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ESTRUCTURA DEL ÁTOMO: MODELOS ATOMICOS
1.- EVOLUCIÓN DE LOS MODELOS ATÓMICOS
Modelo de Dalton (John Dalton 1808)
Durante el s.XVIII y principios del XIX algunos científicos habían investigado
distintos aspectos de las reacciones químicas, obteniendo las llamadas
leyes clásicas de la Química.(L. Ponderales i de los Volúmenes)
La imagen del átomo expuesta por Dalton en su teoría atómica, para
explicar estas leyes, es la de minúsculas partículas esféricas,
indivisibles, iguales entre sí en cada elemento químico.
Problema del modelo
No justifica la existencia de la carga en la materia (positiva – negativa)
Modelo de Thomson (J.J. Thomson 1897)
Demostró que dentro de los átomos hay unas partículas diminutas, con
carga eléctrica negativa, a las que se llamó electrones
De este descubrimiento dedujo que el átomo debía de ser una
esfera de materia cargada positivamente, en cuyo interior estaban
incrustados los electrones
Problema del modelo
Experimentos de bombardeo de láminas delgadas de metales
Modelo de Rutherford (Ernest Rutherford 1911)
Demostró que los átomos no eran macizos, como se creía, sino que están
vacíos en su mayor parte y en su centro hay un diminuto núcleo
(experimentos de bombardeo de láminas delgadas de metales)
Dedujo que el átomo está formado por dos partes: núcleo y
corteza. El núcleo es la parte central, de tamaño muy pequeño,
donde se encuentra toda la carga positiva y, prácticamente, toda la masa del
átomo. La corteza es casi un espacio vacío, inmenso en relación con las
dimensiones del núcleo. Aquí se encuentran los electrones con masa muy pequeña y
carga negativa. Cualquier distancia al núcleo es valida (modelo planetario)
Problema del modelo
Por estar dando vueltas, tiene aceleración normal. Se sabia que una carga acelerada
emite radiación, en consecuencia pierde energía y debería colapsar contra el núcleo
Modelo de Bohr (Niels Bohr 1913)
Espectros atómicos discontinuos originados por la radiación emitida por los
átomos excitados de los elementos en estado gaseoso.
Propuso un nuevo modelo atómico, según el cual los electrones
giran alrededor del núcleo en unos niveles bien definidos.
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Basándose en las ideas previas de Max Plank, que en 1900 había elaborado una teoría
sobre la discontinuidad de la energía (Teoría de los cuantos), Bohr supuso que el átomo
solo puede tener ciertos niveles de energía definidos, y por ello, los electrones solo
pueden girar en ciertas órbitas de radios determinados. Estas órbitas son estacionarias,
en ellas el electrón no emite energía: la energía cinética del electrón equilibra
exactamente la atracción electrostática entre las cargas opuestas de núcleo y electrón.
El electrón solo puede tomar así los valores de energía correspondientes a esas órbitas.
Los saltos de los electrones entre niveles de energía (radios) suponen una emisión o una
absorción de energía electromagnética (fotones de luz).
Problema del modelo
Sin embargo el modelo atómico de Bohr también tuvo que ser abandonado al no poder
explicar los espectros de átomos más complejos. La idea de que los electrones se
mueven alrededor del núcleo en órbitas definidas tuvo que ser desechada. Las nuevas
ideas sobre el átomo están basadas en la mecánica cuántica, que el propio Bohr
contribuyó a desarrollar.
2.- CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA
La configuración electrónica en la corteza de un átomo es la distribución de sus electrones
en los distintos niveles y subniveles en su estado fundamental (estado de mínima
energía).
Cada nivel de energía tiene cierto número de subniveles llamados orbitales, estos a su
vez contienen las “orbitas” donde se ubican los electrones.
1. Existen 8 niveles de energía en el estado fundamental, numerados del 1, el más
interno, al 8, el más externo.
2. A su vez, cada nivel tiene distintos subniveles, llamados orbitales y que pueden ser
de cuatro tipos: s, p, d, f.

