El documento describe la evolución de los modelos atómicos, desde la idea de que la materia era continua hasta el modelo cuántico actual. Inicialmente, Dalton propuso que la materia está compuesta de átomos indivisibles; luego se descubrieron partículas subatómicas como el electrón y el protón. Rutherford propuso un modelo con un núcleo central y electrones en órbita, pero tenía limitaciones. Bohr incorporó la teoría cuántica para restringir las órbitas electrónicas. La mecánica cu

1. LA BÚSQUEDA DE MODELOS ATÓMICOS
En los primeros
modelos atómicos,
antes de Dalton
se
consideraba
que la materia era continua, o sea
que no estaba formada por
partículas elementales.
para Dalton
La materia es discontinua, o sea
está constituida por entidades
elementales llamadas átomos que
son indivisibles.
estudios posteriores a Dalton
supusieron el descubrimiento de
partículas subatómicas, siendo las
más importantes
Los electrones
Los protones
Los neutrones
con las siguientes
características
Electrón: carga –1,6 . 10-19 C
masa 9,1. 10-31 kg
O en términos relativos:
carga: –1 masa: 0
Protón: carga 1,6 . 10-19 C
masa 1,6 . 10-27 kg
O en términos relativos:
carga: +1 masa: 1
Neutrón: carga 0
masa 1,6 . 10-27 kg
O en términos relativos:
carga 0 masa 1
1 recordemos
2

2. Z (nº atómico) = nº de protones
A (nº másico) = nº de protones + nº de neutrones
que son
características
de los elementos
que
representamos
Por la notación
siguiente: A
ZX
teniendo en
cuenta que
Isótopos: son átomos
del mismo elemento
que tienen el mismo Z
y distinto A.
1
2 ello dio
lugar A la elaboración
de otros modelos
entre los que
destacamos al Modelo de
Rutherford
que puede resumirse de la
forma siguiente
1.- El átomo tiene un núcleo central pequeño con carga eléctrica positiva
(protones) y que contiene casi toda su masa (protones y neutrones).
2.- Girando en órbitas circulares alrededor del núcleo y a grandes
distancias, hay pequeñas masas con carga eléctrica negativa
(electrones).
3.- El nº de cargas eléctricas negativas ha de ser igual al de positivas
porque el átomo es eléctricamente neutro.

3. Limitaciones o defectos del modelo de
Rutherford
El electrón al ir perdiendo
energía de manera gradual,
las energías emitidas
también pasarían
gradualmente del valor
máximo al mínimo.
y sucedería que
Los espectros de emisión
serían continuos, pero en
realidad con discontinuos o
sea:
Está basado en los principios de la
mecánica clásica, o sea, describe el
movimiento del electrón de la misma
forma que se describe el movimiento
de la Luna o de una pelota girando
alrededor de un punto.
por tanto según los principios del
electromagnetismo clásico
El electrón tendría que emitir
continuamente energía en forma
de ondas electromagnéticas y
terminaría cayendo sobre el
núcleo. O sea, su movimiento sería
una espiral de caída continua sobre
el núcleo, lo cual obviamente no
ocurre.

4. Pero el modelo de Rutherford también
tuvo éxitos y aportó ideas
 Explica la existencia de zonas densas
en el interior del átomo.
 Permite introducir el término de
número atómico (Z) como el número de
protones existentes en el núcleo.
 Proporciona una definición válida del
concepto de elemento químico e isótopo.
 El núcleo como parte
central y densa del
átomo, donde se
concentra la carga
positiva del átomo.
Predice la existencia el
neutrón.
éxitos ideas
LOS ESPECTROS ATÓMICOS. EL ESPECTRO
DEL HIDRÓGENO
Los espectros
atómicos
proporcionan
información sobre la
estructura interna
de los átomos.
de
forma
que
Un espectro atómico es un conjunto
de radiaciones electromagnéticas
emitidas (espectro de emisión) o
absorbidas (espectro de absorción)
por determinado tipo de átomo y que
se pone de manifiesto mediante
alguna forma sensible.

