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Facultad de Ciencias Exactas y Naturales y
Agrimensura
Universidad Nacional del Nordeste
QUIMICA
GENERAL
Carreras: Ingeniería en Electrónica,
Ingeniería Eléctrica, Ingeniería en
Agrimensura
Licenciatura en Física, Prof. en Física
Unidad II: Estructura atómica de
la materia
UNIDAD II: ESTRUCTURA ATÓMICA DE LA MATERIA.
Evidencias que muestran la complejidad del átomo.
Modelo atómico de Rutherford – Bohr. El átomo de
hidrógeno. Naturaleza de la luz. Espectros atómicos.
Rayos X y el número atómico. Dualidad onda –
partícula. Principio de incertidumbre de Heisenberg.
Modelo atómico moderno.
Cuando se estudie el tema se aprenderá:
Acerca de la evidencia de la existencia y
propiedades de los electrones, protones y neutrones.
Las distribuciones de estas partículas en los
átomos.
Acerca de la naturaleza ondulatoria de la luz y cómo
se relacionan longitud de onda, frecuencia y
velocidad.
La descripción corpuscular de la luz, y como se
relaciona con la descripción ondulatoria.
Acerca de los espectros atómicos de emisión y
absorción y cómo fueron la base de un importante
avance en la teoría atómica.
Acerca de la descripción mecanocuantica del
átomo.
TEORÍA ATÓMICA DE DALTON
Un elemento se compone de partículas indivisibles
extremadamente pequeñas llamadas átomos.
Todos los átomos de un elemento tienen propiedades
idénticas que difieren de las de los átomos de los otros
elementos.
Los átomos no pueden crearse, destruirse o transformarse
en átomos de otro elemento.
Los compuestos se forman cuando átomos de diferentes
elementos se combinan unos con otros en una relación de
números enteros sencillos.
Los números relativos y clases de átomos son constantes
en un compuesto dado.
“los átomos no se crean ni se destruyen”
Un átomo puede definirse como la unidad básica de un
elemento que puede entrar en combinación química y
las partículas subatómicas que interesan en este hecho
son:
NATURALEZA ELECTRICA DE LA MATERIA
Experimentos permitieron determinar que el
átomo contiene partículas cargadas:
Radiactividad
rayos ,  y 
Tubos de descarga
electrón
Década de 1890:
Roetgen …..rayos X
Becquerel, Curie, Rutherford ……..radiactividad
La radiactividad es un término que se aplica para describir la
descomposición espontánea de los átomos de ciertos
elementos para producir tres clases de radiación: rayos  ,
rayos  y rayos  :
“ la descomposición del núcleo atómico”
Los rayos  son corpúsculos materiales que transportan
carga eléctrica positiva. Se mueven a altas velocidades
(30000 km/s), no son detectables por el ojo humano, son
núcleos del elemento helio: 42 He 2+
Los rayos  son partículas muy pequeñas que transportan
carga eléctrica negativa. Son electrones que se mueven a
velocidades cercanas a 200000 km/s.
Los rayos  son radiaciones luminosas invisibles al ojo
humano con propiedades semejantes a los de la luz, se
mueven a una velocidad de 300000 km/s.
ELECTRON
En 1881 George Stoney sobre el trabajo realizado por
Faraday de electrólisis, sugirió el nombre de
electrones a las unidades de cargas eléctricas
asociadas con los átomos.
La evidencia más convincente de la existencia de los
electrones vino de los experimentos que usaban
tubos de rayos catódicos
Thomson determinó la relación entre carga (e) y masa
(m) de los electrones, “existencia del electrón”
 c arg a 
 e
8 C
 masa    m   1,75882 . 10 g


 
1909 Robert Millikan
Con el «experimento de la gota de aceite determinó la
carga de un electrón:
1,60218 .10-19 C
En base a la relación (carga/masa) y al valor de la
carga, se determinó la masa del electrón :
9,10940 .10-31 kg
PROTONES
En 1886 Eugen Goldstein trabajando con tubos de
rayos catódicos descubrió la existencia de partículas
con una carga eléctrica positiva igual a la del electrón a
la que denominó protones. Su masa es casi 1836 veces
mayor que la masa del electrón.
