Guía de química común impartida en el Preuniversitario Pedro de valdivia, año 2013 para la preparación de la Prueba de selección Universitaria (PSU). Espero que les sirva.

1. 2013
QUÍMICA COMÚN
QC-01
LO S MO D E L O S AT Ó M I C O S

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TEORÍA ATÓMICA
LA QUÍMICA EN GRECIA
Hacia el 600 A.C. se inició en Grecia el primer intento por responder la composición de la materia
y la naturaleza. El modelo de los 4 elementos y el enfoque atomista para explicar el origen de la
materia fueron polos de discusión entre 2 escuelas filosóficas diferentes en Grecia.
El concepto atomista comenzó con las ideas de Leucipo y Demócrito, según ellos:
LA TEORÍA DE DALTON
John Dalton en 1808 repostuló la teoría atómica adaptándola y ampliándola hasta ser capaz de
explicar la materia, el entorno, los distintos tipos de sustancias y las reacciones químicas. Para
ello enunció los siguientes postulados:

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La idea atómica del Dalton era más precisa y clara que la de Demócrito. A pesar de ello Dalton no
intentó describir la estructura o composición de los átomos, pues los consideraba la partícula más
pequeña. Pronto surgieron interrogantes que hicieron pensar que la estructura atómica no podía
ser tan sencilla como suponía Dalton.
Fenómenos como las descargas eléctricas que generaban algunos gases (conductividad eléctrica
en el vacío) a baja presión, la Radiactividad, las emisiones de energía, los espectros de emisión
atómicos y las reacciones de descomposición electrolítica de algunas sales pusieron en tela de
juicio la teoría de Dalton y la composición del átomo. La mancomunada sucesión de hechos
científicos y el enorme trabajo realizado en un período relativamente corto de tiempo, permitieron
comprender entre otras cosas, que la naturaleza íntima de la materia es eléctrica, que el átomo
contiene partículas más pequeñas aún, que la carga eléctrica puede transferirse y que la física
Newtoniana no contenía ecuaciones capaces de predecir el comportamiento de las partículas
componentes del átomo.
DESCUBRIMIENTO DE LAS PARTÍCULAS SUBATÓMICAS

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LOS ELECTRONES
En 1879 Williams Crookes observó que en los tubos en que se había generado vacío se generaban
descargas eléctricas al aplicarse altos voltajes sobre discos metálicos (electrodos) a un gas en su
interior. La intensidad de la luminosidad y su color dependían de la descarga eléctrica y la
naturaleza del gas dentro del tubo.
A partir de sus experiencias Crookes determinó que:
Un poco más tarde, Joseph John Thomson (inglés) estudió la naturaleza eléctrica de estos
rayos, haciéndolos pasar a través de un campo eléctrico. Observó que el haz de rayos era atraído
por la placa positiva. Para explicar este fenómeno dedujo que los rayos catódicos estaban
formados por pequeñas partículas con carga eléctrica negativa: LOS ELECTRONES. Sin embargo,
a Thomson le fue imposible medir y calcular en forma exacta la masa y la carga del electrón. Sus
experimentos sólo le permitieron establecer una relación entre ambas (relación carga/masa).
Relación carga/masa del electrón e/m = - 1,76·108
C/g

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Entre 1908 y 1917 Robert Millikan realizó una serie de experimentos con el propósito de medir
la carga unitaria del electrón. En su trabajo Millikan, analizó el movimiento de minúsculas gotas
de aceite cargadas eléctricamente.
Suspendió en el aire las gotas cargadas con ayuda de un campo eléctrico y sus movimientos
fueron monitoreados con un microscopio. Con este procedimiento Millikan encontró que la carga
de un electrón es de -1,6022·10-19
Coulomb.
Con este dato pudo establecer su masa, usando la relación establecida por Thomson:
CARGA
MASA=
CARGA/MASA
-19
8
-1,6022·10 C
MASA =
-1,76·10 C /g
= 9,10·10-28
gramos
Por lo tanto,
Los aportes de Millikan permitieron establecer con precisión única la carga eléctrica y la masa del
electrón. Sin embargo quedo inconcluso el tema de la naturaleza eléctrica del átomo. Si éste sólo
contenía electrones, ¿cómo se explicaba la electroneutralidad de la materia?, según algunos
científicos debía existir una partícula con carga eléctrica contraria a los electrones y de masa
similar (concepto errado).

