El documento resume la evolución histórica de los modelos atómicos, desde la teoría atómica de Dalton hasta el modelo atómico de Bohr. Explica que Dalton propuso que la materia está compuesta de átomos indivisibles e indestructibles, y que los modelos posteriores de Thomson, Rutherford y Bohr introdujeron el electrón, el núcleo atómico y la cuantización de los niveles de energía, respectivamente, para explicar las propiedades de los átomos y espectros. También describe las partículas

1. TEMA 1.- ESTRUCTURA DE LA MATERIA
1. TEORÍA ATÓMICA DE DALTON
La teoría atómica de DALTON se puede resumir:
– La materia está formada por partículas muy pequeñas, llamadas átomos,
que son indivisibles e indestructibles.
– Todos los átomos de un mismo elemento tienen la misma masa atómica.
– Los átomos se combinan entre sí en relaciones sencillas para formar
compuestos.
– Los cuerpos compuestos están formados por átomos diferentes. Las
propiedades del compuesto dependen del número y de la clase de
átomos que tenga.
2. EVOLUCIÓN HISTÓRICA DE LOS MODELOS ATÓMICOS:
MODELO ATÓMICO DE THOMSON
Thomson estudió las propiedades eléctricas de la materia, especialmente de los
gases.
Descubrió que los rayos catódicos estaban formados por partículas cargadas
negativamente (ELECTRONES), de las que determinó la relación entre su
carga y su masa.
Millikan calculó experimentalmente la carga del electrón mediante su
experimento con gotas de aceite entre placas de un condensador.
e = 1,6·10-19
C
Thomson considera el átomo como una gran esfera con carga eléctrica
positiva, en la cual se distribuyen los electrones como pequeños granitos (de
forma similar a las semillas en una sandía).

2. MODELO ATÓMICO DE RUTHERFORD
Tras las investigaciones de GEIGER y MARSDEN sobre la dispersión de
partículas a al incidir sobre láminas metálicas, se hizo necesaria la revisión del
modelo atómico de Thomson.
Puesto que las partículas a y b atraviesan el átomo, un estudio riguroso de la
naturaleza de la desviación debe proporcionar cierta luz sobre la constitución
del átomo.
Las investigaciones se produjeron tras el descubrimiento de la radiactividad y
la identificación de las partículas emitidas en un proceso radiactivo.
La mayoría de los rayos a ATRAVESABAN la lámina sin desviarse, porque la
mayor parte del espacio de un átomo es espacio vacío.
Algunos rayos SE DESVIABAN, porque pasan muy cerca de centros con carga
eléctrica del mismo tipo que los rayos a (CARGA POSITIVA).
Muy pocos REBOTAN, porque chocan frontalmente contra esos centros de
carga positiva.

3. El modelo atómico de RUTHERFORD se basa en las siguientes ideas:
– Todo átomo está formado por un NÚCLEO y la CORTEZA.
– El núcleo, muy pesado, y de muy pequeño tamaño, formado por un
número de PROTONES, donde se concentra toda la masa atómica.
– Existe un gran ESPACIO VACÍO entre el núcleo y la corteza, lugar
donde se mueven los electrones.
En 1932, bombardeando átomos con partículas, Chadwick observó que se
emitía una nueva partícula sin carga y de masa similar al protón. Acababa de
descubrir el NEUTRÓN.
En el núcleo se localizan los protones y los neutrones. Puesto que la materia es
neutra, el núcleo deberá tener el número de protones (número atómico, Z)
igual al de electrones corticales.
Los electrones giran a grandes distancias del núcleo.
PARTÍCULAS FUNDAMENTALES
PARTÍCULA CARGA MASA
PROTÓN (p+
) 1 1,66·10-27
kg
NEUTRÓN (n) 0 1,66·10-27
kg
ELECTRÓN (e-
) -1 9,1·10-31
kg
Los protones y neutrones determinan la masa de los átomos y los electrones
son los responsables de las propiedades químicas.
El número atómico (Z) es el número de protones que tiene un átomo.
Coincide con el número de electrones si el átomo es neutro.
Los átomos de un elemento tienen el mismo número de protones, por lo tanto,
tienen el mismo número atómico.
El número másico (A) es la suma de protones y neutrones que tienen un
átomo. Es el número entero más próximo a la masa del átomo medida en
unidades de masa atómica.
Los ISÓTOPOS son átomos de un mismo elemento, mismo número atómico
(Z), pero se diferencian en el número másico (A).
Cuando un elemento está formado por varios isótopos, su MASA ATÓMICA se

