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ESTRUCTURA
ATÓMICA I
El Átomo


En la filosofía de la antigua
Grecia la palabra “átomo” se
empleaba para referirse a la parte
más pequeña de materia que
podía concebirse y era
considerada indestructible.
(Demócrito, Siglo V a.C.)
Con la llegada de la ciencia
experimental en los siglos XVI y
XVII, los avances en la teoría
atómica se hicieron más rápidos.
Los químicos se dieron cuenta
muy pronto de que todos los
líquidos, gases y sólidos pueden
descomponerse en sus
constituyentes últimos o
elementos.
¿Qué son los átomos?


Los átomos son los elementos básicos
que constituyen la materia que conforma
nuestro cuerpo y los objetos que nos
rodean. Un escritorio, el aire, las frutas,
los líquidos, etc.
Hay 90 átomos que existen estables y
espontáneamente en la naturaleza. En
los laboratorios los científicos han sido
capaces de crear alrededor de 25 más y
en las Tablas Periódicas actuales
encontraremos unos 116 elementos
químicos.
Estructura del Átomo


El átomo tiene una estructura interna. El
hecho de que existan portadores de carga
(como el electrón, que tiene carga
eléctrica negativa), y dado que la materia
está generalmente en estado neutro,
implica que los átomos necesariamente
están compuestos por cargas positivas y
negativas. Es decir, contrariamente a lo
que pensaron los griegos, los átomos no
son el ladrillo fundamental, no son
indivisibles.
¿Cuál es la estructura del átomo? En este
punto se hace necesario tener un modelo
que nos describa cómo está constituido el
átomo.
Estructura del Átomo

Los átomos están conformados de tres partículas básicas:
Protones: tienen una carga eléctrica positiva y
están en el núcleo del átomo.
 Neutrones:
no tienen carga eléctrica y están
constituidos por la unión de un Protón, un Electrón
y un Neutrino, ubicándose en el núcleo.
Protones y Neutrones juntos forman el núcleo, que es
la parte central del átomo y dan la masa del mismo.
 Electrones: tienen una carga eléctrica negativa y orbitan el
núcleo

El Protón





+
(P )
Los científicos pensaban
originalmente que no
existía nada más pequeño
que el Protón en el núcleo
del átomo.
Lo descubre E. Golstein
en 1886.
Su masa es 1,67x10-24 g
Se representa como P+ y
tiene una carga eléctrica
positiva
Su masa es 1.837 veces
mayor que la del electrón
Quarks


Pero en 1968 los científicos
descubrieron nuevas
partículas dentro del
Protón. Las llamaron
Quarks.
El concepto de quark fue
propuesto
independientemente en
1963 por los físicos
estadounidenses Murray
Gell-Mann y George Zweig.
El término quark se tomó
de la obra Finnegans Wake
del escritor irlandés James
Joyce.
Gluones

Hay tres quarks en
cada protón. Los
quarks se mantienen
unidos mediante
otras partículas
llamadas Gluones,
que no tienen masa
ni carga eléctrica;
sólo poseen energía
electromagnética.
El Neutrón (n)



El Neutrón fue
identificado por
primera vez en 1932
por el físico británico
James Chadwick.
No tiene carga
eléctrica
Está conformado
por la unión de un
Protón, un Electrón
(se anulan sus cargas
eléctricas) y un
Neutrino
Quarks

En 1968 los
científicos
descubrieron nuevas
partículas dentro del
Neutrón. Estas tres
partículas también
eran quarks, unidas
también por energía
electromagnética
llamadas Gluones

Núcleo Atómico


El núcleo es el centro del átomo.
Fue descubierto en 1911, pero
tomó 21 años de
experimentación identificar sus
partes.
Es donde se concentra la,
prácticamente, totalidad de la
masa atómica.
Está formado por Protones y
Neutrones, unidos por medio de
la interacción nuclear fuerte. La
cantidad de Protones en el
núcleo, determina el elemento
químico al que pertenece. Los
núcleos atómicos con el mismo
número de Protones pero distinto
número de Neutrones se
denominan Isótopos.

