Química Inorgánica, Teoría Atómica, Modelos Atómicos, Radiación Electromagnética, Protones, Neutrones, Electrones.

1. UNIDAD 1
TEORÍA ATÓMICA Y MODELOS ATÓMICOS
INTRODUCCION
Respecto a la estructura interna de la materia, a través de la historia se planearon
diferentes concepciones filosóficas y teorías científicas para poder explicar las
propiedades del mundo material que nos rodea.
Concepciones Filosóficas
Habían dos corrientes: los atomistas y los continuistas:
Los atomistas decían que todo está hecho de átomos.
La materia es discontinua.
 Leucipo: la materia es discontinua, y estaría formada por partículas indivisibles
e invisibles.
 Demócrito: discípulo de Leucipo, bautizó las partículas indivisibles llamándolo
átomos.
Los continuistas pensaban que los átomos no existían. Si los átomos no pueden
verse, entonces no existen. No hay límite para dividir la materia

2. El concepto atómico de la materia surgió aproximadamente hace 450 años a.c.,
cuando el filósofo griego Leucipo afirmaba que la materia es discontinua porque
estaría formada por partículas discretas indivisibles llamadas átomos (en griego
“átomo” significa indivisible), que sería el límite de división de la materia, tal como
se ilustra en la siguiente figura:
Concepciones Científicas Acerca del Átomo
A continuación estudiaremos diferentes hechos experimentales que motivaron la
formulación de diferentes modelos atómicos por parte de los científicos en su
intento de explicar la naturaleza y composición de la materia.
TEORÍA ATÓMICO – MOLECULAR DE DALTON (1808)
La teoría atómico-molecular clásica tiene por base la teoría atómica de Dalton.
Existe entre estas dos teorías algunas diferencias fundamentales. Para Dalton, la
partícula mas pequeña de una sustancia era el átomo. Si la sustancia era simple,
Dalton hablaba de "átomos simples"; por ejemplo de cloro, de hidrógeno, etc. Si la
sustancia era compuesta, Dalton hablaba de "átomos compuestos"; por ejemplo

3. de agua. En realidad, los "átomos" de Dalton, son las partículas que nosotros
llamamos moléculas.
Los siguientes postulados, son los que constituyen la teoría atómico-molecular
clásica:
1) todos los elementos químicos están constituidos por partículas discretas,
invisibles e indivisibles incluso en las reacciones químicas más violentas, llamadas
átomos
2) los átomos de un mismo elemento son idénticos en todas sus propiedades,
especialmente en tamaño y peso (masa)
3) los átomos de elementos diferentes son totalmente diferentes en todas sus
propiedades.
4) Durante las reacciones, existe un reordenamiento de átomos, sin que el átomo
se divida o destruya. La molécula del compuesto resulta entonces de la
superposición de átomos de elementos diferentes. Citemos como ejemplo la
formación de moléculas de agua y amoniaco.

4. 5. Los átomos de dos elementos pueden combinarse en más de una relación entera
y sencilla para formar más de un compuesto. Ejemplos:
Es importante señalar que Dalton nunca aceptó la idea que la molécula estaría
formada por átomos idénticos o de un mismo elemento. Así por ejemplo, era
absurdo: H2, O2, N2, P4, etc; por esta razón, se opuso tercamente a la ley
experimental de Gay Luzca, referida a los volúmenes de combinación de las
sustancias gaseosas. Esta ley se explica fácilmente aceptando que algunos
elementos están formados por moléculas (H2, O2, Cl2, F2, etc.), tal como lo propuso
el químico italiano Amadeo Avogadro en la misma época de Dalton, quien no
obstante, rechazo esa propuesta.
A pesar de ello la teoría de Dalton fue la base del desarrollo de la química moderna,
porque todas las investigaciones científicas se hicieron y aun se hacen aceptando
que la materia está formada por átomos.
LOS RAYOS CATÓDICOS Y EL DESCUBRIMIENTO DEL ELECTRÓN
A mediados del siglo XIX, los científicos comenzaron a estudiar las descargas
eléctricas a través de tubos parcialmente evacuados (tubos a los que se les había
extraído por bombeo casi todo el aire). Un alto voltaje produce radiación dentro del
tubo. Esta radiación recibió el nombre de rayos catódicos porque se originaba en
el electrodo negativo, o cátodo. Aunque los rayos en sí son invisibles, su movimiento