5. El espectro más sencillo es el espectro del átomo de
hidrógeno, que fue el primero que se interpretó.
cuyas líneas responden
a la ecuación de
Rydberg
Y que parecen estar agrupadas en serie
de líneas denominadas: Lyman, Balmer,
Paschen, Brackett y Pfund.
donde
Longitud de onda () : distancia mínima entre dos puntos que están en
el mismo estado de vibración. Se miden en metros, nanómetros (1nm =
10-9 m), ánsgtroms (1 A = 10-10 m).
Frecuencia: (): nº de veces que la onda vibra en un segundo. Se mide
en s-1 que se denomina también hertzios (Hz).
Velocidad (c): es la misma para todas las ondas electromagnéticas: 2,99
. 108 m s-1.
RH = constante de Rydberg.
n y m = nº enteros a partir de 1 y teniendo en cuenta que n < m.
es decir






 22H
m
1
n
1
R
cλ
1 

6. Serie Saltos Zona del espectro
donde se produce
Valores de n y m
Lyman Hasta el nivel
1
Ultravioleta n = 1 y m = 2, 3, 4...
Balmer Hasta el nivel
2
Visible n = 2 y m = 3, 4, 5,...
Paschen Hasta el nivel
3
Hasta el nivel
4
Infrarrojo n = 3 y m = 4, 5, 6,...
Brackett Infrarrojo n = 4 y m = 5, 6, 7,...
Pfund Hasta el nivel
5
Infrarrojo n = 5 y m = 6, 7, 8,...
en dibujo

8. EL MODELO ATÓMICO DE BOHR
Resolver los defectos o
limitaciones del modelo
de Rutherford.
Explicar los
espectros atómicos.
pretende quiere
toma
como base
La teoría cuántica de Planck
que dice
La radiación sólo
puede ser emitida o
absorbida de forma
discontinua.
O bien, la energía que absorben o
emiten los átomos está formada
por pequeños paquetes energéticos
denominados cuantos o fotones.
y el modelo de Bohr propone un modelo
planetario basado en los siguientes postulados:
1er postulado: Los e- giran alrededor del núcleo en órbitas
denominadas estacionarias. En estas órbitas el e- no emite energía.
Con este postulado se resuelve la cuestión de las órbitas inestables de
Rutherford.

9. 2º postulado: Sólo son
posibles las órbitas en las que
el momento angular del
electrón (m v r) es un múltiplo
entero de :
n = 1, 2, 3, ...
Con este postulado Bohr
restringe el movimiento del
electrón a determinadas
órbitas y estados energéticos.
π2
h
nrvm 
3er postulado: Un átomo sólo emite
energía cuando un e- pasa de una
órbita a otra. La diferencia de
energía entre ambas órbitas se
emite (paso de una órbita superior a
otra inferior) o se absorbe (paso de
una inferior a otra superior) en
forma de radiación
electromagnética:
E2 – E1 = h 
h = constante de Planck.
 = frecuencia.
π2
h
de todos estos postulados se
deduce
El radio de las órbitas y la energía
del e- dependen de un número “n”,
que sólo puede tener como valores
números naturales (n = 1, 2, 3, 4, ...).
O sea “n” cuantifica el valor de estas
magnitudes. Es, por tanto, un número
cuántico: el primer nº cuántico.
o
sea

10. CRÍTICAS O LIMITACIONES DEL MODELO
ATÓMICO DE BOHR
su mayor limitación
Estrictamente
sólo es
aplicable al
átomo de
hidrógeno y a
átomos
sencillos con un
solo e- en la
corteza.
también
Mezcla
elementos
de la
mecánica
clásica y
cuántica en
su
desarrollo.
con
espectrógrafos
más modernos
Se pudo observar
que muchas líneas
del espectro eran
a su vez conjuntos
de líneas muy
próximas entre sí.
bajo la acción
de campos
magnéticos
Algunas rayas
simples se
desdoblan en
otras varias. Es el
efecto Zeeman.
lo que
significa
La existencia de
subniveles energéticos
próximos entre sí
dentro del mismo nivel.
Sommerfeld planteó
una corrección al
modelo de Bohr.
por
elloque supuso
La introducción de dos
nuevos números cuánticos

11. posteriormente
con técnicas más
sofisticadas se
observó
El desdoblamiento
en dos de cada
línea espectral.
por lo que se
introdujo
Un cuarto nº
cuántico.
LA MECÁNICA CUÁNTICA O MECÁNICA
ONDULATORIA
En la teoría de los cuantos de Planck
se basa se fundamenta en
La hipótesis de la dualidad
onda-corpúsculo de Louis De
Broglie: Toda masa en
movimiento lleva asociada una
onda. No solamente los fotones,
sino que la dualidad onda-
partícula es una propiedad de la
materia. Por tanto, también los
e- y los protones muestran esa
dualidad. Aplicada a la luz: la
luz tiene naturaleza corpuscular
y ondulatoria.
El principio de incertidumbre o de
indeterminación de Werner
Heisenberg: Es imposible medir
simultáneamente y con precisión
absoluta el valor de dos variables
conjugadas. Así no es posible
determinar simultáneamente y con
precisión la posición y la cantidad de
movimiento (momento lineal) de una
partícula. Matemáticamente se
puede escribir:
π2
h
pΔxΔ x 