Electrón
(e )



Los electrones son
extremadamente pequeños y muy
livianos. Es fácil retirar electrones
de los átomos y usarlos excitados
como fuente de electricidad y en
aparatos como televisores, radios,
computadores, etc.
Posee una masa de 9,1x10-28 g (es
1.836 veces más liviano que el
Protón) y una carga eléctrica
relativa de -1
Fue descubierto por el Físico
Británico J.J. Thomson en 1897,
quién publica su trabajo en 1905.
Se considera que es un Leptón ya
que no estaría constituido por otras
sub-partículas (como los Quarks)
Electrones y Los
Núcleo
electrones pueden


usarse para explorar dentro
de los átomos. Electrones
con alta energía pueden
detectar ciertas
características dentro de los
átomos.
Los científicos han
aprendido sobre el interior
de los átomos observando
como los electrones saltan
fuera del átomo y como
cambian los átomos después
de ser golpeados por un
electrón.
Número de elementos químicos




Los átomos neutros siempre tienen igual cantidad de
electrones y protones.
Los átomos tienen habitualmente la misma cantidad de
neutrones y protones.
Hidrógeno
Helio
1 protón
1 electrón
0 neutrones
2 protones
2 electrones
2 neutrones
Carbón
6 protones
6 electrones
6 neutrones
Al agregar un Protón nace un nuevo tipo de átomo.
Al agregar un Neutrón nace un isótopo de ese átomo,
una versión más pesada de ese mismo átomo.
Isótopos

Los isótopos son átomos con el mismo número
de Protones pero difieren en el número de
Neutrones. La figura muestra tres isótopos
diferentes del Hidrógeno.

Hidrógeno Deuterio Tritio
La mayoría de los isótopos son estables, a
diferencia de los isótopos radiactivos que son
inestables y se transforman a estructuras más
estables emitiendo partículas y energía
(radiación).

Moléculas e Iones
El cambio en el número de electrones de los
átomos es fundamental en la química.
Si a un átomo neutro se le agrega o remueve
electrones, se forma una partícula con carga
eléctrica llamada ión. Los iones, al encontrase
disueltos en agua, hacen que ésta conduzca la
corriente eléctrica.
Hay dos tipos de iones:
Catión: ión con carga positiva
Anión: ión con carga negativa
Moléculas e Iones
Por ejemplo, un átomo neutro de Sodio tiene una
carga nuclear de +11 y contiene 11 electrones.
Se extraemos un electrón formamos un catión:
Este proceso puede representarse de forma
resumida como:
Moléculas e Iones
Un átomo neutro de Cloro tiene una carga nuclear
de +17 y contiene 17 electrones. Si agregamos
un electrón formamos un anión.
¿Cómo está formada la materia en su
interior?


Desde los tiempos de la antigua grecia ,los
pensadores venían haciéndose esta pregunta,
acerca de cómo estaba constituida la materia en
su interior.
Demócrito (S.Va.c.) introduce el término de
átomo como la parte mas pequeña de la materia.
ÁTOMO
sin
división
Teoría Atómica

Los inicios de la teoría atómica se remontan al Siglo V a.C.

Dos Filósofos Griegos, Leucipo y Demócrito, propusieron que la
materia no podía dividirse indefinidamente tal y como lo estipulaba
Aristóteles. Ellos proponían que al final de la división llegarían a los
Átomos. (La palabra griega átomo significa “indivisible”).
Después de que en Grecia se estableció que "Los átomos son
partículas muy pequeñas, eternas e indivisibles que constituyen la
materia” muchos científicos postularon otras teorías encaminadas a
describir la composición y estructura del átomo, estos son algunos
de ellos.

Estructura del Átomo


El átomo consta de un núcleo cargado positivamente,
que se encuentra localizado en una región muy reducida
y que posee prácticamente toda la masa del átomo. A su
alrededor, producto de la interacción eléctrica de
atracción, giran los electrones (cargas negativas) en
órbitas específicas, llamadas órbitas electrónicas.
Las órbitas electrónicas son características de cada
átomo; no cualquier órbita es posible para un átomo en
particular. Además, estas dependen esencialmente del
tipo de átomo.
AVANCES EN EL ESTUDIO DE
LA MATERIA


