1. MODELO ATÓMICO DE LA
MATERIA.

2. Introducción.
■La idea de que la materia está constituida por átomos es muy
antigua. Ya los griegos, particularmente el filósofo Demócrito
de Abdera (460-370 a.C.), discípulo de Leucipo, supuso que
el átomo es la unidad más pequeña de toda la materia.
■Seguramente te resulta muy difícil aceptar que la materia está
hecha de unidades muy pequeñas indivisibles, llamadas
átomos. Para comenzar a reflexionar sobre este tema,
imagina que divides consecutivamente un trozo de “metal” en
pedazos cada vez más pequeños hasta llegar a un punto en
el cual ya no te sea posible proseguir con la subdivisión,
porque has encontrado una unidad material indivisible, ESTO
CORRESPONDE AL ÁTOMO.

3. La teoría atómica.
■¿Qué es?
■Corresponde a todos los postulados que describen las
características del átomo.

4. Los avances en el tiempo de la
teoría atómica. (1)
■Demócrito: Filósofo griego, Siglo V a.C.
■Fue el primero en postular la existencia del átomo.
“Los átomos (indestructibles o indivisibles) serían los
componentes de toda la materia”.
■Dalton: Químico matemático y filósofo inglés, 1808.
■Formuló una definición más precisa sobre los átomos.
■Marcó el comienzo de la química moderna al decir que:
“Los elementos están formados de átomos iguales entre sí,
pero distintos a todos los átomos de cualquier otro
elemento”.
“Los compuestos están formados por átomos de más de un
elemento que se mezclan en proporciones determinadas.
(Ley de las proporciones definidas)”
“En una reacción química nunca se crean ni se destruyen
los átomos. (Ley de Conservación de la materia)”

5. A partir de Dalton se considera
el átomo como: Unidad básica
de un elemento que puede
intervenir en una combinación
química. Hasta aquí se creía
que el átomo era lo más
pequeño que existía, pero
luego fueron descubiertas las
partículas subatómicas
(electrones, protones y
neutrones, en ese orden).

6. Los avances en el tiempo de la
teoría atómica. (2)
■Thomson:
■Físico británico (1856-1940)
■Descubrió existencia de los electrones en 1897.
■Descubrió carga negativa de los electrones
■Equipo empleado: tubo de rayos catódicos.
■Propuso un modelo: “Budín de pasas”

7. Los electrones están insertos
en una esfera y la carga
positiva está distribuida de
manera uniforme en toda la
esfera.

8. Los avances en el tiempo de la
teoría atómica. (3)
■R. A. Millikan: físico estadounidense encontró la carga y la
masa del electrón (1908 y 1917).
■Carga electrón = -1.6*10-19C
■Masa electrón = 9.09*10-28g
■Rutherford: Físico neozelandés (1871-1937)
■Propuso que las cargas positivas se encontraban
concentradas en un conglomerado central dentro del
átomo, al que denominó núcleo.
■El experimento consistía en hacer que una emisión de
partículas α (emisiones de carga positiva) atravesara una
lámina de oro. El resultado fue que la mayoría de las
partículas atravesaban la lámina sin desviación, mientras
que algunas experimentaban una ligera desviación y otras
simplemente se devolvían.
■“la desviación es por repulsión entre cargas, y por tanto, la
existencia de partículas positivas al interior del núcleo”

9. ■Las partículas del núcleo que tienen
carga positiva se llaman protones

10. ■Chadwick: Físico británico (1891-1972)
■En 1932 proporcionó la prueba sobre la existencia de los
neutrones.
■“Hay otras partículas subatómicas, pero el electrón, el
protón y el neutrón, son los tres componentes
fundamentales del átomo que son importantes para la
química”.
■Albert Einstein (1879-1955):
■Resolvió el misterio del efecto fotoeléctrico.
■El trabajo de Einstein preparó el camino para que Niels
Bohr solucionara otro misterio de la física del Siglo XIX: los
espectros de emisión de los átomos. A partir de una
explicación teórica sobre espectro de emisión del átomo de
Hidrógeno, en 1913, Bohr propuso su modelo atómico.

11. Bohr: Físico danés (1885-1962)
■Los electrones no están localizados arbitrariamente alrededor
del núcleo del átomo, sino que se organizan en envolturas de
electrones específicas. Cada envoltura tiene una capacidad
limitada de electrones y a medida que las envolturas más
internas se llenan, los electrones adicionales se van situando
en envolturas más distantes.
■Los electrones se mueven alrededor del núcleo en órbitas
circulares de energía definida.
■Las órbitas descritas por un electrón o por un grupo de ellos,
se encuentran a una determinada distancia del núcleo. Así,
cuanto más lejos se encuentre un electrón del núcleo, mayor
será su energía.
■Los electrones juegan un papel fundamental dentro del
átomo: son los responsables de los cambios químicos y de
que la energía se libere o se absorba.

