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Estructura del átomo
1º Bachillerato
Estructura del átomo
• Divisibilidad del átomo
• Descubrimiento del electrón
• Modelo atómico de Thomson
• Descubrimiento del protón
• Experimento de Rutherford
• Modelo atómico de Rutherford
• Descubrimiento del neutrón
• Número atómico y número másico
• Crítica al modelo de Rutherford
• La radiación electromagnética
• Espectros atómicos
Estructura del átomo (2)
• Hipótesis de Planck
• Efecto fotoeléctrico
• Modelo atómico de Bohr
• Corrección de Sommerfeld
• Efecto Zeeman
• Números cuánticos
• Dualidad onda-corpúsculo
• Principio de incertudumbre
• Modelo mecano-cuántico del átomo
• Tipos de orbitales
• Configuración electrónica
Divisibilidad del átomo
En 1808, John Dalton recupera la teoría atómica
de Demócrito y considera que los átomos
(partículas indivisibles) son los constituyentes
últimos de la materia.
La existencia de los átomos y sus combinaciones
permitieron explicar las leyes básicas de la
química.
En la segunda mitad del siglo XIX varios experimentos pusieron
de manifiesto la divisibilidad del átomo.
Descubrimiento del electrón
En 1875, el inglés W. Crookes observó que si en
un tubo que contiene gas a muy baja presión se
introducen dos electrodos y entre ellos se aplica
una diferencia de potencial elevada, aparece un
flujo de corriente que parte del cátodo (negativo)
y viaja hasta el ánodo (positivo). Goldstein los
denominó rayos catódicos.
Descubrimiento del electrón (2)
En 1897, J. J. Thomson estudiando el comportamiento
de los rayos catódicos en presencia de campos
eléctricos y magnéticos, demostró que se trataba de
partículas cargadas negativamente. Les denominó
electrones y halló su relación carga/masa:

q/m = 1,759·1011 C/kg

Como la relación carga/masa es independiente del gas existente en
el tubo, los electrones deben estar presentes en todos los átomos.
Descubrimiento del electrón (3)
En 1910, R. Millikan determinó la carga eléctrica del electrón con el
experimento de la “gota de aceite”: qe = 1,602·10-19 C.
Conocida la carga del electrón se pudo determinar su masa:
1,602·10-19 C
me =
= 9,107·10-31 kg
1,759·1011 C/kg
Modelo atómico de Thomson
Thomson sugirió un modelo en el que el átomo es una esfera
macizas y homogénea de carga positiva, y los electrones están
incrustados en dicha esfera al modo de un “pastel de pasas”.

El átomo es eléctricamente neutro, pero puede ionizarse al
ganar o perder electrones.
Descubrimiento del protón
En 1886, Goldstein observó en un tubo de rayos
catódicos con cátodo perforado, unos nuevos
rayos que atravesaban los orificios, a los que llamó
rayos anódicos o canales.
La relación carga/masa dependía
del gas contenido en el interior; y
en cualquier caso, la masa era
muy superior a la de los
electrones. Esto hizo pensar que
se trataba de átomos de gas
ionizados por el choque con los
rayos catódicos:

X → X+ + e-
Descubrimiento del protón (2)
Se llamó protón a la partícula positiva procedente del gas más ligero
(el hidrógeno), cuya carga coincidía exactamente con la del
electrón, y cuya masa era 1836 veces mayor que la del electrón.
mp = 1,673·10-27 kg

Las masas de otros rayos canales eran múltiplos de la del protón, por
lo que supuso que deberían ser partículas con varios protones
unidos.
Los electrones y los protones son partes integrantes de los átomos y
en cada átomo neutro existe el mismo número de ambas partículas.
Experimento de Rutherford
En 1911, Rutherford y sus colaboradores bombardearon una fina
lámina de oro con partículas alfa (núcleos de helio) procedentes
de un elemento radiactivo. El resultado fue sorprendente:
• La mayoría de las partículas atravesaba la lámina sin experimentar
desviación alguna.
• Unas pocas partículas (un 0,1%) de desviaban unos pocos grados.
• Una partícula de cada 20 000 sufría grandes desviaciones o volvía
casi en dirección opuesta.
Modelo atómico de Rutherford
Rutherford sugirió, en 1911, el siguiente modelo atómico:
• El átomo consta de un núcleo, muy pequeño frente al tamaño
del átomo (105 veces menor), cargado positivamente (con
protones) y donde se concentra casi toda la masa del átomo.
• La corteza es la zona donde los electrones giran alrededor del
núcleo. Como dicha zona ocupa la mayor parte del volumen
atómico y la masa de los electrones es pequeña, se puede decir
que es una zona de vacío.
Descubrimiento del neutrón
Rutherford sugirió, en 1920, la existencia de un tercer tipo de
partícula sin carga eléctrica, que tendría una masa parecida a la
del protón y estabilizaría al núcleo. Propuso llamarla neutrón.
En 1932, Chadwick descubrió el neutrón
bombardeando berilio con partículas alfa:
9
4