En la última década del siglo XIX y comienzos
del XX se precipitaron una serie de
descubrimientos que dejaron en evidencia la
teoría de la indivisibilidad atómica.
Estos descubrimientos dieron lugar a los
diferentes modelos atómicos.
Teoría Atómica de JOHN DALTON
(1808)
LEYES
La materia está formada por partículas
indivisibles llamadas átomos, los cuales no se
crean ni se destruyen
Otras Leyes que
Concuerdan con la
Teoría Atómica de
Dalton
Ley de la conservación de
la materia propuesta por
Antoine Lavoisier.
Todos los átomos de un mismo elemento son
iguales en peso, tamaño y propiedades
químicas.
Los átomos de elementos diferentes también
son diferentes.
Los átomos de diferentes elementos se
combinan entre sí, en relaciones numéricas
enteras y sencillas para formar compuestos
Ley de las proporciones
definidas de Proust
Los átomos de diferentes elementos pueden
combinarse en distintas proporciones
numéricas para formar más de un compuesto
Ley de las proporciones
múltiples o de J. Dalton
Evolución en el estudio de la
materia.
TEORÍA ATÓMICA DE DALTON:
Trataba de explicar las leyes de la época sobre la
composición de las sustancias (leyes ponderales).
La materia está constituida por unidades de
pequeño tamaño denominadas átomos.
Todos los átomos de un elemento son iguales en
masa y propiedades.
Los átomos de diferentes elementos son
diferentes en masa y propiedades.
TEORÍA ATÓMICA DE
DALTON(1766-1844).
Los átomos se unen entre si formando
compuestos.
 Los átomos de cada clase suele estar en una
relación numérica constante.
Los “átomos compuestos” tienen la misma masa
e identicas propiedades.
CRITICA A LA TEORIA DE
DALTON!!!!
ÁTOMOS INDIVISIBLES
?
 ÁTOMOS DE UN MISMO ELEMENTO
IDENTICOS EN MASA Y PROPIEDADES
?
ÁTOMOS-COMPUESTOS
?
MODELO DE THOMSON (1897)
En base a su experiencia desarrolla su
modelo del átomo de la siguiente
forma:
El átomo posee partículas negativas
llamada electrones.
 Intuía ,dada la neutralidad de la
materia, la existencia de carga positiva
en el átomo.
 Por tanto,anuncia que el átomo es
“UNA ESFERA MACIZA CARGADA
POSITIVAMENTE Y EN SU
INTERIOR SE DISTRIBUYEN LOS
ELECRTONES”
 Simil: sandía (Pepitas=electrones.
Fruto:átomo cargado positivamente)

MODELO DE THOMSON (1897).




Se basó en su experiencia ,con el tubo de descarga.
En el interior existe un gas sometido a una diferencia
de potencial.
Desde polo negativo (cátodo) se emite una radiación
hacia el polo positivo (ánodo).
La radiación es emitida por el gas.
MODELO DE THOMSON.cont.



Si la radiación viaja en sentido del cátodo(-) al ánodo(+),su
naturaleza será NEGATIVA.
Además estará formada por partículas discretas al terminar
impactando en forma de chasquidos en la placa del final del tubo.
Se había descubierto una partícula constitutiva de la materia :EL
ELECTRÓN.
DESCUBRIMIENTO PROTÓN



En 1886, el físico alemán Eugen Goldstein,
empleando un tubo catódico con un cátodo
perforado, descubrió una nueva radiación, que
fluía por los orificios del cátodo en dirección
opuesta a la de los rayos catódicos.
Se le denominó "rayos canales".
Puesto que los rayos canales se mueven en
dirección opuesta a los rayos catódicos de carga
negativa , ésta era de naturaleza positiva.
MODELO DE RUTHERFORD.
REVOLUCION EN LA
CONCEPCIÓN ATÓMICA DE LA
MATERIA.

La experiencia de Ernest Rutherford , y
posteriormente la presentación de su modelo,
invalida en gran parte el modelo anterior y
supone una revolución en el conocimiento intimo
de la materia.
Modelo Atómico de Ernest Rutherford
(1911)




Existe un núcleo cargado positivamente en el cual se encuentra
concentrada toda la masa del átomo. El núcleo está constituido
por partículas positivas llamadas Protones y por partículas
neutras llamadas Neutrones.
Existe un número de Electrones igual a la carga nuclear que giran
alrededor del núcleo.
La carga positiva del núcleo coincide con el número atómico del
elemento estudiado.
Los átomos son en su mayor parte un espacio vacío.
Modelo de RUTHERFORD.




