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ESTRUCTURA ATÓMICA
Las siguientes diapositivas pretenden servir de ayuda para el estudio del tema sobre la
“Estructura atómica”.
La segunda diapositiva es un esquema que presenta ordenados en el tiempo los acontecimientos
que dieron lugar a los distintos modelos atómicos. Se puede utilizar esta diapositiva como eje
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CRONOLOGÍA
MODELO ATÓMICO DE DALTON (1808)
•1878 Crookes. Tubos de rayos catódicos
•1885 Balmer. 2ª serie espectral del hidrógeno. Espectros atómicos.
•1886 Goldstein. Rayos canales
•1896 Zeeman. Efecto Zeeman
•1897 Thomson. Identifica los rayos catódicos con los electrones
MODELO ATÓMICO DE THOMSON (1897)
•1901 Planck. Teoría fotónica
•1905 Einstein. Efecto fotoeléctrico
•1908 Paschen. 3ª serie espectral del hidrógeno
•1909 Experiencia de la lámina de oro de Rutherford, Geiger y Marsden
MODELOS
ATÓMICOS
MODELO ATÓMICO DE RUTHERFORD (1911)
•1913 Millikan. Experiencia de la gota de aceite. Carga del electrón
MODELO ATÓMICO DE BOHR (1913)
•1916 Lyman. 1ª serie espectral del hidrógeno
MODELO ATÓMICO DE BOHR-SOMMERFELD (1916)
•1922 Brackett. 4ª serie espectral del hidrógeno
•1922 Stern y Gerlach. Efecto de spín.
•1923 De Broglie. Principio de dualidad onda corpúsculo.
•1927 Heisemberg. Principio de incertidumbre
•1929 Schrödinger y Dirac. Ecuación de onda de los electrones
•1927 Pfund. 5ª serie espectral del hidrógeno
•1932 Chadwick. Descubrimiento del neutrón
MODELO MECANOCUÁNTICO
MODELO ATÓMICO DE DALTON (1808)
La materia está formada por partículas muy pequeñas llamadas
ÁTOMOS, que son indivisibles y no se pueden destruir.

Los átomos de un mismo elemento son iguales entre sí, tienen
el mismo peso e iguales propiedades. Los átomos de diferentes
elementos tienen peso diferente. Comparando el peso de los
elementos con los del hidrógeno tomado como la unidad propuso
el concepto de peso atómico relativo.

Los átomos permanecen sin división, aun cuando se combinen
en las reacciones químicas.

Los átomos, al combinarse para formar compuestos guardan
relaciones simples.

Los átomos de elementos diferentes se pueden combinar en
proporciones distintas y formar más de un compuesto.

Los compuestos químicos se forman al unirse átomos de dos o
más elementos.

ESQUEMA
El modelo de Thomson o del pastel de pasas
El átomo está formado por un conglomerado de protones y electrones en
igual cantidad.
Electrón
Protones
“masa” +
ESQUEMA
El modelo de Rutherford
El modelo atómico de Rutherford es un modelo atómico o teoría sobre la estructura interna del átomo
propuesto para explicar los resultados de su "experimento de la lámina de oro", realizado en 1911.
El modelo atómico de Rutherford puede resumirse de la siguiente manera:
• El átomo posee un núcleo central pequeño, con carga eléctrica positiva, que contiene casi toda
la masa del átomo.
• Los electrones giran a grandes distancias alrededor del núcleo en órbitas circulares. Cualquier
órbita es posible siempre que el electrón tenga la velocidad necesaria para mantenerse en ella.
• La suma de las cargas eléctricas negativas de los electrones debe ser igual a la carga positiva
del núcleo, ya que el átomo es eléctricamente neutro.
En este modelo tenía varios inconvenientes:
•Una dificultad proveniente de la electrodinámica clásica que predice que una partícula cargada y
acelerada, como sería el caso de los electrones orbitando alrededor del núcleo, produciría radiación
electromagnética, perdiendo energía y finalmente cayendo sobre el núcleo.
• No explicaba los espectros atómicos.
ESQUEMA
MODELO ATÓMICO DE BOHR
En 1913, Niels Bohr desarrolló su célebre modelo atómico de acuerdo a tres postulados fundamentales:
PRIMER POSTULADO. Los electrones describen órbitas circulares en torno al núcleo del átomo sin
irradiar energía.
