1. ESTRUCTURA DEL ÁTOMO (PROGRAMA DE ACTIVIDADES)
En los temas anteriores hemos visto que la hipótesis atómico-molecular de la materia explica
bastante bien un conjunto de hechos físicos y químicos: comportamiento físico de los gases, algunas
propiedades de sólidos y líquidos, interpretación de las reacciones químicas, cálculos estequiométricos en
dichas reacciones, etc. Sin embargo, mientras se desarrollaba el modelo atómico-molecular de la materia
se conoció un conjunto de hechos que ponen en cuestión una de sus principales hipótesis: la supuesta
inmutabilidad e indivisibilidad de los átomos. En este tema revisaremos los principales avances que
llevaron a establecer una estructura interna del átomo.
A.1 Mencionad hechos que cuestionen la idea postulada inicialmente por
Dalton de que los átomos son partículas simples e indivisibles, sin estructura
ni componentes internos.
A.2 Buscad información sobre la investigación que realizó Thomson acerca de
la naturaleza de los rayos catódicos y el descubrimiento del electrón (en la
página Web de Departamento se dedica un apartado a este tema).
Tras el descubrimiento del electrón, se fue afirmando la idea de concebir átomos complejos, con
estructura interna, y se generó una vía de investigación que no ha cesado aún. Ahora repasaremos parte
de este desarrollo.
1. EL MODELO ATÓMICO DE THOMSON
A.3 Resumen de la información disponible sobre el comportamiento eléctrico de la materia antes del
desarrollo del modelo de Thomson. Teniendo en cuenta esta información, sugerid posibles modelos para
la estructura atómica a partir de los hechos más relevantes sobre el comportamiento eléctrico de la
materia.
A.4 Representad, siguiendo el modelo de Thomson, los átomos de Hidrógeno, de Helio y de Litio.
Justificad con este modelo el fenómeno de la electrización por frotamiento, más concretamente, la
facilidad de arrancar electrones y la dificultad de arrancar cargas positivas a la materia.
2. MODELO ATÓMICODE RUTHERFORD
El descubrimiento de la radiactividad permitió contrastar el modelo de Thomson mediante experimentos
que aprovecharon la capacidad de bombardear la materia con partículas muy rápidas y cargadas
positivamente.
A.5 El profesor expondrá el diseño del experimento de
Rutherford, que se esquematiza en la figura adjunta.
Pensad qué resultado cabe esperar de la experiencia,
según el modelo de Thomson.

2. A.6 Exposición de los resultados obtenidos en la experiencia de Rutherford. ¿Qué
tipo de estructura atómica sugieren? Lectura de un texto donde Rutherford expone
su sorpresa ante los resultados del experimento y propone su modelo atómico.
A.7 Mediante los resultados obtenidos en el experimento de Rutherford se pudo
determinar la carga del núcleo de una serie de elementos. Se comprobó que en
todos los casos el valor de dicha carga coincide con el número de orden del
elemento en el sistema periódico o número atómico. Teniendo esto en cuenta, dad,
según el modelo de Rutherford, la estructura atómica de los dos primeros
elementos: H y He. ¿Qué estructura se sugiere para el núcleo de estos elementos?
¿Qué problema plantea la estructura del núcleo de He?
A.8 Leed el apartado de la página Web del Departamento que trata sobre el problema de estabilidad del
núcleo atómico, el descubrimiento del neutrón y el concepto de fuerza nuclear. Después, dad la
estructura atómica de N, Mg, Pb y U según el modelo de Rutherford.
3. PROBLEMAS DEL MODELO ATÓMICO DE RUTHERFORD
El modelo atómico de Rutherford supuso un avance muy importante respecto del primer modelo atómico
que había planteado Thomson. Pero, como aquél, encontró desde que fue formulado, importantes
dificultades. Nos referimos ahora a dos de ellas: La incapacidad de explicar los resultados de los estudios
sobre los espectros atómicos y la imposibilidad de explicar la estabilidad de las órbitas electrónicas.
3.1 PROBLEMA DE LA DISPOSICIÓN DE LOS ELECTRONES ALREDEDOR DEL NÚCLEO. INFORMACIÓN DE
LOS ESPECTROS ATÓMICOS.