MODELO ATOMICO DE THOMSON
Modelo del bizcocho de ciruelas o modelo del
budín de pasas.
El átomo debía de ser
una esfera de materia
cargada positivamente,
en cuyo interior
estaban incrustados los
electrones.
El modelo atómico de Thomson, también conocido como
el budín de pasas, es una teoría sobre la estructura
atómica propuesta en 1897 por J. Thomson, descubridor
del electrón antes del descubrimiento del protón y del
neutrón. En dicho modelo, el átomo está compuesto por
electrones de carga negativa en un átomo positivo, como
pasas en un budín. Se pensaba que los electrones se
distribuían uniformemente alrededor del átomo.
•Es estático porque los electrones no tienen
movimiento.
•La masa y la carga eléctrica positiva se hallan
repartidas y distribuidas uniformemente en todo el
espacio ocupado por la esfera.
MODELO ATOMICO DE RUTHERFORD
1909: Ernest Rutherford había establecido que las
partículas alfa () son partículas cargadas positivamente
que pueden ser emitidas por algunos átomos
radiactivos.
Las experiencias de Rutherford y colaboradores
determinaron que el átomo consiste en un núcleo
cargado positivamente muy pequeño y denso
rodeado por una nube de electrones que se hallan a
una distancia relativamente grande de él .
Rutherford postuló también que los electrones se
mueven alrededor del núcleo a altas velocidades, y
este movimiento genera una fuerza (FC) de igual
dirección pero de distinto sentido que la fuerza de
atracción (FA).
NATURALEZA DE LA LUZ
Gran parte del conocimiento actual sobre la
naturaleza de los átomos y moléculas, con todos sus
detalles, procede de experiencias en las que la luz o
las radiaciones interaccionan con la materia.
Los fenómenos provocados por la luz pueden ser
explicados a partir de las teorías ondulatoria y
corpuscular
TEORIA ONDULATORIA
Considera que la luz o radiación luminosa está formada
por ondas electromagnéticas.
Un rayo de radiación electromagnética está
formado por oscilaciones (variaciones en el
tiempo) de campos eléctricos y magnéticos
(con la misma longitud de onda y frecuencia)
que viajan a través del espacio vacío, en
planos perpendiculares entre sí, a una
velocidad de 3x108 m. s-1.


1

.=c



c

c = 2,9979 1010 cm/s ;  se expresa en nm ó Å;  en s-1 (Hz)


c

Son ejemplos de radiaciones electromagnéticas la luz
visible, ondas de radio, rayos X, microondas, etc. estas
formas de radiación, transfieren energía desde una
región del espacio hasta otra.
Una razón por la que una radiación electromagnética
es una buena herramienta para el estudio de los
átomos, es que un campo eléctrico ejerce acciones
sobre las partículas cargadas como los electrones.
Cuando un rayo de luz pasa por donde está un
electrón, su campo eléctrico impulsa al electrón, una
y otra vez, primero en una dirección y luego en la
dirección opuesta
El número de ciclos (cambios completos de dirección
alejándose y acercándose a la fuerza y dirección
iniciales) por segundo se denomina frecuencia de la
radiación y se simboliza  (nu). La unidad de frecuencia,
1hertz (1 Hz) se define como 1 ciclo por segundo:
1Hz = 1 s-1.
La onda se caracteriza por su amplitud y su longitud de
onda. La amplitud es la altura de la onda por sobre la
línea central. El cuadrado de la amplitud determina la
intensidad o brillo de la radiación. La longitud de onda
(λ) es la distancia entre dos picos (crestas o valles).
Diferentes longitudes de onda de la radiación
electromagnética corresponden a diferentes regiones
del espectro.
Nuestros ojos detectan radiación electromagnética con
longitudes de onda comprendidas en el rango de 700 nm
(luz roja) a 400 nm (luz violeta), rango denominado luz
visible y la frecuencia de la luz visible determina su
color.
La luz blanca, que incluye a la luz solar, es una mezcla
de todas las longitudes de onda de la luz visible.
Se cumple la relación: c = λ. 
A una longitud de onda corta corresponde una radiación
de alta frecuencia y a una longitud de onda larga
corresponde una radiación de baja frecuencia.