5. puede detectarse porque hacen que ciertos materiales, incluido el vidrio, despidan
rayos de luz fluorescente.
En la ausencia de campos magnéticos o eléctricos, los rayos catódicos viajan en
línea recta. Sin embargo, los campos magnéticos y eléctricos "doblan" los rayos, es
decir, los desvían tal como se esperaría que lo hicieran partículas con carga
negativa. Más aún, una placa metálica expuesta a rayos catódicos adquiere una
carga negativa. Estas observaciones de las propiedades de los rayos catódicos
sugirieron a los científicos que la radiación consiste en una corriente de partículas
con carga negativa, que ahora llamamos electrones.
Además, se descubrió que los rayos catódicos emitidos por cátodos de diferentes
materiales eran iguales. Todas estas observaciones dieron pie a la conclusión de
que los electrones son un componente fundamental de la materia.
En 1897 el físico británico J.J.Thomson (1856 – 1940) calculó la relación entre la
carga eléctrica y la masa de un electrón empleando un tubo de rayos catódicos
Midiendo de forma cuidadosa y cuantitativa los efectos de los campos magnéticos
y eléctricos sobre el movimiento de los rayos catódicos, Thomson determinó que la
relación es de 1.76 x 108 culombios por gramo (el culombio, C, es la unidad SI de
carga eléctrica).
Al conocerse la relación carga-masa del electrón, un científico que pudiera medir ya
sea la carga o la masa del electrón podría calcular fácilmente la otra magnitud. En
1909 Robert Millikan (1868 – 1953) logró determinar experimentalmente que la
carga del electrón era de 1.60 x 10 -19 C y, a partir de ese valor y de la relación carga-
masa de Thomson, que su masa era de: 9.10 x 10-31 Kg.

6. MODELO ATÓMICO DE THOMSON (1904)
Partiendo de las propiedades que se descubrió acerca de los rayos catódicos (flujo
de electrones), Thomson propone el primer modelo atómico con las siguientes
características: el átomo es de forma esférica, con más compacta y carga positiva
distribuida homogéneamente; dentro de la esfera se encuentran incrustados los
electrones con un movimiento vibratorio y en cantidad suficiente como para
neutralizar la carga positiva de la esfera; por lo tanto, el átomo es eléctricamente
neutro.
Por la apariencia que presentaba este modelo, fue denominado: “Modelo Budín de
Pasas”.
Su importancia radica en que fue el primero que permitió relacionar la electricidad
con el átomo. Pero, como cualquier otro modelo científico tenía que ser
perfeccionado para poder explicar nuevos fenómenos que ocurren en el
laboratorio o en la naturaleza.
Rayos Canales y Existencia de Protones
En 1886, el físico alemán Eugene Goldstein observo una fluorescencia o brillo
detrás del cátodo en un tubo de rayos catódicos cuando a la placa negativa se le
había aplicado previamente canales y orificios; esto solo puede explicarse con la
existencia de otras radiaciones a las que Goldstein llamo Rayos Canales, los
cuales viajan en sentido contrario a los rayos catódicos y son partículas de carga
positiva. Estos rayos positivos o iones positivos se originan cuando los rayos
catódicos desplazan electrones de los átomos del gas residual en el tubo.

7. La naturaleza de los rayos canales varía de acuerdo al tipo de gas residual que se
encuentre en el tubo, es decir, cada elemento químico gaseoso genera un catión
distinto al ionizarse y por ello su relación carga – masa (e/m) es diferente.
El físico alemán Wilhelm OEIN (1898), luego de realizar experiencias con los rayos
canales generados por el gas hidrogeno, de manera análoga a Thomson, midió la
relación carga-masa de los iones positivos y encontró que la carga positiva era igual
a la carga del electrón (en magnitud) y su masa igual a 1836 veces al del electrón;
dicha partícula se llamó protón (H+)
Años más tarde, en 1919, Ernest Rutherford desprendió por primera vez protones
del núcleo atómico, mediante transmutación nuclear y demostró que son unidades
fundamentales del núcleo atómico de todos los elementos, razón por el cual se
considera a Rutherford como el descubridor de protón.
DESCUBRIMIENTO DEL NÚCLEO ATÓMICO
En 1909, Ernest Rutherford dirigió en su laboratorio de la universidad de
Cambridge (Inglaterra) cierto experimento con la ayuda del físico alemán Hans
Geiger (inventor del famoso “contador Geiger”, aparato para detectar materiales
radioactivos) y el físico inglés recién graduado Ernest Marsden que consistió en:
contra una lámina muy delgada de oro (pan de oro) cuyo espesor es de 0,0006 mm
se lanzó rayos alfa, formado por partículas veloces de gran masa y con carga
positiva, que eran núcleos de helio.