Partícula

Be + 4 He
2

12
6

1
C + 0n

Carga (C)

Carga relativa

Masa (kg)

Masa (u)

Electrón

-1,602·10-19

-1

9,107·10-31

0,00055

Protón

1,602·10-19

+1

1,673·10-27

1,0076

0

0

1,675·10-27

1,0090

Neutrón
Número atómico y número másico
En 1913, Moseley ideó un método que permitía
conocer la carga positiva existente en el núcleo. A
partir de ese momento, los elementos pudieron ser
ordenados en orden creciente por su carga nuclear
que se denominó número atómico.
El número atómico expresa la carga nuclear de un átomo, esto es,
el número de protones que tiene. Se representa por la letra Z.

El número másico expresa la suma de protones y neutrones
existentes en el núcleo. Se representa por la letra A.

A
Z

X

número atómico: Z
número neutrónico: N
número másico: A = Z + N
Número atómico y número másico (2)
Se llaman isótopos las distintas clases de átomos que forman
un elemento, tienen el mismo número atómico y distinto
número másico, es decir, se diferencian en el número de
neutrones.
La causa principal de que las masas atómicas de los elementos
sean números decimales es que son medias ponderadas de las
masas atómicas de los isótopos que contienen.
Crítica al modelo de Rutherford
El modelo era incompatible con la teoría electromagnética de
Maxwell, según la cual toda carga acelerada emite radiación
electromagnética perdiendo energía.
El electrón debería estar irradiando energía continuamente
(perdiendo velocidad), y finalmente debería caer al núcleo.
El modelo no es coherente con la estabilidad atómica.

Tampoco es capaz de explicar la existencia de los espectros
atómicos discontinuos.
La radiación electromagnética
Una onda electromagnética, como la luz, consiste en la oscilación
de un campo eléctrico y otro magnético, en direcciones
perpendiculares entre sí, y a su vez, perpendiculares ambos a la
dirección de propagación.
Viene determinada por su frecuencia (f) o por su longitud de onda
( ), relacionadas entre sí por:

c = f·λ = 3·10 8 m / s
La radiación electromagnética (2)
Al incidir un haz de luz blanca sobre un prisma transparente, se
descompone en luces de distintos colores, que Newton denominó
espectro continuo de la luz.

Cada color del espectro corresponde a una radiación caracterizada
por una longitud de onda ( ) y una frecuencia (f) determinadas.
La radiación electromagnética (3)
Espectros atómicos
Cuando a los elementos en estado gaseoso se les suministra energía
(descarga eléctrica, calentamiento...), éstos emiten radiaciones de
determinadas frecuencias, que constituyen su espectro de emisión.
Si el mismo elemento, también en estado de gas, recibe radiación
electromagnética, absorbe ciertas frecuencias, precisamente las mismas
de su espectro de emisión. Este será su espectro de absorción.
Espectros atómicos (2)

Espectros de emisión y absorción del hidrógeno

Cada elemento tiene un
espectro característico y
no existen dos elementos
químicos con el mismo
espectro de emisión o
absorción.
Hipótesis de Planck
En 1900, M. Planck propuso una teoría que explicaba
la radiación emitida por un cuerpo sólido al calentarse.
Para ello tuvo que suponer que la energía se emite en
forma de paquetes o cuantos de energía.
La energía de cada cuanto depende de la frecuencia (f)
y viene dada por la expresión:
E=h·f
h (constante de Planck) = 6,63·10-34 J·s

