Este documento trata sobre la evolución del modelo atómico. Explica que Demócrito propuso que la materia estaba compuesta de átomos indivisibles, mientras que Aristóteles propuso los cuatro elementos. Luego, experimentos como el de Rutherford mostraron que los átomos estaban compuestos de un núcleo central con electrones orbitando, y más tarde modelos introdujeron la idea de que los electrones orbitan en capas alrededor del núcleo.

1. Tema 7
ÁTOMOS

3. 1. LA CIENCIA QUÍMICA
Cambios físicos: se alteran
algunas propiedades, pero no
cambia la sustancia
Tipos de cambios que Cambios químicos: se transforma
puede sufrir la materia la naturaleza de las sustancias
que intervienen
Cambios nucleares: unos elementos
químicos se transforman en otros

4. La química estudia la constitución, propiedades y
transformaciones de la materia.
Química general
Ramas de la química
Química inorgánica
Bioquímica Química orgánica

5. Los cambios químicos consisten en la
descomposición de las moléculas, o de los cristales, en
sus átomos constituyentes, y en la nueva unión de
estos para formar otras moléculas o cristales diferentes.

6. 2. EL ÁTOMO
En la antigua Grecia dos concepciones compitieron por dar una
interpretación racional a cómo estaba formada la materia.
Demócrito consideraba que la materia estaba formada por pequeñas
partículas indivisibles, llamadas átomos. Entre los átomos habría
vacío.
Aristóteles era partidario de la teoría de los cuatro elementos, según
la cual toda la materia estaría formada por la combinación de cuatro
elementos: aire, agua, tierra y fuego.
 Aristóteles
 Demócrito
 (384-322 a.C)
 (460-370 a.C)

7. En 1808 John Dalton recupera la teoría atómica de
Demócrito y considera que los átomos (partículas
indivisibles) eran los constituyentes últimos de la
materia que se combinaban para formar los
compuestos.
John Dalton
(1766-1844)

8. 3. LOS PRIMEROS MODELOS
ATÓMICOS
 Thomson, en el año 1897, al
descubrir el electrón y
constatar que se
encontraban en cualquier
sustancia, demuestra que
los átomos no son
indivisibles, y elaboró un
modelo de átomo formado
por “materia” positiva que
tenía incrustados los
J. J. Thomson electrones con carga
(1856-1940) negativa.

9. Rutherford ideó un experimento con el objetivo de
comprobar la validez del modelo de Thomson, en el
que bombardeó una lámina de oro muy fina con
partículas , con una masa cuatro veces mayor que
la de un átomo de hidrógeno y una carga doble que la
E. Rutherford
del electrón, pero positiva.
(1871-1937)
 Resultados de la  Lámina
experiencia de oro
 Cuando las
1. La mayor parte de las partículas alfa
partículas  atravesaban la
chocan contra
el
recubrimiento
lámina sin desviarse. interior se
produce un
2. Algunas partículas sufrían chispazo
desviaciones.
 Fuente
3. Raras veces, alguna de  Recubrimiento
interior de
partícul
partícula rebotaba y volvía as  sulfuro de zinc.
hacia atrás.  EXPERIMENTO DE RUTHERFORD

10. La interpretación dada por Rutherford fue la siguiente:
Si el modelo atómico propuesto por Thomson fuera cierto no deberían
observarse desviaciones ni rebotes de las partículas incidentes. Éstas
atravesarían limpiamente los átomos sin desviarse.
 +
Para que las partículas se desvíen deben encontrar en su
trayectoria una zona (núcleo) en la que se concentre carga de signo
positivo y cuya masa sea comparable o mayor a la de las partículas
.
La zona en la que se concentra la masa y la carga positiva debería
de ser muy pequeña comparada con la totalidad del átomo.
Los electrones orbitan en círculos alrededor del núcleo.

11.  +
 Si la partícula
 golpea
contra el
 +  + núcleo, sale
rebotada
 +  + hacia atrás.
 La partícula , que tiene carga positiva,
es repelida por el núcleo si pasa cerca de
él.

12. Modelo atómico de Rutherford: también llamado
modelo nuclear. En él se contemplan dos partes:
núcleo y corteza
Modelo atómico de
Rutherford
Núcleo: muy pequeño. Corteza: constituido por los
Formado por protones y electrones del átomo, girando
neutrones. En el se alrededor del núcleo y a gran
encuentra toda la carga + distancia. Tiene una masa muy
y casi toda la masa del pequeña y en ella se encuentra
átomo toda la carga negativa

14. El desarrollo de este modelo implicó el descubrimiento
de nuevas partículas elementales: protones y
neutrones que son los ladrillos con los que se
construyen los átomos.
Nombre Símbolo Carga (uec) Masa (u)
Electrón e- -1 1/1850
Protón p +1 1
Neutrón n 0 1

15. Vamos a definir los conceptos de número atómico y
número másico.
 Número atómico (Z): es el número de protones que
contiene un átomo. Es lo que nos define la
naturaleza química de un elemento. Los átomos, al
ser eléctricamente neutro, tienen el mismo número
de protones y electrones.
 Número másico (A): es la suma de neutrones y
protones del núcleo (nucleones).
 Si N es el número de neutrones, la relación entre
ellos:
A=Z+N

16. Isótopos: son los átomos de un mismo elemento que
tienen distinto número de neutrones.
 El número de neutrones
puede variar sin que
cambie las propiedades
químicas del elemento.
En general todos los
elementos químicos
están formados por una
mezcla de isótopos.
 En la imagen aparecen
los tres isótopos del
hidrógeno.

