El documento presenta los fundamentos de la teoría atómica, incluyendo las leyes de Dalton y los primeros modelos atómicos propuestos por científicos como Thomson, Rutherford y Bohr. Explica que Dalton propuso que los átomos son partículas indivisibles que se combinan en proporciones fijas, sentando las bases de la química moderna. Posteriormente, Rutherford descubrió que los átomos tienen un núcleo central con carga positiva rodeado de electrones, mientras que Bohr aplicó la mec

1. Unidad 2.
Estructura Atómica y sus
Propiedades Periódicas
UES-FIA-EIQIA
12
Mg
88
Ra
99
Es
22
Ti
1
H

2. 2.1 Bases de la teoría atómica
Teoría Atómica
Se considera como una de las teorías más importantes de la ciencia.
Afirmación centrada en dos aspectos:
• Es capaz de describir con gran precisión una parte tan pequeña y universal
de la materia como es el átomo.
• Constituye la base para todo el conocimiento de los fenómenos químicos de
la materia.

3. 2.1 Bases de la teoría atómica
En el desarrollo histórico de la teoría de la estructura atómica se pueden
destacar tres grandes etapas:
• El descubrimiento de la naturaleza eléctrica de la materia y de la naturaleza
del electrón.
• El descubrimiento de que el átomo consta de un núcleo rodeado por
electrones.
• El descubrimiento de las ecuaciones de la mecánica cuántica, capaces de
explicar el comportamiento de los electrones en los átomos.

4. 1913
•Neils Bohr
•Propuso un nuevo modelo
atómico, según el cual los
electrones giran alrededor del
núcleo en unos niveles
definidos
1913
•Sommerfeld
•Con la ayuda de la teoría de la
reactividad de Albert Einsten
(1876-1955) hizo las siguientes
modificaciones al modelo de
Bohr
1932
•Schodinger concebía los
electrones como ondas de
materia. La ecuación
ondulatoria describe la
evolución en el tiempo y el
espacio de dicha onda material
1932
•Actual
•El modelo atómico de
Heisenberg concebía
orginalmente los electrones
como ondas de materia.
1803
•John Dalton
•La imagen del átomo expuesta
por Dalton en su teoría
atómica, para explicar estas
leyes, es la
1892
•J.J. Thomson
•Dedujo que el átomo debía de
ser una esfera de materia
cargada positivamente, en
cuya interior estaban
incrustados los electrones
1895
•Jean Perrin
•Modificó el modelo de
Thomson sugiriendo por
primera vez que las cargas
negativas son externas al
"dubín"
1911
•E. Rutherford
•Dedujo que el átomo debía
estar formado por una corteza
con los electrones girando
alrededor de un núcleo central
cargado +
EL ÁTOMO EN EL TIEMPO

5. Leyes fundamentales de la teoría atómica
Se presentan las leyes que fundamentan las teorías propuestas para
caracterizar la estructura del átomo:
Leyes fundamentales de la Teoría
Atómica
Ley de
conservación de
la masa
Ley de la
composición
constante
Ley de
proporciones
múltiples
Ley de los pesos
de combinación
Leyes totalmente
experimentales y sin conexión
entre si, fueron resumidas y
explicadas por Dalton

6. El trabajo de Dalton marcó el principio de la era de la química moderna. Las
hipótesis sobre la naturaleza de la materia, en las que se basa la teoría
atómica de Dalton, pueden resumirse como sigue:
1. Los elementos están formados por partículas extremadamente pequeñas e
indivisibles llamadas átomos.
2. Todos los átomos de un mismo elemento son idénticos, tienen igual
tamaño, masa y propiedades químicas. Los átomos de un elemento son
diferentes a los átomos de todos los demás elementos.
3. Los compuestos están formados por átomos de más de un elemento. En
cualquier compuesto, la relación del número de átomos entre dos de los
elementos presentes siempre es un número entero o una fracción sencilla.
4. Una reacción química implica sólo la separación, combinación o
reordenamiento de los átomos; nunca supone la creación o destrucción de
los mismos.

7. La segunda hipótesis establece que los átomos de un elemento son
diferentes de los átomos de todos los demás elementos. Dalton no intentó
describir la estructura o composición de los átomos. Tampoco tenía idea de
cómo era un átomo, pero se dio cuenta de que la diferencia en las
propiedades mostradas por elementos como el hidrógeno y el oxígeno sólo
se puede explicar a partir de la idea de que los átomos de hidrógeno son
distintos de los átomos de oxígeno.

8. La tercera hipótesis sugiere que para formar determinado compuesto no
sólo se necesitan los átomos de los elementos correctos, sino que es
indispensable un número específico de dichos átomos. Esta idea es una
extensión la ley de las proporciones definidas de Proust. La tercera
hipótesis de Dalton confirma también la ley de las proporciones
múltiples.
La primera y la cuarta hipótesis de Dalton sugieren que si los átomos de un
elemento son “indestructibles”, entonces los mismos átomos deben estar
presentes después de una reacción química. Esto es una forma de
enunciar la ley de la conservación de la masa.