Los átomos no emiten o absorben cualquier cantidad de
energía, sino solo aquellas que sean múltiplo entero de un valor
mínimo E0:
E = n · E0 = n · h · f
Efecto fotoeléctrico
En 1887, Hertz observó que cuando se hace incidir luz de frecuencia
elevada sobre la superficie de un metal, se emiten electrones
(efecto fotoeléctrico).
En 1905, Einstein pudo explicar todas las características de este
fenómeno haciendo uso de la hipótesis de Planck. Es decir,
suponiendo que la radiación electromagnética está formada por
paquetes o cuantos de energía (h·f) a los que denominó fotones.
Modelo atómico de Bohr
En 1913, Bohr propuso un modelo atómico que incorpora las
ideas cuánticas de Planck y Einstein, en el que los electrones sólo
pueden tener ciertas cantidades de energía permitidas.
Es decir, un modelo de átomo cuantizado en el que el electrón
no puede girar a cualquier distancia alrededor del núcleo, si no
sólo en ciertas órbitas permitidas.
Modelo atómico de Bohr (2)
El modelo se basa en tres postulados:
1. El electrón gira alrededor del núcleo en órbitas circulares sin
emitir energía radiante (órbitas estacionarias).
2. Sólo son posibles aquellas órbitas en las que el electrón tiene
un momento angular (mvr) múltiplo entero de h/2π, donde h es
la constante de Planck.
h
mvr = n
(n = 1, 2, 3...)
2π
El electrón no puede estar a cualquier distancia del núcleo, ni
tener cualquier cantidad de energía, sino que sólo hay unas
pocas órbitas permitidas. Éstas vienen definidas por los valores
permitidos de un parámetro n (número cuántico principal).
2

r = Kn ;

1
E = - K' 2 ;
n

(n = 1, 2, 3...)
Modelo atómico de Bohr (3)
3. Un electrón puede saltar de un nivel de mayor energía a otro
emitiendo ese exceso de energía en forma de un fotón, cuya
frecuencia viene dada por la ecuación de Planck.

Ef - Ei = hf
Así, cuando el átomo emite (o absorbe) una radiación, el
electrón pasa a una órbita de menor (o mayor) energía, y la
diferencia entre ambas órbitas se corresponderá con una línea
del espectro atómico de emisión (o de absorción).
Existe una completa concordancia entre los valores observados
para las frecuencias del espectro de emisión del hidrógeno con
los valores teóricos obtenidos por la teoría de Bohr.
Modelo atómico de Bohr (4)

ΔE
h

Energía

f=

f=
n=3

e
Núcleo
+

ΔE
h

e
n=2
n=1
n=2

Núcleo
+

n=1
n=2

n=3

n=3
n=1
Modelo atómico de Bohr (5)
Los espectroscopistas habían estudiado a fondo las rayas del espectro
atómico más sencillo, el del átomo de hidrógeno. Se identificaron varias
series espectrales en diferentes zonas del espectro:
Serie Balmer (zona visible)
Serie Lyman (zona UV)
Serie Paschen (zona IR)
Serie Bracket (zona IR)
Serie Pfund (zona IR)
Hay una concordancia total entre las
frecuencias observadas y las calculadas
con la teoría de Bohr, pero únicamente
para el espectro del hidrógeno.

1
1
1
= RH 2 - 2 ;
λ
n1 n2

(n2 > n2 )
Corrección de Sommerfeld
Un análisis detallado de las líneas espectrales revelaba
que cada raya en realidad estaba compuesta por un
grupo de líneas muy próximas entre sí.
En 1915, Sommerfeld supuso que los electrones podían
tener órbitas elípticas, cuya excentricidad también está
cuantizada.
Así, introducimos el número cuántico secundario o azimutal ( l
), cuyos valores permitidos son: l = 0, 1, 2, ..., n – 1
Efecto Zeeman
En 1896, Zeeman descubrió que las rayas espectrales
sufrían un desdoblamiento en varias rayas, cuando el
espectro se realizaba bajo un intenso campo
magnético (efecto Zeeman).
Este fenómeno puede explicarse suponiendo que las
órbitas elípticas también tienen cuantizada su
orientación espacial.
Se introduce, así, el número cuántico magnético (m), cuyos valores
permitidos son: m = - l, ... , 0, … + l

En 1925, Uhlenbeck y Goudsmit propusieron que el electrón giraba
sobre su eje (spin).
El número cuántico de spin (s) indica el sentido de giro del electrón
en torno a su propio eje. Puede tomar sólo dos valores para el
electrón: s = +½, -½.
Números cuánticos
Cada electrón del átomo viene descrito por 4 números cuánticos:
n, l, m y s.
Número cuántico

Valores posibles:

Indica:

principal

n = 1, 2, 3, 4, …

Capa o nivel de energía y
tamaño de la órbita.

secundario

l = 0, 1, 2, ... (n – 1)

Subnivel de energía y forma
(excentricidad) de la órbita.

magnético

m = – l, ... , 0, ... , l

Orientación espacial de la
órbita.

de spin

s=–½,+½

Rotación del electrón.
Dualidad onda-corpúsculo
En 1924, L. de Broglie propuso que las partículas
materiales pueden manifestarse también como
ondas, cuya longitud de onda característica
viene dada por:
h
λ=
mv