8. Se observó entonces que la gran mayoría de los rayos alfa atravesaban la lámina
sin ninguna desviación. Sólo una cantidad muy pequeña de rayos alfa se desviaban
con ángulos de desviación o dispersión variables (θ).
El hecho de que algunos rayos alfa incluso rebotaran sorprendió mucho a
Rutherford, porque el pensaba que los rayos alfa atravesarían la lámina fina sin
mayores desviaciones, según el modelo atómico propuesto por su maestro J.J.
Thomson. Al referirse a este hecho en la conferencia hecha por Rutherford ante la
Real Academia de Londres en 1911, afirmaba: “… esto era lo más increíble que me
había ocurrido en la vida. Tan increíble como si un proyectil de 15 pulgadas
disparado contra una hoja de papel de seda, se volviera y golpeara a uno”
Explicación del Fenómeno: Rutherford logró explicar brillantemente la dispersión
de los rayos alfa en base a las siguientes conclusiones.
 El átomo tiene una parte central llamado núcleo, diminuto de carga positiva,
compacto y muy denso, debido a que casi la totalidad de la masa atómica se
concentra en él.

9.  El campo eléctrico generado por el núcleo es muy intenso y causa la desviación
de rayos alfa mediante repulsión eléctrica.
 El átomo es casi vacío, ya que los electrones, partículas de masa insignificante,
ocupan espacios grandes cuando giran en torno al núcleo.
MODELO ATÓMICO DE RUTHERFORD (1911)
Consecuente con su experimento, Rutherford abandonó la idea de que el átomo
seria como un “budín de pasas”, propuesta por Thomson, ya que según este
modelo los rayos alfa se desviarían muy débilmente y nunca con ángulos de
dispersión (θ) de 90° y 180° como ocurría con el experimento del descubrimiento
del núcleo atómico.
Según Rutherford, el átomo es un sistema dinámico, con un núcleo de carga
positiva y los electrones girando alrededor siguiendo trayectorias circulares y
concéntricas a una gran velocidad, de tal modo que se neutralice la fuerza de
atracción eléctrica que ejerce el núcleo; por lo tanto los electrones estarían girando
alrededor en estado de equilibrio.
Error en el Modelo de Rutherford: Según la física clásica (electrodinámica
clásica), una partícula electrizada o cargada eléctricamente que se mueve con
velocidad variable (con aceleración) emite o pierde energía constantemente en
forma de ondas electromagnéticas). Por lo tanto el electrón que es una
partícula con carga negativa y viaja con aceleración angular debido a que
describe trayectoria circular, debe constantemente perder energía y acercarse

10. poco a poco al núcleo siguiendo una trayectoria en espiral y finalmente caer al
núcleo, o sea hasta la autodestrucción o colapsamiento del átomo, lo cual
nunca ocurre.
Por lo tanto la física clásica no servía para explicar fenómenos atómicos y era
necesario una nueva física en base a nuevos principios y leyes para las
partículas su microscópicas como átomos, moléculas y partículas subatómicas,
que hoy en día se llama mecánica cuántica (relativista y no relativista).
RADIACION ELECTROMAGNÉTICA (REM)
En artículos anteriores se ha mencionado algunas características de los rayos
catódicos y de los rayos canales, así como la participación de los Rayos X en
el experimento de Millikan.
¿Qué diferencia existe entre los rayos catódicos y los rayos canales?
Se sabe que los rayos catódicos son flujo de electrones, es decir un flujo de
partículas negativas con alta energía cinética, por lo tanto, esta radiación es de
naturaleza “corpuscular” Por otro lado en 1895 Wilhem Roengten descubrió y
estudio las propiedades de los rayos X, comprobando que no poseen carga eléctrica
ni masa; esto significa que no son flujos de ninguna clase de partículas, por lo que
no son corpusculares, son radiaciones energéticas o electromagnéticas. A este tipo
de radiación también corresponden la luz visible o blanca, los rayos gamma, las
ondas de radio, televisión, etc. Transportan energía en forma de campos eléctricos
y magnéticos a través de cualquier cuerpo material o a través del espacio; se les
llama también ondas electromagnéticas.
¿Qué es una onda electromagnética?
En primer lugar definimos el concepto de “onda” partiendo de un ejemplo familiar:
un joven surfista flotando en el mar. En este caso se observa que las ondas marinas