9. La ley de conservación de las masas
Enunciada por Lavoisier en 1785 de la siguiente manera: “La materia no se
crea ni se destruye, sino que se transforma”. Esta ley demuestra que la masa
total de las sustancias que reaccionan (reactivos) es igual a la masa total de las
sustancias resultantes (productos).
෍ 𝑀𝑟𝑒𝑎𝑐𝑡𝑖𝑣𝑜𝑠 = ෍ 𝑀𝑝𝑟𝑜𝑑𝑢𝑐𝑡𝑜𝑠

10. Ejemplo:
En 1774, Antoine Lavoisier realizó un experimento calentando un recipiente de
vidrio cerrado que contenía una muestra de estaño y aire. Encontró que la
masa antes del calentamiento (recipiente de vidrio + estaño + aire) y después
del calentamiento (recipiente de vidrio + estaño calentado + el resto de aire),
era la misma.

11. Experimento de Lavoisier

12. Ley de la Composición Constante
En 1799, Joseph Proust estableció la base de la ley de la composición
constante o ley de las proporciones definidas: “Cuando dos o más
elementos (o compuestos) se unen para formar un mismo compuesto lo
hacen siempre en una proporción en peso fija”.

13. Ejemplo:
Si se analizan muestras de dióxido de carbono gaseoso obtenidas de diferentes
fuentes, en todas las muestras se encontrará la misma proporción de masa de
carbono y oxígeno. Entonces, si la proporción de las masas de los diferentes
elementos de un compuesto es una cantidad fija, la proporción de los átomos
de los elementos en dicho compuesto también debe ser constante.

14. Síntesis de dióxido de carbono
𝑚𝑎𝑠𝑎 𝑑𝑒 𝑜𝑥í𝑔𝑒𝑛𝑜 𝑞𝑢𝑒 𝑟𝑒𝑎𝑐𝑐𝑖𝑜𝑛𝑎
𝑚𝑎𝑠𝑎 𝑑𝑒 𝑐𝑎𝑟𝑏𝑜𝑛𝑜 𝑞𝑢𝑒 𝑟𝑒𝑎𝑐𝑐𝑖𝑜𝑛𝑎
=
2 á𝑡𝑜𝑚𝑜𝑠 𝑑𝑒 𝑜𝑥í𝑔𝑒𝑛𝑜
1 á𝑡𝑜𝑚𝑜 𝑑𝑒 𝑐𝑎𝑟𝑏𝑜𝑛𝑜
= 𝑐𝑡𝑒
El cociente entre las masas que reaccionan es el doble de la relación entre
las masas de los átomos de oxígeno y carbono.

15. Ley de proporciones múltiples
Según esta ley, “si dos elementos pueden combinarse para formar más de
un compuesto, la masa de uno de los elementos que se combina con una
masa fija del otro mantiene una relación de números enteros pequeños”,
es decir, diferentes compuestos formados por los mismos elementos
difieren en el número de átomos de cada clase.

16. Ejemplo: el carbono forma dos compuestos estables con el oxígeno,
llamados monóxido de carbono y dióxido de carbono. Las técnicas
modernas de medición indican que un átomo de carbono se combina con
un átomo de oxígeno en el monóxido de carbono, y con dos átomos de
oxígeno en el dióxido de carbono. De esta manera, la proporción de
oxígeno en el monóxido de carbono y en el dióxido de carbono es 1:2.
Ecuaciones químicas:
𝑪 + 𝑶𝟐 → 𝑪𝑶𝟐
𝑪 + 𝑶 → 𝑪𝑶

17. 𝑪 + 𝑶𝟐 → 𝑪𝑶𝟐
𝑪 + 𝑶 → 𝑪𝑶
LP Múltiples →
𝐶𝑡𝑒1
𝐶𝑡𝑒2
=
2.6ത
6
1.3ത
3
=
2
1
Dióxido
carbono
12 g C 32 g O Cte1 = 2.66… g Oxíg/1 g C
Monóxido
carbono
12 g C 16 g O Cte2 = 1.33… g Oxíg/1 g C

18. Primeros modelos atómicos
Para explicar la estructura del átomo, se deben estudiar las primeras
teorías a partir de la Teoría de Dalton.
1913
• Modelo de N.
Bohr
1915
• Modelo de
Sommerfeld
1926
• Modelo de E.
Schrodinger
1808
• Modelo de John
Dalton
1904
• Modelo de J.J.
Thompson
1909
• Modelo de E.
Rutherford

19. Teoría Atómica de Dalton
Fue el primer modelo de bases científicas respecto a la estructura fundamental
de la materia. Fue postulado entre 1803 y 1807 por el naturalista, químico y
matemático británico John Dalton (1766-1844), bajo el nombre de “Teoría
atómica” o “Postulados atómicos”.

