Este documento describe la evolución de los modelos atómicos a lo largo del tiempo. Comienza explicando el descubrimiento del electrón y continúa detallando los modelos de Thomson, Rutherford, y Böhr, los cuales incorporaron el protón y neutrón. También explica conceptos como el número atómico, número másico e isótopos. Finalmente, aborda la estructura electrónica del átomo y las contribuciones de Planck, entre otros, al modelo cuántico actual.

1. Estructura atómica
1º bachillerato
Conchi Daza Santos
1

2. Vamos a hablar de…
1. El átomo es divisible.
1.1. Descubrimiento del electrón.
2. Modelos atómicos.
2.1. Primer modelo atómico: el modelo de Thomson.
2.2. Descubrimiento del protón.
2.3. Modelo atómico de Rutherford.
2.4. El descubrimiento del neutrón.
.
2

3. Vamos a hablar de…
3. Números que identifican a los átomos.
3.1. Número atómico.
3.2. Número másico.
3.3. Isótopos.
4. Estructura electrónica del átomo.
4.1. Espectros atómicos.
4.2. Hipótesis de Planck y efecto fotoeléctrico.
4.4. Modelo atómico de Böhr.
5. Mecánica cuántica aplicada al átomo.
5.1. Limitaciones del modelo de Böhr.
5.2. Modelo mecano-cuántico del átomo: Orbital y números cuánticos.
5.3. Configuraciones electrónicas
3

4. 1. El átomo SÍ es divisible
La idea de la indivisibilidad de los átomos
(como creía Dalton) comenzó a ser discutida a
mediados del s XIX cuando se inició el estudio
del comportamiento de la materia frente a la
electricidad.
4

5. Primeros indicios…
• 55(Faraday y
Ampère)
Estudios
sobre
electricidad
relación entre
materia y cargas
eléctricas.
Becquerel Radiactividad
natural *
Los átomos
no eran
indivisibles
5
*Los núcleos radiactivos se desintegran
dando tres clases de partículas:

6. 1.1. Descubrimiento del electrón.
 El estudio de la conductividad de los gases (realizada a lo largo del
s. XIX) proporcionó grandes sorpresas.
 A presión ordinaria los gases no conducían la corriente eléctrica,
pero si se extraía gas del tubo (con la consiguiente reducción de su
presión) aparecían una serie de curiosos fenómenos:
 Las partículas o radiaciones se alejaban del cátodo en línea recta, ya
que se observaba en el fondo del tubo la sombra del ánodo, por lo
que fueron bautizados con el nombre de "rayos catódicos".
 Además estaba provistos de una gran energía cinética, ya que
hacían girar una pequeña rueda de paletas interpuesta en su
camino, lo que indicaba que se trataba de partículas, no de
radiaciones.
 Se comportaban como una corriente de carga negativa ya que se
desviaban hacia la placa positiva al aplicar un campo eléctrico
externo.
 Podemos ver una sencilla animación en esta página web:
http://www.bioygeo.info/Animaciones/catodico.swf 6

7. • Thomson (1897) demostró que los rayos catódicos consistían
en partículas cargadas y halló su relación carga/masa (1,759
∙1011 C/kg). Esta relación era independiente del tipo de gas
existente en el tubo.
• Posteriormente Millikan (1911) con su experimento de la gota
de aceite determinó la carga eléctrica del electrón (1,602 ∙10 -
19 C)
 Calcula la masa del electrón.
 Solución: m electrón = 9,107∙10-31kg.
 ¿Cuántas veces es superior la masa del protón a la del
electrón?
 Solución: unas 2000 veces
7
1.1. Descubrimiento del electrón.

8. • Podemos ver una breve animación sobre el experimento de
Millikan en la web:
https://www.youtube.com/watch?v=UFiPWv03f6g
1.1. Descubrimiento del electrón.
8
La carga medida en las
gotas de aceite resultó ser
siempre múltiplo de un
número al que Millikan
denominó e.
La electricidad es una
magnitud discontinua,
ya que no puede tomar
cualquier valor, sino solo
un múltiplo de e

9. 2. Modelos atómicos
2.1. Primer modelo atómico:
el modelo de Thomson.
A finales del s XIX la cuestión
era: ¿Cómo situar en el átomo
estas partículas?
En base a sus investigaciones
sobre el electrón, en 1898
Thomson propuso un modelo
en el que el átomo era una
esfera cargada positivamente y
los electrones estaban
“incrustados” en dicha esfera.
9