Rutherford bombardeó una fina
lámina de oro con partículas alfa
(núcleos de Helio, provinientes
de la desintegración del Polonio)
Observó que la mayor parte de
las partículas que atravesaban la
lámina seguían una línea recta o
se desviaban un ángulo muy
pequeño de la dirección inicial.
Solamente, muy pocas partículas
se desviaban grandes ángulos, lo
que contradecía el modelo
atómico propuesto por
Thomson.
Rutherford supuso que dichas
desviaciones provenían de una
única interacción entre la
partícula proyectil y el átomo.
MODELO DE RUTHERFORD

Rutherford concluyó que el
hecho de que la mayoría de
las partículas atravesaran la
hoja metálica, indica que gran
parte del átomo está vacío

El rebote de las partículas
indica un encuentro directo
con una zona fuertemente
positiva del átomo y a la vez
muy densa de la masa.
MODELO DE RUTHERFORD.
Podemos mencionar que el modelo de Rutherford ofrecía las
siguientes afirmaciones:
 El átomo esta constituido por una parte central a la que se
le llama núcleo y la que se encuentra concentrada casi toda
la masa del núcleo y toda la carga positiva.
 En la parte externa del átomo se encuentra toda la carga
negativa y cuya masa es muy pequeña en comparación con
el resto del átomo, esta está formada por los electrones que
contenga el átomo.
 Los electrones giran a gran velocidad en torno al núcleo, en
orbitas circulares.
 El tamaño del núcleo es muy pequeño en comparación con
el del átomo, aproximadamente 10000 veces menor.
BECQUEREL y los esposos
CURIE (1896)

La radiactividad es descubierta por Becquerel y los esposos Curie. Es el
proceso de ruptura espontánea de los átomos, durante el cual se emiten
radiaciones. Al experimentar con elementos como el Uranio y el Radio se
descubre que el haz de partículas subatómicas emitido esta conformado por:
Composición
Carga
Rayos ALFA ()
2 protones y 2 neutrones (llamados
también núcleos de Helio)
2+
Rayos BETA ()
Electrones de alta energía
1-
Rayos GAMMA ()
Radiación Electromagnética de
Longitud de onda muy corta
(Alta Energía)
0
MODELO EN BASE A LA
EXPERINECIA.
INVALIDACION DEL MODELO
DE THOMSON EN BASE A LA
EXPERIENCIA DE
RUTHERFORD.
Modelo Atómico de NIELS
BOHR (1913)


Se basó en los estudios de espectro de emisión de los
átomos y en la teoría de los Cuantos;
Emisiones de los átomos: la luz que emite un
elemento se conoce como su espectro y cada elemento
tiene uno diferente.
Teoría de los Cuantos: Propuesta por Planck (1900).
En una reacción química no puede intervenir una
cantidad de materia inferior a un átomo. Igualmente hay
una cantidad mínima de energía que se puede emitir,
que es el fotón o cuanto.
Continuación del Modelo de
BOHR….
El modelo atómico de Bohr contempla cuatro postulados:

Los electrones en los átomos están localizados en órbitas o
niveles de energía alrededor del núcleo.

Los electrones en las órbitas más cercanas al núcleo tienen
menor energía que aquellos localizados en órbitas más alejadas.

Cualquier electrón en un átomo puede tener sólo ciertos valores
de energía permitidos. Esta energía determina qué órbita ocupa
un electrón.

Los electrones pueden moverse de una órbita a otra. Para esto
debe ganar o perder una cantidad exacta de energía, un Cuanto
de energía .
MODELO DE BOHR (1913)
MODELO DE BOHR.




Niels Bohr (1885-1962) propuso un nuevo
modelo atómico , a partir de los
descubrimientos sobre la naturaleza de la luz y la
energía.
Los electrones giran en torno al núcleo en
niveles energéticos bien definidos.
Cada nivel puede contener un número máximo
de electrones.
Es un modelo precursor del actual.
Descubrimiento del neutrón.




Investigando las diferencias entre el número de
protones y la masa del átomo ,descubrió una nueva
partícula: EL NEUTRÓN.
Poseen masa similar al protón.
Sin carga eléctrica.
El neutrón permite explicar la estabilidad de los
protones en el núcleo del átomo, manteniéndolos
“unidos”, y por tanto justificando la no repulsión de
estos en dicho núcleo, a pesar de poseer el mismo
signo de carga (+).
Modelo actual.
CORTEZA
ÁTOMO
electrones.
protones.
NÚCLEO
neutrones.
-Los electrones no describen orbitas definidas ,sino que se distribuyen en
una determinada zona llamada ORBITAL.
-En esta región la probabilidad de encontrar al electrón es muy alta (95%)
-Se distribuyen en diferentes niveles energéticos en las diferentes capas.
NUMERO ATÓMICO
Y
NÚMERO MÁSICO.