SEGUNDO POSTULADO. No toda órbita para electrón está permitida, tan solo se puede encontrar en órbitas cuyo radio
cumpla que el momento angular, L , del electrón sea un múltiplo entero de h/(2·p)
“n” es el número cuántico principal que toma valores 0, 1, 2, 3 .…..
L=m·v·r = n·h/(2·p)
TERCER POSTULADO. El electrón solo emite o absorbe energía en los saltos de una órbita permitida a otra. En dicho
cambio emite o absorbe un fotón cuya energía es la diferencia de energía entre ambos niveles.
DE =h·u
“u” es la frecuencia de la radiación absorbida o emitida
Energía
eNúcleo
+
n=3
en=2
n=1
n=2
Núcleo
+
n=1
n=2
n=3
n=3
n=1
EL ESPECTRO DEL HIDRÓGENO. Algunos científicos dedicaron gran parte de su vida a investigar
el espectro de este elemento , analizando sus líneas espectrales y obteniendo las ecuaciones matemáticas de
las series espectrales:
7 6
5
4
3
SERIE
PASCHEN
SERIE
BALMER
SERIE
LYMAN
2
1
K
L
M
N
O
P Q
Usando sus postulados, Bohr dedujo estas ecuaciones, que en su forma general es:
Donde R es la constante de Rydberg
n1 y n2 son los números cuánticos principales de
las órbitas entre las que transita el electrón
LIMITACIONES DEL MODELO DE BOHR
•No explicaba los espectros de átomos multielectrónicos.
•Al mejorar los métodos espectroscópicos aparecieron nuevas rayas espectrales que
al modelo de Bohr no explicaba. Posteriormente Sommerfeld y otros modificaron el
modelo de Bohr introduciendo más números cuánticos que explicaran estas nuevas
rayas espectrales.
•No justificaba porqué el electrón en determinadas órbitas no emite energía.
•Los principios de la incipiente mecánica cuántica terminaron con la idea de órbita e
introdujeron la de orbital.
ESQUEMA
MODELO ATÓMICO DE BOHR-SOMMERFELD
En 1916, Sommerfeld perfeccionó el modelo atómico de
Bohr. Dado que la trayectoria de un cuerpo sometido a fuerzas
centrales no solo podía ser circular sin que también elíptica,
Sommerfeld concluyó que las orbitas descritas por los
electrones podían ser circulares o elípticas. Debían existir en
cada nivel energético, identificado por el número cuántico
principal “n”, varias subniveles correspondientes a estados
energéticos muy cercanos diferenciados por la excentricidad
de su órbita. Este razonamiento dio lugar a un nuevo número
cuántico: el número cuántico azimutal, que determina la
forma de los subniveles, se lo representa con la letra “l” y
toma valores que van desde 0 hasta (n-1). Las órbitas son:
• l = 0 se denominarían posteriormente orbitales
“s o sharp”
• l = 1 se denominarían “p o principal”.
• l = 2 se denominarían “d o diffuse”.
• l = 3 se denominarían “ f o fundamental”.
•
El desdoblamiento de las rayas espectrales en presencia de un campo magnético observado por
Zeeman fue explicado por Hendrik Antoon Lorenz. Sugirió que era debido a que en cada
subnivel caracterizado por el nº cuántico “l” existían distintos orbitales según su la orientación en
presencia de un campo magnético. Introdujo el número cuántico magnético “m” que para cada
valor de “l” puede tomar valores enteros entre “-l” y “+l”.
•
Posteriormente, en 1925 con técnicas más sofisticadas se
observó el desdoblamiento en dos de cada línea espectral, lo
que llevó a introducir un último número cuántico llamado de
spin “s” o “ms” relacionado con el momento de giro del
electrón sobre sí mismo, lo que provocaba dos nuevos estados
energéticos para el electrón de valores +1/2 y -1/2.
Teniendo en cuenta lo dicho hasta ahora las combinaciones de nº cuánticos pueden ser:
ESQUEMA
MODELO MECANOCUÁNTICO
Este es el modelo actual de la estructura atómica. Toma como punto de partida los trabajos realizados por
De Broglie, Heisenberg y Schrödinger, introduciendo el concepto de orbital.