17. Iones: son los átomos a los que faltan o le sobran
electrones y que, por tanto tienen carga eléctrica neta.
Cuando pierden electrones, se forman iones positivos y
se denominan cationes, y cuando los ganan, iones
negativos, que se llaman aniones.

18. Los isótopos radiactivos y sus aplicaciones: Los
núcleos atómicos suelen tener tantos neutrones como
protones, o algunos más. Pero cuando hay muchos
más neutrones, los núcleos se hacen inestables.
 Los isótopos radiactivos emiten partículas α (núcleos
de helio) o partículas β (electrones) y radiaciones φ
(radiación electromagnética). Con ello cambian su
número atómico (Z), y se transmutan en otro
elemento químico, de núcleo estable.
 Estas radiaciones no las captan nuestros sentidos,
son muy energéticas y peligrosas, aunque tienen
importantes aplicaciones.

19. El modelo de Rutherford, simple y atractivo, entró en fuerte
contradicción con la teoría electromagnética, firmemente
establecida. Según esta teoría toda carga acelerada (y el
electrón lo está, ya que al girar alrededor del núcleo tiene una
aceleración centrípeta), debe emitir energía en forma de
radiación electromagnética. En consecuencia, el electrón iría
perdiendo energía, con lo que su órbita se acercaría cada vez
más hacia el núcleo, precipitándose finalmente sobre él: el
átomo sería inestable. Por otra parte, la energía de la
radiación emitida debería variar de manera continua. Ninguno
de estos hechos está de acuerdo con la experiencia, pues:
- los átomos presentan un espectro discontinuo
- el modelo es inconsistente con la teoría electromagnética
clásica

20. Modelo atómico de capas: descubrimientos científicos
realizados en la primera mitad del siglo XX demostraron
que el modelo atómico de Rutherford no era exacto. La
principal consecuencia fue que los electrones giraban
solo a ciertas distancias del núcleo atómico (no podían
girar a cualquier distancia). Se dice por ello que los
átomos están cuantizados.
 El científico danés Niels Bohr (1885-
1962) dedujo que los electrones giran
alrededor del núcleo describiendo solo
determinadas órbitas circulares, donde no
pierden energía aunque giren y, por
consiguiente, no caen hacia el núcleo tal y
como predecía el modelo de Rutherford.
 Así en el átomo los electrones y sus
órbitas se organizan en capas (niveles de
energía)

21. Los electrones se organizan en niveles energéticos que
tienen una capacidad limitada:
 Primer nivel (K): el más cercano
al núcleo, hasta 2 electrones.
 Segundo nivel (L): hasta 8
electrones.
 Tercer nivel (M): hasta 18
electrones.
 Cuarto nivel (N): hasta 32
electrones.
 Los electrones se colocan
ocupando el nivel de menor
energía que esté libre.

22. Primera capa (n = 1).
Nº máximo de electrones= 2
Segunda capa (n = 2).
Nº máximo de electrones= 8
Tercera capa n = 3.
Solamente tiene un
electrón, aún podría
alojar otros 17.
La última capa, o capa más externa, recibe el nombre
de “capa de valencia” y los electrones situados en
ella “electrones de valencia”.
En este átomo la capa de valencia es la tercera y
tiene un solo electrón de valencia

23. El modelo atómico actual: los estudios teóricos
llevados a cabo por el científico austriaco Edwin
Schrödinger, permitieron establecer el modelo
mecano-cuántico del átomo, que se considera válido
actualmente.
 La diferencia más importante entre este
modelo y el anterior reside en lo
siguiente:
 El modelo de Bohr supone que los
electrones se encuentran en órbitas
concretas a distancias definidas del
núcleo.
 El modelo mecano-cuántico establece
que los electrones se encuentran Edwin Schrödinger
alrededor del núcleo ocupando
posiciones más o menos probables, pero
no puede predecir con total exactitud.

24. Se llama orbital a la región del espacio que la que
existe una probabilidad elevada de encontrar el
electrón.
 Los estudios de Schrödinger demostraron que
existen distintos tipos de orbitales identificados con
las letras s, p, d y f.
 El tipo de orbitales que hay en cada nivel también
está determinado:
 Primer nivel: un orbital tipo s
 Segundo nivel: orbitales tipo s y p.
 Tercer nivel: orbitales: s, p y d.
 Cuarto nivel: orbitales: s,p,d y f

25. Configuración electrónica: Los electrones se
distribuyen en las capas ocupando los distintos niveles
que en ellas existen
 Número máximo de electrones por nivel
Niveles Nº máximo de electrones
s 2
p 6
d 10
f 14

26. Los niveles se van llenando por orden y hasta que un
nivel no está totalmente lleno no se pasa a llenar el
siguiente
 El orden de llenado de los  1s
niveles se obtiene a partir
del diagrama de Möeller.  2s 2p
 Ejemplos:  3s 3p 3d
 C (Z=6) = 1s22s2p2  4s 4p 4d 4f
 F (Z=9) = 1s22s2p5  5s 5p 5d 5f
 Na (Z=11) = 1s22s2p63s1
 6s 6p 6d 6f
 7s 7p