Por ejemplo, para hallar la λ de la luz azul de frecuencia
6,4 x 1014 Hz, se aplica λ = c/ 
λ = 3x108 m.s-1 / 6.4x1014 s-1 = 4,7 x 10-7 m (470 nm).
Ejercicio: a) calcule las longitudes de onda de las
luces del semáforo a partir de los datos de frecuencia:
verde,  = 5,75 x 1014 Hz; amarillo,  = 5, 15 x 1014 Hz;
rojo,  =4,27x1014 Hz.;
b) Cuál es la longitud de onda de una estación de
radio que transmite a 98,4 MHz. (1MHz = 106 Hz)
La radiación ultravioleta, es radiación de frecuencia
mayor que la de la luz violeta, su longitud de onda es
algo menor que 400 nm
La radiación infrarroja, que experimentamos como
calor tiene frecuencia menor y longitud de onda más
larga que la luz roja; su longitud de onda es un poco
mayor de 800 nm. Las microondas que se utilizan en
radares y en hornos de microondas, poseen longitudes
de onda comprendidas en el rango del milímetro al
centímetro.
Radiación, cuantos y fotones.
Max Planck, físico alemán, propuso que el intercambio de
energía entre materia y radiación ocurre en cuantos o
paquetes de energía.
Su idea central fue que un átomo que oscila a una
frecuencia  puede intercambiar energía con sus
alrededores solo en paquetes de magnitud E= h .
La constante h, es llamada constante de Planck y tiene
un valor
h = 6,626x10-34 J. s.
La evidencia de su propuesta provino del efecto
fotoeléctrico, la expulsión de electrones de un metal
cuando su superficie se expone a la radiación
ultravioleta.
Las observaciones experimentales fueron las
siguientes:
a) los electrones no son expulsados a menos que la
radiación posea una frecuencia por encima de cierto
valor umbral característico de cada metal;
b) los electrones son expulsados inmediatamente, sin
importar cuán baja sea la intensidad de la radiación;
c) la energía cinética de los electrones expulsados
aumenta linealmente con la frecuencia de la radiación
incidente.
TEORIA CORPUSCULAR
Einsten propuso que la radiación electromagnética está
compuesta por partículas, las que posteriormente
fueron denominadas fotones. Cada fotón puede ser
considerado como un paquete de energía y la energía
de un único fotón se relaciona con la frecuencia de la
radiación a través de la ecuación E= h .
Explica fenómenos como el efecto fotoeléctrico
La intensidad de la radiación es un índice del número de
fotones presentes, mientras que E= h , es una medida
de la energía de cada fotón individual.
La energía de un único fotón de luz azul de frecuencia
6,4x1014 Hz es:
E= (6,626x10-34 J. s) x (6,4x1014 s-1) = 4,2 x 10-19 J.
El efecto fotoeléctrico proporciona fuerte apoyo a la idea
de que la radiación electromagnética consiste en
fotones que se comportan como partículas.
Sin embargo, hay abundante evidencia que demuestra
que la radiación electromagnética se comporta como
ondas, tal el caso de la difracción de un rayo de luz.
Los experimentos nos obligan a aceptar la dualidad
onda partícula de la radiación electromagnética, en la
cual se combinan los conceptos de ondas y de
partículas. En el modelo ondulatorio, la intensidad de la
radiación es proporcional al cuadrado de la amplitud de
la onda. En el modelo de partículas, la intensidad es
proporcional al número de fotones presentes en cada
instante.
Teoría de Bohr del átomo de hidrógeno.
Las investigaciones de Einsten prepararon el camino para
resolver el misterio de los espectros de emisión de los
átomos
Los espectros de emisión de los átomos en fase gaseosa
no muestran una distribución continua de longitudes de
onda del rojo al violeta; más bien los átomos producen
líneas brillantes en distintas partes del espectro visible.
Estos espectros de líneas corresponden a la emisión de
la luz sólo a ciertas longitudes de onda. Cada elemento
tiene un espectro de emisión único.
ESPECTROS DE LOS ELEMENTOS
Espectro electromagnético de la luz blanca:
Luz de neon:
“Los espectros de los elementos son como las
huellas dactilares de los átomos.”