Es decir, las partículas materiales al igual que la luz presentan una
doble naturaleza ondulatoria y corpuscular.
En 1927, Davisson y Germer confirmaron experimentalmente la
naturaleza ondulatoria de los electrones.
Principio de incertidumbre
En 1927, Heisenberg enunció un principio en el
que establece la imposibilidad de determinar
simultáneamente y con exactitud la cantidad de
movimiento y la posición de una partícula.
Δx · Δ(m v)

h
4π

El principio de incertidumbre es inherente a la propia naturaleza de la
materia, aunque no se observa a escala macroscópica.
Como la determinación simultánea y exacta de la posición y la
velocidad es indispensable para describir una trayectoria, el principio
de incertudumbre demuestra que es imposible conocer la trayectoria
de un electrón.
Modelo mecano-cuántico del átomo
Entre 1925 y 1930, Heisenberg y Schrödinger
entre otros, elaboraron un nuevo modelo del
átomo que recoge tanto el carácter ondulatorio
de los electrones como la imposibilidad de
predecir trayectorias exactas.

Esta teoría establece el concepto de orbital (en
contraposición a la órbita exacta de Bohr) como
la región del espacio alrededor del núcleo en la
que existe una alta probabilidad de encontrar
un electrón con una energía determinada.
Modelo mecano-cuántico del átomo (2)
Al resolver las ecuaciones matemáticas de este modelo del
átomo, aparecen como parámetros los cuatro números cuánticos
que describen el comportamiento del electrón en el átomo:
Número cuántico

Valores posibles:

Determina:

principal

n = 1, 2, 3, 4, …

El nivel de energía
y el tamaño del orbital.

l = 0, 1, 2, ... (n – 1)

El subnivel de energía
y la forma del orbital.

magnético

m = – l, ... , 0, ... , l

La orientación espacial
del orbital.

de spin

s=–½,+½

El spin (propiedad intrínseca
del electrón).

secundario
Tipos de orbitales
Cada orbital del átomo está definido por el conjunto de los tres
primeros números cuánticos (n, l y m).
Los orbitales con el mismo valor de n y l, pero distinto valor de m,
se diferencian sólo en su orientación espacial.
Los diversos tipos de orbitales se designan por su número n y una
letra (s, p, d, f) según el valor de l (0, 1, 2, 3): 1s, 2s, 2p, 3d, 6f, …

1s

2s

3s

3s

3p

3d
Tipos de orbitales (2)
Configuración electrónica
Se llama configuración electrónica de un átomo a la distribución de
los electrones en los distintos orbitales alrededor del núcleo.

• Principio de Aufbau: Los electrones
ocupan los orbitales de energía más
baja disponibles.
• Regla de Madelung: La energía de un
orbital es tanto menor cuanto más
pequeña sea la suma n + l.
A igual valor de n + l, tiene menos
energía aquel que tenga menor valor
de n.
Configuración electrónica (2)
• Principio de exclusión de Pauli: Dos electrones del mismo átomo
no pueden tener los cuatro números cuánticos iguales.
Así, en cada orbital sólo puede haber dos electrones con espines
opuestos, uno con espín +½ y el otro –½.
Orbital

n

l

m

s

Estado cuántico

1s

1
1

0
0

0
0

+1/2
-1/2

(1,0,0,+1/2)
(1,0,0,-1/2)

2s

2
2

0
0

0
0

+1/2
-1/2

(2,0,0,+1/2)
(2,0,0,-1/2)

2
2
2
2
2
2

1
1
1
1
1
1

-1
-1
0
0
1
1

+1/2
-1/2
+1/2
-1/2
+1/2
-1/2

(2,1,-1,+1/2)
(2,1,-1,-1/2)
(2,1,0,+1/2)
(2,1,0,-1/2)
(2,1,1,+1/2)
(2,1,1,-1/2)

2p
Configuración electrónica (3)
• Principio de máxima multiplicidad de Hund: Cuando varios
electrones ocupan orbitales de la misma energía (del mismo
subnivel), se disponen de modo que se tenga el máximo número de
electrones desapareados (con el mismo espín), ocupando el mayor
número de orbitales posible.

