Presentación formas básica

Modelos Atomicos

Presentación

A lo largo de la historia, el modelo atómico ha evolucionado significativamente. Desde las ideas de Demócrito, quien propuso que la materia está formada por átomos indivisibles, hasta la teoría moderna, se han desarrollado diversos modelos. John Dalton, en 1803, formalizó una teoría atómica, sugiriendo que los átomos eran las partículas indivisibles que conformaban la materia y que los átomos de cada elemento eran únicos. Posteriormente, J.J. Thomson descubrió el electrón en 1897, lo que llevó al modelo del "pudín de pasas", donde los electrones estaban incrustados en una esfera de carga positiva.En 1911, Ernest Rutherford propuso que el átomo tenía un núcleo pequeño y denso con carga positiva, alrededor del cual giraban los electrones. Niels Bohr, en 1913, refinó esta idea sugiriendo que los electrones orbitaban en niveles de energía discretos. Finalmente, con la llegada de la mecánica cuántica en 1926, el modelo atómico se transformó en el modelo de nube electrónica, donde los electrones no siguen órbitas definidas, sino que se distribuyen en regiones de probabilidad alrededor del núcleo. J

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DEMOCRITO

**Demócrito (460 a.C. - 370 a.C.)** - **2.1. Contexto Filosófico en la Antigua Grecia** - La Antigua Grecia fue un crisol de ideas filosóficas donde los primeros intentos por explicar la realidad se mezclaban con observaciones empíricas rudimentarias. Dentro de este entorno, Demócrito, junto a su maestro Leucipo, fundaron el atomismo, una teoría filosófica que intentaba dar sentido a la naturaleza física del universo. - La teoría atomista de Demócrito surgió en oposición a las ideas de otros pensadores griegos, como Empédocles y Aristóteles, quienes sostenían que toda la materia estaba compuesta por una mezcla de los cuatro elementos: tierra, aire, fuego y agua. Aristóteles, en particular, proponía que la materia era continua y no estaba formada por partículas indivisibles. - **2.2. Teoría Atómica de Demócrito** - Demócrito argumentaba que todo en el universo estaba compuesto por átomos (del griego "a-tomos", que significa "indivisible"). Estos átomos eran las unidades fundamentales de la materia, partículas minúsculas e indivisibles que se movían en el vacío. Según Demócrito, los átomos se diferenciaban en forma, tamaño y disposición, lo que explicaba la diversidad de sustancias que encontramos en el mundo. - En su teoría, los átomos se combinaban de diferentes maneras para formar los objetos que percibimos. Por ejemplo, los átomos que componían el agua eran suaves y resbaladizos, mientras que los átomos del hierro eran duros y resistentes. - Aunque esta teoría era puramente especulativa y carecía de cualquier base experimental, fue una idea revolucionaria para la época. Demócrito también introdujo el concepto del vacío, un espacio vacío en el que los átomos se movían. Esto era radical, ya que la mayoría de los filósofos griegos creían que el vacío no podía existir. - **2.3. Limitaciones de la Teoría de Demócrito** - A pesar de su brillantez filosófica, la teoría atómica de Demócrito no fue ampliamente aceptada en su tiempo. La falta de una metodología científica que pudiera probar o refutar su hipótesis significaba que la teoría atomista quedó relegada a un segundo plano, eclipsada por las teorías de Aristóteles. - El rechazo de la idea del vacío también fue un obstáculo importante para la aceptación de la teoría. Según Aristóteles, el universo estaba lleno de una sustancia continua (aether) y no había espacio vacío. Esta visión persistió durante siglos hasta que la ciencia moderna, con el desarrollo de la física y la química, proporcionó evidencias experimentales que corroboraron la existencia de partículas subatómicas. - **2.4. Recurso Visual** - Se puede incluir una animación que represente los átomos de diferentes formas y tamaños moviéndose libremente en un espacio vacío, ilustrando la idea central del atomismo de Demócrito. En la animación, los átomos podrían agruparse y formar diferentes sustancias, como líquidos, sólidos y gases, en función de su disposición.

