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Interrogantes sin respuesta en la TA Dalton
¿Por qué existe NaCl pero no existe NaMg?
¿Por qué existe CaO pero no Ca3O2?
¿Fuerzas intramoleculares? ¿F intermoleculares?
¿Por qué Be, Mg, Ca Sr… son tan parecidos?
¿Por qué Cl y K son tan distintos?
¿Por qué algunos objetos se electrizan frotando?
¿De dónde salen las partículas alfa, beta y gamma?
TEMA 2
ESTRUCTURA DEL ÁTOMO
EL ÁTOMO DIVISIBLE
Modelos atómicos
¿Es el átomo realmente indivisible?
A mediados del s. XIX, se estudiaba la naturaleza
eléctrica de la materia: ¿cuál era la naturaleza de la
chispa que salta entre dos objetos cargados que están
próximos? El diseño experimental era el siguiente:
El gas en el
interior del tubo
podía cambiarse
Cátodo
Tubo de vidrio
Pila
Electrodo -
Electrodo +
Ánodo
Descubrimiento de los rayos catódicos
En 1875 Willian Crooke, observó que cuando la
presión del gas es baja no se produce chispa, y
aparece una luz característica del gas encerrado en el
tubo de vidrio
Descubrimiento de los rayos catódicos
Si la presión del gas se reduce aún más,
desaparece la luz de color emitida por el gas y
aparece una débil fluorescencia en la pared del
tubo de vidrio opuesta al cátodo.
Cátodo
Ánodo
Descubrimiento de los rayos catódicos
Esta fluorescencia procedía del choque de unos
rayos procedentes del cátodo con la pared del
tubo. Goldstein los llamó: rayos catódicos.
RAYOS CATÓDICOS
Cátodo
Ánodo
¿Cuál era la naturaleza de esos rayos?
1860-1890: Joseph John Thomson, estudió cómo se
desviaban los rayos catódicos en presencia de otros
cuerpos cargados e imanes.
En 1897, Thomson comprobó que tenían carga
eléctrica negativa, y halló su relación carga/masa:
1,76.1011 C/kg
La relación carga/masa era siempre la misma, fuese
cual fuese el tipo de gas encerrado en el tubo, o el tipo
de metal del cátodo.
Hipótesis del electrón
Esas propiedades de los rayos catódicos se podían
explicar si estuviesen formados por partículas
más pequeñas que los átomos. A esas partículas
se les llamó electrones. (Stoney, 1874: partículas
constituyentes de la electricidad)
Robert Millikan, con su experimento de la gota
de aceite, determinó en 1909 la carga eléctrica
del electrón (1,602.10-19 C), y a continuación su
masa (9,1.10-31 kg: dos mil veces inferior a la del
átomo de H)
Si se aceptaba la existencia del electrón…
Si en el interior del átomo había partículas
negativas, ¿cómo explicar que los átomos
fuesen neutros?
Si los electrones tenían masa tan pequeña, ¿a
qué era debida la mayor parte de la masa de los
átomos?
¿Por qué las partículas que se obtenían de los
átomos eran siempre electrones y nunca
partículas con carga positiva?
¿Cómo es la estructura del átomo?,
¿qué partículas tiene?, ¿cuáles son
sus características?,¿cómo están
organizadas?
Modelos atómicos
Modelo de Thomson (1904)
Modelo de sandía o budín de pasas: Imaginó
al átomo (10-8 cm) como un globo formado por
una masa fluida con carga positiva; los
electrones, de masa despreciable y carga
negativa, estarían incrustados en esa masa
fluida.
Si se aceptaba la existencia del electrón…
Si en el interior del átomo había partículas
negativas, ¿cómo explicar que los átomos
fuesen neutros?
Si los electrones tenían masa tan pequeña, ¿a
qué era debida la mayor parte de la masa de los
átomos?
¿Por qué las partículas que se obtenían de los
átomos eran siempre electrones y nunca
partículas con carga positiva?
Intento de contrastación del modelo de
Thomson: Experimento de Rutherford
Bombardeó una lámina muy delgada de
oro con proyectiles positivos y de gran
masa (partículas α), que se movían a gran
velocidad.
¿Qué esperaba Thomson que sucediese?
Si el modelo de Thomson era cierto…
Las partículas alfa serían igualmente
atraídas como repelidas por electrones y
la masa fluida repartida uniformemente y
pasarían a través de los átomos sin
desviarse.
Teniendo en cuenta la gran masa y
velocidad de las partículas alfa, su
desviación sería, si acaso, muy pequeña
al pasar cerca de los electrones.
Resultados del experimento de Rutherford
Rutherford, al observar los resultados, comentó:
”Es lo más increíble que me ha
sucedido en mi vida.
Casi tan increíble como si al disparar
balas contra un papel de seda, algunas
se volvieran contra usted”.