En 1913, después de los descubrimientos de Planck y
Einsten, el físico danés, Niels Bohr, dio a conocer una
explicación teórica del espectro de emisión del átomo de
hidrógeno
En esa fecha, los físicos ya sabían que los átomos
estaban formados de electrones y protones.
Consideraban al átomo como una unidad donde los
electrones giraban alrededor del núcleo en órbitas
circulares a gran velocidad, un movimiento semejante al
de los planetas alrededor del sol. (Modelo Atómico de
RUTHERFORD – BOHR)
Se suponía que en el átomo de hidrógeno, la atracción
electrostática entre el protón positivo y el electrón
negativo empujaba al electrón hacia el núcleo, y que
esta fuerza se contrarrestaba por la aceleración externa
debida al movimiento circular del electrón
El modelo del átomo de Bohr, suponía que los
electrones se movían en órbitas circulares, pero
imponía restricciones rigurosas: el único electrón del
átomo de hidrógeno podía localizarse sólo en ciertas
órbitas.
Como cada órbita tiene una energía particular, las
energías asociadas al movimiento del electrón en las
órbitas permitidas, deberían tener un valor fijo, es decir
están cuantizadas.
Bohr supuso que la emisión de radiación por un átomo de
hidrógeno energizado se debía a la caída del electrón
desde una órbita de mayor energía a otra de menor
energía y esto originaba un cuanto de energía (un fotón)
en forma de luz.
Bohr demostró que las energías que tiene el electrón en
el átomo de hidrógeno están dadas por la expresión:
En = - RH (1/n2)
R H : constante de Rydberg = 2,18 x 10-18 J;
n: número cuántico principal = 1,2,3…..número entero
El signo negativo en la ecuación es una convención
arbitraria para indicar que la energía del electrón en el
átomo es menor que la energía del electrón libre, es
decir, ubicado a una distancia infinita del núcleo.
A la energía de un electrón libre se asigna un valor
arbitrario igual a cero
Cuando el electrón se acerca más al núcleo (n disminuye),
En aumenta su valor absoluto y lo vuelve más negativo.
Su valor más negativo se alcanza para n=1 y corresponde al
estado energético más estable conocido como estado
fundamental o nivel basal y corresponde al estado de
energía más bajo de un sistema.
La estabilidad del electrón disminuye a medida que n
aumenta n = 2,3,…..
Cada uno de estos niveles es un estado excitado o nivel
excitado y tiene mayor energía que el estado
fundamental. Cuanto mayor sea el estado excitado, el
electrón está más lejos del núcleo y este lo retiene con
menor fuerza.
La teoría de Bohr ayuda a explicar el espectro de línea
del átomo de hidrógeno. Si el átomo absorbe energía
radiante, su electrón pasa de un estado de energía más
bajo a otro de mayor energía (mayor valor de n). En
cambio, si el electrón se mueve desde un estado de
mayor energía a otro de menor energía, se emite energía
radiante en forma de un fotón.
La cantidad de energía necesaria para mover un
electrón en el átomo de Bohr, depende de la
diferencia de los niveles de energía entre los estados
inicial y final
∆E = Ef – Ei;
Ef = -RH (1/nf2)
; Ei= -RH (1/ni2)
∆ E = RH (1/ni2 – 1/nf2)
Dado que esta transición lleva a la emisión de un
fotón de frecuencia  y energía h., se puede escribir:
∆ E = h. = RH (1/ni2 – 1/nf2)
Si se emite un fotón ni > nf, el término entre paréntesis
es negativo y ∆E es negativo (la energía se pierde hacia
los alrededores). Si se absorbe energía, ni< nf, el
término entre paréntesis es positivo y ∆E positivo.
La brillantez de una línea del espectro depende del
número de fotones emitidos que tengan la misma longitud
de onda. El espectro de emisión del hidrógeno abarca una
amplia gama de longitudes de onda desde el infrarrojo
hasta el ultravioleta. Las series de transición llevan el
nombre de sus descubridores:
Series
Lyman
nf
1
ni
2, 3, 4…
región del espectro
ultravioleta
Balmer
Paschen
Brakett
2
3
4
3, 4, 5…
4, 5, 6…
5, 6, 7….
visible y ultravioleta
infrarrojo
Infrarrojo
Series espectrales del hidrógeno
Proceso de emisión en un
átomo de hidrógeno excitado
La teoría de Bohr aplicada al átomo de hidrógeno tiene
cuatro postulados :
El electrón gira alrededor del núcleo en órbitas
circulares permitidas.