La configuración electrónica de un átomo se expresa indicando el
número de electrones de cada orbital mediante un superíndice.
Por ejemplo: 1s2 2s2 2p4
También se suele utilizar el símbolo  para representar un orbital
atómico y flechas verticales (↑ y ↓) para simbolizar los electrones con
su correspondiente espín (+½ y –½ respectivamente).
Configuración electrónica (4)
Configuración electrónica de algunos elementos
Elemento

1s

Orbitales
2s 2px 2py 2pz 3s

Configuración

1s

H

1s1

2s 2p

He

1s2

3s 3p 3d

Li

1s2 2s1

4s 4p 4d 4f

C

1s2 2s2 2p2

N

1s2 2s2 2p3

O

1s2 2s2 2p4

F

1s2 2s2 2p5

Ne

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Na

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  • 2. Estructura del átomo • Divisibilidad del átomo • Descubrimiento del electrón • Modelo atómico de Thomson • Descubrimiento del protón • Experimento de Rutherford • Modelo atómico de Rutherford • Descubrimiento del neutrón • Número atómico y número másico • Crítica al modelo de Rutherford • La radiación electromagnética • Espectros atómicos
  • 3. Estructura del átomo (2) • Hipótesis de Planck • Efecto fotoeléctrico • Modelo atómico de Bohr • Corrección de Sommerfeld • Efecto Zeeman • Números cuánticos • Dualidad onda-corpúsculo • Principio de incertudumbre • Modelo mecano-cuántico del átomo • Tipos de orbitales • Configuración electrónica
  • 4. Divisibilidad del átomo En 1808, John Dalton recupera la teoría atómica de Demócrito y considera que los átomos (partículas indivisibles) son los constituyentes últimos de la materia. La existencia de los átomos y sus combinaciones permitieron explicar las leyes básicas de la química. En la segunda mitad del siglo XIX varios experimentos pusieron de manifiesto la divisibilidad del átomo.
  • 5. Descubrimiento del electrón En 1875, el inglés W. Crookes observó que si en un tubo que contiene gas a muy baja presión se introducen dos electrodos y entre ellos se aplica una diferencia de potencial elevada, aparece un flujo de corriente que parte del cátodo (negativo) y viaja hasta el ánodo (positivo). Goldstein los denominó rayos catódicos.
  • 6. Descubrimiento del electrón (2) En 1897, J. J. Thomson estudiando el comportamiento de los rayos catódicos en presencia de campos eléctricos y magnéticos, demostró que se trataba de partículas cargadas negativamente. Les denominó electrones y halló su relación carga/masa: q/m = 1,759·1011 C/kg Como la relación carga/masa es independiente del gas existente en el tubo, los electrones deben estar presentes en todos los átomos.
  • 7. Descubrimiento del electrón (3) En 1910, R. Millikan determinó la carga eléctrica del electrón con el experimento de la “gota de aceite”: qe = 1,602·10-19 C. Conocida la carga del electrón se pudo determinar su masa: 1,602·10-19 C me = = 9,107·10-31 kg 1,759·1011 C/kg
  • 8. Modelo atómico de Thomson Thomson sugirió un modelo en el que el átomo es una esfera macizas y homogénea de carga positiva, y los electrones están incrustados en dicha esfera al modo de un “pastel de pasas”. El átomo es eléctricamente neutro, pero puede ionizarse al ganar o perder electrones.
  • 9. Descubrimiento del protón En 1886, Goldstein observó en un tubo de rayos catódicos con cátodo perforado, unos nuevos rayos que atravesaban los orificios, a los que llamó rayos anódicos o canales. La relación carga/masa dependía del gas contenido en el interior; y en cualquier caso, la masa era muy superior a la de los electrones. Esto hizo pensar que se trataba de átomos de gas ionizados por el choque con los rayos catódicos: X → X+ + e-
  • 10. Descubrimiento del protón (2) Se llamó protón a la partícula positiva procedente del gas más ligero (el hidrógeno), cuya carga coincidía exactamente con la del electrón, y cuya masa era 1836 veces mayor que la del electrón. mp = 1,673·10-27 kg Las masas de otros rayos canales eran múltiplos de la del protón, por lo que supuso que deberían ser partículas con varios protones unidos. Los electrones y los protones son partes integrantes de los átomos y en cada átomo neutro existe el mismo número de ambas partículas.
  • 11. Experimento de Rutherford En 1911, Rutherford y sus colaboradores bombardearon una fina lámina de oro con partículas alfa (núcleos de helio) procedentes de un elemento radiactivo. El resultado fue sorprendente: • La mayoría de las partículas atravesaba la lámina sin experimentar desviación alguna. • Unas pocas partículas (un 0,1%) de desviaban unos pocos grados. • Una partícula de cada 20 000 sufría grandes desviaciones o volvía casi en dirección opuesta.
