La materia está compuesta de átomos, las unidades más pequeñas de materia. Los átomos están formados por un núcleo central con protones y neutrones, rodeado de electrones. A principios del siglo XX, experimentos como el de Rutherford mostraron que el átomo tiene una estructura con la mayor parte de su masa concentrada en un núcleo minúsculo. Esto llevó al desarrollo de modelos atómicos como el de Bohr, donde los electrones orbitan en niveles de energía cuantizados alrededor del núcle

2. La materia es aquello de lo que están hechos los objetos que
constituyen el Universo observable y el no observable. Se organiza
jerárquicamente en varios niveles. El nivel más complejo es la
agrupación en moléculas, y éstas a su vez son agrupaciones de
átomos.
Un átomo es la unidad de materia más pequeña de un elemento
químico que mantiene su identidad o sus propiedades, y que no es
posible dividir mediante procesos químicos. Sus constituyentes son
los electrones, protones y neutrones. Pero también hay unas
partículas elementales: los fermiones, como los quarks que forman
protones y neutrones, y los bosones, como los piones que se
encargan de mantenerlos unidos.

3.  La materia está formada por pequeñas partículas separadas
e indivisibles llamadas átomos.
 Los átomos de un mismo elemento son iguales entre sí, y se
distinguen de distintos elementos por sus masas y
propiedades.
 Los átomos de elementos diferentes se pueden combinar
para formar compuestos químicos.
 En las reacciones químicas, la masa permanece siempre
constante.

4. En 1975 descubre junto con
Crookes el tubo de rayos
catódicos y con ello unas
partículas negativas a las que
llamó electrones.
El modelo que propuso consta
de una esfera de electricidad
positiva con electrones
encajados para neutralizarla.
También es conocido como
plum-pudding model.

5. Realiza un experimento que consiste en bombardear un lámina
de oro rodeada de una placa fotográfica con un haz de
partículas α, y observar la trayectoria de estos rayos.
Según el modelo de Thomson, las partículas atravesarían las
láminas sin desviarse, pero se observó que algunas
atravesaban la lámina, otras se desviaban y otras rebotaban.
Rutherford concluyó diciendo que esto indicaba que la mayoría
del átomo estaba vacío, y planteó un nuevo modelo.

6. > Experimento:
-Según el modelo de Thomson,
las partículas atravesarían la
masa sin desvíos.
-Verdaderamente algunas
partículas atravesaban el átomo,
pero otras se desviaban o
rebotaban.

7. Características:
 El átomo tiene un núcleo
donde está toda la carga
positiva y casi toda la carga
atómica.
 Los electrones están
moviéndose en órbitas
alrededor del núcleo, y en
igual número que las cargas
positivas.
 Postula la existencia de
partículas neutras en el
núcleo.

8. PARÁMETROS:
• Longitud de onda (λ). Es la distancia que hay entre dos máximos o dos
mínimos sucesivos. Se da en m, nm, o Ǻ.
• Frecuencia (ν). Es el número de oscilaciones que pasan por cada punto
en la unidad de tiempo. Se da en s-1 o Hz.
c=λ.ν c = vel. Luz = 3.108 m/s
• Período (T). Es el tiempo que tarda la onda en recorrer una longitud de
onda. Se da en s.
T = 1/ν = 2π/ω ω = v. angular
• Número de ondas (k). Es el número de oscilaciones por cada unidad de
longitud. Se da en m-1.
k = 1/λ = ν/c

9. ESPECTRO ATÓMICO :
Es el conjunto de las radiaciones electromagnéticas. Y aunque se puede
dar en función de todo los parámetros, se suele dar en función de la
frecuencia.
PRINCIPIO DE PLANCK:
La energía de la radiación electromagnética está formada por pequeños
paquetes energéticos llamados cuantos o fotones; que no tienen masa,
sólo tienen energía.
E=h.ν h = cte Planck = 6,62.10-34 J.s

11. Son las líneas que resultan de la impresión de las franjas de
energía de las radiaciones electromagnéticas. Hay de dos tipos:
• Espectro de emisión. Debido a la emisión de energía al
pasar de un nivel de mayor energía a otro de menor.
• Espectro de absorción. Debido a la absorción de energía
al pasar de un nivel de menor energía a otro de mayor.
Para un átomo de hidrógeno, se utiliza la serie de Balmer, pero
las series espectrales son las siguientes:
R = cte Rydberg = 1,097.107 m-1
2
1/λ = R . (1/n1 -1/n2 2)
n = niveles
E = h . ν = h . c . 1/λ

12. Líneas espectrales para el átomo de
hidrógeno.

13.  Los electrones orbitan el átomo en niveles discretos y cuantizados
de energía. No todas las órbitas están permitidas.
 Las órbitas permitidas tienen un valor dado por la expresión:
L = n . h/2π L = m.v.r
 Los electrones pueden saltar de un nivel electrónico a otro,
produciendo la emisión o absorción de un fotón cuya energía es la
diferencia entre ambos niveles.
∆E = h . v
 Las órbitas son planas y circulares, y los electrones no emiten
energía mientras están en ellas.

14. > Esquema gráfico:

15. Números cuánticos
Böhr: n → Número cuántico principal. Indica la energía del orbital,
organizado en niveles de energía.
Valores de n = 1, 2, 3, …
Sommerfeld: l → Número cuántico secundario o del momento angular.
Indica la forma del orbital.
l = 0, 1, 2, … (n-1)
Zeeman: m → Número cuántico magnético. Indica la orientación
espacial del orbital.
m = -l, … , +l
Stern: s → Número cuántico de espín. Indica el sentido de giro del
campo magnético que produce el electrón al girar sobre su eje.
s = ½, -½

16. Heisenberg (1927) enuncia el principio de indeterminación:
“Es imposible conocer a la vez y con precisión la posición y el momento lineal de
un electrón en un átomo sin cometer un error igual o mayor que h/2π”
∆x . ∆p ≥ h/2π
Schrödinger abandona la concepción de los electrones como esferas
diminutas con carga y los describe por medio de una función de onda (ψ),
el cuadrado de la cual representa la probabilidad de presencia en una
región delimitada del espacio, y cuyo valor está entre 0 y 1. Esta región
del espacio donde la probabilidad de encontrar al electrón en un instante
determinado es máxima se llamó orbital, y para definirla utilizamos los
números cuánticos.

17. -Densidad de probabilidad
de ubicación de un
electrón para los primeros
niveles de energía.

19. Indica la distribución de los electrones en los orbitales atómicos
obedeciendo los siguientes principios:
 Principio de exclusión de Pauli. No puede haber dos electrones
con los cuatro número cuánticos iguales en un mismo orbital.
 Principio de máxima multiplicidad de Hund. Siempre que sea
posible y dentro de un mismo nivel, los electrones tienden a estar
desapareados.
 Principio de mínima energía. Los orbitales comienzan a rellenarse
siguiendo el orden de energía de menor a mayor del diagrama de
Möeller. Con excepción en el cobre, la plata y el oro.

20. (energía de llenado).

21. BIBLIOGRAFÍA:
http://es.wikipedia.org/wiki/
http://es.wikibooks.org/wiki/F%C3%ADsica/Estructura_de_la_materia
http://quimicafenix.blogspot.com.es/2011/03/experimento-de-thomson-
para-descubrir.html
VÍDEOS EXPLICATIVOS:
http://www.youtube.com/watch?v=0UW90luAJE0&feature=youtu.be
http://www.youtube.com/watch?v=xFiAQslwzG4&feature=fvwrel
MÚSICA: Beethoven - moonlight sonata (piano)