4. establece como una media ponderada de las masas de sus isótopos.
Los IONES son átomos que poseen carga eléctrica porque han ganado o
perdido electrones.
Los CATIONES poseen carga positiva porque han perdido electrones y los
ANIONES poseen carga negativa porque han ganado electrones.
LIMITACIONES DEL MODELO ATÓMICO DE RUTHERFORD
– Según la teoría electromagnética de MAXWELL, el electrón, como
cualquier partícula cargada en movimiento, debe emitir radiación
perdiendo energía.
– No tuvo en cuenta la HIPÓTESIS DE PLANCK de cuantización de la
energía.
– Este modelo no es coherente con los resultados obtenidos en los
ESPECTROS ATÓMICOS.
RADIACIÓN ELECTROMAGNÉTICA
Una onda electromagnética consiste en la oscilación de un campo eléctrico y
otro magnético, perpendiculares entre sí y con la dirección de propagación.
Viene determinada por su FRECUENCIA (n) y por su LONGITUD DE ONDA
(l) relacionadas entre sí por:
c = l · n
La FRECUENCIA es el número de oscilaciones por unidad de tiempo.
La LONGITUD DE ONDA es la distancia entre dos puntos consecutivos de la
onda con igual estado de vibración.
El ESPECTRO ELECTROMAGNÉTICO es el conjunto de todas las radiaciones
electromagnéticas desde muy bajas longitudes de onda (RAYOS g) hasta
kilómetros (ONDAS DE RADIO).

5. ESPECTROS ATÓMICOS
ESPECTRO DE ABSORCIÓN
Se obtiene cuando un haz de luz blanca atraviesa una muestra de un elemento
y, posteriormente, la luz emergente se hace pasar por un prisma que separa la
luz en las distintas frecuencias que la componen.
Cuando la radiación atraviesa un gas, éste absorbe una parte y el resultado es
el espectro continuo pero con rayas negras donde falta la radiación absorbida.
ESPECTRO DE EMISIÓN
Se obtiene cuando una muestra gaseosa de un elemento se calienta hasta
altas temperaturas y se hace pasar la luz emitida a través de un prisma.
Cuando a los elementos en estado gaseoso se les suministra energía, 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.
El espectro de emisión y de absorción de un elemento son complementarios.
Cada elemento tiene un espectro característico, por tanto, un modelo atómico
debería ser capaz de justificar el espectro de cada elemento.
SERIES ESPECTRALES
SERIE BALMER (hasta n = 2): aparece en la zona visible del espectro.
SERIE LYMAN (hasta n = 1): aparece en la zona UV del espectro.
En la zona IR del espectro aparecen la SERIE PASCHEN (n = 3), la SERIE
BRACKET (n = 4) y la SERIE PFUND (n = 5).
1
ƛ
=RH ·(
1
n1
2
−
1
n2
2
)
RH es la constante de Rydberg de valor 1,0968·107
m-1
.

