante, la física de partículas descubrió los quarks y gluones, que explican la estructura interna de protones y neutrones.