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John Dalton (1803)

¿3.1. Avances en la Química Experimental** - A principios del siglo XIX, la química ya había avanzado considerablemente desde los tiempos de Demócrito. Las leyes de la conservación de la masa, postulada por Antoine Lavoisier en el siglo XVIII, y la ley de las proporciones definidas, propuesta por Joseph Proust, sentaron las bases de la teoría moderna de los átomos. - John Dalton, un científico británico, fue el primero en combinar estas leyes con la idea de que la materia estaba compuesta de partículas diminutas. Dalton observó que los elementos siempre se combinaban en proporciones específicas y constantes para formar compuestos. Esto lo llevó a proponer que los elementos estaban formados por átomos, y que cada tipo de átomo tenía una masa específica. - **3.2. Postulados de la Teoría Atómica de Dalton** - En 1803, Dalton presentó su teoría atómica, que contenía los siguientes postulados: 1. **La materia está formada por átomos**: Toda la materia está compuesta por átomos, que son partículas diminutas, indivisibles e indestructibles. 2. **Los átomos de un elemento son idénticos**: Todos los átomos de un mismo elemento tienen las mismas propiedades, incluyendo masa, tamaño y otras características. 3. **Los átomos de diferentes elementos tienen diferentes propiedades**: Los átomos de distintos elementos son diferentes entre sí en términos de masa y otras propiedades. 4. **Los compuestos se forman por la combinación de átomos de diferentes elementos**: Los átomos de diferentes elementos se combinan en proporciones fijas para formar compuestos. 5. **Las reacciones químicas son la reorganización de átomos**: En una reacción química, los átomos no se crean ni se destruyen, sino que se reorganizan para formar nuevos compuestos. - Dalton también introdujo el concepto de masas atómicas relativas, sugiriendo que los átomos de diferentes elementos tenían diferentes masas. Por ejemplo, el átomo de hidrógeno era el más ligero, y Dalton lo usó como referencia para comparar las masas de otros átomos. - **3.3. Impacto de la Teoría de Dalton** - La teoría de Dalton fue el primer intento exitoso de describir científicamente la naturaleza atómica de la materia. Su trabajo proporcionó una base teórica para explicar por qué los elementos siempre se combinan en proporciones constantes, lo que fue crucial para el desarrollo de la química como ciencia cuantitativa. - Aunque algunos aspectos de la teoría de Dalton (como la indivisibilidad de los átomos) fueron corregidos más tarde, su modelo fue un paso fundamental hacia la comprensión moderna de la materia. Dalton sentó las bases para el desarrollo de la tabla periódica de los elementos y para los modelos atómicos más avanzados. - **3.4. Recurso Visual** - Se puede mostrar un diagrama simple de átomos esféricos representando diferentes elementos. Los átomos podrían aparecer en distintos colores o tamaños para representar los diferentes elementos, y podrían combinarse para formar moléculas, demostrando cómo los átomos se combinan en proporciones específicas para formar compuestos.

