Este documento resume la estructura atómica, comenzando con el descubrimiento del electrón y los modelos atómicos de Thomson y Rutherford. Explica que el átomo está formado por un núcleo central con carga positiva compuesto de protones y neutrones, y electrones que orbitan alrededor. También describe las partículas subatómicas, isótopos, la naturaleza dual de la luz, espectros atómicos, el modelo atómico de Bohr y los conceptos de orbitales y configuración electrónica.

1. FÍSICA Y QUÍMICA 1º BACHILLERATO
TEMA 12 ESTRUCTURA ATÓMICA
1. DESCUBRIMIENTO DEL ELECTRÓN. MODELO ATÓMICO DE THOMSON.
Para Dalton el átomo es la última partícula que forma la materia. El átomo de cada elemento es la
partícula más pequeña que podemos imaginar de ese elemento.
Hay tantos átomos diferentes como elementos.
A finales del siglo XIX una serie de experiencias ponen de
manifiesto la existencia de partículas dentro del átomo, se
abandona la idea de átomo como partícula última e indivisible y se
hace necesario preguntarse por su estructura interna. La primera
partícula subatómica que se descubre es el electrón.
La primera experiencia relacionada con el descubrimiento del
electrón es el tubo de descarga de gases, del cual derivan los
actuales tubos fluorescentes utilizados en iluminación. En un tubo
de descarga hay un gas a muy baja presión que se somete a un
voltaje muy elevado que lo convierte en conductor de la corriente y le hace emitir radiación de
diferentes colores dependiendo del gas que contenga. La explicación del fenómeno es que las moléculas
del gas se ionizan (se convierten en partículas cargadas) y se mueven hacia el electrodo correspondiente.
Una modificación del tubo de descargas es el tubo de rayos catódicos construido en 1897 por Thomson,
precursor de las pantallas de televisión. En su interior la presión es muy baja y del cátodo se desprende
una radiación que se pone de manifiesto al incidir sobre una pantalla de
sulfuro de cinc que se vuelve fluorescente. Al estudiar las propiedades de
esta radiación (rayos catódicos) se comprobó que estaban formados por
partículas con carga negativa que debían se comunes a toda la materia
puesto que tenían las mismas características independientemente del
material con el que se fabricase el cátodo. Thomson llamó a estas partículas
electrones. Posteriormente se determinó su masa (9,1 · 10-31kg) y su carga
(1,6 · 10-19 C)
A raíz de estas experiencias Thomson propone que el átomo debe ser una esfera con carga positiva en la
que estarán incrustados los electrones que hacen que el conjunto sea neutro. Es necesario que los
electrones estén situados de forma que la estructura sea estable.
2. EL MODELO DE RUTHERFORD
Para seguir investigando sobre la estructura del átomo Rutherfor diseñó una experiencia en la que se
iluminaba una lámina delgada (10-7 m) de oro con radiación alfa (partículas con carga positiva y masa
equivalente a un átomo de helio). El resultado fue que la mayor parte de la radiación atravesaba la
lámina y era recogida en una pantalla a la que llegaba en línea recta desde la fuente. Pero lo que llamó la
atención de Rutherford es que una pequeña parte de la radiación se desviara o retrocediera como si se
encontrara en su camino con algo muy denso. Este hecho estaba en contradicción con el modelo de
Thomson. Rutherford propone que el átomo debe estar formado por una región muy grande que
prácticamente está hueca, recorrida por los electrones que giran alrededor de un núcleo muy denso
donde estaría concentrada la mayor parte de la masa del átomo y su carga positiva.
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3. PARTÍCULAS SUBATÓMICAS
El propio Rutherford propuso que el núcleo estaría formado por partículas con carga positiva en número
suficiente para neutralizar la carga negativa de los electrones.
