1. ESTRUCTURA DE LA MATERIA
1. En la antigua Grecia ( 450 años a.C.) Demócrito y
Leucipo sostuvieron la existencia de átomos (partículas
indivisibles) como constituyentes finales de la materia.
2. Sin embargo, fueron las teorías de Aristóteles, que
consideraba que la materia era continua (infinitamente
divisibles), las que prevalecieron muchos siglos.
3. En el XIX DALTON postuló su famosa teoría, que
hablaba de unas partículas inalterables e indivisibles, los
átomos, como constituyentes de la materia, por tanto
discontinua, para poder explicar las leyes ponderales
enunciadas por Lavoisier, Proust y Dalton.
4. Una vez descubiertos los electrones en experiencias con
tubos de rayos catódicos y como el átomo era neutro,
Thomson propuso en 1904 un modelo de electrones
incrustados en T una masa esférica con carga positiva, cual
si fuera un pudin de ciruelas o de pasas:

2. Como insuficiencia más importante destacaba la
imposibilidad de explicar las experiencias de Rutherford
5.Experimento de Rutherford.
http://azorero.blogspot.com/2007/03/experimento-de-rutherford-animacin-en.html
http://www.youtube.com/watch?v=5pZj0u_XMbc&NR=1
6.Modelo Rutherford ( 1911)
* El átomo está prácticamente hueco según demuestra el
experimento anterior.
* Está formado por :
- una zona central que es llamada NÚCLEO que
contiene los protones y neutrones (y por tanto allí se
concentra toda la carga positiva y casi toda la masa
del átomo).
- una zona exterior, a la que él llama CORTEZA
con los electrones girando en órbitas alrededor del
núcleo central.

3. * Entre la corteza y el núcleo, sólo hay vacío. Hay una
proporción entre el tamaño del átomo y el tamaño del
núcleo de 10000:1.
7. Insuficiencias del modelo de Rutherford
• Se contradecía con las leyes del electromagnetismo de
Maxwell, las cuales estaban ampliamente comprobadas
mediante numerosos datos experimentales. Según las
leyes de Maxwell, una carga eléctrica en movimiento
(como es el electrón) debería emitir energía
continuamente en forma de radiación, con lo que llegaría
un momento en que el electrón caería sobre el núcleo y la
materia se destruiría.
http://rabfis15.uco.es/Modelos%20At%C3%B3micos%20.NET/Modelos/ModRutherford.aspx
• No explicaba los espectros atómicos.

4. Ahora podéis ver los videos “ espectros atómicos” ; “ modelos atómicos” y “modelo de Bohr”
correspondientes a la colección “ EL UNIVERSO MECÁNICO”
http://www.acienciasgalilei.com/videos/atomo1.htm
8. Espectros atómicos
Se llama espectro electromagnético al conjunto de todas
las radiaciones electro-magnéticas desde muy bajas
longitudes de ondas (rayos γ 10-12 m) hasta kilómetros
(ondas de radio)
* Cuando a los elementos en estado gaseoso se les
suministra energía (descarga eléctrica, calentamiento...)
éstos emiten radiaciones de determinadas longitudes de
onda.
* Estas radiaciones dispersadas en un prisma de un
espectroscopio se ven como una serie de rayas, y el
conjunto de las mismas es lo que se conoce como
espectro de emisión.

5. * Igualmente, si una luz continua atraviesa una sustancia,
ésta absorbe unas determinadas radiaciones que aparecen
como rayas negras en el fondo continuo (espectro de
absorción).
Espectro de emisión
www.puc.cl/sw_educ/qda1106/
Espectro de absorción
En el siguiente enlace podemos ver los espectros atómicos
de los diferentes elementos.
http://herramientas.educa.madrid.org/tabla/espectros/espectros6.swf
9. Postulados del modelo de Bohr

