1. El documento resume los principales modelos y conceptos sobre la estructura atómica, desde los primeros modelos clásicos hasta la mecánica cuántica moderna. Incluye los espectros atómicos, la teoría cuántica, el modelo de Bohr, la mecánica cuántica, los orbitales atómicos y las configuraciones electrónicas. 2. También explica la evolución histórica de la tabla periódica, incluyendo las aportaciones de Mendeleiev, y las tendencias periódicas

1. Estructura atómica
1. Espectros atómicos.
2. Orígenes de la teoría cuántica. Hipótesis de
Planck. Efecto fotoeléctrico.
3. Modelo atómico de Bohr y sus limitaciones.
4. Introducción a la mecánica cuántica
moderna.
5. Orbitales atómicos. Números cuánticos.
6. Configuraciones electrónicas: Principio de
Pauli y regla de Hund.
7. Evolución histórica de la ordenación
periódica de los elementos.
8. Tabla periódica de Mendeleiev. Predicciones
y defectos. Sistema periódico actual.
9. Estructura electrónica y periodicidad.
10. Tendencias periódicas en las propiedades de
los elementos.
© Patricio Gómez Lesarri

2. 1. Modelos clásicos: Thomson
 1897: Descubrimiento del electrón
(J.J. Thomson)
 1898: Rayos canales (E. Goldstein)
 1904: Modelo atómico de
Thomson

3. 1. Modelos clásicos: Rutherford
 1911: Experimento de dispersión de partículas α sobre una
lámina de oro
 1911: Modelo de Rutherford: núcleo y corteza

4. 1. Espectros atómicos
 Conjunto de frecuencias
emitidas dentro de una
radiación
electromagnética
 Espectros continuos y
discontinuos

5. 1. Series de Balmer
 1885: Johann J. Balmer: serie de Balmer para el espectro visible
del hidrógeno
 1889: Relación de Rydberg (Series de Lyman, Balmer, Paschen,
etc)
1 1 1 
= RH  2 − 2 
λ n m 

6. 2. Hipótesis de Planck
1900: Hipótesis de Planck
La materia no absorbe o emite
energía de forma continua, sino en
paquetes, cantidades mínimas (cuantos
de energía) o múltiplos de ellas”
E = n. hν
h = 6,63.10-34 J.s

7. 2. Efecto fotoeléctrico
 Emisión de electrones
por la superficie de un
metal cuando es
iluminado mediante luz
visible o ultravioleta

8. 2. Características del efecto fotoeléctrico
o la producción del efecto fotoeléctrico
depende de que la radiación sobrepase
una frecuencia umbral, característica de
cada metal
o el aumento de la intensidad luminosa
no consigue emitir electrones si la
radiación tiene una frecuencia inferior a
la umbral
o la energía cinética de los electrones
emitidos es proporcional a la frecuencia
de la radiación
o el número de electrones emitidos
depende de la intensidad de la onda,
pero no la energía cinética máxima

9. 2. Einstein y el efecto fotoeléctrico
o La luz estaba formada por partículas
(fotones) cuya energía se expresaba
mediante la ecuación de Planck.
o El efecto fotoeléctrico se produce
mediante la interacción entre un
fotón y un electrón: parte de la
energía del primero se emplea en
sacarlo del átomo y el resto equivale a
la energía cinética del electrón.
Efotón = Wextracción + Ec
⇒ hν = hν o + ½m.v2

10. 3. Modelo atómico de Bohr
 1913: Niels Bohr propone el primer
modelo atómico cuántico
 Síntesis de las ideas de Rutherford,
Planck y Einstein
 Modelo más simple del átomo

11. 3. Postulados de Bohr
Los electrones giran alrededor del núcleo con órbitas
circulares sin emitir energía radiante
m El momento angular del electrón está cuantizado, sólo son
posibles las órbitas para las que L = n.h/2π
i Los electrones cambian de órbita cuando absorben o emiten
energía

12. 3. Modelo de Bohr
Fuerza de Coulomb e2
F=K 2
r
e2 v2
Movimiento circular uniforme F = m.an ⇒ K 2 = m.
r r
Cuantización del momento angular h
r.mv = n = n.
2π
Radio de Bohr n. e2 n 2 . 2
v= ⇒ K = m.v = m 2 2
2
mr r mr
n 2 . 2 2 4πε o . 2
r= = ro .n 2 ⇒ ao = =
m.K.e 2 m.K.e 2
m.e 2

13. 3. Modelo de Bohr
Energía de órbita
e2 1 1 e2
E = − K + m.v = − K
2
r 2 2 r
n 2 . 2
r= 2
= ro .n 2
m.K.e
m.K 2 .e 4 1
E=− 2
. 2
2 n
m.K 2 .e 4  1 1 
∆E = . 2 − 2 
2 2  n m 
1916: Arnold Sommerfeld propone
órbitas elípticas

14. 4. Dualidad onda-corpúsculo
o Enunciado por L. De
Broglie en 1923
o Toda partícula tiene una onda
asociada cuya longitud de
onda viene dada por:
λ =h/p
o 1927: Experimento de
Davisson-Germer
o 1929: Premio Nobel de Física

15. 4. Principio de incertidumbre
o 1927: W. Heisenberg: piedra angular
sobre la que se asienta la Mecánica
Cuántica.
“Es imposible determinar simultáneamente
y con total precisión la posición y
velocidad de una partícula”
“El producto de la indeterminación de la
posición y el momento es mayor que h/
4π”
∆r.∆p ≥ h / 4π
La consecuencia principal de este principio
es que no se puede determinar
exactamente la posición del electrón,
sino la probabilidad de encontrarlo en
un instante en una posición dada.