  • 12. Modelo atómico de Rutherford Rutherford sugirió, en 1911, el siguiente modelo atómico: • El átomo consta de un núcleo, muy pequeño frente al tamaño del átomo (105 veces menor), cargado positivamente (con protones) y donde se concentra casi toda la masa del átomo. • La corteza es la zona donde los electrones giran alrededor del núcleo. Como dicha zona ocupa la mayor parte del volumen atómico y la masa de los electrones es pequeña, se puede decir que es una zona de vacío.
  • 13. Descubrimiento del neutrón Rutherford sugirió, en 1920, la existencia de un tercer tipo de partícula sin carga eléctrica, que tendría una masa parecida a la del protón y estabilizaría al núcleo. Propuso llamarla neutrón. En 1932, Chadwick descubrió el neutrón bombardeando berilio con partículas alfa: 9 4 Partícula Be + 4 He 2 12 6 1 C + 0n Carga (C) Carga relativa Masa (kg) Masa (u) Electrón -1,602·10-19 -1 9,107·10-31 0,00055 Protón 1,602·10-19 +1 1,673·10-27 1,0076 0 0 1,675·10-27 1,0090 Neutrón
  • 14. Número atómico y número másico En 1913, Moseley ideó un método que permitía conocer la carga positiva existente en el núcleo. A partir de ese momento, los elementos pudieron ser ordenados en orden creciente por su carga nuclear que se denominó número atómico. El número atómico expresa la carga nuclear de un átomo, esto es, el número de protones que tiene. Se representa por la letra Z. El número másico expresa la suma de protones y neutrones existentes en el núcleo. Se representa por la letra A. A Z X número atómico: Z número neutrónico: N número másico: A = Z + N
  • 15. Número atómico y número másico (2) Se llaman isótopos las distintas clases de átomos que forman un elemento, tienen el mismo número atómico y distinto número másico, es decir, se diferencian en el número de neutrones. La causa principal de que las masas atómicas de los elementos sean números decimales es que son medias ponderadas de las masas atómicas de los isótopos que contienen.
  • 16. Crítica al modelo de Rutherford El modelo era incompatible con la teoría electromagnética de Maxwell, según la cual toda carga acelerada emite radiación electromagnética perdiendo energía. El electrón debería estar irradiando energía continuamente (perdiendo velocidad), y finalmente debería caer al núcleo. El modelo no es coherente con la estabilidad atómica. Tampoco es capaz de explicar la existencia de los espectros atómicos discontinuos.
  • 17. La radiación electromagnética Una onda electromagnética, como la luz, consiste en la oscilación de un campo eléctrico y otro magnético, en direcciones perpendiculares entre sí, y a su vez, perpendiculares ambos a la dirección de propagación. Viene determinada por su frecuencia (f) o por su longitud de onda ( ), relacionadas entre sí por: c = f·λ = 3·10 8 m / s
  • 18. La radiación electromagnética (2) Al incidir un haz de luz blanca sobre un prisma transparente, se descompone en luces de distintos colores, que Newton denominó espectro continuo de la luz. Cada color del espectro corresponde a una radiación caracterizada por una longitud de onda ( ) y una frecuencia (f) determinadas.
  • 20. Espectros atómicos Cuando a los elementos en estado gaseoso se les suministra energía (descarga eléctrica, calentamiento...), éstos emiten radiaciones de determinadas frecuencias, que constituyen su espectro de emisión. Si el mismo elemento, también en estado de gas, recibe radiación electromagnética, absorbe ciertas frecuencias, precisamente las mismas de su espectro de emisión. Este será su espectro de absorción.
  • 21. Espectros atómicos (2) Espectros de emisión y absorción del hidrógeno Cada elemento tiene un espectro característico y no existen dos elementos químicos con el mismo espectro de emisión o absorción.
  • 22. Hipótesis de Planck En 1900, M. Planck propuso una teoría que explicaba la radiación emitida por un cuerpo sólido al calentarse. Para ello tuvo que suponer que la energía se emite en forma de paquetes o cuantos de energía. La energía de cada cuanto depende de la frecuencia (f) y viene dada por la expresión: E=h·f h (constante de Planck) = 6,63·10-34 J·s Los átomos no emiten o absorben cualquier cantidad de energía, sino solo aquellas que sean múltiplo entero de un valor mínimo E0: E = n · E0 = n · h · f