Uno de los aspectos pendientes del modelo atómico de Rutherford fue el problema de la disposición de
los electrones en volumen atómico. En principio, los electrones podrían situarse a cualquier distancia
del núcleo, sin imponer el modelo de Rutherfod ninguna restricción al respecto.
A.9 El profesor definirá el concepto de energía de ionización (Ei). Admitiendo la existencia de un núcleo
positivo en el que está concentrada la casi totalidad de la masa del átomo y la existencia de electrones en
torno a él, realizad una estimación acerca de cómo es de prever que varíen las sucesivas energías de
ionización de un átomo con varios electrones.
A.10 Estudio bibliográfico acerca de los espectros atómicos y observación de algunos en el laboratorio.
Explicación por el profesor de la información que aportan los resultados de los espectros de emisión de
los átomos.
A.11 En la tabla adjunta se dan las energías de ionización (Ei) sucesivas para el átomo de sodio. Comparad
el gráfico correspondiente con el supuesto en la actividad A.9 y extraed conclusiones acerca de la
disposición de los electrones en el átomo.
Ei (Jx10-19) 8 75 115 158 222 276 333 423 480 2341 2648
Electrón extraído 1º 2º 3º 4º 5º 6º 7º 8º 9º 10º 11º
A.12 Representad la estructura electrónica del átomo de sodio mediante un modelo de capas que tenga

3. en cuenta los valores de las energías de ionización que se acaban de analizar.
Los espectros de otros átomos producen resultados similares, que indican que a todos les es aplicable la
idea de distribución de los electrones en capas. Se constata además que cada capa o nivel de energía
puede tener un determinado número máximo de electrones (2 la capa más interna, 8, la segunda, otros 8
la tercera,..) y que en el estado fundamental o de mínima energía, los electrones de cada átomo ocupan
las capas electrónicas o niveles de energía en orden creciente. Por otra parte, en el sistema periódico los
elementos se colocan en filas de tal forma que cada fila corresponde a una capa electrónica. Ahora
veremos que esta ordenación descubre semejanzas y diferencias entre los distintos elementos.
A.13 Determinad las estructuras atómicas (núcleo y estructura electrónica mediante el modelo de capas)
de algunas de las familias del sistema periódico (p.e, Li, Na y K; Be, Mg y Ca; O y S; F, Cl y Br). Decid en
qué reside la similitud entre los elementos de cada familia.
A.14 ¿Cuál es la característica desde el punto de vista electrónico de los llamados gases nobles: He, Ne,
Ar,..?.
3.2 PROBLEMA DE LA ESTABILIDAD DE LOS ELECTRONES ALREDEDOR DEL NÚCLEO
Nos referimos ahora a la dificultad más importante que tuvo el modelo atómico de Rutherford: No
podía explicar la estabilidad de las órbitas electrónicas.
A.15 Según las leyes del electromagnetismo clásico las cargas aceleradas han de emitir energía. De hecho,
este es el procedimiento por el que se generan las ondas hercianas, como son, por ejemplo, las ondas de
radio, las microondas, rayos X, ultravioleta,.. ¿Qué implicaciones tiene esto para el modelo de Rutherford?
4. MODELO ATÓMICO DE BOHR
Ante las dificultades del modelo de Rutherford, Bohr (1885 - 1952), trabajando en equipo con él, se
planteó el problema de la estabilidad del átomo y recurrió a una teoría que apenas comenzaba a ser
conocida sobre la naturaleza cuántica de las radiaciones. Esta nueva teoría de la radiación iba a
representar, junto con la teoría de la relatividad, una revolución de los conceptos físicos.
A.16 Exposición por el profesor de la hipótesis de Plank-Einstein y el concepto de
fotón.
A.17 Lectura de un documento con los postulados de Bohr.
A.18 Deducción de la energía y el radio de las órbitas permitidas según el modelo de
Bohr.