16. 4. Ecuación de Schrödinger
 1925: Ecuación de Schrödinger
 Ecuación de onda para el electrón
 Principio de correspondencia
 2 2 
H Ψ = − ∇ + V  Ψ = E.Ψ
 2m 
 Solución para el átomo de hidrógeno
 1930: Max Born: significado físico
de la función de onda: Ψ2 densidad
de probabilidad de encontrar la
partícula en un punto

17. 5. Orbitales atómicos
 El cuadrado de la función de
onda define un orbital
 Región del espacio donde existe
un 99 % de probabilidad de
encontrar al electrón

18. 5. Números cuánticos
 Parámetros que se introducen
durante el proceso de resolución de
la ecuación de Schrödinger
 n: número cuántico principal.
o n Є N
o Especifica el tamaño del orbital
 ℓ: número cuántico azimutal.
o Valores comprendidos entre 0 y n-1
o Especifica la forma del orbital
o Orbitales s (ℓ= 0), p (ℓ= 1), d (ℓ= 2)
y f (ℓ= 3)

19. 5. Números cuánticos
 m: número cuántico magnético.
o Valores enteros comprendidos entre - ℓ
y +ℓ
o Especifica la orientación del orbital
(componente del momento angular)
 s: número cuántico de espín.
o Valores - ½ y + ½
o Especifica el momento angular intrínseco
del electrón

20. 6. Configuraciones electrónicas
 Expresión en la que se
indica la distribución de
los electrones de un
átomo en los distintos
orbitales
 Principio de Aufbau : los
electrones se disponen en
los orbitales de menor
energía (menor valor n + ℓ

21. 6. Principio de exclusión de Pauli
 Pauli (1925): “No es posible
encontrar en un átomo dos
electrones con los cuatro números
cuánticos iguales”
 Se aplica a cualquier partícula con
spin semientero ( electrones)

22. 6. Regla de Hund
(máxima multiplicidad)
 “Si existen varios orbitales de
la misma energía (orbitales
degenerados), los electrones
tienden a mantener sus espines
desapareados

23. 7. Evolución histórica de la
ordenación de los elementos
 1817: Triadas de Döbereiner:
Li/Na /K; Ca/Sr/Ba
 1864: Octavas de Newlands:
Li, Be, B, C, N, O, F, Na...
 1869: Tabla periódica de Mendeleiev

24. 8. Tabla periódica de Mendeleiev
 Tabla de elementos
 Ordenación masa atómica
 Huecos e irregularidades

25. 9. Estructura electrónica y periodicidad
 Número atómico
 7 Periodos (capas electrónicas)
 18 grupos (1 al 18) misma
configuración electrónica en la
capa de valencia (mismas
propiedades químicas)
 Configuración electrónica

26. 9. Estructura electrónica y periodicidad

27. 10. Propiedades periódicas
 Radio atómico denlace
r=
2
 Grupo: aumento con el
número de capas (n)
 Periodo: disminución
con la carga nuclear
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28. 10. Energía de ionización
 Energía que debe absorber un
átomo gaseoso en su estado
fundamental para perder el
último electrón
 Grupo: aumenta el radio,
disminuye la atracción y la
energía de ionización
 Periodo: disminuye el radio,
aumenta la energía de ionización,
máxima en los gases nobles

29. 10. Afinidad electrónica
• Energía que desprende un átomo
gaseoso en su estado fundamental
para cuando gana un electrón
• Grupo: aumenta el radio,
disminuye la atracción y la
afinidad electrónica
• Periodo: disminuye el radio,
aumenta la afinidad electrónica,
máxima en los halógenos

30. 10. Electronegatividad
• Tendencia que presenta un átomo a atraer el par electrónico
compartido en un enlace covalente
• Electropositividad
• Grupo: aumenta el radio, disminuye la atracción
• Periodo: disminuye el radio, aumenta la atracción, máxima
en halógenos

31. 10. Carácter metálico / no metálico
• Tendencia que presenta un
átomo a perder electrones
• Grupo: aumenta el radio,
disminuye la atracción:
metales
• Periodo: disminuye el
radio, aumenta la
atracción, máxima en
halógenos: no metales

32. 10. Poder oxidante /reductor
• Tendencia que presenta un
átomo a perder electrones
• Grupo: aumenta el radio,
disminuye la atracción
metales reductores
• Periodo: disminuye el
radio, aumenta la atracción,
no metales oxidantes