  • 23. Efecto fotoeléctrico En 1887, Hertz observó que cuando se hace incidir luz de frecuencia elevada sobre la superficie de un metal, se emiten electrones (efecto fotoeléctrico). En 1905, Einstein pudo explicar todas las características de este fenómeno haciendo uso de la hipótesis de Planck. Es decir, suponiendo que la radiación electromagnética está formada por paquetes o cuantos de energía (h·f) a los que denominó fotones.
  • 24. Modelo atómico de Bohr En 1913, Bohr propuso un modelo atómico que incorpora las ideas cuánticas de Planck y Einstein, en el que los electrones sólo pueden tener ciertas cantidades de energía permitidas. Es decir, un modelo de átomo cuantizado en el que el electrón no puede girar a cualquier distancia alrededor del núcleo, si no sólo en ciertas órbitas permitidas.
  • 25. Modelo atómico de Bohr (2) El modelo se basa en tres postulados: 1. El electrón gira alrededor del núcleo en órbitas circulares sin emitir energía radiante (órbitas estacionarias). 2. Sólo son posibles aquellas órbitas en las que el electrón tiene un momento angular (mvr) múltiplo entero de h/2π, donde h es la constante de Planck. h mvr = n (n = 1, 2, 3...) 2π El electrón no puede estar a cualquier distancia del núcleo, ni tener cualquier cantidad de energía, sino que sólo hay unas pocas órbitas permitidas. Éstas vienen definidas por los valores permitidos de un parámetro n (número cuántico principal). 2 r = Kn ; 1 E = - K' 2 ; n (n = 1, 2, 3...)
  • 26. Modelo atómico de Bohr (3) 3. Un electrón puede saltar de un nivel de mayor energía a otro emitiendo ese exceso de energía en forma de un fotón, cuya frecuencia viene dada por la ecuación de Planck. Ef - Ei = hf Así, cuando el átomo emite (o absorbe) una radiación, el electrón pasa a una órbita de menor (o mayor) energía, y la diferencia entre ambas órbitas se corresponderá con una línea del espectro atómico de emisión (o de absorción). Existe una completa concordancia entre los valores observados para las frecuencias del espectro de emisión del hidrógeno con los valores teóricos obtenidos por la teoría de Bohr.
  • 27. Modelo atómico de Bohr (4) ΔE h Energía f= f= n=3 e Núcleo + ΔE h e n=2 n=1 n=2 Núcleo + n=1 n=2 n=3 n=3 n=1
  • 28. Modelo atómico de Bohr (5) Los espectroscopistas habían estudiado a fondo las rayas del espectro atómico más sencillo, el del átomo de hidrógeno. Se identificaron varias series espectrales en diferentes zonas del espectro: Serie Balmer (zona visible) Serie Lyman (zona UV) Serie Paschen (zona IR) Serie Bracket (zona IR) Serie Pfund (zona IR) Hay una concordancia total entre las frecuencias observadas y las calculadas con la teoría de Bohr, pero únicamente para el espectro del hidrógeno. 1 1 1 = RH 2 - 2 ; λ n1 n2 (n2 > n2 )
  • 29. Corrección de Sommerfeld Un análisis detallado de las líneas espectrales revelaba que cada raya en realidad estaba compuesta por un grupo de líneas muy próximas entre sí. En 1915, Sommerfeld supuso que los electrones podían tener órbitas elípticas, cuya excentricidad también está cuantizada. Así, introducimos el número cuántico secundario o azimutal ( l ), cuyos valores permitidos son: l = 0, 1, 2, ..., n – 1
  • 30. Efecto Zeeman En 1896, Zeeman descubrió que las rayas espectrales sufrían un desdoblamiento en varias rayas, cuando el espectro se realizaba bajo un intenso campo magnético (efecto Zeeman). Este fenómeno puede explicarse suponiendo que las órbitas elípticas también tienen cuantizada su orientación espacial. Se introduce, así, el número cuántico magnético (m), cuyos valores permitidos son: m = - l, ... , 0, … + l En 1925, Uhlenbeck y Goudsmit propusieron que el electrón giraba sobre su eje (spin). El número cuántico de spin (s) indica el sentido de giro del electrón en torno a su propio eje. Puede tomar sólo dos valores para el electrón: s = +½, -½.
  • 31. Números cuánticos Cada electrón del átomo viene descrito por 4 números cuánticos: n, l, m y s. Número cuántico Valores posibles: Indica: principal n = 1, 2, 3, 4, … Capa o nivel de energía y tamaño de la órbita. secundario l = 0, 1, 2, ... (n – 1) Subnivel de energía y forma (excentricidad) de la órbita. magnético m = – l, ... , 0, ... , l Orientación espacial de la órbita. de spin s=–½,+½ Rotación del electrón.