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LOS PROTONES
En 1886 Eugen Goldstein, utilizando un cátodo perforado, descubrió un haz visible que se
desplazaba de polo positivo a negativo: LOS RAYOS CANALES.
En sus experimentos con gases (en tubos de descarga eléctrica), Goldstein verificó que, además
del haz de electrones, se producía una radiación de partículas positivas en dirección opuesta, que
lograban atravesar el cátodo perforado.
Investigando la desviación de las partículas
positivas con un campo magnético, encontró que
la masa de ellas no era constante, vale decir,
diferentes gases generaban partículas positivas
de masa distinta (rayos canales). Así aquellas
partículas más livianas de los rayos canales
correspondían al elemento de masa menor, el
hidrógeno. Otro dato muy importante es que la
carga de los rayos canales era exactamente la
misma, en valor absoluto, que la de los rayos
catódicos, a pesar de la enorme diferencia de sus
masas. En efecto la masa del protón es casi unas
1840 veces mayor que la del electrón.

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A mediados de 1920, un científico inglés llamado Ernest Rutherford observó que la suma de las
masas de los electrones y protones en un átomo era bastante menor a su masa total, casi la
mitad del valor observado. Intentando aclarar los resultados obtenidos postuló lo siguiente:
 Existe aparentemente una nueva partícula subatómica, el NEUTRÓN.
 Esta partícula posee carga eléctrica cero (es neutra) puesto que no fue detectada en los
experimentos con tubos de descarga.
 Posee una masa similar a la del protón y se encuentra situada en el núcleo del átomo.
Posteriormente en 1932 James Chadwick, notable físico inglés, detectó esta partícula subatómica
en estudios de reacciones nucleares. Las características observadas coincidieron con las
mencionadas por Rutherford, así que el nombre de neutrón se mantuvo.

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LOS MODELOS ATÓMICOS
EL MODELO DE THOMSON, Budín de Pasas
Antes de que Joseph John Thomson descubriera los electrones, el átomo se consideraba neutro e
indivisible. A partir del descubrimiento de estas partículas cargadas se hizo necesario replantear la
naturaleza del átomo siendo Thomson el primer científico en plantearlo.
Teniendo como base científica la naturaleza eléctrica de la materia, Thomson ideó un modelo
atómico sencillo, de fácil interpretación pero carente de sustento físico. El modelo denominado
“budín de pasas”, permitía comprender la electroneutralidad de la materia, pues los electrones se
encontraban inmersos y quietos en un espacio mínimo cargado positivamente. La comunidad
científica al poco tiempo desechó el modelo, pues carecía de sustento físico ya que era imposible
justificar los enlaces entre átomos ni menos explicaba el comportamiento de las sustancias
cargadas (iones).
MODELOS ATÓMICOS

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EL MODELO DE RUTHERFORD, Planetario
Ernest Rutherford (alumno de Thomson) ideó un modelo atómico más sensato, valiéndose de un
experimento muy simple y de gran precisión.
Sobre láminas muy delgadas de diversos metales hizo incidir un haz de partículas  , de masa
apreciable y carga positiva. El experimento buscaba demostrar que el átomo se componía de un
cúmulo de partículas positivas (protones) confinadas en un espacio mínimo (menos del 1% del
volumen total del átomo), todo el resto del espacio era vacío y en él se movían los electrones.
EXPERIMENTO DE RUTHERFORD:
Observaciones:
1. Si el átomo se componía de un núcleo positivo extremadamente diminuto, la probabilidad
de que el haz de partículas  (positivas) colisionara con él era baja.
2. Si por el contrario, el átomo era una masa homogénea compacta las partículas 
colisionarían y no podrían atravesar la lámina.
3. Una pantalla de sulfuro de cinc fue ubicada detrás de la lámina usada como blanco, con el
fin de comprobar si efectivamente las partículas  podían atravesarla.
Resultado:
Tal cual lo creía Rutherford, sólo 1 de cada 100.000 partículas no consiguió atravesar la lámina.
El resto prácticamente no se desvió.

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Con estas sorprendentes evidencias Rutherford concluye que:
Postuló además que el núcleo debe contener otra partícula, además de los protones, cuya
influencia nuclear sólo es en la masa y por lo tanto, no posee carga. Más tarde, en 1932
Chadwick, descubre los NEUTRONES.
El modelo atómico de Rutherford se denominó "modelo planetario del átomo" por su
semejanza con el sistema solar.
Errores en el modelo Planetario
 El modelo no aclaraba la atracción entre el núcleo y los electrones girando a su alrededor.
 Según los físicos de la época la atracción núcleo – electrón, aceleraría a este último
haciéndolo caer inapelablemente al núcleo.
Con los resultados obtenidos en el experimento con la lámina de oro, Rutherford pudo despejar
sus dudas respecto a la ubicación de las partículas atómicas, sin embargo, el movimiento de los
electrones y sus propiedades no fueron aclarados con este modelo.