6. 3. TEORÍA CUÁNTICA DE PLANCK:
Cuando una sustancia absorbe o emite energía, no puede absorberse o
emitirse cualquier cantidad de energía, sino que definimos una unidad mínima
de energía, llamada CUANTO.
Cualquier cantidad de energía que se emita o se absorba deberá ser un
número entero de cuantos.
Cuando la energía está en forma de radiación electromagnética, se denomina
energía radiante y su unidad mínima recibe el nombre de FOTÓN.
La energía de un fotón viene dada por la ecuación de Planck:
E = h · n
h es la constante de Planck y tiene un valor de 6,62·10-34
J·s.
EFECTO FOTOELÉCTRICO
Consiste en la emisión de electrones por la superficie de un metal cuando
sobre él incide luz de frecuencia suficientemente elevada.
La luz incide sobre el cátodo produciendo la emisión de electrones que lleguen
al ánodo y establecen una corriente que es detectada por el amperímetro.
La física clásica no explica que la energía cinética máxima de los electrones
emitidos dependa de la frecuencia incidente, y que por debajo de la frecuencia
llamada FRECUENCIA UMBRAL, no exista emisión electrónica.

7. Einstein interpretó el fenómeno aplicando el principio de conservación de la
energía y la teoría de Planck:
h · n = h · no + Ec,máx
El primer término (h · n) corresponde a la energía incidente, el segundo
término (h · no) y Ec,máx es la energía cinética máxima.
MODELO ATÓMICO DE BOHR
PRIMER POSTULADO
El electrón gira alrededor del núcleo en órbitas circulares sin emitir energía
radiante llamadas ÓRBITAS ESTACIONARIAS.
Cuando el átomo se encuentra en esta situación se dice que está en ESTADO
ESTACIONARIO y si ocupa el nivel de energía más bajo se dice que está en
su ESTADO FUNDAMENTAL.
El electrón no puede estar a cualquier distancia del núcleo, sino que sólo hay
unas pocas órbitas posibles, las cuales vienen definidas por los valores
permitidos para un parámetro que se denomina NÚMERO CUÁNTICO
PRINCIPAL n.
SEGUNDO POSTULADO
Sólo son posibles aquellas órbitas en las que el electrón tiene un momento
angular que es múltiplo entero de:
h / 2p
En las ÓRBITAS ESTACIONARIAS los electrones se mueven sin perder
energía.
Los radios de las órbitas están cuantizadas (su valor depende de n).

8. TERCER POSTULADO
La energía liberada al caer el electrón desde una órbita a otra de menor
energía que se emite en forma de fotón, cuya frecuencia viene dada por la
ECUACIÓN DE PLANCK:
EA – EB = h · n
Un electrón podrá saltar de una órbita a otra absorbiendo o emitiendo la
energía necesaria, que corresponde a la diferencia energética de las órbitas.
Cuando el átomo absorbe (o emite) una radiación, el electrón pasa a una
órbita de mayor (o menor) energía, y la diferencia entre ambas órbitas se
corresponderá con una línea del espectro atómico de absorción (o de emisión).
La energía intercambiada por un electrón en un salto puede adoptar la forma
de radiación electromagnética, que puede considerarse una onda o un chorro
de partículas llamadas FOTONES cuya energía es proporcional a la frecuencia
de radiación (n):
E = h · n = h · (c / l)
Según el valor de su longitud de onda, las RADIACIONES
ELECTROMAGNÉTICAS se dividen en: rayos g, rayos X, ultravioleta, visible,
infrarrojo, microondas y ondas de radio.

9. ESPECTROS ATÓMICOS
Los ESPECTROS DE ABSORCIÓN se originan cuando los electrones absorben
la energía de los fotones y ascienden desde un nivel hasta otro de mayor
energía.
El modelo atómico de Bohr explica satisfactoriamente el espectro del átomo de
hidrógeno.
CORRECCIONES AL MODELO ATÓMICO DE BOHR
En el modelo original de Bohr, se precisa un único parámetro (número cuántico
principal, n), que se relaciona con el radio de la órbita circular que el electrón
realiza alrededor del núcleo, y también con la energía total del electrón.
n indica los diferentes niveles electrónicos (órbitas estacionarias en el modelo
de Bohr) y puede tomar valores enteros positivos: 1, 2, 3,...
La aparición de nuevas rayas espectrales hizo necesario modificar el modelo
para adaptarlo a los nuevos datos experimentales. Se introdujeron otros tres
números cuánticos para caracterizar el electrón:
– Número cuántico secundario (l)
– Número cuántico magnético (m)
– Número cuántico de espín (s)