12. aplicando la
mecánica
ondulatoria al e-
podemos
Describir su comportamiento por una ecuación
matemática dada por Schrödinger denominada
función de onda .
cuya solución está
condicionada a unos
parámetros que son
Los números cuánticosEn el modelo
ondulatorio,
de la
resolución
matemática
de la ecuación
de
Schrödinger;
mientras que
en el modelo
de Bohr de la
cuantización
de la energía
del e- o de la
necesidad de
explicar los
espectros
atómicos.
que
surgen
cuyos significados según el
modelo ondulatorio son:
“n” (nº cuántico principal): indica el nivel energético del
e- así como el volumen del orbital en el espacio. Valores:
1, 2, 3,...
“l” (nº cuántico secundario, angular o azimutal): describe
la forma geométrica del orbital. Valores: desde 0 hasta
n - 1.
“ml” (nº cuántico magnético): informa de la orientación
del orbital en el espacio. Valores: desde –l, pasando por
0, hasta +l.
“ms” (mº cuántico de spin). Representa una propiedad
magnética del e- (doble comportamiento en presencia de
campos magnéticos). Valores: +1/2 y –1/2.

13. , función de onda, no tiene un valor real, en cambio su cuadrado,
2, es una medida de la probabilidad de encontrar al e- en una zona
del espacio.
se define por tanto
Orbital atómico como la
zona del espacio donde
hay gran probabilidad
(por encima del 90%) de
encontrar al e-.
su
diferencia
con la
órbita
estriba
En la teoría de Bohr, los e-
describen órbitas planas, y por
tanto superficiales.
En la mecánica cuántica, los e- se
mueven en orbitales, que tienen
volumen, o sea, son
tridimensionales.
los orbitales están
determinados por los números
cuánticos de forma que
Si l = 0 los orbitales
se llaman “s”.
y puesto que “m” sólo
puede valer cero, su
forma es esférica

14. Si l = 1 los orbitales se
llaman “p”
y puesto que “m” puede valer –1, 0, +1, y
existirán tres orbítales “p” en los tres
ejes de ejes del espacio
Si l = 2 los orbitales se llaman “d”, existiendo cinco orbitales “d” que
corresponden a los valores de “m”: -2, -1, 0, +1, +2
Si l = 3 los orbitales se llaman “f”, existiendo siete orbitales “f”, que
corresponden a los valores de “m”:-3, -2, -1, 0, +1, +2, +3

15. ESTRUCTURA ELECTRÓNICA O CONFIGURACIÓN
ELECTRÓNICA DE LOS ÁTOMOS
Es la distribución ordenada de electrones en cada nivel y subnivel
energético. O bien, la distribución de electrones en los orbitales de un
átomo.
para escribir correctamente configuraciones
electrónicas hemos de tener en cuenta
Un orbital viene determinado
por tres nº cuánticos (n, l,
ml) y un e- por cuatro (n, l,
ml, ms). Por lo que el principio
de exclusión de Pauli nos
dice: En un átomo no puede
existir 2 e- que tengan
iguales los cuatro númerosº
cuánticos.
Los e- al ocupar orbitales con el
mismo valor de “l”, pero diferente
valor de “ml”, se colocan de manera
que su desapareamiento sea el mayor
posible. Es decir ocupan el mayor nº
de orbitales con distinto valor de ml,
manteniendo, siempre que sea
posible, sus espines paralelos. Es la
regla de máxima multiplicidad de
Hund.
y

16. Los electrones ocupan, en primer lugar, los orbitales de menor
energía, o sea aplicamos el principio de construcción o de Aufbau
y para ello hemos de
tener en cuenta la regla
nemotécnica de Möller
para el llenado sucesivo
de orbitales, que es
no obstante
Este ordenamiento energético se mantiene hasta el momento de
colocarse todos los e-; después los orbitales se estabilizan
disminuyendo su energía y se colocan en el nivel al que corresponden.

17. EL SISTEMA O TABLA PERIÓDICA
Una ordenación de elementos por orden creciente de nº atómico.
Incluye:
 Metales: tendencia a perder e-.
 No metales: tendencia a ganar e- .
 Semimetales: propiedades intermedias
entre metales y no metales.
 Gases nobles.
Su estructura está formada por una
serie de filas horizontales o periodos, y
una serie de columnas llamadas grupos o
familias.
Existe una relación
entre la situación
de cada elemento
en el S.P. y su
configuración
electrónica, ya que
las propiedades
químicas y algunas
físicas de los
elementos
dependen
De los e- que hay en el último
nivel, y es por ello que si la
configuración electrónica
electrónica es idéntica. . .
de forma que
Los elementos de un
grupo tienen
propiedades
análogas.