10. 2.2. Descubrimiento del protón.
• Goldstein investigando con rayos catódicos con un cátodo perforado, vio
que unos nuevos rayos atravesaban los orificios o canales y los llamó rayos
canales o positivos, ya que viajaban en sentido contrario a los catódicos.
• Estos rayos también viajaban en línea recta y eran desviados por la acción
de campos eléctricos y magnéticos. Por lo que también eran de naturaleza
eléctrica aunque de signo contrario.
10

11. Características de los rayos canales:
1. Formados por partículas positivas. Rayos catódicos chocaban con
las partículas de gas→ les despojaban de algún electrón → el resto
positivo viajaba hacia el cátodo (-) y o bien chocaban con él, o lo
atravesaban al estar perforado.
2. Relación entre la carga y la masa era diferente según el gas
empleado en el tubo. Cuando el tubo se cargaba con gas
hidrógeno, cada partícula positiva poseía una masa 1836 veces
superior a la del electrón, y aproximadamente igual a la masa del
átomo de hidrógeno, siendo además su carga de igual valor a la
del electrón pero de signo positivo.
 Por ello y por la relación carga/masa se llegó a la conclusión de que
el ion H+ era otra partícula fundamental, a la que Rutherford,
discípulo de Thomson llamó protón
• video: https://www.youtube.com/watch?v=grcHwLLyPq4
2.2. Descubrimiento del protón.
11

12. 2.3. Modelo atómico de Rutherford.
Experimento de Rutherford (1911)
Sobre una placa de oro muy fina dirigieron un haz de partículas
alfa procedentes de una fuente radiactiva que estaba encerrada
en una cámara de plomo a la que se le había practicado un
orificio muy pequeño. Detrás de la lámina de oro se colocó una
pantalla de sulfuro de zinc sobre la que las partículas al chocar
producían un destello luminoso.
12

13. Vamos ver una animación en la que hay tres partes:
• Lo que Rutherford esperaba observar en el
experimento.
• Lo que Rutherford observó al realizar el
experimento.
• El modelo que Rutherford propuso a la luz de los
resultados obtenidos.
• http://quimica-inba.foroactivo.net/t4-animacion-
del-experimento-de-rutherford
2.3. Modelo atómico de Rutherford.
13

14. Al parecer Rutherford, perplejo ante los resultados, dijo que
era lo más increíble que le había sucedido en la vida, ya que
era como si al disparar balas de 15 pulgadas contra un papel
de seda , algunas se volvieran contra uno mismo.
El modelo atómico de Rutherford puede resumirse de la
siguiente manera:
• El átomo posee un núcleo central pequeño, con carga
eléctrica positiva, que contiene casi toda la masa del
átomo.
• La corteza que rodea al núcleo es una extensa zona donde
los electrones giran a grandes distancias alrededor de éste,
en órbitas circulares.
• La materia, por tanto, está prácticamente vacía, ya que:
Radio átomo≈100000 ∙ Radio núcleo
2.3. Modelo atómico de Rutherford.
14

15. 2.4. El descubrimiento del neutrón.
 1919 : Invento del espectrógrafo de masas que permitía hallar con gran
precisión las masas atómicas.
Se comprobó que excepto para el hidrógeno, las masas atómicas
eran el doble aproximadamente que su carga nuclear.
Así, Rutherford postuló la existencia de unas partículas que sin carga y
con masa similar a la del protón, permitiesen estabilizar el núcleo y
propuso que se la llamase neutrón.
 1930, Bothe y Becker bombardeando Berilio con partículas alfa,
detectaron una radiación muy penetrante.
 1932 Chadwick determinó que se trataba de partículas neutras, a las que
denominó neutrones y cuya masa era similar a la del protón.
 Hoy sabemos que los neutrones son partículas con una masa ligeramente
mayor que la de los protones que se encuentran juntos a éstos formando
el núcleo y son más inestables ya que pueden desintegrarse dando un
protón y un electrón.
15

16. 3. Números que identifican a los
átomos.
3.1. Número atómico.
 A partir de un método ideado por Moseley basado en los
rayos X producidos al someter a los átomos a electrones de
alta energía, y que permitía conocer la carga positiva en un
núcleo atómico, se pudieron ordenar los elementos por su
carga nuclear.
 Este número conocido como número atómico, Z representa la
carga nuclear de un átomo, es decir es el número de protones
que tiene en el núcleo y es característico de cada elemento.
Es como el DNI de cada elemento, ya que sólo le pertenece a
ese elemento y lo caracteriza, lo identifica.
 Si para el oxígeno (O) Z=8, significa que tiene 8 protones en el
núcleo. También podemos decir que si un átomo tiene 8 protones
en el núcleo, se trata de oxígeno.
 En el átomo neutro este número indica también el número de
electrones que posee en la corteza. 16