10. CORRECCIÓN DE SOMMERFELD
NÚMERO CUÁNTICO DE ESPÍN (s)
Indica el sentido de giro del electrón en torno a su propio eje. Puede tomar
sólo dos valores para el electrón: + ½, - ½.
Cada electrón viene determinado por cuatro números cuánticos (n, l, m, s).
Los tres primeros determinan cada órbita, y el cuarto, s, sirve para diferenciar
a cada uno de los dos electrones que componen la misma.
Los valores de éstos son los siguientes:
– NÚMERO DE CAPA O NIVEL: n = 1, 2, 3, 4,...
– FORMA DE LA ÓRBITA: l = 0, 1, 2,..., n - 1
– ORBITAL: m = -l,..., 0,..., +l
– ESPÍN DEL ELECTRÓN: s = ± ½
MODELO ACTUAL
– El átomo está formado por un núcleo donde se encuentran los neutrones
y los protones y los electrones giran alrededor en diferentes orbitales.
– Un orbital es una solución de la ecuación de onda aplicada a un átomo.
Determina la región del espacio en el átomo donde hay una probabilidad
muy alta de encontrar a los electrones.
– La función de onda no permite saber en qué punto del espacio se
encuentra el electrón en cada momento, pero sí la probabilidad de
encontrarlo en una región determinada.
– La probabilidad de encontrar al electrón en un orbital es del 90%.
– Mientras que en el modelo de Bohr cada nivel corresponde a una única
órbita, ahora puede haber varios orbitales correspondientes a un mismo
nivel energético.

11. 4. ORBITALES Y NÚMEROS CUÁNTICOS:
ORBITALES s
– Tienen forma esférica.
– La probabilidad de encontrar al electrón es la misma en todas las
direcciones radiales.
– La distancia media del electrón al núcleo sigue el orden: 3s > 2s > 1s.
ORBITALES p
– Tienen forma de elipsoides de revolución y se diferencian en la
orientación en el espacio.
– Un electrón que se encuentre en un orbital px pasa la mayor parte del
tiempo en las proximidades del eje X. Sucede igual con py y pz.
– Los tres orbitales p tienen igual forma y tamaño.
ORBITALES d
– Tienen forma de elipsoides de revolución.
– Tienen direcciones y tamaños distintos a los p.
ENERGÍA DE LOS ORBITALES
La ENERGÍA DE UN ORBITAL depende de los valores de los números
cuánticos n y l pero no del m.
Los orbitales de un mismo nivel tienen la misma energía.
Conforme se van llenando de electrones, la repulsión entre éstos modifica la
energía de los orbitales y todos disminuyen su energía (se estabilizan) al
aumentar Z.

12. CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA
Se llama CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA de un átomo a la distribución de
sus electrones en los diferentes orbitales, teniendo en cuenta que se van
llenando en orden creciente de energía y situando dos electrones como
máximo en cada orbital.
La tabla periódica se ordena según el número atómico, número de protones, y
si el átomo es neutro coincide con el número de electrones, la tabla periódica
queda ordenada según las configuraciones electrónicas de los diferentes
elementos.
Se siguen los siguientes principios:
PRINCIPIO DE MÍNIMA ENERGÍA
– Se rellenan primero los niveles con menor energía.
– No se rellenan niveles superiores hasta que no estén completos los
niveles inferiores.

13. PRINCIPIO DE MÁXIMA MULTIPLICIDAD
– Cuando un nivel electrónico tenga varios orbitales con la misma energía,
los electrones se van colocando los más despareados posible en ese nivel
electrónico.
– No se coloca un segundo electrón en uno de dichos orbitales hasta que
todos los orbitales de dicho nivel de igual energía están semiocupados.
PRINCIPIO DE EXCLUSIÓN DE PAULI
– No puede haber dos electrones con los cuatro números cuánticos iguales
en un mismo átomo.