¿Qué modelo propone Ruttherford para
explicar los cuatro tipos de recorridos de
las partículas α ?:
1.Recorrido sin desviarse para la mayoría
2.Ligera desviación
3.Gran desviación
4.Rebote en la misma dirección de
incidencia
Modelo de Rutherford (1911)
Imaginó a los átomos (10-8 cm) casi vacíos, con la
carga positiva concentrada en una zona llamada
núcleo (10-13 cm) y los electrones dando vueltas en
torno a él.
Si imaginamos un átomo con las dimensiones de un
estadio de fútbol, su núcleo sería del tamaño de una
canica colocada en el centro.
Descubrimiento del protón: Rutherford, 1919
• Observó que al bombardear distintos átomos (N,
B, Ne, F, Na…) con partículas alfa, se emitían
partículas positivas.
• Esas partículas eran idénticas a las que se
producían cuando se arrancaban electrones de
los átomos de hidrógeno.
• Emitió la siguiente hipótesis: todos los núcleos
contienen núcleos de hidrógeno, a los que llamó
protones.
¿Cómo explicar que sea estable el núcleo de
cualquier átomo, formado por protones a 10-13 cm?
• Entre los protones deben existir partículas
neutras: neutrones
• (Los neutrones fueron descubiertos 12 años
más tarde por Chadwick)
• Entre protones y neutrones existen intensas
fuerza de atracción, que no es de tipo eléctrico
ni gravitatorio (se llaman fuerzas nucleares).
Partículas constituyentes del átomo
partícula
Carga
Masa
electrón -e = -1,6.10-19 C 0,00055 u = 9,1.10-31 Kg
protón
neutrón
+e = 1,6.10-19 C
0
1,0076 u = 1,673.10-27 Kg
1,0090 u = 1,675.10-27 Kg
Resumen del modelo atómico de Rutherford
 En el centro de cada átomo hay un núcleo donde está
concentrada toda la masa, y que tiene carga positiva
(protones y neutrones).
 Alrededor del núcleo se encuentran los electrones, de carga
negativa y masa despreciable. Los electrones en su órbita
tienen una energía, que es menor cuanto más cerca del
núcleo se encuentren.
 Cada elemento está caracterizado por su número atómico
(Z) que indica el nº de protones. Si el átomo es neutro, ese
será también su número de electrones
 El nº de partículas en el núcleo es el número másico (A)
Manera de caracterizar un elemento: X
Número másico
Número atómico
A
Z
A
Z
X
Símbolo del elemento
X
Z=11 Tiene 11 protones en su núcleo
23
11
Na
Átomo de sodio
A=23 Tiene 23 partículas en su núcleo
(23-11)=12 serán neutrones
Si el átomo es neutro, en su corteza
habrá 11 electrones
Todos los átomos de un mismo elemento (X) tienen
el mismo número atómico (Z), es decir, el mismo
número de protones
Átomos con el mismo número atómico (Z)
pueden tener distinto número másico (A), es
decir, pueden tener distinto número de
neutrones. Se dice que son átomos isótopos.
¿Cuáles son isótopos?
35
17
Cl
1
1
H
14
6
C
36
17
Cl
3
1
H
12
6
C
2
1
H
Masa atómica de un elemento: media
ponderada da la masa de sus isótopos
El 54,70% de los átomos de cloro son del
isótopo 35, y los restantes (45,30%) son
del isótopo 36. ¿Cuál será la masa
atómica del cloro?
54 , 70 · 35
 45 , 30 · 36
100

35 , 45
Masa atómica de un elemento: media
ponderada da la masa de sus isótopos
El x% de los átomos de plata son del isótopo 107,
y los restantes (100-x)% son del isótopo 109.
La masa atómica de la plata es 107,88. ¿Cuál
será la abundancia relativa de cada isótopo?
x · 107

(100  x ) · 109
100
 107 ,88
x  56%
Todos los átomos de un mismo elemento
tienen el mismo número atómico (Z), es decir,
el mismo número de protones
Si el átomo es neutro, su nº de electrones es Z
Si es un catión, su nº de electrones es menor que Z
Si es un anión, su nº de electrones es mayor que Z

17 C l
2
12 M g
16 S
2
Anión cloruro: 17 protones, 18 electrones
Catión magnesio (II): 12 protones, 10 electrones
Anión sulfuro: 16 protones, 18 electrones
Pero el modelo de Rutherford no explica…
 Los átomos de un mismo grupo no se
parecen ni en su masa ni en su número
atómico.¿En qué se parecen entonces?,
¿por qué se combina de forma tan
parecida con otros elementos?
 Átomos de parecida masa atómica y
número atómico (F y Na), (Cl y K), ¿por
qué se comportan de forma tan distinta?