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**4.1. Descubrimiento del Electrón**El descubrimiento del electrón por **J.J. Thomson** en 1897 representó un hito fundamental en la física moderna, cambiando para siempre nuestra comprensión de la materia. Thomson, mientras trabajaba en el laboratorio Cavendish de la **Universidad de Cambridge**, estaba investigando un fenómeno conocido como **rayos catódicos**. Estos rayos eran observados en experimentos donde se pasaba una corriente eléctrica a través de un gas a baja presión contenido en un tubo de vidrio sellado, conocido como tubo de Crookes.Hasta ese momento, la naturaleza de los rayos catódicos era un misterio. Algunos científicos pensaban que eran una forma de radiación electromagnética, mientras que otros creían que consistían en partículas. Sin embargo, Thomson empleó un enfoque innovador: utilizó campos eléctricos y magnéticos para desviar los rayos y observar su comportamiento. Lo que descubrió fue sorprendente: los rayos catódicos se desviaban hacia el campo positivo, lo que indicaba que estaban formados por partículas cargadas **negativamente**.Thomson identificó estas partículas como componentes básicos de la materia y las llamó **electrones**. Lo más notable de su hallazgo fue que estas partículas eran **mucho más ligeras** que los átomos, con una masa aproximadamente 1/1836 de la masa de un protón. Esto contradecía directamente la creencia predominante de la época, basada en la teoría atómica de **John Dalton**, que sostenía que los átomos eran las partículas más pequeñas e indivisibles de la materia.Además, Thomson no solo descubrió al electrón, sino que también midió la **relación entre la carga y la masa** (e/m) de estas partículas. Si bien no pudo medir la masa o la carga de los electrones de manera independiente en ese momento, su experimento proporcionó una relación crucial que sería utilizada más adelante por otros científicos para determinar estas propiedades con mayor precisión.Este descubrimiento rompió con el modelo tradicional de átomo como una esfera sólida e indivisible, y dio lugar al desarrollo de nuevos modelos atómicos. En 1904, Thomson propuso el llamado modelo del "pudín de pasas", en el cual los electrones, descritos como pequeñas partículas negativas, se encontraban incrustados en una masa esférica de carga positiva que componía el átomo. Aunque este modelo sería eventualmente reemplazado por otros más precisos, como el modelo nuclear de **Ernest Rutherford**, fue el primer intento de describir la estructura interna del átomo.En resumen, el descubrimiento del electrón no solo revolucionó el estudio de la física y la química, sino que también abrió el camino para el desarrollo de la física cuántica y una comprensión más profunda de la naturaleza de la materia.

J.J. Thomson (1897)

**4.1. Descubrimiento del Electrón**El descubrimiento del electrón por **J.J. Thomson** en 1897 representó un hito fundamental en la física moderna, cambiando para siempre nuestra comprensión de la materia. Thomson, mientras trabajaba en el laboratorio Cavendish de la **Universidad de Cambridge**, estaba investigando un fenómeno conocido como **rayos catódicos**. Estos rayos eran observados en experimentos donde se pasaba una corriente eléctrica a través de un gas a baja presión contenido en un tubo de vidrio sellado, conocido como tubo de Crookes.Hasta ese momento, la naturaleza de los rayos catódicos era un misterio. Algunos científicos pensaban que eran una forma de radiación electromagnética, mientras que otros creían que consistían en partículas. Sin embargo, Thomson empleó un enfoque innovador: utilizó campos eléctricos y magnéticos para desviar los rayos y observar su comportamiento. Lo que descubrió fue sorprendente: los rayos catódicos se desviaban hacia el campo positivo, lo que indicaba que estaban formados por partículas cargadas **negativamente**.Thomson identificó estas partículas como componentes básicos de la materia y las llamó **electrones**. Lo más notable de su hallazgo fue que estas partículas eran **mucho más ligeras** que los átomos, con una masa aproximadamente 1/1836 de la masa de un protón. Esto contradecía directamente la creencia predominante de la época, basada en la teoría atómica de **John Dalton**, que sostenía que los átomos eran las partículas más pequeñas e indivisibles de la materia.Además, Thomson no solo descubrió al electrón, sino que también midió la **relación entre la carga y la masa** (e/m) de estas partículas. Si bien no pudo medir la masa o la carga de los electrones de manera independiente en ese momento, su experimento proporcionó una relación crucial que sería utilizada más adelante por otros científicos para determinar estas propiedades con mayor precisión.Este descubrimiento rompió con el modelo tradicional de átomo como una esfera sólida e indivisible, y dio lugar al desarrollo de nuevos modelos atómicos. En 1904, Thomson propuso el llamado modelo del "pudín de pasas", en el cual los electrones, descritos como pequeñas partículas negativas, se encontraban incrustados en una masa esférica de carga positiva que componía el átomo. Aunque este modelo sería eventualmente reemplazado por otros más precisos, como el modelo nuclear de **Ernest Rutherford**, fue el primer intento de describir la estructura interna del átomo.En resumen, el descubrimiento del electrón no solo revolucionó el estudio de la física y la química, sino que también abrió el camino para el desarrollo de la física cuántica y una comprensión más profunda de la naturaleza de la materia.