Orbital s : 1 orbita
(caben 2 electrones)

Orbital p : 3 orbitas
(caben 6 electrones)

Orbital d : 5 orbitas
(caben 10 electrones)

Orbital f : 7 orbitas
(caben 14 electrones)
3. Cada orbita pueden contener, como máximo, 2 electrones (Regla de exclusión de
Pauli)
4. Los electrones llenan los orbitales en orden creciente de energía.
5. Para llenar los orbitales de tipo p, d y f primero se llenan todas las órbitas con 1
electrón (Regla de Hund).
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6. Para saber el orden de llenado de los diferentes orbitales utilizamos el diagrama de
Moëller:
Siguiendo el sentido de la flecha,
empezando en el orbital 1s, se van
colocando los electrones hasta
completar la estructura electrónica de
cada átomo.
Ejemplo de llenado de orbitales:
http://concurso.cnice.mec.es/cnice2005/93_iniciacion_interactiva_materia/curso/materiale
s/atomo/celectron.htm
Algunas reflexiones sobre el modelo

Regla del Octeto: Todos los elementos tratan de tener una configuración de gas noble
(s y p de un nivel llenos; 8 electrones). En consecuencia, ganaran o perderán
electrones a interés. Esta regla justifica razonablemente el comportamiento de los
átomos los cuales tienen sus últimos electrones en el orbital s o en el orbital p.

Las propiedades de los elementos dependen, sobre todo, de cómo se distribuyen sus
electrones en la corteza. Es importante saber cuantos electrones existen en el nivel
más externo (nivel de valencia) de un átomo pues son los que intervienen en los
enlaces con otros átomos para formar compuestos (electrones de valencia).

Podemos tener una idea de como pueden estar situados los electrones y lo estable
que es el átomo conociendo la energía que necesito para arrancar sus electrones
(Energías de ionización, Ei).
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3.- NÚMEROS CUÁNTICOS
El descubrimiento del principio de incertidumbre de Heisenberg, que afirma la
imposibilidad de conocer perfectamente la posición y la velocidad de una partícula hizo
que se desestimara la idea de órbita, de un camino que recorre el electrón. ( órbitas de
Bohr).
Werner Karl Heisenberg
Duisburgo, 1901 - Munich, 1976
Interesado por la estructura atómica y la teoría de la ciencia, abandonó
todo intento de describir mediante imágenes el átomo, proponiendo un
modelo atómico matemático que reproducía fielmente el comportamiento
atómico: la mecánica cuántica matricial. Este modelo es equivalente a la
mecánica cuántica ondulatoria, aunque menos intuitiva que esta.
En la actualidad, el modelo atómico se basa en la mecánica cuántica y el electrón está
descrito por una ecuación llamada función de ondas (Ecuación de Schrödinger). En este
modelo cada electrón esta caracterizado por un grupo de 4 números ( n, l, m, s ), los
números cuánticos. Este grupo de valores es diferente para cada electrón y indica su
situación en los orbitales.

El número cuántico principal, n, puede tomar cualquier número natural, salvo el
cero: 1, 2, 3, 4... Indica el nivel energético donde esta situado.

El número cuántico azimutal, l, indica el tipo de orbital. Su valor va de cero a (n – 1).
Si n = 1, l sólo puede tomar el valor 0, pero si n = 4, l puede tomar los valores 0, 1, 2 y
3 (4 tipos de orbital). Cada tipo de orbital recibe un nombre, correspondiente a una
letra minúscula, dependiendo del valor del número cuántico azimutal.
l
Letra
0
s
1
p
2
d
3
f
4
g

El número cuántico magnético, m, indica el número de “orbitas” que tiene cada tipo
de orbital. Va desde (–l) hasta (+l).
Si l = 0 habrá un único orbital “s” ya que m = 0. Pero, si l = 1, existirán tres orbitales p,
ya que m puede tomar los valores -1, 0 y 1.

El número cuántico de spin, s, tiene dos valores posibles ½ o - ½.
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