Número atómico (Z):
Es el número de protones que tienen los núcleos de los
átomos de un elemento.
Todos los átomos de un elemento tienen el mismo número de
protones.
Como la carga del átomo es nula, el número de electrones
será igual al número atómico.
Número másico(A):
Es la suma del número de protones y de neutrones.
Numero atómico y másico.

La forma aceptada
para denotar el numero
atómico y el numero
másico de un elemento
X es:
En las ecuaciones nucleares los reactantes y
productos corresponden a núcleos, por lo cual se
deben indicar los isótopos de los elementos que
están
cambiando
y
produciéndose.
Para simbolizar un isótopo, se escribe el número
másico (A) como superíndice y el número atómico
(Z) como subíndice. Estos números se anotan a la
izquierda del símbolo del elemento (E).
ISÓTOPOS.



átomos que tienen el mismo número atómico, pero diferente
número másico.
Por lo tanto la diferencia entre dos isótopos de un
elemento es el número de neutrones en el núcleo.
Isótopos de carbono:
Isótopos de hidrógeno:
La forma más común es el hidrógeno, que es el único
átomo que no tiene neutrones en su núcleo.
El núcleo atómico, nucleones, número atómico,
número másico y isótopos
•El núcleo atómico esta constituido por protones y por
neutrones, ambas partículas se denominan nucleones.
El número atómico (Z ) es el número de protones (que es
igual al de electrones en el átomo neutro). Cada elemento se
diferencia del resto por el numero atómico.
El número másico (A) es la suma del numero de neutrones y
protones. A= Z + N
Isótopo, una de las dos o más variedades de un átomo que
tienen el mismo número atómico, constituyendo por tanto el
mismo elemento, pero que difieren en su número másico.
8O
16
8O
17
8O
18
Isóbaro
Los isóbaros son átomos de distintos elementos que tienen
igual número másico y distinto número atómico, por
ejemplo:
Isótonos
Son elementos que tienen distinto número
másico, distinto número atómico, pero el
mismo número de neutrones.
NOTACIÓN NUCLEAR
Reacciones químicas; es decir, las transformaciones en
las que los electrones de los átomos son los protagonistas
y se producen cambios en el número o la configuración de
ellos.
Reacciones nucleares, en cambio, participan los protones
y neutrones del núcleo.
En las reacciones nucleares, un núcleo puede perder o
ganar protones o neutrones. Ahora, como el número de
protones es igual al número atómico, el cual identifica a
un elemento, al aumentar o disminuir el número de
protones, cambia la identidad de un elemento.
Comparación de las reacciones químicas con las
reacciones nucleares.
Reacciones químicas
-Los átomos se reordenan por la ruptura y formación de
enlaces químicos.
-Sólo los electrones de los orbitales atómicos están
implicados en la ruptura y en la formación de los
enlaces.
-La reacciones van acompañadas por la absorción o
liberación de cantidades de energía relativamente
pequeñas.
-Las velocidades de reacción se ven influidas por la
temperatura, la presión, la concentración y la presencia
de catalizadores.
Reacciones nucleares:
-Los elementos (o los isótopos del mismo elemento) se
interconvierten los unos en los otros.
-Pueden implicarse protones, neutrones, electrones y otras
partículas elementales.
-Las reacciones van acompañadas por la absorción o
liberación de enormes cantidades de energía.
Estructura de la materia



Platón y Aristóteles: la materia es continua.
Demócrito (470-370AC): la materia está formada por
átomos (partícula indivisible).
Dalton (~ 1800):
- La materia esta formada por átomos.
- Elementos diferentes están formados por átomos diferentes.
- Los átomos no se crean ni se destruyen en las reacciones
químicas.
- Los átomos se combinan en proporciones diferentes para formar
compuestos.
Estructura del átomo







Thomson (1856-1940): electrón (1897)
Millikan (1860 – 1953): carga del electrón
Radiactividad (Becquerel).
Thomson: modelo del budín.
Rutherford (1871-1937): experimento de la placa de oro.
Modelo nuclear (1911)
Rutherford (1919): protón.
Chadwick (1932): neutrón.
Partículas subatómicas
Partícula
Masa (uma)
Masa
(gramos)
Carga*
Electrón
0,000549
(5,49 10-4)
9,1095 10-28
-1,6 10-19
Protón
1,00728
1,6726 10-24
1,6 10-19
Neutrón
1,00867
1,6750 10-24 0
* 1,6 10-19 Culombios = 1 unidad
(culombios)
Tamaño
Núcleo
A
Z
X
A : Número másico
Z : Número atómico
X : Símbolo químico
ISÓTOPOS: el mismo Z pero distinto A
Estructura electrónica de los
átomos