13. Modelo mecánico cuántico:
(Modelo actual)
■La mecánica cuántica nace a partir de la ecuación de
Schrödinger, para el átomo de hidrógeno, 1926.
■Los electrones no tienen una trayectoria fija alrededor del
núcleo, sino que lo envuelven formando una nube difusa
de carga negativa.
■La nube cargada tiene distintas densidades, siendo más
densa en algunas zonas que en otras.
■Se conoce como orbitales atómicos a las zonas donde
existe una mayor probabilidad de encontrar electrones.
■A los protones y neutrones presentes en el núcleo se les
debe casi toda la masa atómica.

15. Número atómico (Z) y Número
másico (A)
■Número atómico (Z)
■Es el número de protones en el núcleo de cada átomo de
cierto elemento.
■Número másico (A)
■Es el número total de protones y neutrones presentes en el
núcleo de cada átomo de determinado elemento. En otras
palabras:
■A = número de protones + número de neutrones.
Número másico  A
Número atómico  Z X

16. Por definición,
los átomos son
neutros (carga
cero).
Si tienen carga,
se les llama ion.

17. Números cuánticos.
■N. C. principal (n): valores enteros de uno hacia arriba.
■Nos señala el nivel en que se encuentra el orbital, y
representa una distancia promedio desde el electrón hasta
el núcleo.
■A mayor valor de n mayor es la distancia promedio al
núcleo.
■N. C. del momento angular (ℓ): valores entre 0 y n-1.
■Nos indica la forma del orbital
■N.C. magnético (mℓ) (m): valores entre - ℓ…0…+ ℓ
■Nos indica la orientación que tiene el orbital al someter el
átomo a un campo magnético fuerte.
■Número cuántico de espín (ms): Su valor es +1/2 o -1/2.
■Describe el comportamiento de un electrón específico.

18. n =1 ℓ = 0 (s) n= 4 ℓ =0 (s)
ℓ =1 (p)
n= 2 ℓ = 0 (s)
ℓ =2 (d)
ℓ = 1 (p)
ℓ =3 (f)
n= 3 ℓ = 0 (s)
ℓ = 1 (p)
ℓ = 2 (d)
Orbitales s Orbitales p Orbitales d

19. ℓ = 0 m=0 ℓ =3 m=-
3
ℓ =1 m= m=-
-1 2
m= m=-
0 1
m= m=
+1 0
ℓ = 2 m = -2 m=
m = -1 +1
m=0 m=
m = +1 +2
m = +2 m=
+3

20. Configuración electrónica.
■Es la distribución más estable, y por tanto, más probable de
los electrones en torno al núcleo.
■Principio de relleno o Aufbau.
■Los electrones entran en el átomo en los distintos
orbitales de energía ocupando primero los de menor
energía (“LEY DEL MÍNIMO ESFUERZO”).
■Principio de exclusión de Pauli.
■No pueden existir dentro de un átomo dos electrones
con sus 4 números cuánticos iguales. En un orbital sólo
puede haber 2 electrones con spines diferentes.
■Principio de Hund o de máxima multiplicidad.
■Un segundo electrón no entra en un orbital que esté
ocupado por otro mientras que haya otro orbital
desocupado de la misma energía (o sea, igual los
valores de n y l).

21. ■“En cada orbital sólo caben
2 electrones”.
Subnivel N° orbitales N° e-
S 1 (l = 0) 2
P 3 (l = -1,0,+1) 6
D 5 (l = -2+1,0,1,2) 10
F 7 (l =-3,-2,-1,0,1,2,3) 14

22. Si realizan la configuración de todos los
elementos, notarán que los elementos
están agrupados de la siguiente
manera:

23. Ha hacer
configuraciones
electrónicas en pizarra.

24. Estructuras de Lewis.
■Resulta muy útil representar alrededor de los símbolos de los
elementos los electrones externos o de valencia, que son los
que determinan sus propiedades químicas.

25. Propiedades periódicas de los
elementos
■El sistema, tabla o cuadro periódico resume de manera
organizada y sistemática una enorme cantidad de
propiedades físicas, químicas y estructura electrónica de los
elementos
■Permite estimar las propiedades de los compuestos y predecir
las reacciones que ocurrirán entre los elementos.
■John Dalton inventó símbolos para los elementos químicos
y los ordenó en una tabla (NO ACTUAL).
■En la Antigüedad se conocían solo 7 elementos: hierro,
cobre, plata, oro, plomo, estaño y mercurio. Los demás
elementos fueron descubiertos en el curso del tiempo.
■Actualmente se conocen más de 110 elementos (naturales
y artificiales).
■La ubicación de los elementos en el SP se relaciona con el
número atómico.

26. Propiedades Periódicas
■Energía de ionización.
■Es la energía mínima necesaria para
que un átomo gaseoso en su estado
fundamental un electrón y obtenga un
ión positivo gaseoso en su estado
fundamental.
■Na (g) + energía  Na+ (g) + e-
■Radio atómico.
■Es el radio de un átomo, se mide en
una molécula diatómica con un enlace
covalente.

27. ■Afinidad electrónica (o electroafinidad)
■Un átomo puede captar un electrón y
formar un átomo cargado
negativamente denominado anión.
■F (g) + e-  F- (g) + energía