6. A)Los electrones sólo pueden girar alrededor del núcleo en
ciertas órbitas permitidas en las que se cumple que:
m · v · r = n · h / 2π” en donde n = 1, 2, 3, 4... (número
cuántico principal). Por tanto para Bohr el radio de las
órbitas está cuantizado.
B) “Los electrones al girar en estas órbitas no emiten
energía”.
Obviamente, si las órbitas están cuantizadas las
energías correspondientes a las mismas también lo
estarán.
C) “Cuando un átomo recibe energía los electrones pasan a
un nivel superior (estado excitado). Posteriormente,
cuando el electrón vuelve a su órbita, el átomo emite un
fotón correspondiente al ∆E entre ambos niveles, de
frecuencia o longitud de onda determinada(∆E=h· ν)
donde ν es la frecuencia de la radiación absorbida o
emitida.
http://www.iesaguilarycano.com/dpto/fyq/ma/ma7.html
Animación espectros con explicación de líneas espectrales.
http://www.mhhe.com/physsci/chemistry/essentialchemistry/flash/linesp16.swf
http://web.educastur.princast.es/proyectos/fisquiweb/atomo/BohrII_B.htm
http://rabfis15.uco.es/Modelos%20At%C3%B3micos%20.NET/Modelos/ModBohr.aspx
http://www.educared.net/ProfesoresInnovadores/unidades/plantillas/Modelos.swf
10. Insuficiencias del modelo de Bohr

7. • Aplicabilidad exclusiva al átomo de hidrógeno y a iones
con un sólo electrón ( He+ y Li2+).
• Con la mejora de las técnicas espectroscópicas
aparecieron nuevas rayas espectrales, que el modelo de
Bohr era incapaz de justificar.
• No se explica el desdoblamiento de las líneas cuando la
muestra se sometía a un campo magnético muy intenso
• No se justifica por qué los electrones no emiten energía al
girar alrededor del núcleo.
11. Modelo de Bohr-Sommerfeld
Para poder explicar estos efectos se amplió la teoría de
Bohr y dando lugar al modelo de Bohr-Sommerfeld, en el
que las órbitas de los electrones no sólo son circulares
sino también elípticas y en ellas aparecen los números
cuánticos l y m.
12. Principios básicos de la mecánica cuántica
* Dualidad onda-corpúsculo (De Broglie en 1924) :
“Cada partícula lleva asociada una onda”
http://www.gobiernodecanarias.org/educacion/3/Usrn/lentiscal/2-CD-Fiisca-TIC/2-
8Cuantica/OndaDeBroglie/OndaDeBroglie.htm
http://www.youtube.com/watch?v=vjA15wZxJgI&feature=player_embedded
• Principio de incertidumbre (Heisenberg en 1927) :

8. “Es imposible conocer simultáneamente la posición y la
cantidad de movimiento de una partícula”
A partir de aquí la idea de órbita perfectamente definida se
sustituye por la idea de orbital que sería la zona del espacio
alrededor del núcleo atómico en donde existiría la máxima
probabilidad de encontrar un electrón. El orbital, pues, no
tiene límites perfectamente definidos.
13. Modelo mecánico-cuántico
* Fue desarrollado durante la década de 1920, sobre todo
por Schrödinger y Heisenberg.
* Es un modelo de gran complejidad matemática, tanta que
usándolo sólo se puede resolver con exactitud el átomo
de hidrógeno. Para resolver átomos distintos al de
hidrógeno se recurre a métodos aproximados.
* Schrödinger (1926) propuso una ecuación de onda para el
electrón del H, en cuyas soluciones (valores energéticos
permitidos) aparecían precisamente los números
cuánticos n, l y m.
∂ 2 Ψ ∂ 2 Ψ ∂ 2 Ψ 8·π 2 ·m
+ 2 + 2 + ( E − V )Ψ = 0
∂x 2 ∂y ∂z h2
* El modelo de Bohr indicaba posición y velocidad de los
electrones (incompatible con principio de incertidumbre

9. de la mecánica cuántica). Ahora no se habla de órbitas,
sino de orbitales. Un orbital es una región del espacio en
la que la probabilidad de encontrar al electrón es
máxima. Los orbitales atómicos tienen distintas formas
geométricas.
* El modelo atómico mecano-cuántico encaja muy bien con
las observaciones experimentales.
Diferencia entre órbita y orbital ( en orbitales atómicos----bases mecánica cuántica---ppio
incertidumbre)
http://www.educared.net/ProfesoresInnovadores/unidades/plantillas/Modelos.swf
Resolución “aproximada” ecuación de Schrödinger
http://es.wikipedia.org/wiki/Ecuaci%C3%B3n_de_Schr%C3%B6dinger
http://www.astrocosmo.cl/anexos/e-scrodinger.htm
http://www2.uah.es/edejesus/ampliaciones/EQEM/Resolucion_Schrodinger.htm
Video materia según mecánica cuántica
http://www.youtube.com/watch?v=PNPHQ_1U4fE
Repaso conceptos
http://www.iesaguilarycano.com/dpto/fyq/ma/ma8.html
Orbitales atómicos.
Según ya sabemos los electrones de un átomo se sitúan en
orbitales, los cuales tienen capacidad para situar dos de ellos,
según el siguiente esquema:
• 1ª capa: 1 orb. “s” (2 e–)
• 2ª capa: 1 orb. “s” (2 e–) + 3 orb. “p” (6 e–)
• 3ª capa: 1 orb. “s” (2 e–) + 3 orb. “p” (6 e–) + 5 orb. “d” (10 e–)
• 4ª capa: 1 orb. “s” (2 e–) + 3 orb. “p” (6 e–) + 5 orb. “d” (10 e–) +
7 orb. “f” (14 e–)
Y así sucesivamente…