Interacción de la materia con la luz
LUZ
onda y partícula
Interacciones de la radiación con la
materia
La luz como onda

: longitud de
onda
c : velocidad de
la luz
c = 2,99792458  10-8 m
 : frecuencia
= c/ 
Unidades
Planck: cuantización de la
energía


Radiación del cuerpo negro:
la energía sólo puede absorberse o liberarse en los
átomos en cantidades definidas llamadas cuantos.
La relación entre la energía y la frecuencia de la
radiación está dada por:
E  h
h es la constante de Planck (6.626  10-34 J.s).
(ejemplo: escalera vs rampa)
La luz como partícula

Efecto fotoeléctrico (Einstein 1905): la luz está formada por
partículas, fotones.
Energía de un fotón:
E  h
Esquema de un experimento de absorción atómica
Haz incidente
Intensidad I0
Haz emergente
Intensidad I


Muestra
gaseosa
Espectro visible
Espectro de emisión del átomo de hidrógeno en el visible
Espectro de absorción del átomo de hidrógeno en el visible
Espectros de líneas

1885. Balmer encontró que las líneas en la región visible del
espectro del hidrógeno responden a la siguiente ecuación:
  - RH (


2
1
2
)
2
n
Posteriormente Lyman generalizó esta expresión:
  RH (

1
1
2
n1
-
1
n2
2
)
E  - RH (
1
1
)
n12 n22
Donde RH es la constante de Rydberg (3,29 1015 Hz)
n1 y n2 son números naturales y distintos de cero (n2 > n1).
Espectro de emisión de diferentes átomos
Los espectros y el modelo atómico
de Bohr (1913)


Rutherford asumió que los electrones están en órbitas alrededor del
núcleo (modelo planetario). Este modelo no explica los espectros de
líneas.
Bohr considerando el concepto de cuantización de la energía
propone un nuevo modelo:
- los electrones describen órbitas circulares alrededor del núcleo.
- solamente están permitidas ciertas órbitas.
- los electrones no emiten ni absorben radiación mientras se
encuentren en una órbita permitida. Sólo hay emisión o radiación
cuando el electrón cambia de una órbita a otra permitida.
Emisión de energía
Absorción de energía
Mayor estabilidad
E3
E2
E1
Cambio de energía en el átomo
E = Efinal - Einicial = E1-E2
E < 0
El átomo pierde energía
E3
E2
E1
Cambio de energía en el átomo
E = Efinal - Einicial = E3-E2
E>0
El átomo gana energía
Energía del fotón emitido
Energía del fotón absorbido
Efotón = |
Efotón =
E| = h
¿Qué pasa si Efotón   E?
E = h


Como la energía está cuantizada, la luz emitida o
absorbida por un átomo aparece en el espectro como
una línea.
Siguiendo una deducción matemática Bohr llega a la
conclusión (para hidrógeno):
1

E   2.18  10 J 
n 
18
2

n es el número de órbita (número cuántico principal).
n es natural (n=1, 2 , 3, …)



La primer órbita en el modelo de Bohr corresponde a la
órbita con n=1. Es la más cercana al núcleo.
Los electrones en el modelo de Bohr sólo se pueden mover
entre órbitas emitiendo o absorbiendo energía (cuantizada)
Como se mencionara, la cantidad de energía absorbida o
emitida durante el movimiento de un electrón entre 2
órbitas está dada por:
E  E f  Ei  h
Y entonces:


hc
1
18  1
E  h    2.18  10 J 2  2
n n 

i 
 f

Si ni > nf, emisión de energía.
Si nf > ni, absorción de energía

Limitaciones del modelo de
Bohr

Sólo explica satisfactoriamente el espectro del hidrógeno (e
iones hidrogenoides, 1 electrón).
Estructura electrónica de los átomos