11. generadas por diferencias en la presión de la superficie del agua afectan el
movimiento del joven surfista en forma periódica, tal es así que este sube y baja en
forma repetitiva sin desplazarse horizontalmente,
Entonces, la onda es la propagación de energía generada por una perturbación
vibracional que viaja a través de un medio sin desplazarlo.
La distancia entre crestas o valles consecutivos de la onda se llama longitud de
onda (λ) y el número de movimientos completos (de sube y baja) o ciclos por
unidad de tiempo se denomina frecuencia (υ). El producto de ambas es
la velocidad (V) con la cual la onda se mueve a través del agua.
En el caso de una onda electromagnética, se origina por una perturbación de un
campo magnético o un campo eléctrico; debido a ello, dichos campos oscilan o
fluctúan perpendicularmente entre si y viajan a través del espacio a la misma
velocidad que la luz.
Las radiaciones electromagnéticas no sufren desviación ante un campo eléctrico
generado por placas con carga eléctrica o ante un campo magnético procedente de
los polos de un imán. Esto se debe a que no poseen carga eléctrica. Tampoco
poseen masa en reposo.
Características de las ondas electromagnéticas
Para realizar cálculos simples acerca de las radiaciones electromagnéticas
tomaremos ejemplo de la siguiente radiación ultravioleta.

12. Fracción de una onda electromagnética de luz ultravioleta. En este se observan
que dos ciclos completos recorren una longitud de 3000 Ȃ.
1. Longitud de Onda (λ): Nos indica la distancia entre dos crestas adyacentes o la
distancia correspondiente a un ciclo u oscilación completa. Se mide en metros,
centímetros, nanómetros, Angstrom (Ȃ), etc., dependiendo del tipo de REM.
Del ejemplo de la luz ultravioleta se observa que:
2 λ = 3000 Ȃ → λ = 1500 Ȃ
Para convertir a centímetros se utiliza la siguiente equivalencia:
1 Ȃ = 10-8cm.
Entonces: λ = 1500 Ȃ = 1500 x 10-8 cm = 15 x 10-6 cm.
2. Frecuencia (υ): Es el número de longitudes de onda (oscilaciones completas
o ciclos) que atraviesan un punto dado por unidad de tiempo (segundo). La
frecuencia de una radiación electromagnética es constante, solo depende de la
fuente emisora; por lo tanto, no varía cuando la radiación pasa de un medio
material a otro.
Unidad: ciclo / s = s-1 = Hertz (Hz)
3. Velocidad (v): Nos indica la rapidez con la que se desplaza la onda. Las
radiaciones electromagnéticas en el vacío viajan a la misma velocidad que la luz (c)

13. Para cualquier onda que viaja con cierta velocidad (v), la longitud de onda y la
frecuencia se relacionan así:
v = λ x υ
Por lo tanto, la longitud de onda y la frecuencia son inversamente proporcionales
entre si. Mientras más pequeña sea la longitud de onda mayor será la frecuencia.
Para una onda electromagnética: c = λ x υ
Aplicación: Para la radiación ultravioleta del ejemplo anterior, hallaremos su
frecuencia:
Se sabe que: c = λ x υ
Por dato, la velocidad de la luz (c) es: 3 x 1010 cm/s
De la aplicación anterior se sabe que la longitud de onda (λ) es: 15 x 10-6 cm
Reemplazando valores:
Significa que 2 x 1015 ciclos o número de longitudes de onda completos de la
radiación pasan por un punto fijo en cada segundo.
4. Periodo (T): Es el tiempo que demora en realizar un ciclo o recorrer una longitud
de onda. Es inversamente proporcional a la frecuencia:
[ T = 1 / υ ]
Unidad = s (segundo)
Del ejemplo de la radiación ultravioleta, hallaremos su periodo:
Es decir, que un ciclo completo de la radiación se cubre en 5 x 10-16 segundos.