Cada órbita permitida tiene una energía definida, es
decir la energía está cuantificada.
Cuando el electrón se halla en una órbita permitida es
estable, es decir no irradia energía, sólo puede ganar o
perder energía cuando pasa de una órbita permitida a
otra.
Para que el electrón se halle en una órbita permitida
debe cumplir con la condición cuántica, la cual
establece que el momento angular del electrón debe ser
un múltiplo entero de la cantidad ( h/2).
Dualidad onda partícula de la materia.
La naturaleza dual del electrón
Se cuestionaba por qué las energías del electrón de
hidrógeno eran cuantizadas, es decir por qué el electrón
estaba circunscripto a girar en órbitas alrededor del
núcleo a distancias fijas. En 1924, Louis de Broglie dio
la solución a este enigma: propuso que un electrón
enlazado al núcleo se comporta como una onda
estacionaria.
de Broglie llegó a la conclusión de que las ondas se
comportan como partículas y éstas exhiben propiedades
ondulatorias.
Propuso que todas las partículas deberían ser consideradas
como provistas de propiedades ondulatorias
Sugirió además que la longitud de onda asociada con la
“onda de materia” es inversamente proporcional a la
masa de la partícula, m, y a su velocidad, v.
Las propiedades de partícula y de onda se relacionan
por medio de la siguiente expresión: λ = h/m.v
El lado izquierdo de la ecuación expresa la propiedad de
una onda, su longitud de onda; el lado derecho incluye a
la masa, una propiedad característica de una partícula.
El carácter ondulatorio de los electrones fue detectado
mediante la demostración de que producían imágenes de
difracción. En la actualidad la difracción de electrones es
una técnica importante para la determinación de las
estructuras de las moléculas y para la exploración de las
estructuras de las superficies sólidas
Ejercicio:
Calcule la longitud de onda de las siguientes partículas:
a) una pelota de tenis de masa 6,00 x 10-2 kg que viaja a
una velocidad de 68 m/s; b) un electrón, masa = 9, 1094
x 10-31 kg que se desplaza a 63 m/s.
λ = h/mv; λ = 6,63x10-34 J.s/ (6,0 x 10-2 kg) x 63 m/s =
1,6 x 10-34 m.
Este valor tan pequeño de longitud de onda, no puede
ser medido por ningún dispositivo, por esto no hay
manera de detectar las propiedades de onda de una
pelota de tenis.
λ = h/mv; λ = 6,63 x 10-34 J.s / (9,1094 x 10-31 kg) x 68 m/s
= 1,1 x 10-5 m o 1,1 x 104 nm.
Esta longitud de onda se encuentra en la región
infrarroja.
Este ejercicio nos muestra que aunque la
ecuación de De Broglie, se aplica a distintos
sistemas, las propiedades ondulatorias solo se
observan en los electrones y otras partículas
submicroscópicas. Esto se debe al valor tan
pequeño de la constante de Planck que
aparece en el numerador de la ecuación.
Mecánica cuántica
La dualidad onda partícula barre los fundamentos de la
física clásica y modifica nuestra comprensión de la
radiación electromagnética y de la materia.
En la mecánica clásica, una partícula tiene una
trayectoria definida, su localización y el momento lineal
están especificados en cada instante
La propuesta de Bohr no podía explicar los espectros de
emisión de los átomos que tenían más de un electrón
como los de helio y litio. Tampoco explicaba por qué
aparecían más líneas en el espectro de emisión del
átomo de hidrógeno cuando se aplicaba un campo
magnético.
Con el descubrimiento del comportamiento ondulatorio
de los electrones surgió otro problema: cómo precisar la
posición de una onda, ya que al extenderse en el
espacio, no se puede saber su posición exacta.
W. Heisenberg, formuló una teoría, que hoy se conoce
como Principio de Incertidumbre de Heisenberg: “Es
imposible conocer con certeza el momento p (definido
como la masa x velocidad) y la posición de una
partícula simultáneamente”.