Para Bohr, los electrones se distribuyen en órbitas, que son trayectorias precisas donde
podemos encontrar al electrón. Los modelos mecánico-ondulatorios o mecanocuánticos, hablan
de orbitales, que son regiones del espacio donde hay una alta probabilidad (≈ 90%) de
encontrar un electrón. Según estos modelos no podemos saber dónde está el electrón en un
instante determinado pero si podemos conocer dónde es más probable encontrarlo.
Los orbitales atómicos se pueden representar de forma aproximada mediante una nube de carga.
Por ejemplo si consideramos la distribución de probabilidad asociada al estado fundamental del
hidrógeno, estado 1s, y definimos un volumen que contiene el 90% de los puntos de la nube de
probabilidad, obtendríamos una esfera. Es decir, si buscamos al electrón , tendremos un 90% de
probabilidades de encontrarlo dentro de la esfera.
Los números cuánticos que se deducían de los datos obtenidos en el estudio de los espectros atómicos,
surgen también en este modelo al resolver la función de onda del electrón y, aunque en esta ocasión
definen los estados energéticos de los orbitales.
El número cuántico principal “n” indica el nivel de energía o capa.
Sus valores permitidos son números enteros 1,2,3 ….
n
1
2
3
4
5
6
7
capa
K
L
M
N
O
P
Q
El número cuántico secundario o azimutal “l” indica los subniveles de energía o tipos de
orbitales que puede haber en cada capa.
Sus valores permitidos para un valor de n son números enteros que van desde 0 hasta (n-1).
n
l
Subniveles o tipo de
orbitales
1
0
s
2
0
s
1
p
0
s
1
p
2
d
3
El número cuántico magnético “m” indica el orbital de cada tipo que hay en cada subnivel.
Sus valores permitidos para un valor de l son números enteros que van desde -l hasta l incluido el 0.
n
l
m
1
0
0
1s
2
0
0
2s
1
-1
2py
0
2pz
1
2px
orbital
n
l
m
3
0
0
3s
1
-1
3py
0
3pz
1
3px
-2
3dxy
-1
3dxz
0
3dz2
1
3dzy
2
3dx2-y2
2
orbital
El número cuántico de spin “s” representa el momento magnético intrínseco del electrón. Puede
tomar dos valores +1/2 y -1/2.
Por lo tanto, cada uno de los orbitales se llena con 2 electrones.
RESUMEN
• Para indicar una capa o nivel de energía se pone el valor del nº cuántico principal
entre paréntesis (n). Ejemplo: (3) indica el nivel 3 o capa M.
• Para identificar el tipo de orbital de una capa o nivel se ponen el nº cuántico principal
y el nº cuántico secundario entre paréntesis y separados con una coma (n,l). Ejemplo:
(3,1) indica el tipo de orbital p del nivel 3, también llamado 3d.
• Para identificar un orbital concreto se ponen el nº cuántico principal, el nº cuántico
secundario y el nº cuántico magnético entre paréntesis y separados con comas (n,l,m).
Ejemplo: (3,2,0) identifica al orbital 3dyz.
• Para identificar a un electrón concreto en un orbital concreto se ponen los cuatro
números cuánticos (n,l,m,s). Ejemplo: (2,0,0,-1/2) identifica a un electrón que se
encuentra en el orbital 2s.
• El número máximo de electrones que pueden estar en una capa o nivel se puede
calcular con la ecuación:
Nº max = 2·n2
ESQUEMA
FIN
Los RAYOS CATÓDICOS son corrientes de electrones observados en tubos de vacío. Cuando se calienta el
cátodo, emite una cierta radiación que viaja hacia el ánodo. Si las paredes internas de vidrio detrás del ánodo están
cubiertas con un material fluorescente, brillan intensamente. Una capa de metal colocada entre los electrodos
proyecta una sombra en la capa fluorescente
Las principales propiedades de los rayos catódicos son:
• Los rayos catódicos salen del cátodo perpendicularmente a su superficie y en ausencia de campos eléctricos o
magnéticos SE PROPAGAN RECTILÍNEAMENTE.