17. 3.2. Número másico.
Representa el número de protones y neutrones
que hay en un núcleo atómico y se representa
por la letra A.
Si al número de neutrones lo llamamos N,
podemos decir que: A = Z+ N
Podemos representar un átomo de un elemento
como:
3. Números que identifican a los
átomos.
17

18. 3.3. Isótopos
 El modelo de Dalton postulaba que todos los átomos de un
elemento eran iguales. Sin embargo, a principios del s XX y
con instrumentos más avanzados como el espectrógrafo de
masas se observó para el neón la existencia de dos
partículas de masas 20 y 22u, para el oxígeno de tres
partículas de masas 16, 17, 18 u y así sucesivamente.
 Definimos Isótopos como átomos de un mismo elemento y
por tanto con el mismo número atómico (mismo número de
protones y las mismas propiedades químicas), pero distinto
número másico y por tanto distinta masa.
18

19. 3.3. Isótopos
La masa isotópica es la masa de un átomo
concreto de un elemento y corresponde
únicamente al isótopo elegido
La masa atómica de un elemento es la masa
promedio entre las masas isotópicas teniendo en
cuenta su abundancia relativa en la naturaleza
19

20. Aplicación
1) Completa la tabla:
2) Calcula la masa atómica del cloro si sabemos que está
constituido por dos isótopos de Cl-35 y Cl-37 de masas
34,9688 u y 36, 9659 u respectivamente y su abundancia en
la naturaleza es de 75,53 % y 24,47 %
Átomo/ion Z A Nº protones
Nº
electrones
Nº
neutrones
Cl- 17 18
Cu2+ 65 29
Au 79 118
20

21. 4. Estructura electrónica del átomo
Maxwell, mediados s.XIX, teoría del electromagnetismo: La luz
es una onda electromagnética.
Características de ondas electromagnéticas.
21
Parámetro definición Unidades en el
SI
Longitud de onda (λ) Distancia entre dos puntos análogos Metro (m)
Período (T) Tiempo que tarda en efectuar una vibración
completa
Segundo (s)
Frecuencia (γ) Número de vibraciones por unidad de
tiempo. Es inversa del período.
Hercio (Hz)
1 Hz=s-1
Velocidad (v) Cociente entre la longitud de onda y el
período. v=λ/T; v=λ∙ν
m/s
Amplitud Desplazamiento máximo de un punto
respecto de la posición de equilibrio
Metro (m)

22. 22
• Las ondas electromagnéticas son aquellas que
no necesitan un medio material para
propagarse, es decir, se pueden propagar en el
vacío. La velocidad de la luz en el vacío es
c=3∙108m/s
• http://web.educastur.princast.es/proyectos/fi
squiweb/MovOnd/index.htm
• http://webs.um.es/jmz/www_electromagneti
smo/espectro/espectro.html

23. 23

24. 4.1. Espectros atómicos
• Cuando a los elementos en estado gaseoso se les
suministra energía (descarga eléctrica,
calentamiento...) éstos emiten radiaciones de
determinadas longitudes de onda.
• Estas radiaciones dispersadas en un prisma de un
espectroscopio se ven como una serie de rayas, y el
conjunto de las mismas es lo que se conoce como
espectro de emisión.
• Igualmente, si una luz continua atraviesa una
sustancia, ésta absorbe unas determinadas
radiaciones que aparecen como rayas negras en el
fondo continuo, lo que es el espectro de absorción. 24

25. • En esta aplicación podemos ver los espectros
de emisión y de absorción del elemento que
deseemos:
http://www.gobiernodecanarias.org/educacion/
3/usrn/lentiscal/1-cdquimica-
tic/FlashQ/Estructura%20A/espectrostotal/spes
pectro.htm
25
4.1. Espectros atómicos

26. 4.2.1. Hipótesis de Planck.
• Planck (1900) supuso que la energía estaba cuantizada, es
decir, la energía absorbida o desprendida de los átomos sería
un múltiplo de una cantidad establecida o “cuanto”, lo que se
refleja en la expresión: E0 = hν donde h es la constante de
Planck, que vale 6,63∙10-34 J∙s.
• ¿Qué significa esto? Significa que los átomos no pueden
absorber ni emitir cualquier cantidad de energía, sino un
múltiplo entero de un valor mínimo, E0 es decir: 2 E0, 3 E0, 4
E0, etc.
• A las radiaciones de mayor frecuencia les corresponde la
máxima energía y viceversa. Es el motivo por ejemplo por el
que en los laboratorios fotográficos se utiliza luz roja (de baja
frecuencia) que no es lo suficientemente intensa como para
velar una placa fotográfica.
26