5.1. El Experimento de la Lámina de Oro** - En 1909, los científicos Hans Geiger y Ernest Marsden, bajo la supervisión de Ernest Rutherford, realizaron un experimento que cambiaría la comprensión de la estructura atómica. En el experimento, dispararon partículas alfa (cargadas positivamente y emitidas por materiales radiactivos) contra una delgada lámina de oro. Según el modelo de "pudín de pasas" propuesto por Thomson, se esperaba que las partículas alfa atravesaran la lámina con pocas desviaciones, ya que se pensaba que las cargas estaban distribuidas uniformemente en el átomo. - Sin embargo, lo que Rutherford y su equipo observaron fue sorprendente. Mientras que la mayoría de las partículas alfa pasaron directamente a través de la lámina, algunas fueron desviadas en ángulos grandes, e incluso algunas rebotaron hacia atrás. Este resultado era imposible de explicar con el modelo de Thomson. - **5.2. Conclusiones de Rutherford** - A partir de estos resultados, Rutherford propuso un nuevo modelo atómico en 1911. Según su interpretación, el átomo no era una masa uniforme de carga positiva, sino que estaba compuesto por un núcleo diminuto y denso en su centro, que contenía toda la carga positiva del átomo y casi toda su masa. Las partículas alfa que habían sido desviadas en ángulos grandes o rebotaron lo hicieron porque habían chocado contra este núcleo denso. - Los electrones, según Rutherford, orbitaban este núcleo a cierta distancia, al igual que los planetas orbitan alrededor del sol. La mayor parte del átomo, por lo tanto, estaba vacío. Este modelo fue un cambio radical en la comprensión de la estructura atómica y sirvió de base para el desarrollo de teorías más avanzadas. - **5.3. Comparación con el Modelo de Thomson** - El modelo de Rutherford refutó el "pudín de pasas" de Thomson. En lugar de tener una distribución uniforme de carga positiva con los electrones incrustados, el átomo de Rutherford consistía en un núcleo diminuto y extremadamente denso, rodeado por electrones que orbitaban en el espacio vacío. - Sin embargo, el modelo de Rutherford también tenía problemas. Por ejemplo, según la física clásica, los electrones que orbitaban el núcleo deberían emitir energía constantemente y, eventualmente, colapsar en el núcleo. Esto significaba que el átomo no podía ser estable, lo que llevó a la necesidad de refinar aún más el modelo. - **5.4. Recurso Visual** - En una representación gráfica, el átomo de Rutherford puede ilustrarse como una pequeña esfera en el centro (el núcleo), con electrones orbitando alrededor de él en grandes trayectorias. Se pueden mostrar las trayectorias de las partículas alfa desviándose al pasar cerca del núcleo o rebotando al chocar con él.