La masa del protón se determinó en 1920 (mp = 1,673 · 10-27 kg) y su carga es la misma que la del
electrón pero de signo positivo. Como el número de protones (que se llamó número atómico por ser
característico de cada elemento) no es suficiente para justificar la masa de un átomo se pensó que debía
existir otra partícula dentro del núcleo que aportara masa pero sin carga eléctrica. En 1932 se descubrió
el neutrón cuya masa resultó ser prácticamente igual a la del protón (m n = 1,675 · 10-27kg).
símbolo carga masa en kg masa en u posición
Protón p +1,6 · 10-19 C (+e) 1,673 · 10-27 1,0073 Núcleo
Neutrón n 0 1,675 · 10-27 1,0087 Núcleo
Electrón e -1,6 · 10-19 C (-e) 9,109 · 10-31 1/1823 Alrededor
4. ISÓTOPOS
En 1912 Thomson descubre la existencia de dos clases de átomos de neón que se diferencian en su masa
atómica (20 y 22). Al descubrirse el neutrón se pudo explicar en qué se diferencian los átomos que tienen
distinta masa a pesar de ser del mismo elemento (contradicción con la teoría de Dalton), se les llama
ISÓTOPOS.
número de protones = Z (número atómico)
número de neutrones = N
número de protones + neutrones = A (número másico)
La masa atómica de un elemento es la media de las masas atómicas de sus isótopos teniendo en cuenta
la abundancia de cada uno de ellos (media ponderada)
5. LA LUZ
Lo que sabemos del átomo se debe al estudio de la interacción de la luz y la materia. Pero ¿qué es la luz?
Una onda electromagnética. Como todas las ondas tiene tres magnitudes características:
 Velocidad de propagación (v), en el vacío vale 3,00 · 108 ms-1 (se representa por c).
 Longitud de onda (), distancia entre dos puntos equivalentes de la onda, se mide en metros.
 Frecuencia (f), número de vibraciones en un segundo, se mide en Hz (herzio).
 En todas las ondas se cumple que f=v en el caso de la luz f=c
La luz es una pequeña parte del espectro de las ondas electromagnéticas que abarca desde las ondas de
radio hasta los rayos gamma.
Un haz de partículas. En 1905 Einstein propone que la luz cuando interacciona con los átomos se
comporta como si estuviera formada por partículas (fotones) que transportan una energía que viene
dada por la expresión que anteriormente había propuesto Planck en su teoría cuántica:
E=hf donde h = 6,63 · 10-34 J s y f es la frecuencia de la radiación en Hz
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La luz tiene un comportamiento dual, en unos fenómenos parece ser una onda y en otros está formada
por partículas.
6. LOS ESPECTROS ATÓMICOS
La luz blanca se puede descomponer en un prisma dando lugar a un espectro continuo con todos los
colores desde el rojo al violeta (arcoíris).
 Espectros de emisión, consisten en analizar
la luz que emiten muestras de elementos
encerradas en un tubo de descargas a muy
baja presión. El resultado son una serie de
líneas de diferentes colores dependiendo del
elemento
 Espectros de absorción, consisten en analizar
qué parte de la radiación absorbe una
muestra gaseosa de un elemento. Se
puede observar que el resultado es una
película con todos los colores de la luz
blanca a la que faltan una serie de
colores que aparecen como rayas
negras. El espectro de emisión de un
elemento y el de absorción son complementarios.
7. EL MODELO ATÓMICO DE BOHR
En 1913 Bohr intentó explicar la posición de las líneas del espectro del hidrógeno. Lo primero que pensó
es que el átomo no puede ser como proponía Rutherford, un electrón girando alrededor de un núcleo a
cualquier distancia, porque en este caso los espectros no estarían formados por rayas, serían continuos.
Propone un nuevo modelo que recoge las ideas de la física cuántica.
 El electrón solo puede estar en unas órbitas permitidas, no a cualquier distancia del núcleo. A
cada órbita le corresponde una energía.