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EL MODELO DE BOHR, Estacionario
Cuando Niels Bohr propuso su modelo atómico, predominaban dos concepciones que dividían a la
física. Por un lado, la mecánica clásica concebía al universo como una unión entre materia y
radiación y sobre el cual calzaban perfectamente los postulados y fórmulas de Newton.
La física de Maxwell en cambio, con su teoría electromagnética, intentaba explicar por ejemplo,
que la luz era simplemente una radiación ondulatoria de campos eléctricos y magnéticos.
Esta nueva física planteaba que el mundo atómico sólo podía explicarse mediante postulados
nuevos, ya que la física clásica contradecía su teoría con los resultados obtenidos. Según las
teorías clásicas respecto al electromagnetismo, la energía de una onda sólo dependía de su
amplitud. Sin embargo, aplicada la teoría a un cuerpo, a cierta temperatura, los resultados no
eran concordantes.
En 1900 Max Planck explicó el fenómeno y con ello se inició “la física cuántica”. Según ésta, un
cuerpo absorbe o emite energía en forma discontinua, vale decir, en paquetes de energía o
cantidades definidas que denominó “cuantos”. Duramente criticada en su época, hoy se asume
con propiedad la veracidad de esta teoría.
En este escenario Niels Bohr plantea su modelo atómico (hidrogenoide) argumentando lo siguiente:

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La transición mediante la cual un electrón gana o pierde energía se conoce como salto energético
o salto cuántico. La teoría de Planck le permitió a Bohr explicar el por qué algunos átomos emiten
luz de color visible o radiaciones electromagnéticas específicas.
Errores en el modelo estacionario de Bohr
El modelo sólo logró explicar de manera satisfactoria los átomos hidrogenoides, para aquellos con
más de un electrón sólo pudo predecir el número máximo por nivel (2n2
).
El modelo planteaba que la órbita de los electrones era circular (radio fijo). Con esta presunción
fue imposible comprender los distintos estados energéticos de los electrones.
El modelo atómico de Bohr fue el último intento de modelar el átomo usando física clásica, y su
logro parcial se debió a que introdujo en él algunas condiciones propias de la física cuántica.
Disposición de los electrones según Bohr
 Se sabe que existe un número máximo de electrones por nivel (2n2
), así que por tanto, cada
nivel energético alberga un número único de electrones como máximo (principio válido hasta
el cuarto nivel energético).
Así entonces, para:
n = 1 2 · 12
= 2 electrones
n = 2 2 · 22
= 8 electrones
n = 3 2 · 32
= 18 electrones
n = 4 2 · 42
= 32 electrones
EL MODELO DE SCHRÖDINGER, Mecánico-Cuántico
Principio de Incertidumbre de Heisenberg
Heisenberg complicó aún más los postulados clásicos estableciendo uno de los dogmas más
intrigantes de la física. Se dio cuenta de que para una partícula analizada bajo la perspectiva
cuántica, el simple hecho de medir 2 de sus propiedades al mismo tiempo conlleva a errores e
imprecisiones.
Según el principio, ciertas parejas de variables físicas como la posición y la cantidad de
movimiento de una partícula no pueden calcularse simultáneamente con un 100% de exactitud,
los resultados obtenidos rondan los valores medios y no exactos.
Ejemplificando el concepto debiéramos aclarar que si el electrón fuese esta partícula en estudio y
si siguiera las leyes clásicas de la física, las incertidumbres se reducirían a cero, así que su
posición y momentum serían exactos. Lamentablemente sabemos que el electrón no responde a la
física clásica así que la incertidumbre se mantiene hasta hoy.

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Ecuación de Heisenberg para la incertidumbre:
h
ΔX · Δ(m · v)
4