  • 32. Dualidad onda-corpúsculo En 1924, L. de Broglie propuso que las partículas materiales pueden manifestarse también como ondas, cuya longitud de onda característica viene dada por: h λ= mv Es decir, las partículas materiales al igual que la luz presentan una doble naturaleza ondulatoria y corpuscular. En 1927, Davisson y Germer confirmaron experimentalmente la naturaleza ondulatoria de los electrones.
  • 33. Principio de incertidumbre En 1927, Heisenberg enunció un principio en el que establece la imposibilidad de determinar simultáneamente y con exactitud la cantidad de movimiento y la posición de una partícula. Δx · Δ(m v) h 4π El principio de incertidumbre es inherente a la propia naturaleza de la materia, aunque no se observa a escala macroscópica. Como la determinación simultánea y exacta de la posición y la velocidad es indispensable para describir una trayectoria, el principio de incertudumbre demuestra que es imposible conocer la trayectoria de un electrón.
  • 34. Modelo mecano-cuántico del átomo Entre 1925 y 1930, Heisenberg y Schrödinger entre otros, elaboraron un nuevo modelo del átomo que recoge tanto el carácter ondulatorio de los electrones como la imposibilidad de predecir trayectorias exactas. Esta teoría establece el concepto de orbital (en contraposición a la órbita exacta de Bohr) como la región del espacio alrededor del núcleo en la que existe una alta probabilidad de encontrar un electrón con una energía determinada.
  • 35. Modelo mecano-cuántico del átomo (2) Al resolver las ecuaciones matemáticas de este modelo del átomo, aparecen como parámetros los cuatro números cuánticos que describen el comportamiento del electrón en el átomo: Número cuántico Valores posibles: Determina: principal n = 1, 2, 3, 4, … El nivel de energía y el tamaño del orbital. l = 0, 1, 2, ... (n – 1) El subnivel de energía y la forma del orbital. magnético m = – l, ... , 0, ... , l La orientación espacial del orbital. de spin s=–½,+½ El spin (propiedad intrínseca del electrón). secundario
  • 36. Tipos de orbitales Cada orbital del átomo está definido por el conjunto de los tres primeros números cuánticos (n, l y m). Los orbitales con el mismo valor de n y l, pero distinto valor de m, se diferencian sólo en su orientación espacial. Los diversos tipos de orbitales se designan por su número n y una letra (s, p, d, f) según el valor de l (0, 1, 2, 3): 1s, 2s, 2p, 3d, 6f, … 1s 2s 3s 3s 3p 3d
  • 38. Configuración electrónica Se llama configuración electrónica de un átomo a la distribución de los electrones en los distintos orbitales alrededor del núcleo. • Principio de Aufbau: Los electrones ocupan los orbitales de energía más baja disponibles. • Regla de Madelung: La energía de un orbital es tanto menor cuanto más pequeña sea la suma n + l. A igual valor de n + l, tiene menos energía aquel que tenga menor valor de n.
  • 39. Configuración electrónica (2) • Principio de exclusión de Pauli: Dos electrones del mismo átomo no pueden tener los cuatro números cuánticos iguales. Así, en cada orbital sólo puede haber dos electrones con espines opuestos, uno con espín +½ y el otro –½. Orbital n l m s Estado cuántico 1s 1 1 0 0 0 0 +1/2 -1/2 (1,0,0,+1/2) (1,0,0,-1/2) 2s 2 2 0 0 0 0 +1/2 -1/2 (2,0,0,+1/2) (2,0,0,-1/2) 2 2 2 2 2 2 1 1 1 1 1 1 -1 -1 0 0 1 1 +1/2 -1/2 +1/2 -1/2 +1/2 -1/2 (2,1,-1,+1/2) (2,1,-1,-1/2) (2,1,0,+1/2) (2,1,0,-1/2) (2,1,1,+1/2) (2,1,1,-1/2) 2p
  • 40. Configuración electrónica (3) • Principio de máxima multiplicidad de Hund: Cuando varios electrones ocupan orbitales de la misma energía (del mismo subnivel), se disponen de modo que se tenga el máximo número de electrones desapareados (con el mismo espín), ocupando el mayor número de orbitales posible. La configuración electrónica de un átomo se expresa indicando el número de electrones de cada orbital mediante un superíndice. Por ejemplo: 1s2 2s2 2p4 También se suele utilizar el símbolo  para representar un orbital atómico y flechas verticales (↑ y ↓) para simbolizar los electrones con su correspondiente espín (+½ y –½ respectivamente).
  • 41. Configuración electrónica (4) Configuración electrónica de algunos elementos Elemento 1s Orbitales 2s 2px 2py 2pz 3s Configuración 1s H 1s1 2s 2p He 1s2 3s 3p 3d Li 1s2 2s1 4s 4p 4d 4f C 1s2 2s2 2p2 N 1s2 2s2 2p3 O 1s2 2s2 2p4 F 1s2 2s2 2p5 Ne 1s2 2s2 2p6 Na 1s2 2s2 2p6 3s1 5s 5p 5d 5f … 6s 6p 6d 6f … 7s 7p ...