Otras deficiencias del modelo de
Rutherford
 Cualquier carga en movimiento emite
energía: los electrones deberían perder
energía, acercar su órbita al núcleo hasta
ser atrapados por él
 Cuando se calienta un gas de átomos …
(Veamos primero las dos diapositivas
siguientes para entender esta deficiencia)
¿Qué es la radiación? Espectro
 Todo objeto, por el hecho de estar a una
temperatura determinada, emite energía que
llamamos: radiación (ondas electromagnéticas).
 Hay distintos tipos de radiación, que se diferencian
en el valor de la energía de cada unidad de
radiación emitida. Si ese valor es muy bajo,
decimos que se trata de ondas de radio, y si es
muy alto rayos gammma. Si es un valor
intermedio, llamamos a esa radiación luz visible
(cada color corresponde a un valor de esa energía)
 Para saber mas:
http://iesantiguasexiciencias.wikispaces.com/F%C3%8DSICA+Y+QU%C3%8DMICA+1%
C2%BABACH
Espectros de emisión
Cuando se calienta un gas formado por átomos
de un mismo elemento, los átomos se
encuentran excitados: han ganado mucha
energía
Si un átomo gana energía, además de moverse
más rápido, algunos de sus electrones habrán
pasado a órbitas de mayor energía, es decir,
más alejadas del núcleo
Cada elemento tiene un espectro de emisión
característico.
Rutherford y los espectros de emisión
 Cuando un electrón en un átomo absorbe
energía, debería pasar a una órbita de mayor
energía, más alejada del núcleo. Después, al
desexcitarse el átomo, ese electrón volvería a
su órbita inicial y emitiría energía.
 Según el modelo de Rutherford, no existen
limitaciones a las órbitas posibles, por tanto no
existirán limitaciones a la energía que puede
absorber o emitir el electrón. Cabe esperar
entonces que cualquier átomo excitado emita de
todo tipo de radiación, en particular emita en
todos los colores de la luz visible.
Modelo de Rutherford en crisis
 ¿Qué es lo que hace parecidos a ciertos tipos
de átomos y lo que les hace distintos?
 ¿Por qué los electrones en órbita no acaban
siendo atrapados por el núcleo?
 ¿Por qué los espectros de emisión son
discontinuos? Es decir, ¿por qué un átomo no
emite en todos los colores del visible?
 ¿Por qué cada tipo de átomo tiene un espectro
de emisión característico?
Modelo de Bohr (1913)
 Dinamarca (1885-1962)
 1911: Doctor U. Copenhague
 1911: U. Cambridge, con Thomson
 1913: U. Manchester, con Rutherford
 1916: Vuelve a la U. Copenhague
 Premio Nobel en 1922, por su teoría
sobre la estructura del átomo
 1939: Ocupación alemana de
Dinamarca. Escapa a Suecia y USA.
 1940-1945: Equipo de Los Álamos. Se
oponía al secretismo, y exigía el control
internacional del proyecto de la bomba
atómica.
 1955: Organiza la I Conferencia
Internacional: “Átomos para la paz”
Modelo de Bohr: completa el modelo de Rutherford
 Para cada tipo de átomos, sólo existen ciertas
órbitas de radio permitido. Sólo están permitidos
ciertos valores de la energía del electrón en el
átomo.
 Mientras un electrón se encuentra en una órbita,
no absorbe ni emite energía alguna.
 Sólo cuando un electrón pasa de una órbita a otra
es cuando absorbe o emite energía.
Órbitas permitidas en el átomo de hidrógeno
Representación de las
órbitas
n
distancia
1
0,53 Å
2
2,12 Å
3
4,76 Å
4
8,46 Å
5
13,22 Å
6
19,05 Å
n=1 Primer nivel de energía permitido
n=2 Segundo nivel de energía permitido ….
Emisión de energía al pasar de una órbita
de mayor energía a otra de menor energía
Diagrama del modelo
atómico de Bohr.
Niels Bohr s
Por ejemplo: E1= -900 u E2= -600 u E3= -500 u
n=2
n=1
n=3
E∞=0
¿Qué valores de energía puede
absorber o emitir?
2↔3 :
100 u
1↔2 :
300 u
1↔3 :
400 u
3→ ∞ : 500 u
2→ ∞ : 600 u
3→ ∞ : 900 u
Deficiencias del modelo de Bohr
 Aunque explica la existencia de espectros de emisión, sólo
puede explicar los valores obtenidos en el espectro del
hidrógeno.
 No puede explicar por qué en un mismo espectro hay unas
rayas más intensas que otras (más tarde, con mejores
espectroscopios, se vio que esas rayas eran en realidad líneas
muy próximas y este fenómeno se explica admitiendo que los
niveles de energía que Bohr creyó únicos eran en realidad
niveles muy próximos).