14. 5. Número de Onda (ṽ): Es el número de longitudes de onda o número de ciclos
presentes en una distancia de 1 cm. Esto equivale a la inversa del valor de su
longitud de onda expresada en centímetros.
[ ṽ = 1 / λ ]
Unidad: cm-1
Del ejemplo de la radiación ultravioleta, hallaremos su número de onda.
Sabemos del ejemplo anterior que: λ = 15 x 10-6 cm
ṽ = 1 / λ → ṽ = 1 / 15 x 10-6 cm
ṽ = 6,67 x 104 cm-1
Significa que en una distancia de 1 cm. existen 6,67 x 104 números de onda.
6. Amplitud (A): Es la distancia del eje de simetría hasta la cresta (amplitud
positiva, +A) o hasta el valle (amplitud negativa, –A). En el caso de las radiaciones
visibles, está relacionada con la intensidad o brillantez de la luz.
TEORÍA ATÓMICA DE NIELS BOHR (1913)
Entre 1911 y 1913 existió gran incertidumbre acerca de la estructura atomica. Se
había descartado el modelo de J.J.Thomson porque no pudo explicar la desviación
de los rayos alfa; el modelo de Rutherford estaba de acuerdo con
los experimentos de desviación de partículas alfa, pero éste, además de ser
inestable (porque el electrón perdía energía en forma de radiación
electromagnética), no podía explicar la naturaleza de los espectros de emisión y
absorción atómica.
En 1913, Bohr desarrolló un modelo atómico abandonando las consideraciones de
la física clásica y tomando en cuenta la Teoría cuántica de Max Planck.
Niels Bohr no desechó totalmente el modelo planetario de Rutherford, sino que
incluyo en él restricciones adicionales. Para empezar, consideró no aplicable el
concepto de la física clásica de que una carga acelerada emite radiación
continuamente.
Según la teoría cuántica de Planck, la absorción y emisión de energía tiene lugar
en forma de fotones o cuantos. Bohr usó esta misma idea para aplicarla al átomo;

15. es decir, el proceso de emisión o absorción de radiación por un atomo solo puede
realizarse en forma discontinua, mediante los fotones o cuantos que se generen por
saltos electrónicos de un estado cuantizado de energía a otro.
El modelo de Bohr está basado en los siguientes postulados, que son válidos
para átomos con un solo electrón como el hidrógeno y permitió explicar sus
espectros de emisión y absorción.
1. Primer Postulado: Estabilidad del Electrón
Un electrón en un átomo se mueve en una órbita circular alrededor del núcleo bajo
la influencia de la atracción coulómbica entre el electrón y el núcleo, obedeciendo
las leyes de la mecánica clásica.
Las únicas fuerzas que actúan sobre el electrón son las fuerzas de atracción
eléctrica (Fa) y la fuerza centrípeta (Fc), que es exactamente igual a la fuerza
centrífuga.
2. Segundo Postulado: Orbitas o niveles permitidos
En lugar de la infinidad de órbitas posibles en la mecánica clásica, para un electrón
solo es posible moverse en una órbita para la cual el momento angular L es un
múltiplo entero de la constante de Planck h.
3. Tercer Postulado: Niveles Estacionarios de Energía
Un electrón que se mueva en una de esas órbitas permitidas no irradia energía
electromagnética, aunque está siendo acelerado constantemente por las fuerzas
atractivas al núcleo. Por ello, su energía total E permanece constante.
4. Cuarto Postulado: Emisión y Absorción de Energía
Si un electrón que inicialmente se mueve en una órbita de energía Ei cambia
discontinuamente su movimiento de forma que pasa a otra órbita de energía Ef se
emite o absorbe energía electromagnética para compensar el cambio de la energía
total. La frecuencia ν de la radiación es igual a la cantidad (Ei – Ef) dividida por la
constante de Planck h.