1. Desde la Antigüedad, el ser humano se ha cuestionado
de qué estaba hecha la materia.
Unos 400 años antes de Cristo, el filósofo griego
Demócrito consideró que la materia estaba constituida
por pequeñísimas partículas INDIVISIBLES que llamó
átomos (en griego quiere decir "indivisible“).Atribuyó a los
átomos las cualidades de ser eternos, inmutables e
indivisibles.
Sin embargo las ideas de Demócrito sobre la materia no
fueron aceptadas por los filósofos de su época y hubieron
de transcurrir cerca de 2200 años para que la idea de los
átomos fuera tomada de nuevo en consideración.

2. 1808 John Dalton
Base experimental:
 Leyes ponderales de la química
Modelo atómico:
 Los elementos están formados
por partículas esféricas
llamadas átomos, indivisibles e
indestructibles
 Todos los átomos de un
elemento son idénticos en masa
y propiedades

3. 1897 J. Thomsom
¿ Es el átomo indivisible?
Evidencias experimentales:
Propiedades eléctricas de la materia:
fenómenos de electrización
Leyes de la electrolisis
Para que la electrolisis
se produzca deben de
existir cargas eléctricas
en movimiento

4. Experiencias en tubos de descarga
Rayos catódicos

5. Descubrimiento del electrón: partícula con carga negativa
Q= 1,6·10-19 C
M= 9,1·10-31 kg
 Q/M no depende del gas encerrado en el tubo
Modelo atómico: el átomo debía de ser una esfera
de materia cargada positivamente, en cuyo interior
estaban incrustados los electrones.

6. 1911 E. Rutherford
Evidencias experimentales:
Rayos canales ( Goldstein
1886)
Aparecen en los tubos de
descarga procedentes del
ánodo
Tienen carga positiva
q/m depende del gas
encerrado en el tubo

7. Radiactividad
La radiación emitida por un
material radioactivo emite
partículas de tres tipos
Sin masa
sin carga
Carga
negativa Carga positiva

8. Experimento de Rutherford
Bombardeó delgadas láminas metálicas con
partículas α: Demostró que los átomos no eran
macizos, como se creía, sino que están vacíos
en su mayor parte y en su centro hay un
diminuto núcleo.

9. Modelo atómico:
• Átomo formado por núcleo y corteza
– Núcleo: carga positiva y prácticamente toda la
masa del átomo
– Corteza: Electrones con carga negativa
girando alrededor del núcleo
R~10-15 m
Sugiere la existencia del
Fe
neutrón
FG
Lo descubre Chadwick en
1932

10. El núcleo atómico
Está formado por dos tipos de partículas:
Protones:
Neutrones
(llamados colectivamente nucleones)
Z: Número atómico= número de protones
A: Número másico= número de neutrones
Isótopo: átomos con el mismo número
atómico y distinto número másico.

11. Fuerzas nucleares
Los protones y neutrones del núcleo se
encuentran a distancias muy cortas unos
de otros: Existe una repulsión
electromagnética entre protones muy
elevada.
La fuerza nuclear fuerte: es una fuerza
atractiva y muy intensa que mantiene la
estabilidad en el núcleo

12. La masa del núcleo es inferior a la suma de
las masas de los nucleones que lo forman.
Esta diferencia se denomina “defecto de
masa” y se calcula mediante la expresión:
Δm=Z∙mp+(A-Z)mn-M
este defecto de masa, según la fórmula de
Einstein, es:
E=Δm∙c2
Esta energía se denomina “energía de
enlace”.

13. Las Interacciones fundamentales

14. 1913 Niels Bohr
Evidencias experimentales:
Espectros atómicos (finales siglo XIX)
Radiaciones emitidas por un cuerpo
incandescente: los espectros atómicos
son discontinuos

15. Espectro
electromagnético: El
espectro de la luz
blanca es continuo
C = λ·ν

16. Espectros
Al estudiar el espectro del hidrógeno, observamos que los
valores de las longitudes de onda de las líneas
obedecen a la relación numérica obtenida por Balmer:
R : constante de Rydberg
http://www.youtube.com/watch?v=RMEnYSOp5ic&feature=player_detailpage

17. Los valores de n y m dan lugar a diferentes líneas espectrales:
Valores de n y m Serie Zona del espectro
n =1 y m = 2,3,4…. Lyman Ultravioleta
n = 2 y m = 3,4,5…. Balmer Visible
n = 3 y m = 4,5,6…. Paschen Infrarrojo cercano
n = 4 y m = 5,6,7 …. Brackett Infrarrojo
n = 5 y m = 6,7,8…. Pfund Infrarrojo
n = 6 y m= 7,8,9…. Humpreys Infrarrojo

18. Leyes del electromagnetismo de la
física clásica
“ Las cargas aceleradas (electrones girando
alrededor del núcleo) deben de emitir
continuamente energía en forma de ondas
electromagnéticas”