Pero el modelo de Böhr no sirve para explicar los espectros de
átomos polielectrónicos.
Cuando se obtienen espectros de hidrógeno con
espectroscopios de alta resolución aparecen líneas desdobladas
(estructura fina).
Para interpretar esta estructura fina, Sommerfeld (18651951) supuso que el electrón del átomo de hidrógeno podía girar
también en órbitas elípticas. Esto le llevó a introducir otro
número cuántico, relacionado con la forma de las órbitas.
Por tanto la energía del electrón en las distintas órbitas viene
determinada por el valor de esos dos números cuánticos.
De esta forma pudo interpretarse la estructura fina.
En 1896 Peter Zeeman (anterior a la teoría de Böhr) observó
que cuando los átomos de un elemento se excitan en presencia
de un campo magnético las líneas del espectro se desdoblan, lo
que obligó a introducir un tercer número cuántico.
Con tanto añadido la teoría de Böhr-Sommerfield perdía
elegancia, era necesario un cambio conceptual brusco, LA
TEORÍA CUÁNTICA
El comportamiento ondulatorio
del electrón

Considerando las ecuaciones de Einstein y Planck, Louise
de Broglie (1924) demostró:
h

mv
de Broglie reúne los conceptos de onda y de partícula
El principio de incertidumbre

Al considerar partículas con masas muy pequeñas (escalas
atómicas) no es posible determinar con suficiente precisión y
simultáneamente su posición y su velocidad (Heisemberg 1927).
h
x·mv 
4
No tiene sentido describir el comportamiento del electrón en torno
al núcleo con las leyes de la mecánica clásica. Hay que
considerar su comportamiento como onda.
La ecuación de Schrödinger

Es una ecuación que incluye las componentes ondulatorias. El movimiento de
una onda se describe matemáticamente mediante una ecuación que se
denomina ecuación de onda.

Schrödinger describió el comportamiento del electrón girando alrededor del
núcleo como una onda y planteó la ecuación de onda.

Al resolver matemáticamente esta ecuación se obtienen distintas soluciones
(estados del sistema).

Para el átomo de hidrógeno existen infinitas soluciones de la ecuación de onda
(infinitos estados o estados electrónicos del sistema). Cada estado electrónico
está caracterizado por 4 números, los números cuánticos:
n, l, ml, ms
Números cuánticos
Orbital
•n: principal 1, 2, 3,..., .
•l: azimutal 0, 1,..., n-1.
•ml: magnético –l, -l+1,..., l-1, l.
•ms: spin –1/2, +1/2.
Los números cuánticos están relacionados don distintas propiedades de los
estados electrónicos.
La solución de la ecuación de Schrödinger muestra que para el átomo de
hidrógeno el estado caracterizado por el conjunto (n, l, ml, ms) tiene una
energía dada por:
R
E  - (para el hidrógeno)
n
H
2
Orbitales
s (l=0)
Orbitales p (l=1)
ml (-1; 0; 1)
Orbitales d
l
ml
1

E   2.18  10 J 
n 
18
2
Átomos polielectrónicos



Modelo del campo medio: carga nuclear efectiva.
La carga nuclear efectiva es la carga
experimentada por un electrón en un átomo
polielectrónico.
La carga nuclear efectiva no es la misma que la
carga del núcleo por el efecto de los otros
electrones.
Los electrones están atraidos por el núcleo, pero
repelidos por otros electrones.
 La carga nuclear efectiva experimentada por un
electrón depende de su distancia al núcleo y del
número de electrones del core.
Elemento Z efectivo* Z efectivo* Zefectivo*
(1s)
(2s)
(2p)
H (Z=1) 1,00
He (Z=2) 1,688
Li (Z=3) 2,691
1,279
B (Z=5) 4,680
2,576
2,421

* Calculado por reglas de Slater
E
Z
2
2
n
E
;
Zeff
n
2
E-
RH  Z
; E -
2
n
2
para hidrógeno e hidrogenoides
RH  Z
2
efectivo
2
n
para polielectrónicos
R Z
E n
2
H
2
R Z
E n
H
2
2
R Z
E n
H
2
2
efectivo
Configuración electrónica
Configuración electrónica
indica en qué orbitales se encuentran los electrones.
Principio de Pauli
“en un átomo no puede haber dos electrones con los 4
números cuánticos iguales”.
Regla de Hund
“cuando se agregan electrones a una subcapa a medio
llenar, la configuración más estable es aquella que
tiene el mayor número de e- desapareados”.
IONES.