Donde:
X = posición de la partícula
(m·v) = cantidad de movimiento (momentum)
H = constante de Planck = 6,626·10-34
J·s
En 1924 un joven físico francés, Louis De Broglie, sugirió por primera vez que el electrón tiene
propiedades del tipo ondulatorio. En otras palabras, de Broglie planteó que un haz de electrones
se debería comportar de forma muy parecida a un haz de luz. A partir de entonces los
electrones son tratados como ondas y su ubicación se indica sólo en términos de
probabilidades.
En términos sencillos, la mecánica cuántica propone calcular la probabilidad matemática de
encontrar al electrón (su posible órbita alrededor del núcleo), ante la imposibilidad que limita la
exactitud. Cabe reconocer que todos los objetos (independiente de su tamaño), están sujetos al
principio de incertidumbre, sin embargo para dimensiones mayores carece de interés ya que las
magnitudes involucradas son significativamente mayores que el valor de la constante de Planck,
en cambio para una partícula como el electrón, sí que es relevante.
LA ECUACIÓN DE SCHRÖDINGER
Basándose en las observaciones realizadas por Louis de Broglie, Edwin Schrödinger dedujo una
ecuación fundamental, llamada “la ecuación de onda”, que logró descifrar el comportamiento de
un electrón alrededor del núcleo atómico.
Si la posición no es exacta, la posible ubicación se determina como una probabilidad, así las
soluciones a las ecuaciones de onda se denominan “orbitales” ( 2
 ). Debemos aclarar, eso
sí, que un “orbital” es una función matemática, no un parámetro físico, tampoco se trata de una
órbita ni una trayectoria precisa. Físicamente corresponde a la zona del espacio donde
posiblemente se encuentre el electrón girando.
Los estados de energía y sus funciones de onda se caracterizan por un conjunto de números
cuánticos con los que es posible construir un modelo comprensible para el átomo. En este modelo,
los electrones se ubican a cierta distancia del núcleo (nivel) y giran en regiones de alta
probabilidad (orbitales). Los orbitales son ocupados por electrones llenando primero los de menor
energía y luego el resto.

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TEST EVALUACIÓN MODULO 01
1. A la luz de los conocimientos actuales respecto de los átomos, ¿Cuál de las siguientes
afirmaciones es incorrecta?
A) El protón tiene carga eléctrica positiva.
B) El neutrón es una partícula subatómica.
C) El átomo es una estructura indivisible.
D) Todos los átomos presentan un núcleo con carga eléctrica positiva.
E) La masa del electrón comparada con la del protón es despreciable.
2. ¿Cuál de las siguientes parejas de partículas y radiaciones NO se desvía cuando interacciona
con un campo eléctrico externo?
A) Protón y Neutrón
B) Neutrón y Electrón
C) Fotón y Electrón
D) Electrón y Protón
E) Fotón y Neutrón
3. Respecto de las especies químicas denominadas Cationes, es cierto que
A) no presentan masa ni energía cinética.
B) en un campo eléctrico viajan al polo positivo.
C) presentan mayor número de protones que de electrones.
D) son átomos o especies químicas con un exceso de electrones.
E) son radiaciones electromagnéticas sin carga eléctrica ni masa calculada.
4. En el siguiente modelo atómico, se verifica correctamente que
6+
6n
A) en el primer nivel de energía hay 4 electrones.
B) hay 2 orbitales en el nivel de energía interno.
C) el número de protones es superior al de electrones.
D) las 6 partículas externas orbitan en forma circular.
E) el átomo es eléctricamente neutro.
5. Para una especie química aniónica, siempre debe cumplirse que
A) Nº electrones > Nº protones.
B) Nº neutrones < Nº electrones.
C) Nº protones > Nº neutrones.
D) Nº electrones < Nº protones.
E) Nº electrones = Nº protones.

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6. Cuando 1 electrón pasa del nivel n=3 al nivel n=2, debe ocurrir
I) aumento en su masa
II) emisión de energía.
III) pérdida de carga eléctrica.
A) Sólo I.
B) Sólo II.
C) Sólo I y II.
D) Sólo I y III.
E) I, II y III.
7. Si la relación entre el número de neutrones y protones (n/p) para un elemento químico es 1 y
la suma entre ambas partículas es 14, puede inferirse correctamente que
A) el número de partículas en el núcleo es 21.
B) hay más electrones que protones en la periferia.
C) la cantidad de neutrones es superior a la de protones.
D) el elemento posee 7 electrones.
E) la suma de protones y electrones es 21.
8. Si un átomo (neutro) presenta 8 protones, 8 neutrones y 8 electrones, entonces es correcto
afirmar que
I) se comporta como un anión.
II) los 8 electrones se encuentran dentro del núcleo.
III) hay 16 partículas en el núcleo y 8 electrones fuera de él.
A) Sólo I.
B) Sólo III.
C) Sólo I y II.
D) Sólo I y III.
E) I, II y III.
9. Para que un átomo se considere eléctricamente neutro debe cumplirse que
A) no debe presentar neutrones.
B) el número de protones debe ser par.
C) el número de electrones y protones debe ser el mismo.
D) electrones y protones se deben ubicar en el núcleo.
E) la cantidad de protones y neutrones debe ser la misma.

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10. De acuerdo con el modelo de Bohr, si un átomo (en estado basal) presenta 12 electrones,
entonces
I) presenta 3 niveles de energía.
II) contiene 12 protones en el núcleo.
III) el primer y último nivel de energía contienen 2 electrones.
A) Sólo I.
B) Sólo II.
C) Sólo III.
D) Sólo II y III.
E) I, II y III.
DMTR-QC01
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