También se lo expresa:"es imposible determinar
simultáneamente y con exactitud, la posición y la
velocidad del electrón"
Matemáticamente esto se expresa:
∆x . ∆p ≥ h/4π. ; ∆p . ∆x ≥ ½ ћ
Ћ: h partida, significa h/2π
∆x y ∆p son las incertidumbres en las mediciones de la
posición y el momento respectivamente. Cuando se
mide con mayor precisión el momento de una partícula
(∆p pequeño), su posición se va a estimar con menor
precisión (∆x se hace mayor).
Aplicando este principio al átomo de hidrógeno, se
deduce que en realidad, el electrón no viaja en la órbita
alrededor del núcleo con una trayectoria bien definida,
como suponía Bohr
La contribución de Bohr fue importante para la
comprensión de los átomos y su sugerencia de que la
energía de un electrón en un átomo está cuantizada,
permanece inalterada. Pero esta teoría no describe por
completo el comportamiento electrónico en los átomos.
En 1926, mediante un desarrollo matemático complejo, el
físico austriaco E. Schrödinger, formuló una ecuación
que describe el comportamiento y la energía de las
partículas subatómicas en general.
Para resolver esta ecuación hay que hacer cálculos
avanzados que no vamos a considerar en esta
asignatura
Esta ecuación incorpora tanto el comportamiento de
partícula, en términos de la masa m, como el de onda, en
términos de una función de onda ψ (psi), la cual depende
de la ubicación del sistema en el espacio (como la del
electrón en un átomo).
La probabilidad de encontrar al electrón en cierta región
del espacio es proporcional al cuadrado de la función de
onda ψ2.
Descripción mecánico-cuántica del átomo de
hidrógeno.
La ecuación de Schrödinger especifica los posibles
estados de energía que puede ocupar el electrón del
átomo de hidrógeno e identifica las respectivas
funciones de onda.
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 del
átomo de hidrógeno.
El concepto de densidad electrónica da la probabilidad
de encontrar un electrón en cierta región del átomo. El
cuadrado de la función de onda, ψ2, define la
distribución de densidad electrónica alrededor del
núcleo en el espacio tridimensional.
Las regiones de alta densidad electrónica representan
la mayor probabilidad de localizar un electrón, lo
contrario se aplica a las regiones de baja densidad
electrónica.
En la mecánica cuántica, el concepto de órbita del
modelo de Bohr, se sustituye por el de orbital atómico.
El orbital atómico se considera como la función de onda
del electrón de un átomo.
Decir que un electrón está en cierto orbital, significa
que la distribución de densidad electrónica o
probabilidad de localizar un electrón en el espacio, se
expresa mediante el cuadrado de la función de onda
asociada con ese orbital.
Un orbital atómico tiene energía y distribución
características de la densidad electrónica.
La ecuación de Schrödinger funciona bien para el átomo
de hidrógeno, con un protón y un electrón, pero no se
resuelve con exactitud para átomos que tengan más de
un electrón. Los físicos y los químicos superan esta
dificultad con métodos de aproximación. Se supone que
la diferencia no es muy grande entre el comportamiento
de átomos polielectrónicos y el átomo de hidrógeno.
Bibliografía:
• Atkins, P. y Jones, L. “Principios de Química. Los caminos del
descubrimiento”. Editorial Panamericana. 2006.
• Atkins, P. y Jones, L. “Química. Moléculas. Materia. Cambio”.
Ediciones Omega S.A. Barcelona. España. 1998
• Brown, T., LeMay, H., Bursten, B. “Química la Ciencia Central”.
Prentice Hall Hispanoamericana S.A. México. 1998.
• Burns. “Fundamentos de Química”. Prentice Hall. 1996.
• Chang, R. “Química”. McGraw-Hill Interamericana de México, S.A.
de C. V. México. 2006.
• Whitten, K., Davis, R., Peck, M. Química General. McGrawHill/Interamericana de España S.A.U. 1998
http://www.uv.es/~borrasj/EQEM_web_page/EQEM_index.html
http://www.educared.net/aprende/anavegar3/premiados/ganadores/d/
456/
http://www.puc.cl/sw_educ/qda1106/frame_contenidos.htm