20. Teoría Atómica de Dalton
El modelo sostenía que los átomos se combinaban para formar diferentes
sustancias. Permitió resolver cuestiones sobre la materia que no tenían
respuesta en su época. Por ejemplo, explicó la causa de las proporciones
estequiométricas fijas en las reacciones químicas, es decir, por qué los
compuestos se formaban de acuerdo con cantidades fijas de cada átomo
durante una reacción.

21. Teoría Atómica de Dalton
La posibilidad de comprobar muchos de los postulados de Dalton sentaron las
bases de la química futura. Muchos de sus errores permanecieron sin
resolverse hasta el siglo XIX, cuando aparecieron, por ejemplo, las primeras
evidencias de que los átomos, al contrario de lo que suponía Dalton, sí eran
divisibles.

22. Modelo atómico de Thomson
En la época en la que Thomson planteo su teoría ya se tenían ciertas
conclusiones con respecto al comportamiento de la materia:
• La materia es eléctricamente neutra, por lo que sus partículas constituyentes
(los átomos) también lo son.
• Se ha descrito un tipo de partícula universal, electrón con una masa de
9.11x10-31 kg y una carga negativa, e=1.6x10-19 coulomb.
• Se puede estimar el radio atómico, alrededor de 10-10 m con volumen molar
del sólido divido por el número de Avogadro, da =10-24 cm3, suponer el radio
de 1 esfera=10-8 cm.

23. En el modelo propuesto por Thomson, imaginó el átomo como una esfera
material de electricidad positiva dentro de la cual, como muy pequeños
gránulos, se encontrarían los electrones en número suficiente para que el flujo
resultara neutro.
Posteriormente, el descubrimiento de nuevas partículas y los experimentos
llevados a cabo por Rutherford demostraron la inexactitud de tales ideas.
Este modelo atómico de Thomson, conocido como “Budín de pasas” explicaba
(por el momento):
• La producción de iones (por pérdida o ganancia de electrones).
• La electricidad estática.
• La corriente eléctrica.

24. Modelo de Ernest Rutherford
Ernest Rutherford en 1911 mantenía el planteamiento de Joseph Thomson
sobre que los átomos poseen electrones y protones, pero sostenía que todo
átomo estaba formado por un núcleo y la corteza. Los protones y neutrones
que tienen mayor masa se encuentran en un núcleo muy pequeño, lo que
significa que el núcleo contiene toda la carga positiva y la masa del átomo.

25. En la corteza, que rodea al núcleo, se
encuentran los electrones describiendo órbitas
circulares o elípticas, dichos electrones tienen
una masa mucho más pequeña y ocupan la
mayor parte del volumen del átomo. El núcleo
representa aproximadamente el 99% de la masa
de cualquier átomo.
Tarea: investigar sobre conclusiones derivadas
del modelo de Rutherford y fallos del modelo.
Modelo atómico de Rutherford

26. Modelo de Niels Bohr
La teoría del átomo con un núcleo donde se concentraban las partículas
positivas dejaba una interrogante. ¿Cuál era la disposición de los electrones
alrededor del núcleo? Pues si el átomo es eléctricamente neutro se necesita
algunos electrones para compensar la carga nuclear positiva.

27. Para obviar es problema el danés Niels Bohr propuso su modelo planetario
para explicar el comportamiento de los electrones, es decir que los electrones
deberían estar girando alrededor del núcleo con un movimiento circular para
que el átomo conservara su estabilidad, de otra manera un electrón
estacionario seria atraído irremediablemente hasta el núcleo.
En el modelo cuántico de Bohr se aplica al
modelo de Rutherford la Teoría Cuántica dada
por Planck en 1900.

28. Postulados de Bohr:
1. Partículas con carga positiva en un volumen muy pequeño comparado con el
tamaño del átomo y contienen la mayor parte de la masa del átomo.
2. Electrones (carga eléctrica negativa), giran alrededor del núcleo en órbitas
circulares.
3. Electrones orbitan el núcleo en órbitas que tienen un tamaño y energía
establecidos, no existen en un estado intermedio entre las órbitas.
4. La energía de la órbita está relacionada con su tamaño. La energía más baja se
encuentra en la órbita más pequeña. Cuanto más lejos esté el nivel de energía
del núcleo, mayor será la energía que tiene.