MODELO CUÁNTICO ACTUAL
 El modelo de Bohr solo explicaba satisfactoriamente el espectro de hidrógeno.
 Con mejores espectroscopios se comprobó que las rayas de los espectros tenían una
estructura fina: cada raya era, en realidad, un conjunto de líneas muy próximas.
Bohr
Sommerfeld
Zeeman
UhlenbeckGoudsmit
 Sommerfeld en 1915 sugirió que las
órbitas eran elípticas.
 En 1896 Zeeman descubrió que las rayas
espectrales sufrían un desdoblamiento
cuando el espectro se realizaba bajo un
intenso campo magnético. Las órbitas
podían tener distinta orientación
espacial.
 En 1925 Uhlenbeck y Goudsmit
comprobaron que el electrón giraba sobre
su eje (spin).
DE LAS ÓRBITAS A LOS ORBITALES
 En 1925 de Broglie sostuvo que la materia y la
radiación deberían poseer propiedades tanto de
partículas como de ondas.
 Un año después, Davisson y Germer obtuvieron
figuras de difracción de un haz de electrones: ¡se
comportaban como una onda!
 Entre 1925 y 1930, Heisemberg, Schrödinger y Dirac entre otros, desarrollaron la
mecánica cuántica.
 Las soluciones de las ecuaciones de la mecánica cuántica dieron como resultado
unos valores numéricos llamados números cuánticos.
 El principio de incertidumbre de Heisemberg, enunciado en 1927 establece:
“Es imposible conocer simultáneamente y con precisión la posición y la
velocidad de un electrón en el átomo”.
En consecuencia debemos hablar de zonas de probabilidad de encontrarlo.
DE LAS ÓRBITAS A LOS ORBITALES
NÚMEROS CUÁNTICOS
 n es el número cuántico principal. Indica la energía del orbital. Sus valores son
enteros a partir del 1.
 l es el número cuántico secundario o azimutal. También es responsable de la
energía del orbital aunque en menor medida que n. Sus valores indican el tipo de
orbital y sus varían desde 0 hasta (n – 1).
 Si l = 0, diremos que el orbital es del tipo s.
 Si l = 1, diremos que el orbital es de tipo p.
 Si l = 2, diremos que el orbital es de tipo d.
 Si l = 3, diremos que el orbital es de tipo f.
 m es el número cuántico magnético. Indica las posibles orientaciones espaciales de
los orbitales. Sus valores van desde –l hasta +l, pasando por 0.
 s es el número cuántico de espín. Señala la orientación del minúsculo campo
magnético del electrón. Sus valores son -1/2 y +1/2.
DE LAS ÓRBITAS A LOS ORBITALES
Según la mecánica cuántica, cada nivel de energía principal, n posee subniveles
que se designan con los números 0, 1, 2, … (n-1), definidos por la letra l o por
una letra (s, p, d, f).
Letra utilizada para designar subniveles
Valor de l
Letra
0
s
1
p
2
d
3
f
Nivel principal de
energía
Subnivel
n=4
n=3
4f
4d
4p
3d
4s
3p
n=2
3s
2p
2s
n=1
1s
Configuraciones electrónicas
Principio de exclusión de Pauli
En un átomo cualquiera no pueden existir dos electrones con los cuatro
número cuánticos iguales, es decir, cada orbital atómico solo puede alojar dos
electrones.
Regla de Hund o de máxima multiplicidad
Mientras sea posible, los electrones de un mismo subnivel se distribuyen de modo
solitario, evitando formar parejas en un mismo orbital.
Regla de Madelung
Tiene menor energía el orbital con un valor de (n+l) más bajo.
A igualdad de (n+l), tiene menor energía el orbital con un n más bajo.
EJERCICIOS
Seis electrones caracterizados por los siguientes números cuánticos: (2,0,0,+1/2);
(3,0,0,+1/2); (3,1,0,+1/2); (3,1,1,+1/2); (3,1,1,-1/2) y (3,2,1,+1/2).
a) Indica la situación de cada electrón; b) ¿Cuál es el de menor energía? ¿Y el de
mayor energía?
Determina el número y tipo de orbitales existentes en el nivel n = 4. ¿Cuántos
electrones caben en ese nivel?
Diagrama de Moeller
1s
2s 2p
Configuración electrónica de algunos elementos
Elemento
3s 3p 3d
4s 4p 4d 4f
H
1s
2s
Orbitales
2px 2py 2pz 3s
Configuración
1s1
1s2
5s 5p 5d 5f …
He
6s 6p 6d 6f …
Li
1s2 2s1
7s 7p ...
C
1s2 2s2 2p2
N
1s2 2s2 2p3
O
1s2 2s2 2p4
F
1s2 2s2 2p5
Ne
Na
1s2 2s2 2p6
1s2 2s2 2p6 3s1