27. • Por otro lado, algunos metales emiten electrones al incidir
una determinada radiación sobre ellos. Este fenómeno
conocido como efecto fotoeléctrico es utilizado de forma
práctica para cerrar un circuito que, por ejemplo, abra las
puertas de un ascensor…
• Fue descubierto por Hertz (1887) y posteriormente explicado
por Einstein (1905).
• Explicación: Un fotón que incide en una superficie metálica
lleva una energía hν, de modo que al chocar contra un
electrón del metal consigue arrancarlo (ésta sería la energía
umbral y su frecuencia, la frecuencia umbral). Si hay un
exceso de energía, éste se empleará en poner al electrón en
movimiento: 27
4.2.2. Efecto fotoeléctrico

28. 28
4.2.2. Efecto fotoeléctrico

29. • Podemos ver una animación en la que elegimos el
metal y la longitud de onda de la luz incidente
(aparece el valor de energía asociado y la energía de
ionización del metal) y observamos que cuando la
primera es inferior a la segunda, no se produce
efecto fotoeléctrico, pero si es igual o superior, los
electrones se desprenden del metal y empiezan a
moverse a una velocidad cada vez mayor según
aumentamos la energía de la luz.
http://www.educaplus.org/play-112-Efecto-
fotoel%C3%A9ctrico.html
29
4.2.2. Efecto fotoeléctrico

30. Actividades de aplicación
1. Conocidas las longitudes de onda, calcula el
rango de frecuencia de la luz visible. ¿Qué
tipo de relación existe entre ambas?
2. Calcula la energía de un cuanto de luz de
frecuencia de 4∙1014 s-1.
3. Calcula la energía de un fotón asociado a una
luz roja de 6000 A de longitud de onda. ¿Y la
de un fotón de frecuencia 21020 s-1?
30

31. 4.4. Modelo atómico de Böhr
• Limitaciones del modelo de Rutherford:
- Según la teoría del electromagnetismo, una
carga eléctrica en movimiento acelerado
emite energía. Por lo tanto, los electrones
caerían en espiral hacia el núcleo emitiendo
energía en forma de radiación de forma
continua.
- Este hecho contradice, los espectros de
emisión observados de los elementos, que
son discontinuos 31

32. 4.4. Modelo atómico de Böhr.
Postulados
• “La energía del electrón dentro del átomo está cuantizada, es
decir, que el electrón sólo se mueve alrededor del núcleo en
unos estados estacionarios con unos valores determinados de
energía”
• “Los electrones siguen unas órbitas circulares a cada una de
las cuales les corresponde un nivel de energía permitido que
se asocia con un número natural, n = 1,2,3,…
• Los niveles de energía permitidos son aquellos en los que se
cumple que su momento angular m ∙ v ∙ r es un múltiplo
entero de h / 2” , es decir que : m ∙ v ∙ r = n∙ h / 2
32

33. 4.4. Modelo atómico de Böhr.
Postulados
• “Cuando un átomo recibe
energía los electrones
pasan a un nivel superior
(estado excitado).
Posteriormente, cuando
el electrón vuelve a su
órbita, el átomo emite un
fotón correspondiente a
E entre ambos niveles,
de frecuencia o longitud
de onda determinadas “
E = h∙
E=Ef-Ei 33

34. Explicación del espectro de
hidrógeno
• Cuando se excita al átomo de hidrógeno que sólo tiene un
electrón en su estado fundamental, éste promociona a un
estado de energía superior, inestable, por lo que al regresar a
su estado fundamental emite energía en forma cuantizada.
• Existen distintas transiciones, dependiendo del nivel desde el
que caiga el electrón, lo que da lugar a las distintas rayas del
espectro.
• Algunas están dentro del rango del visible y presentan
distintos colores. Éstas son las transiciones permitidas. Por el
contrario las zonas oscuras corresponden a transiciones no
permitidas o prohibidas.
34

35. Espectro de emisión del átomo de
hidrógeno
• Los electrones que se
encuentran en un estado
excitado pueden regresar a
niveles de menor energía y
al hacerlo emiten un fotón
que origina una línea del
espectro.
• Un conjunto de líneas que
tienen como llegada el
mismo nivel energético
constituyen una serie
espectral.
35

36. • En la siguiente página tienes una serie de
animaciones y textos sobre modelos atómicos
(hasta la mecánica cuántica):
http://www.iesaguilarycano.com/dpto/fyq/ma/
ma1.html
• En esta web también puedes ver una
animación sobre el modelo de Böhr:
http://web.educastur.princast.es/proyectos/fisq
uiweb/atomo/BohrI_B.htm
36

