El documento describe la evolución histórica de los modelos atómicos, desde la teoría atómica de Dalton hasta el modelo de Bohr. Resume la teoría atómica de Dalton, el modelo de Thomson con el átomo como una esfera con carga positiva y electrones distribuidos en su interior, y el modelo de Rutherford con el núcleo central y los electrones en órbitas alrededor de este. También explica las contribuciones de Planck, Einstein, Thomson, Rutherford y Bohr para desarrollar la teoría cuántica a trav

1. TEMA 1:
ESTRUCTURA DE LA MATERIA

2. 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.

3. 2.-EVOLUCIÓN HISTÓRICA DE LOS MODELOS ATÓMICOS
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.
MODELO ATÓMICO DE THOMSON
e = 1,6·10-19
C

4. 2.-EVOLUCIÓN HISTÓRICA DE LOS MODELOS ATÓMICOS
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).
MODELO ATÓMICO DE THOMSON

5. 2.-EVOLUCIÓN HISTÓRICA DE LOS MODELOS ATÓMICOS
Tras las investigaciones de GEIGER y MARSDEN sobre la
dispersión de partículas α al incidir sobre láminas
metálicas, se hizo necesaria la revisión del modelo atómico
de Thomson.
Puesto que las partículas α y β 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.
MODELO ATÓMICO DE RUTHERFORD

6. EXPERIMENTO PARA DETERMINAR LA
CONSTITUCIÓN DEL ÁTOMO

7. EXPERIMENTO PARA DETERMINAR LA
CONSTITUCIÓN DEL ÁTOMO
La mayoría de los rayos α 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 α (CARGA POSITIVA).
Muy pocos REBOTAN, porque chocan
frontalmente contra esos centros de carga positiva.

8. 2.-EVOLUCIÓN HISTÓRICA DE LOS MODELOS ATÓMICOS
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.
MODELO ATÓMICO DE RUTHERFORD

9. 2.-EVOLUCIÓN HISTÓRICA DE LOS MODELOS ATÓMICOS
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.
MODELO ATÓMICO DE RUTHERFORD

10. 2.-EVOLUCIÓN HISTÓRICA DE LOS MODELOS ATÓMICOS
MODELO ATÓMICO DE RUTHERFORD

11. 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.

12. 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 tiene un átomo. Es el número entero
más próximo a la masa del átomo medida en
unidades de masa atómica.
XZ
A
SÍMBOLO DEL
ELEMENTONÚMERO
ATÓMICO
NÚMERO
MÁSICO

13. 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 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.

14. 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.

15. RADIACIÓN ELECTRÓMAGNÉTICA
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 () y por su LONGITUD
DE ONDA () relacionadas entre sí por:
c =  · 
VELOCIDAD DE
PROPAGACIÓN
DE LA LUZ
FRECUENCIA
LONGITUD DE
ONDA
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.

16. RADIACIÓN ELECTRÓMAGNÉTICA
El ESPECTRO ELECTROMAGNÉTICO es el conjunto de todas
las radiaciones electromagnéticas desde muy bajas longitudes de
onda (RAYOS ) hasta kilómetros (ONDAS DE RADIO).

17. ESPECTROS ATÓMICOS
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 ABSORCIÓN

18. ESPECTROS ATÓMICOS
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.
ESPECTRO DE EMISIÓN

19. ESPECTROS ATÓMICOS
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.

20. 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.
SERIE PASCHEN (n = 3)
SERIE BRACKET (n = 4)
SERIE PFUND (n = 5)
Aparece en la zona IR del espectro

21. SERIES ESPECTRALES

22. SERIES ESPECTRALES
= RH
· -
1 1 1
 n1
2
n2
2
CONSTANTE DE
RYDBERG
RH
= 1,0968·107
m-1

23. 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 · 
ENERGÍA FRECUENCIA DE
LA RADIACIÓN
CONSTANTE DE
PLANCK
h = 6,62·10-34
J·s

24. 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 frecuencia llamada FRECUENCIA UMBRAL, no exista
emisión electrónica.

25. EFECTO FOTOELÉCTRICO
Einstein interpretó el fenómeno aplicando el principio de
conservación de la energía y la teoría de Planck:
h ·  = h · o
+ Ec,máx
ENERGÍA
INCIDENTE
TRABAJO DE EXTRACCIÓN
(ENERGÍA UMBRAL)
ENERGÍA CINÉTICA
MÁXIMA

26. MODELO ATÓMICO DE BOHR
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.
PRIMER POSTULADO
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.

27. MODELO ATÓMICO DE BOHR
Sólo son posibles aquellas órbitas en las que el electrón tiene un
momento angular que es múltiplo entero de:
SEGUNDO POSTULADO
h
2·
En las ÓRBITAS ESTACIONARIAS los electrones se
mueven sin perder energía.
Los radios de las órbitas están cuantizadas (su valor
depende de n).

28. MODELO ATÓMICO DE BOHR
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:
TERCER POSTULADO
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).
EA
– EB
= h · 

29. MODELO ATÓMICO DE BOHR
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 ():
E = h ·  = h ·
c

Según el valor de su longitud de onda, las RADIACIONES
ELECTROMAGNÉTICAS se dividen en: rayos , rayos X,
ultravioleta, visible, infrarrojo, microondas y ondas de radio.

30. 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.

31. 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)

32. CORRECCIÓN DE SOMMERFELD
Indica el sentido de giro del electrón en torno a su propio eje.
Puede tomar sólo dos valores para el electrón: + ½, - ½.
NÚMERO CUÁNTICO DE ESPÍN (s):
RESUMEN
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

33. 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.

34. MODELO ACTUAL.
●
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.

35. 4.- ORBITALES Y NÚMEROS CUÁNTICOS.
El número de subniveles que hay en un nivel depende del valor
de n.
Los distintos subniveles se diferencian por medio de un
parámetro, denominado número cuántico secundario l, y se
nombran mediante una letra:
n = 1 l = 0 ORBITAL s
l = 0 ORBITAL s
n = 2
l = 1 ORBITAL p
l = 0 ORBITAL s
n = 3 l = 1 ORBITAL p
l = 2 ORBITAL d

36. FORMA DE LOS ORBITALES
●
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 s

37. FORMA DE LOS ORBITALES
●
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 p

38. FORMA DE LOS ORBITALES
●
Tienen forma de elipsoides de revolución.
●
Tienen direcciones y tamaños distintos a los p.
ORBITALES d

39. 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.

40. 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.

41. CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA
Se siguen los siguientes principios:
- Se rellenan primero los niveles con menor energía.
- No se rellenan niveles superiores hasta que no
estén completos los niveles inferiores.
PRINCIPIO DE
MÍNIMA ENERGÍA
- Cuando un nivel electrónico tenga varios orbitales
con la misma energía, los electrones se van colocando
lo más desapareados 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
MÁXIMA MULTIPLICIDAD
- No puede haber dos electrones con los cuatro
números cuánticos iguales en un mismo átomo.
PRINCIPIO DE
EXCLUSIÓN DE PAULI