• Son desviados por un campo eléctrico, desplazándose hacia la parte positiva del campo. TIENEN CARGA
NEGATIVA.
• Son desviados por campos magnéticos.
• Producen efectos mecánicos; la prueba de ello es que tienen la capacidad de mover un molinete de hojas de
mica que se interpone en su trayectoria. TIENEN MASA.
• Transforman su energía cinética en térmica, elevando la temperatura de los objetos que se oponen a su paso.
• Impresionan placas fotográficas.
• Excitan la fluorescencia de algunas sustancias, como pueden ser el vidrio o el sulfuro de cinc.
• IONIZAN EL AIRE QUE ATRAVIESAN.
ESQUEMA
Estos RAYOS CANALES o ANÓDICOS se forman cuando los electrones van desde el cátodo (-) al ánodo (+),
y chocan contra los átomos del gas encerrado en el tubo. Como las partículas del mismo signo se repelen, estos
electrones que van hacia el ánodo arrancan los electrones de la corteza de los átomos del gas, el átomo se queda
positivo, al formarse un ion positivo, éstos se precipitan hacia el cátodo que los atrae con su carga negativa.
Sus propiedades más destacadas son:
• su CARGA ES POSITIVA e igual o múltiplo entero de la del electrón;
• la masa y la carga de las partículas que constituyen los rayos canales varía según la naturaleza
del gas encerrado en el tubo y, generalmente, aquella es igual a la masa atómica de dicho
elemento gaseoso;
• son desviados por campos eléctricos y magnéticos, desplazándose hacia la parte negativa del
campo.
ESQUEMA
El EFECTO ZEEMAN, descubierto por el físico holandés Pieter Zeeman, es descrito como
la división de una línea espectral en varios componentes cuando el elemento se coloca en la
presencia de un campo magnético.
ESQUEMA
TEORÍA FOTÓNICA DE PLANCK
Todo cuerpo emite energía en forma de ondas electromagnéticas, siendo esta radiación, que se emite incluso en el
vacío, tanto más intensa cuando más elevada es la temperatura del emisor. La energía radiante emitida por un cuerpo
a temperatura ambiente es escasa y corresponde a longitudes de onda superiores a las de la luz visible. Al elevar la
temperatura no sólo aumenta la energía emitida sino que lo hace a longitudes de onda más cortas; a esto se debe el
cambio de color de un cuerpo cuando se calienta.
Un cuerpo negro es un objeto teórico o ideal que absorbe toda la luz y toda la energía radiante que incide sobre él..
A pesar de su nombre, el cuerpo negro emite luz y constituye un sistema físico idealizado para el estudio de la
emisión de radiación electromagnética. Tras estudiar la radiación emitida por el cuerpo negro a diferentes
temperaturas, Max Plank propuso su hipótesis.
La hipótesis de Planck establece que la luz está formada por corpúsculos de energía
llamados FOTONES, cuya energía es directamente proporcional a la frecuencia de la
radiación, según una constante de proporcionalidad, h, que es la llamada constante de
Planck y es una constante fundamental de la naturaleza. Su valor es
E = n·h·u
h= constante de Planck = 6,626·10-34 J·s
ESQUEMA
EL EFECTO FOTOELÉCTRICO (Einstein)
El efecto fotoeléctrico consiste en la emisión de electrones por un material cuando se hace incidir sobre él una
radiación electromagnética. La explicación teórica fue hecha por Albert Einstein, quien publicó en 1905 el
revolucionario artículo “Heurística de la generación y conversión de la luz”, basando su formulación de la
fotoelectricidad en una extensión del trabajo sobre los cuantos de Max Planck..
Leyes de la emisión fotoeléctrica
•
•
•
•
Para un metal y una frecuencia de radiación incidente, la cantidad de fotoelectrones emitidos es directamente
proporcional a la intensidad de luz incidente.
Para cada metal existe una cierta frecuencia mínima de radiación incidente por debajo de la cual ningún fotoelectrón
puede ser emitido. Esta frecuencia se llama frecuencia de corte, también conocida como "Frecuencia Umbral".
Por encima de la frecuencia de corte, la energía cinética máxima del fotoelectrón emitido es independiente de la
intensidad de la luz incidente, pero depende de la frecuencia de la luz incidente.