A.19 Describid sucintamente la estructura electrónica del átomo de hidrógeno, de acuerdo con el modelo
de Bohr. Seguidamente, aplicad los postulados para interpretar los espectros de absorción y emisión del
átomo de Hidrógeno suponiendo “saltos” electrónicos entre las órbitas permitidas (Ved una animación
accesible desde la página Web del Departamento).

4. 4. AMPLIACIÓN DEL MODELO DE BOHR. NÚMEROS CUÁNTICOS
A pesar del gran avance logrado por el modelo de Bohr, su éxito tampoco fue muy duradero y casi
inmediatamente después de su aplicación fue necesario revisarlo para atender a los resultados de los
espectros atómicos. Los espectros de átomos poli-electrónicos habían evidenciado una estructura
mucho más compleja donde, en lugar de cada línea "gruesa" que podía corresponder a un nivel de
energía del modelo de Bohr, se encontraba un conjunto de líneas más finas. Al utilizar espectroscopios
más potentes, el espectro de Hidrógeno enseguida mostró que sus rayas espectrales también estaban
desdobladas.
A.20 Ampliación de Sommerfield. Número cuántico secundario.
A.21 Introducción de los números cuánticos magnético y spin y construcción de una tabla que relaciona
los cuatro números cuánticos con los niveles y subniveles.
A.22 El profesor informará de la terminología inglesa sobre la espectroscopía que dio denominación a los
subniveles. Después, escribid siguiendo esta terminología la estructura electrónica de los átomos de H,
He, N, C, Mg, Ne, F, Al.
4. LIMITACIONES Y CARÁCTER HÍBRIDO DEL MODELO DE BOHR
Hemos visto que la necesidad de justificar los hechos experimentales obligó a retocar el modelo de
Bohr e introducir progresivamente los números cuánticos. A pesar de estas modificaciones el modelo
aún no podía explicar aspectos básicos de la espectroscopía y otros no menos importantes.
A.23 Tratad de explicar con el modelo de Bohr los siguientes hechos:
- El hecho, comprobado a partir del estudio de las líneas espectrales, de que no todos los saltos son
posibles, sino únicamente algunos.
- El hecho de que en todos los espectros algunas líneas son mucho más brillantes que otras
- El hecho de que los átomos se enlazan entre sí y lo hacen a lo largo de determinadas direcciones
privilegiadas, lo que se refleja finalmente en la geometría de la molécula formada.
A.24 Observad la contradicción entre la suposición de que el electrón se mueve en órbita circular y
obedece a las ecuaciones de movimiento de la mecánica clásica y, al mismo tiempo, aceptar que se
permiten sólo algunas órbitas.
A.25 Observad la contradicción entre la suposición de que el electrón, estando en órbita, obedece a la
ley de Coulomb, pero, al mismo tiempo, no cumple la ley clásica que exige una radiación de energía por
parte de una carga acelerada.
5. BREVE INTRODUCCIÓN AL MODELO CUÁNTICO DEL ÁTOMO
A la vista de las limitaciones del modelo de Bohr y de su carácter hibrido (entre la física clásica y la
incipiente física cuántica) cada vez se hacía más evidente la necesidad de un replanteamiento global de
las bases teóricas que abrazara de forma coherente los nuevos hechos. El estudio del átomo

5. desempeñó un papel esencial en la crisis de la física y, a su vez, se convirtió en la primera conquista de
la mecánica cuántica surgida de dicha crisis.
A.26 Breve introducción por el profesor del concepto de dualidad entre onda y partícula y mención al
principio de incertidumbre de Heisemberg.
A.27 Breve mención a la ecuación de Schrödinger de la mecánica cuántica.
A.28 Aproximación al concepto de orbital atómico. Manipulación de
animaciones Modellus del Departamento referidas a algunos tipos de orbitales
atómicos.
A.29 Interpretación de los saltos electrónicos y de los espectros con el concepto de orbital atómico.
A.30 El orden exacto de “llenado” de los orbitales se estableció experimentalmente, principalmente
mediante estudios espectroscópicos y magnéticos. La figura adjunta expresa una regla nemotécnica
que ayuda a recordar este orden. Teniendo en cuenta esta regla, escribid la configuración electrónica
del H, He, N, C, Mg, Ca, B, Kr, Cu.