19. Hipótesis de Planck (1900)
•La materia está formada por
partículas que oscilan en torno a
posiciones de equilibrio y emiten
energía en forma de ondas
electromagnéticas
•La energía no puede ser
absorbida o cedida en cualquier
cantidad, solo en cantidades
determinadas llamadas cuantos
E=h.ν
h= 6,626·10-34 J·s

20. Modelo atómico
•El electrón gira alrededor del
núcleo describiendo una orbita
circular, sin emitir ni absorber
energía: órbita estacionaria
•Solo son posibles aquellas órbitas
en las que se cumple:
2πr · mv = n·h
Niels Bohr
•Cuando el electrón pasa de una
órbita a otra, el átomo absorbe o
libera energía en forma de ondas
electromagnéticas
∆E = Ef - Ei = h· ν

21. r = K· n2
E = - K’ / n2
n: número cuántico
principal

22. 1916 Sommerfeld
Evidencias experimentales:
 Observación de nuevas rayas espectrales
Existencia de subniveles de energía: número cuántico
secundario “l “(órbitas elipticas)
 Efecto Zeeman: en
presencia de un campo
magnético las rayas
espectrales se desdoblan:
número cuántico magnético
“m”

23. 1925-1927 Modelo atómico actual
Evidencias experimentales:
Efecto fotoeléctrico (Einstein 1905)
h . f = h . f0 + 1/2m·v2
f frecuencia umbral
0

24. Principio de la dualidad onda- corpusculo ( De
Broglie 1924)
Toda partícula en
movimiento lleva asociada
una onda

25. Principio de incertidumbre
( Heisenberg 1926)
“ No podemos conocer
simultáneamente y con
precisión la posición y la
cantidad de movimiento
de una partícula”

26. Modelo mecanocuántico del átomo
• Ecuación de Schrödinger
Si el electrón se comporta como un onda
lleva asociada una ecuación
Al resolver la ecuación , se obtiene que la función Ψ depende
de una serie de parámetros, que se corresponden con los
números cuánticos, tal y como se han definido en el modelo de
Bohr. La ecuación sólo se cumplirá cuando esos parámetros
tomen determinados valores permitidos (los mismos valores
que se han indicado antes para el modelo de Bohr).

27. Concepto de orbital
• Ψ2, corresponde a la probabilidad de
encontrar al electrón en una región del
espacio determinada (introduce en el
modelo el Principio de Heisenberg).
• orbital: región del espacio en la que la
probabilidad de encontrar al electrón con
ese valor de energía es máxima.

28. Números cuánticos
Los números cuánticos nos indican la posición y la
energía del electrón
n: número cuántico principal
Nivel de energía: n = 1,2,3,4……..
Tamaño del orbital
 l : número cuántico secundario
Forma del orbital: l =0 ……n-1
(energía)
 m: número cuántico magnético
Orientación espacial del orbital m: -l..0..+l
Cada grupo de números cuánticos (n,l,m)
determina un orbital distinto

29. Orbitales atómicos
Valor de l Tipo de
orbital
• Todos los orbitales
que tienen valores
0 s iguales de n y l
poseen la misma
1 p energía y se llaman
orbitales
2 d
degenerados
3 f

30. Orbitales “s”
(1,0,0) 2s
(2,0,0)
(3,0,0)

31. Orbitales “ p”
(2,1,0) (2,1,1)
(2,1,-1)

32. Orbitales “d”
(3,2,2)
(3,2,1)
(3,2,0)
(3,2,-1)
(3,2,-2)

33. Orbitales “f”
(4,3,3)
(4,3,2)
(4,3,1)
(4,3,0)
(4,3,-1)
(4,3,-2)
(4,3,-3)

34. Número cuántico de spin: s
El electrón, en un orbital, gira sobre si
mismo. Este giro puede ser en el mismo
sentido que el de su movimiento orbital o
en sentido contrario. Los dos posibles
sentidos de giro viene determinados por
los dos valores de s:
+1/2 y -1/2.

35. Resumen números cuánticos

36. Configuraciones electrónicas
Distribución de los electrones en el átomo
 El estado fundamental, el de mínima energía , es el más
estable: Los electrones ocupan los orbitales en orden
creciente de energía.
Se llenan empezando por los más próximos al núcleo.
 Principio de exclusión de Pauli: Dos electrones de un mismo
átomo no pueden tener los cuatro números cuánticos iguales
En un orbital caben como máximo dos electrones con espines
antiparalelos
 Principio de máxima multiplicidad (Hund): Los electrones se
distribuyen ocupando el mayor número posible de orbitales
En orbitales degenerados los electrones permanecen
desapareados, con espines paralelos

37. Regla nemotécnica que establece el orden de
llenado de orbitales en los átomos polielectrónicos

38. 6p
5d
6s 4 f
Energía 5p
4d
5s
4p 3d
4s
3p
3s
2s 2p
n =2; =1; m =– 1;s=– ½ ½
3;
;;
4;
3;
2;
1; 2;
;
2;
1;
0; 0;2; s==–
n = 1; ll= 0;;m = + ;;s= = + ½
4; + 1; s+ +
– 2; = – ½
0;s + –
s
1s