La emisión del fotoelectrón se realiza instantáneamente, independientemente de la intensidad de la luz incidente.
Este hecho se contrapone a la teoría Clásica: la Física Clásica esperaría que existiese un cierto retraso entre la
absorción de energía y la emisión del electrón, inferior a un nanosegundo.
hu =huo + Ecmáxima = Wextracción+Ecmáxima
uo frecuencia umbral
ESQUEMA
Experiencia de Rutherford, Geiger y Marsden
Las partículas alfa (núcleos de helio con carga positiva)., procedentes de un material radiactivo, se aceleran y se hacen
incidir sobre una lámina de oro muy delgada. Tras atravesar la lámina las partículas a chocan contra una pantalla
recubierta interiormente de sulfuro de zinc, produciéndose un chispazo.
Fuente de
partículas a
Partícula
rebotada
Partícula
dispersada
Lámina fina
de oro
Pantalla
fluorescente
Partículas no
desviadas
1. La mayor parte de las partículas alfa traviesan los átomos sin desviarse , ya que la mayor parte del volumen del átomo es espacio vacío.
2. Si la partícula incidente pasa cerca del núcleo (lo cual es poco probable, ya que el tamaño del núcleo es 10.000 veces menor que el del
átomo) es repelida por éste .
3. Habrá un pequeño porcentaje de partículas que choquen directamente con el núcleo (probabilidad muy baja dada la pequeñez del
núcleo), produciéndose un rebote.
Volver al modelo
ESQUEMA
EL ESPECTRO ELECTROMAGNÉTICO
Se denomina espectro electromagnético a la distribución energética del conjunto de las ondas electromagnéticas. Los
espectros se pueden observar mediante espectroscopios que, además de permitir ver el espectro, permiten realizar medidas
sobre el mismo, como son la longitud de onda, la frecuencia y la intensidad de la radiación.
VISIBLE
Ondas
radio
10 -1
Micro
ondas
10 -2
Ultravioleta
Infrarrojo
10 -3
10 -4
10 -5
10 -6
10 -7
10 -8
Rayos
X
10 -9
Rayos
gamma
10 -10
 (m)
longitud de onda ()
onda larga
c=
onda más corta
λ
 λ·u
T
Espectros de emisión.
El espectro de emisión atómica de un elemento es un conjunto de frecuencias de las ondas
electromagnéticas emitidas por átomos de ese elemento, en estado gaseoso, cuando se le comunica
energía. El espectro de emisión de cada elemento es único y puede ser usado para determinar si ese
elemento es parte de un compuesto desconocido.
Tubo con
hidrógeno
Prisma
Espectro de emisión del hidrógeno
Espectros de absorción
El espectro de absorción de un material muestra la fracción de la radiación electromagnética
incidente que un material absorbe dentro de un rango de frecuencias. Es, en cierto sentido, el opuesto
de un espectro de emisión.
Fuente de
luz blanca
Prisma
Muestra de
hidrógeno
Espectro de absorción del hidrógeno
ESQUEMA
Principio de dualidad onda corpúsculo.
La naturaleza de la luz no es fácilmente analizable a no ser que la consideremos de tipo
ondulatorio a fin de explicar ciertos fenómenos (como la reflexión, refracción, difracción, etc) o
de tipo corpuscular al pretender hacerlo con otros fenómenos (como el efecto fotoeléctrico, etc)
Reflexión de la luz
Refracción de la luz
Difracción de la luz
Un panel fotovoltaico consta de un cristal de sílice
que, al ser estimulado por un fotón, es capaz de
desprender electrones (efecto fotoeléctrico)
A partir de este comportamiento anómalo, en 1923 LOUIS DE
BROGLIE plantea que si la luz está formada por corpúsculos, según la
conocida ecuación de Einstein, éstos tendrán una energía:
E=m·c2
Pero si la luz es una onda, su energía valdrá según la teoría de Planck:
E = h·u =h·c/
Igualando ambas expresiones:
m·c2 = h·c/
  h/(m·c)
Si aplicáramos esta expresión a cualquier partícula material en lugar de “c”, velocidad de la luz,
debería ponerse la velocidad de la partícula “v”. Con este razonamiento, De Broglie formuló su
principio:
Toda partícula que se mueve lleva asociada una onda cuya longitud de onda es:
Los cuerpos macroscópicos, también tendrían asociada una onda, pero, dado que su masa es muy
grande, la longitud de onda resulta tan pequeña que en ellos se hace imposible apreciar sus
características ondulatorias.