Ernest Rutherford (1911)

5.1. El Experimento de la Lámina de Oro** - En 1909, los científicos Hans Geiger y Ernest Marsden, bajo la supervisión de Ernest Rutherford, realizaron un experimento que cambiaría la comprensión de la estructura atómica. En el experimento, dispararon partículas alfa (cargadas positivamente y emitidas por materiales radiactivos) contra una delgada lámina de oro. Según el modelo de "pudín de pasas" propuesto por Thomson, se esperaba que las partículas alfa atravesaran la lámina con pocas desviaciones, ya que se pensaba que las cargas estaban distribuidas uniformemente en el átomo. - Sin embargo, lo que Rutherford y su equipo observaron fue sorprendente. Mientras que la mayoría de las partículas alfa pasaron directamente a través de la lámina, algunas fueron desviadas en ángulos grandes, e incluso algunas rebotaron hacia atrás. Este resultado era imposible de explicar con el modelo de Thomson. - **5.2. Conclusiones de Rutherford** - A partir de estos resultados, Rutherford propuso un nuevo modelo atómico en 1911. Según su interpretación, el átomo no era una masa uniforme de carga positiva, sino que estaba compuesto por un núcleo diminuto y denso en su centro, que contenía toda la carga positiva del átomo y casi toda su masa. Las partículas alfa que habían sido desviadas en ángulos grandes o rebotaron lo hicieron porque habían chocado contra este núcleo denso. - Los electrones, según Rutherford, orbitaban este núcleo a cierta distancia, al igual que los planetas orbitan alrededor del sol. La mayor parte del átomo, por lo tanto, estaba vacío. Este modelo fue un cambio radical en la comprensión de la estructura atómica y sirvió de base para el desarrollo de teorías más avanzadas. - **5.3. Comparación con el Modelo de Thomson** - El modelo de Rutherford refutó el "pudín de pasas" de Thomson. En lugar de tener una distribución uniforme de carga positiva con los electrones incrustados, el átomo de Rutherford consistía en un núcleo diminuto y extremadamente denso, rodeado por electrones que orbitaban en el espacio vacío. - Sin embargo, el modelo de Rutherford también tenía problemas. Por ejemplo, según la física clásica, los electrones que orbitaban el núcleo deberían emitir energía constantemente y, eventualmente, colapsar en el núcleo. Esto significaba que el átomo no podía ser estable, lo que llevó a la necesidad de refinar aún más el modelo. - **5.4. Recurso Visual** - En una representación gráfica, el átomo de Rutherford puede ilustrarse como una pequeña esfera en el centro (el núcleo), con electrones orbitando alrededor de él en grandes trayectorias. Se pueden mostrar las trayectorias de las partículas alfa desviándose al pasar cerca del núcleo o rebotando al chocar con él.

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Niels Bohr (1913)

Niels Bohr (1913)

!6.1. La Introducción de los Niveles de Energía** - El modelo de Rutherford, aunque revolucionario, no podía explicar la estabilidad del átomo ni el espectro de emisión del hidrógeno, que mostraba líneas discretas de luz en lugar de un espectro continuo. Para abordar estos problemas, Niels Bohr, un físico danés, propuso en 1913 un nuevo modelo atómico que combinaba las ideas de Rutherford con principios de la recién desarrollada teoría cuántica. - Bohr postuló que los electrones no podían ocupar cualquier órbita alrededor del núcleo, sino que solo podían ocupar ciertas órbitas específicas, llamadas **niveles de energía cuantizados**. Los electrones en estas órbitas no emitían energía, lo que explicaba por qué el átomo era estable. Solo cuando un electrón saltaba de una órbita de mayor energía a una de menor energía, emitía un fotón de luz, y la energía de este fotón correspondía exactamente a la diferencia de energía entre los dos niveles. - **6.2. Postulados del Modelo de Bohr** - El modelo de Bohr se basaba en varios postulados fundamentales: 1. **Los electrones giran alrededor del núcleo en órbitas específicas**: Los electrones solo pueden moverse en órbitas discretas y no pueden existir entre estas órbitas. 2. **Los niveles de energía están cuantizados**: Las órbitas permitidas corresponden a niveles de energía definidos. Cuanto más lejos está un electrón del núcleo, mayor es su energía. 3. **Emisión o absorción de energía**: Un electrón puede cambiar de una órbita a otra si gana o pierde energía en forma de radiación electromagnética (fotones). 4. **Los electrones no emiten energía mientras permanecen en una órbita estable**: Esto resuelve el problema del colapso que presentaba el modelo de Rutherford. - **6.3. Éxitos y Limitaciones del Modelo de Bohr** - El modelo de Bohr fue extremadamente exitoso en explicar el espectro de emisión del hidrógeno, proporcionando una explicación matemática precisa para las líneas espectrales observadas. También resolvió el problema de la estabilidad atómica, al permitir que los electrones permanecieran en órbitas sin emitir energía constantemente. - Sin embargo, el modelo tenía sus limitaciones. Solo funcionaba bien para átomos con un solo electrón, como el hidrógeno, y no podía explicar los espectros más complejos de átomos con más electrones. Además, no abordaba completamente la naturaleza ondulatoria del electrón, que fue explorada más tarde por la mecánica cuántica. - **6.4. Recurso Visual** - Un diagrama que muestra al átomo como un núcleo rodeado por varias órbitas circulares, con electrones saltando entre ellas y emitiendo fotones cuando caen a niveles de energía más bajos. El espectro de emisión del hidrógeno puede mostrarse al lado, con líneas de colores correspondientes a las transiciones de los electrones entre niveles energéticos.