18. Estructuras electrónicas de capa completa (ns2p6), la de
los gases nobles, que le confieren gran estabilidad.existen
Otros elementos ganan, pierden o comparten e- hasta
conseguir la configuración del gas noble más cercano.
Hay otras estructuras electrónicas estables que son, por este
orden, aquéllas que permiten que los átomos consigan:
Llenar el último orbital.
Llenar los orbitales internos.
Tener orbitales semillenos.
Tener el último orbital semilleno.
aunque
podemos,
por tanto
realizar el
siguiente
esquema Elementos “p”
Elementos “d”
Elementos “s”
Elementos “f”

19. ESTUDIO DE ALGUNAS PROPIEDADES
PERIÓDICAS
Energía o potencial de ionización: es la energía mínima necesaria para
arrancar el e- más externo de un átomo en estado gaseoso.
su valor
depende
 De la carga nuclear: una aumento de la carga nuclear
hará que los e- se encuentren más fuertemente ligados
al núcleo y será más difícil extraerlos.
· Del efecto de pantalla que los e- de las capas internas
ejercen sobre el e- externo, que se ve sometido a las
repulsiones de aquellos haciendo que disminuya la
energía de ionización.
Del radio atómico: el e- cuanto más alejado esté del
núcleo menos ligado se encuentra a él.
su variación en el
Sistema Periódico se
puede recoger en el
siguiente esquema
Grupo
Aumenta
Periodo
ya que

20. En un grupo o familia, el potencial de ionización disminuye al
aumentar el nº atómico, o sea al bajar en el grupo, porque el último
e- se coloca cada vez más lejos del núcleo y porque la carga negativa
de otros e- hace de pantalla a los últimos e-. Por ambas razones el
último e- está menos atraído por el núcleo.
En un período el potencial de ionización aumenta desde el primer
elemento hasta el último, o sea hacia la derecha, ya que el e- se
coloca en el mismo nivel energético pero la carga eléctrica nuclear
va aumentando por lo que la atracción, por el núcleo, es mayor.
Afinidad electrónica: es la energía que se desprende cuando un
átomo en estado gaseoso capta un e-.
En un grupo la afinidad electrónica
disminuye al bajar en él, pues va
aumentando la distancia al núcleo y
por tanto menor es la atracción
sobre el e- libre.
En un período aumenta hacia la
derecha ya que también aumenta,
como se ha dicho en el potencial
de ionización, la carga nuclear
efectiva
presenta la misma variación que el potencial de ionización, ya que

21. La electronegatividad mide la
atracción que un elemento
ejerce sobre el par de e- del
enlace que comparte con otro
elemento.
está
relacionada
Con el potencial de
ionización y con la
afinidad electrónica, y
por tanto presenta la
misma variación en el S.P.
Radio atómico: en los metales se considera la mitad de sus distancia
internuclear.
Radio atómico: en los no metales se le considera a la mitad de la longitud del
enlace molecular.
En un grupo, el radio aumenta al
aumentar el nº atómico, o sea al
bajar en el grupo, ya que los e-
se colocan en niveles cada vez
más alejados del núcleo y
porque la carga negativa de los
otros e- lo repele produciendo
un aumento de volumen.
En un periodo, el radio atómico
disminuye al aumentar el nº atómico,
o sea hacia la derecha, ya que los e-
se van colocando en el mismo nivel
energético o en uno inferior, pero
aumenta la carga nuclear por lo que
también lo hace la fuerza de
atracción.
varía

22. o sea
Radio iónico: es el radio de un átomo
que ha ganado o perdido e- respecto a
los que tendría si fuera neutro.
En un periodo y en un grupo
igual que el radio atómico y
por las mismas razones.
Para el mismo elemento, el
radio iónico de un catión es
menor que el del átomo
neutro debido a la pérdida
de e-. Para un anión el radio
iónico es mayor que el del
átomo neutro debido a la
repulsión que experimenta el
e- o los e- captados.
Al comparar el radio iónico de
iones isoelectrónicos (los que
tienen el mismo nº de e-, como
por ejemplo el Na+ y el F-),
tiene mayor radio atómico el de
menor nº atómico como
consecuencia de la mayor
fuerza atractiva ya que el de
mayor nº atómico tiene mayor
carga nuclear (Na+ < F-)
varía
pero también
hay que tener
en cuenta
Grupo
Aumenta
Periodo