Si se aplica este principio al modelo de Bohr, sólo son estables las órbitas cuya trayectoria sea un
nº entero de veces la  asociada al electrón. Con esta condición se puede deducir el 2º postulado de
Borh.
Volver al modelo
ESQUEMA
Principio de incertidumbre o Indeterminación
Toda ley física se basa en la observación experimental. Para observar algo es necesario “perturbarlo” en
cierto grado, pues no es posible efectuar una medida sin interaccionar con el sistema que se pretende medir.
En el mundo macroscópico la perturbación no desvía apenas al sistema de su estado, pero en el mundo
microscópico esa perturbación puede alejar mucho al objeto de estudio de su estado. Veamos un ejemplo de
esto:
Pongamos que queremos determinar la posición de un electrón. Para ello un fotón de luz debe
interaccionar con el electrón, pero al hacerlo modificamos su velocidad alejándolo de la
trayectoria que iba a seguir. Cuanto menor sea el tamaño de la partícula estudiada, menor debe
ser la longitud de onda del fotón usado, por lo tanto más energético y alterará en mayor
medida el movimiento de la partícula. Al querer ser precisos en la determinación de la
posición de la partícula introducimos incertidumbre en su velocidad y energía y viceversa.
En 1927, WERNER HEISENBERG, postuló su PRINCIPIO DE
INCERTIDUMBRE que establece que hay un límite en la precisión con que se
pueden determinar simultáneamente la posición y la energía de una partícula.
La expresión matemática de este principio es:
Dx·Dp≥h/(2·p)
Dx es la incertidumbre o grado de error en la posición y Dp es la incertidumbre
o grado de error en la cantidad de movimiento, cuyo producto es siempre
como mínimo igual al valor constante h/(2·p).
Volver al modelo
ESQUEMA
ECUACIÓN DE ONDA DE SCHRÖDINGER Y DIRAC
Según la hipótesis planteada por Louis De Broglie, podemos concebir el electrón como una partícula
con un componente ondulatorio, por lo que para describir su movimiento en el átomo utilizaremos las
ecuaciones matemáticas de las ondas.
Eso es lo que hicieron EDWIN SCHRÖDINGER en 1926 y
posteriormente PAUL DIRAC en 1929, cuando emplearon una
función matemática de tipo ondulatorio, denominada función
de onda y, para describir la evolución de la posición del
electrón en el átomo.
Dedujeron que si se conocía la energía potencial y la energía total del sistema del átomo, se podía
calcular la función de onda del electrón a partir de la siguiente ecuación denominada ecuación de onda:
Ĥy = Ey
en donde Ĥ representa un operador matemático relacionado con las energías cinéticas y potencial del
electrón en cuestión.
La ecuación de ondas nos indica que si operamos adecuadamente la función de onda del electrón,
obtendremos la misma función multiplicada por un número que corresponde a la energía de dicho
electrón.
Pero no todas las soluciones derivadas de la aplicación de esta ecuación conducen a resultados reales;
para ello es preciso condicionarla con unos parámetros restrictivos o condiciones de contorno a fin
de que el problema tenga significado físico. Estos parámetros reciben el nombre de números
cuánticos y, por su analogía con los obtenidos en el modelo de Bohr y sus modificaciones, se
simbolizaron de la misma manera.
Volver al modelo
ESQUEMA
JAMES CHADWICK en 1932, realizó un descubrimiento fundamental en el
campo de la ciencia nuclear: el neutrón, la partícula sin carga del núcleo de
los átomos. Este descubrimiento condujo directamente a la fisión nuclear y a la
creación de la bomba atómica.
Al bombardear una lámina de berilio con partículas alfa, observó la emisión por parte del
metal de una radiación de muy alta energía, similar a los rayos gamma. Estudios
posteriores demostraron que dicha radiación estaba formada por partículas neutras (no
responden a los campos eléctricos) de masa ligeramente superior a la de los protones.
ESQUEMA