29. Postulados de Bohr:
5. Los niveles de energía tienen diferentes números
de electrones. A menor nivel de energía, menor será
la cantidad de electrones que contenga, por ejemplo,
el nivel 1 contiene hasta 2 electrones, el nivel 2
contiene hasta 8 electrones.
6. La energía se absorbe o se emite cuando un
electrón se mueve de una órbita a otra. Arnold
Sommerfeld (1868 - 1951) modificó en 1916 el
supuesto de Bohr, acerca de las órbitas circulares y las
imaginó como elípticas.

30. En el modelo cuántico de Bohr se aplica al Modelo de Rutherford la Teoría
Cuántica dada por Planck en 1900.
Planck al estudiar la luz emitida por la materia al calentarse, concluyó que la
energía no es divisible indefinidamente, sino que existen últimas porciones de
energía a las que llamo cuantos, llegando a la conclusión de que la radiación
emitida (ó absorbida) por un cuerpo solo puede ser un número entero de
cuantos. Cuanto significa variación mínima de una magnitud física para pasar
de un estado discreto a otro.

32. Modelo atómico de Bohr-Sommerfeld
El modelo de Bohr fue ampliado por Somerfeld.
Postulados de Sommerfeld:
• Los orbitales electrónicos podrían ser elípticos además de circulares.
• Existe una cantidad de energía asociada a cada electrón al girar en determinada
orbita y estas son conocidas como niveles de energía. Mientras más lejos se
encuentra la órbita del núcleo mayor es la energía que tiene el electrón.
Modelo atómico de Bohr – Sommerfeld.

33. 91
Pa
88
Ra
90
Th
22
Ti
4
Be
72
Hl
85
At
El átomo y partículas subatómicas
El primero en utilizar este término fue Demócrito,
porque creía que todos los elementos deberían
estar formados por pequeñas partículas que fueran
indivisibles (átomo, en griego, significa indivisible).
2.1 Estructura y composición del átomo,
electrón, protón y neutrón.
480-370 antes de nuestra era

34. Hoy día sabemos, que los átomos no son, como creía Demócrito, indivisibles, de
hecho, están formados por partículas.
Electrón
Es una partícula elemental con carga eléctrica negativa igual a 1,602 x
10-19 coulomb y masa igual a 9,1083 x 10-28 g, que se encuentra
formando parte de los átomos de todos los elementos.
Neutrón
Es una partícula elemental eléctricamente neutra y masa ligeramente
superior a la del protón, que se encuentra formando parte de los átomos
de todos los elementos.
Protón
Es una partícula elemental con carga eléctrica positiva igual a 1,602 x
10-19 coulomb y cuya masa es 1837 veces mayor que la del electrón, que
se encuentra formando parte de los átomos de todos los elementos.

35. El átomo y partículas subatómicas
La estructura del átomo distingue dos partes: el núcleo y la corteza.
• El núcleo es la parte central del átomo y contiene partículas con carga
positiva, y los protones, y las partículas que no poseen carga eléctrica, es
decir son neutras, los neutrones. La masa de un protón es aproximadamente
igual a la de un neutrón.
• La corteza es la parte exterior que contiene las partículas negativas
(electrones).

36. El electrón y los rayos catódicos
En 1897, J. J. Thomson estudió las partículas negativas más a fondo y le llamo
electrones (e-). Determinó la relación entre la carga (e-) y la masa (m) de los e-. El
valor actual es:
𝑒
𝑚
= 1.7588𝑥108 ൗ
𝑐𝑜𝑢𝑙𝑜𝑚𝑏𝑠
𝑔𝑟𝑎𝑚𝑜

37. Millikan, determinó la carga del e- como -1.60219 x 10-19 Coulomb (unidad de
carga eléctrica negativa) y la masa del e- como 9.10952 x 10-28 gramos.
Thomson dedujo que los componentes de los rayos catódicos no eran átomos
con carga, sino que eran partícula nuevas resultantes de la fragmentación del
átomo. Estas partículas fueron llamadas electrones.

38. Rayos Canal
En 1886 E. Goldstein observó que el tubo de rayos catódicos también generaba una
corriente de partículas con carga positiva (que se movían hacia el cátodo) donde se
daba el proceso de formación de iones positivos:
Átomo → catión + e-
X → X+ + e-
Los rayos catódicos desplazan los electrones, entonces estos se llamaron Rayos Canal
porque se observó a través de un “canal” o “perforación” en el electrodo negativo. Les
llamaron rayos positivos o iones positivos donde existe una carga positiva que reside
en el protón. El protón es una partícula fundamental con carga de igual magnitud,
pero de sentido opuesto a la carga del electrón. Su masa es casi 1836 veces la de un
electrón. Los valores son:
( )
positiva
electrica
a
c
de
Unidad
coulomb
x
a
C
gramos
x
m
proton
proton
arg
10
60219
.
1
arg
10
67252
.
1
19
24
−
−
+
=
=

39. MUCHAS GRACIAS
91
Pa
90
Th