Este documento resume la evolución del modelo atómico desde el modelo de Thomson hasta el modelo orbital actual. Explica que el modelo de Thomson propuso que los átomos estaban compuestos por una esfera de carga positiva con electrones distribuidos en su interior. El modelo de Rutherford propuso que el átomo tiene un núcleo concentrado donde reside la masa y carga positiva. El modelo de Bohr describió los electrones orbitando en niveles de energía permitidos. El modelo orbital actual, basado en números cuánticos, describe regiones donde la probabilidad de encontrar electron

1. ESTRUCTURA ELECTRÓNICA
DE LOS ÁTOMOS
QUÍMICA
Ciclo Básico Común
2014
María Alejandra Dal Fávero

2. EVOLUCIÓN DEL MODELO ATÓMICO
A partir de distintos experimentos realizados
Los científicos fueron modificando la idea sobre el átomo

3. MODELO DE THOMSON
A principios del siglo XX se descubrieron los electrones
Se observan como un haz de rayos catódicos cuando se
hace pasar electricidad a un tubo que contiene un gas
De acuerdo a ese fenómeno, Joseph Thomson propone:
● Un átomo es una esfera de carga positiva
● Los electrones se reparten en su interior

4. MODELO DE
RUTHERFORD
Cuando incide un haz de partículas sobre una lámina,
algunas partículas rebotan, otras se desvían y la mayoría
atraviesan la lámina de oro
Según el modelo de Thomson,
todas las partículas deberían
traspasar la lámina de oro
Rutherford propone que el
átomo posee un núcleo donde
se concentra la masa y la carga
positiva del mismo

5. MODELO DE BOHR
A partir del análisis del espectro del átomo de
hidrógeno, Niels Bohr propone un modelo
atómico con los siguientes postulados:
● Los electrones giran en órbitas permitidas, asociadas a niveles de energía
● Cuando los electrones saltan de una órbita de menor a otra de mayor
energía absorben energía
● Si pasan de una de mayor a otra de menor energía, esa energía la pierden
en forma de luz
● La energía ganada o perdida por el electrón es igual a la diferencia de
energía asociada a cada órbita

6. PRINCIPIO DE INCERTIDUMBRE
Las partículas subatómicas, al igual que la
luz, se comportan como onda
Para explicar parte de ese comportamiento
Werner Heisenberg formuló el Principio de
Incertidumbre:
Es imposible conocer con certeza y
simultáneamente el momento p (definido
como la masa por la rapidez) y la
posición de una partícula

7. MODELO ORBITAL (Modelo actual)
❖ Los átomos tienen una energía definida
❖ El estado de energía puede describirse a partir
de los números cuánticos que:
➢ Surgen de un tratamiento matemático
complejo
➢ Describen el número, la forma y la
orientación de los orbitales:
■ Región donde la probabilidad de
encontrar electrones es máxima

8. EJEMPLO DE ORBITALES
orbitales s: hay uno por nivel, a partir de n=1
orbitales p: hay tres por nivel, a partir de n=2
orbitales d: hay cinco por nivel, a partir de n= 3
orbitales f: hay siete por nivel, a partir de n=4
A los orbitales se los simboliza con un
número y una letra:
❖ El número indica el nivel energético
❖ La letra indica el tipo de orbital
❖ En un mismo nivel los orbitales distintos
tienen distinta energía
➢ El conjunto de número y letra
forma el subnivel de energía
➢ La energía aumenta de n=1 a n=7
y de s a f

9. CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA
Es la distribución de electrones entre los
distintos orbitales atómicos, teniendo en cuenta
que:
● Sólo se pueden ocupar los orbitales con dos
electrones
● Los electrones se asignan en orden
creciente de energía, de acuerdo al
siguiente esquema:

10. ¿CÓMO SE ESCRIBE LA C.E. DE UN
ÁTOMO?
● Siempre a partir del subnivel 1s
● Siguiendo la regla de las diagonales
● Asignar tantos electrones como el doble
de los orbitales del subnivel
● Hasta alcanzar el número de electrones
del átomo
En este hipervínculo hay una simulación
para armar configuraciones electrónicas
http://keithcom.com/atoms/index.php

11. BIBLIOGRAFÍA
QUÍMICA. Chang, R. 10° Edición. Editorial Mc Graw Hill. México, 2010
QUÍMICA BÁSICA. C. Di Risio, M. Roverano e I. Vázquez, 5ª ed., Ed.
CCC Educando, Buenos Aires, 2013
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