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Modelo Mecánico Cuántico (1926 - Actualidad)

**7.1. Avances en la Mecánica Cuántica** - A medida que la física avanzaba en la década de 1920, los científicos comenzaron a darse cuenta de que el modelo de Bohr no podía explicar ciertos fenómenos, como el comportamiento de los átomos más complejos o los resultados de algunos experimentos con luz y partículas. Fue en este contexto que surgió la **mecánica cuántica**, una teoría más avanzada que describe el comportamiento de las partículas subatómicas. - Uno de los principales avances fue la idea de que los electrones no se comportan como partículas clásicas que orbitan el núcleo en trayectorias definidas, sino como **ondas de probabilidad**. Esta idea fue propuesta por científicos como Erwin Schrödinger, quien desarrolló la **ecuación de Schrödinger**, y Werner Heisenberg, quien formuló el **principio de incertidumbre**. - **7.2. El Modelo de Nube Electrónica** - En lugar de pensar en los electrones como partículas que siguen trayectorias fijas, el modelo cuántico describe la posición de un electrón en términos de **probabilidades**. Esto significa que los electrones no tienen una ubicación precisa en el espacio, sino que hay regiones alrededor del núcleo donde es más probable encontrarlos. Estas regiones se llaman **orbitales**. - Los orbitales no son órbitas circulares, sino que tienen formas complejas que dependen de la energía del electrón. Los electrones ocupan estos orbitales según los principios de la mecánica cuántica, que establece que no pueden ocupar el mismo estado cuántico simultáneamente (principio de exclusión de Pauli) y que deben distribuirse de manera específica en torno al núcleo. - El principio de incertidumbre de Heisenberg establece que no es posible conocer con precisión simultánea la posición y el momento de un electrón. Esto es una consecuencia fundamental de la naturaleza cuántica de las partículas. - **7.3. Implicaciones del Modelo Cuántico** - El modelo mecánico cuántico revolucionó la física y la química, proporcionando una descripción detallada del comportamiento de los átomos y moléculas. Explica no solo cómo se estructuran los átomos, sino también cómo interactúan para formar enlaces químicos, y por qué ciertos materiales tienen propiedades específicas, como la conductividad o la magnetización. - También ha permitido el desarrollo de tecnologías avanzadas como la computación cuántica y la nanotecnología. La mecánica cuántica sigue siendo una de las áreas más activas de investigación en la física moderna. - **7.4. Recurso Visual** - Un diagrama tridimensional que muestre los orbitales electrónicos alrededor de un núcleo, representados como nubes de probabilidad con formas variadas (esféricas, lobulares, etc.). Se pueden superponer gráficos que ilustran el principio de incertidumbre y la ecuación de Schrödinger.

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