Los átomos pueden a su vez perder o ganar
electrones para estabilizarse.
Cuando un átomo gana electrones, adquiere un
exceso de carga negativa.
Formando un ión negativo o anión ,que se
representa como : XCuando un átomo pierde electrones , tiene
defecto de carga negativa .O más carga positiva
que negativa. Formando un ión positivo o catión:
X+
IONES.

Ejemplos :
26protones
26electrones
24electrones
30neutrones.
 26
Fe
átomo de hierro
26 protones
+2
Fe
26
30neutrones
catión hierro +2
DISTRIBUCIÓN DE LOS
ELECTRONES EN LA CORTEZA.

Según modelo fijado en
nuestro trabajo, los
Nivel
electrones se distribuyen
en diferentes niveles, que
llamaremos capas. Con
1
un número máximo de
electrones en cada nivel o 2
3
capa.
4
5
n2
Numero
máximo de
electrones
[ 2 n2 ]
2
8
18
32
32
DISTRIBUCIÓN DE LOS
ELECTRONES EN LA CORTEZA.

Así , en un elemento como el potasio en estado neutro:
19
K
19 protones; 19 electrones; 20 neutrones
1ªcapa : 2e2ªcapa : 8e3ªcapa : 9e-
DISTRIBUCIÓN
ELECTRONICA(CONT.)


Hemos visto como los
átomos se distribuyen en
niveles o capas de
energía.
Dentro de cada nivel
,existen además
subniveles con
probabilidad de
encontrarnos electrones.
Max
Nivel
de e1
2
2
8
3
18
subni
vel
s
s
p
s
p
d
Max
de e2
2
6
2
6
10
Nivel
Max de e-
4
32
5
32
6
18
subnivel
s
p
d
f
s
p
d
f
s
p
d
Max de e2
6
10
14
2
6
10
14
2
6
10
Ejemplo : Sodio





Por lo tanto, para el SODIO (11 electrones),
mi resultado es: 1 s2 2 s2 2 p6 3 s1
1º nivel: 2 electrones;
2º nivel: 8 electrones;
3º NIVEL: 1 electrón;
En la tabla periódica podemos leer: 2 - 8 - 1
EJEMPLO: Cloro






CLORO: 17 electrones
1 s2 2 s2 2 p6 3 s2 3 p5
1º nivel: 2 electrones
2º nivel: 8 electrones
3º nivel: 7 electrones
En la tabla periódica podemos leer: 2 - 8 - 7
EJEMPLO: Manganeso







MANGANESO: 25 electrones
1 s2 2 s2 2 p6 3 s2 3 p6 4 s2 3 d5
1º nivel: 2 electrones
2º nivel: 8 electrones
3º nivel: 13 electrones
4º nivel: 2 electrones
En la tabla periódica podemos leer: 2 - 8 - 13
-2
Formación de iones más probables.



Un ión perderá o ganará electrones , hasta que se
estabilice.
La forma más común de estabilización es la de
formar estructuras electrónicas de gas noble.
¿PORQUÉ DE GAS NOBLE?
Los gases nobles son los elementos que menos
tienden a perder o ganar electrones ,no reaccionan
apenas, solo bajo condiciones extremas. Por tanto
todos los átomos tienden a adquirir una estructura
electrónica similar a la de estos.
Formación de iones más probables.

Porque buscan lograr la estabilidad, como la piedra que cae
rodando por una montaña logra su estabilidad cuando se
detiene, cada elemento de la tabla periódica logra su
estabilidad cuando adquiere la estructura electrónica del
gas noble(último grupo del S.P.) más cercano.

Quedando el último nivel de energía de cada uno de éstos
átomos con ocho electrones.

Excepto los átomos que se encuentran cerca del Helio, que
completan su último nivel con sólo dos electrones.

Por ésta razón se denomina a ésta REGLA DEL OCTETO
Ejemplos de formación de iones más
probables.
11Na
-Podemos observar que el Nº atómico del SODIO
está más cerca del Nº atómico del Neón.
-Si el SODIO pierde un electrón (una carga
negativa) ,adquiere configuración de Neón.
-Entonces deja de ser neutro .
22s2p63s1
Na
:1s
11
-1 e
Na+
Ejemplos de formación de iones más
probables.
17Cl
2
2
6
2
5
17Cl=1s 2s 2p 3s 3p
+1electrón
2
2
6
2
6
17 Cl 1s 2s 2p 3s 3p
[Ar]