 La energía de cada órbita viene dada por una expresión que contiene unos números enteros
llamados números cuánticos J
donde n = 1, 2, 3, ….
 Cuando un átomo recibe energía el electrón puede
pasar a una órbita superior. También puede caer a una
órbita inferior cuando emite energía. La energía se
absorbe o se emite en forma de fotón que cumple
donde E es la diferencia de energía
entre dos órbitas o niveles
 Cada raya del espectro corresponde a un salto del
electrón entre dos niveles u órbitas permitidos
8. DE LAS ÓRBITAS A LOS ORBITALES
Con la mejora técnica de los aparatos para obtener espectros se observó que muchas de las líneas se
desdoblaban en varias líneas. Eso quiere decir que hay más niveles de energía que los establecidos por el
modelo de Bohr. Los niveles del átomo de Bohr están formados por subniveles.
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En el primer nivel (n = 1) solo hay un nivel → número cuántico secundario L = 0
En el segundo nivel (n = 2) hay dos subniveles → número cuántico secundario L = 0, 1
En el tercer nivel (n = 3) hay tres subniveles → número cuántico secundario L= 0, 1, 2
En el cuarto nivel (n = 4) hay cuatro subniveles → número cuántico secundario L= 0, 1, 2, 3
Dentro de los subniveles se pueden observar nuevas rayas cuando los espectros se hacen en presencia
de campos magnéticos. Hay que introducir un nuevo número cuántico “magnético” m que puede tomar
valores desde –L hasta +L.
Si L = 1 → m = -1, 0, +1 Si L = 2 → m = -2, -1, 0, +1, +2 Si L = 3 → m = -3, -2, -1, 0, +1, +2, +3
El concepto de orbital como trayectoria conocida para el electrón está en contradicción con la física
cuántica según la cuál no es posible conocer simultáneamente la posición y la energía de una partícula
como el electrón. Para salvar esta dificultad se introduce el concepto de ORBITAL. Un orbital es una
región del espacio donde hay una probabilidad alta de que se encuentre el electrón y que se caracteriza
por un determinado valor de la energía. Cuando el electrón está en un orbital conocemos su energía
pero está deslocalizado o repartido por una región. Los orbitales están relacionados con los números
cuánticos:
Nº de Tipo de
Nivel (n) valores de L valores de m Símbolo
orbitales orbital
1 0 0 1 s 1s
0 0 1 s 2s
2
1 -1, 0, 1 3 p 2p
0 0 1 s 3s
3 1 -1, 0, 1 3 p 3p
2 -2, -1, 0, +1, +2 5 d 3d
0 0 1 s 4s
1 -1, 0, 1 3 p 4p
4
2 -2, -1, 0, +1, +2 5 d 4d
3 -3, -2, -1, 0, +1, +2, +3 7 f 4f
Orden de energía de los orbitales
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9. CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA
La configuración electrónica de un átomo es la disposición de los electrones en los orbitales. La
configuración electrónica fundamental de un átomo se obtiene teniendo en cuenta las siguientes reglas:
 Los electrones ocupan los orbitales por orden creciente de energía siguiendo el esquema
anterior, el primer orbital que se llena es el 1s, después el 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p,…
 En cada orbital caben 2 electrones, girando en sentidos contrarios. Por tanto en el orbital del
tipo s caben 2 electrones, en los orbitales p caben 6 electrones, en los orbitales d caben 10 y en
los f caben 14.
 Cuando hay varios electrones en un mismo subnivel se disponen ocupando el mayor número
posible de orbitales.
EJEMPLOS:
Na 1s2 2s2 2p6 3s1
La configuración que se obtiene con estas reglas se llama estado fundamental, en estados no
fundamentales (excitados) los electrones pueden ocupar orbitales de niveles superiores sin estar llenos
todos los anteriores o formar parejas en un mismo subnivel habiendo orbitales vacíos.
Un estado excitado del átomo de carbono
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