37. 5. Mecánica cuántica aplicada al
átomo.
5.1. Limitaciones del modelo de Böhr.
• No explicaba la cuantización de la energía.
• No explicaba el desdoblamiento de las líneas
espectrales cuando la sustancia era sometida a
campo magnético, destacando en este
descubrimiento, la evolución en la resolución de los
espectrógrafos.
• Sólo era capaz de explicar el espectro del átomo de
hidrógeno, pero no de otros átomos polielectrónicos.
37

38. 5.2. Modelo mecano-cuántico del átomo
• El modelo de Böhr quedó por tanto superado
por otro cuyas ecuaciones básicas fueron
expuestas por Heisenberg y Schröedinger en
los años veinte del siglo pasado, y que junto a
otros científicos como Dirac dieron paso a una
nueva teoría, la Mecánica Cuántica, ya que las
leyes de la Mecánica Clásica no eran capaces
de explicar los fenómenos observados a escala
atómica.
38

39. Dualidad onda-
corpúsculo, formulado
por De Broglie en 1924:
“cada partícula en
movimiento lleva
asociada una onda cuya
longitud de onda, λ viene
dada por la expresión:
39
v

m
h

5.2. Modelo mecano-cuántico del átomo
h= constante de Planck
m=masa de la partícula
V=velocidad de la onda

40. • Principio de
incertidumbre,
formulado por
Heisenberg en 1927: “es
imposible conocer
simultáneamente la
posición y la cantidad
de movimiento de una
partícula”:∆𝑥 ∙ ∆𝑝 ≥
ℎ
2π
 Para entenderlo mejor…
https://www.youtube.com/watch
?v=qe4QdQ_U4jI 40
5.2. Modelo mecano-cuántico del átomo

41. • Tanto la longitud de onda de De Broglie como el límite en la
precisión para establecer la posición de una partícula sólo son
observables en partículas subatómicas.
41
5.2. Modelo mecano-cuántico del átomo
Carácter
ondulatorio del
electrón
Imposibilidad
de predecir la
trayectroria
exacta del
electrón
ORBITAL:
superficie
imaginaria
donde la
probabilidad
de encontrar
al electrón es
muy grande
(del 90%)

42. Orbital y números cuánticos
• El estado del electrón en un átomo está
definido por una función de onda, Ѱ. Las
soluciones de esta ecuación son los números
cuánticos.
• Cada electrón viene determinado por 4
números cuánticos: n, l, m y s (los tres
primeros determinan cada orbital, y el cuarto
“s” sirve para diferenciar a cada uno de los dos
e– que componen el mismo).
• Pincha para ver una animación de orbitales 42

43. 43

44. 44
n l ml
Nombre del
orbital ms
Nº
electrones
en el
subnivel
Nº
electrones
en el nivel
Estado
cuántico
1
2
3
4

45. 45
Nivel
energétic
o
subnivel Número de
orbitales de ese
tipo
Nombre Número
máximo de
e- en el
subnivel
Número de
electrones
en el nivel
1 s 1 1s 2 2
2 s 1 2s 2 8
p 3 2px, 2py, 2pz 6
3 s 1 3s 2 18
P 3 3px, 3py, 3pz 6
d 5 3dxy, 3dxz, 3dyz,
3dx2-y2, 3dz2
10
4 s 1 3s 2 32
P 3 3px, 3py, 3pz 6
d 5 3dxy, 3dxz, 3dyz,
3dx2-y2, 3dz2
10
f 7 14

46. 5.3. Configuraciones electrónicas
Principio de exclusión de Pauli Regla de máxima
multiplicidad de Hund
No puede haber dos
electrones en un átomo
con los cuatro números
cuánticos iguales
En cada orbital sólo
caben 2 electrones: uno
con espín +1/2 y otro
con espín -1/2
46
Dos orbitales con los mismos
números cuánticos n y l tienen
la misma energía. Los
electrones que ocupan estos
orbitales lo hacen de la forma
más desapareada posible

47. 5.3. Configuraciones electrónicas
• Configuración o estructura
electrónica es la forma en la
que los electrones se
disponen en los orbitales.
• Los orbitales se llenan por
orden de energía creciente
de los orbitales
47
Este es el
orden de
energía de
los
subniveles

48. 48

49. 5.3. Configuraciones electrónicas
• Comprueba la configuración electrónica de
todos los elementos de la tabla periódica
pinchando en este enlace.
• Construye un átomo en esta simulación
49