10. Los orbitales atómicos tienen distintas formas; así, los orbitales
“s” son esféricos; sin embargo el resto de los tipos de orbitales
poseen direcciones concretas en el espacio; por ejemplo cada uno
de los orbitales “p” se alinea sobre cada uno de los tres ejes de
coordenadas.
Una visión en tres dimensiones de los distintos orbitales
atómicos puede verse en:
Orbitales “p” Orbitales “d”
http://www.gobiernodecanarias.org/educacion/3/Usrn/lentiscal/2-CD-Fiisca-TIC/2-
8Cuantica/Orbitales3D/Hydrogen%20Atom%20Orbital%20Viewer.htm
http://www.textoscientificos.com/quimica/inorganica/orbitales-atomicos
Forma de los orbitales atómicos.
Significado físico de los números cuánticos
n = 1, 2, 3, 4, … (nº de capa o nivel)
l = 0, 1, 2, … (n - 1) (forma del orbital o subnivel)

11. m = - l, … , 0, … +l (orientación orbital)
s = - ½ , + ½ (espín, rotación del electrón )

12. • Ya conocemos la relación entre los orbitales atómicos
y números cuánticos. Ahora hay que ubicar a los
electrones en ellos, hacer su configuración
electrónica siguiendo la regla de llenado de Moeller, que
ayuda a recordar el orden de energía de los orbitales:
CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA (Colocación de
electrones en un diagrama de energía).
Los electrones se van situando en los distintos
orbitales siguiendo los siguientes principios:
• Principio de mínima energía (aufbau): “Los
electrones se colocan siguiendo el criterio de
mínima energía, es decir, se rellenan primero los
niveles con menor energía y no se rellenan
niveles superiores hasta que no estén completos
los niveles inferiores”.
• Principio de máxima multiplicidad (regla de
Hund): “Cuando un nivel electrónico tenga varios
orbitales con la misma energía, los electrones se
van colocando desapareados en ese nivel
electrónico”. No se coloca un segundo electrón
en uno de dichos orbitales hasta que todos los
orbitales de dicho nivel isoenergético están
semiocupados.
• Una vez colocados se cumple el principio de
exclusión de Pauli: “No puede haber dos
electrones con los cuatro números cuánticos
iguales”.

13. • En el llenado de orbitales se debe de cumplir el Principio
de máxima multiplicidad de Hund, es decir, en un mismo
subnivel los átomos no se aparean hasta que no haya un
electrón por orbital. Primero se colocan uno en cada
subnivel, con sus espines paralelos, y luego se van
completando las “parejas”.
• La última regla fundamental para la realización de
configuraciones electrónicas es el Principio de exclusión
de Pauli: no puede haber más de dos electrones en un
mismo orbital, o, lo que es lo mismo, no puede haber dos
electrones con los cuatro números cuánticos iguales.
Diagrama de MOLLER ( orbitales atómicos---- configuraciones electrónicas)
http://www.educared.net/ProfesoresInnovadores/unidades/plantillas/Modelos.swf

14. Animación llenado orbitales
Hotel cuántico
http://web.educastur.princast.es/proyectos/fisquiweb/atomo/hotelcuantico.swf
Relación tabla periódica y configuración electrónica
http://www.mhe.es/bachillerato/fisica_quimica/844816962X/archivos/media/esp/unidad_1/configuraciones.swf
http://www.educaplus.org/play-73-Configuración-electrónica.html
http://www.iesalonsoquesada.org/inicio/fisica/departafyq/animaciones/celectro.swf