Unidad 1 - El átomo

1. TEMA 1
EL ÁTOMO

2. TEORÍA ATÓMICA DE DALTON
- La materia está formada por partículas muy pequeñas llamadas ÁTOMOS, que
son indivisibles e indestructibles.
- Todos los átomos de un mismo elemento tienen la misma masa atómica.
- Los átomos se combinan entre sí en relaciones sencillas para formar compuestos.
- Los cuerpos compuestos están formados por átomos diferentes. Las propiedades
del compuesto dependen del número y de la clase de átomos que tenga.

3. MODELO ATÓMICO DE THOMSON
Thomson considera el átomo como una gran esfera con carga eléctrica positiva, en
la cual se distribuyen los electrones como pequeños granitos (de forma similar a las
semillas en una sandía).

4. EXPERIMENTO DE RUTHERFORD
Tras las investigaciones de GEIGER y MARSDEN sobre la dispersión de partículas a
al incidir sobre láminas metálicas, se hizo necesaria la revisión del modelo atómico
de Thomson.

5. EXPERIMENTO DE RUTHERFORD
OBSERVACIONES CONCLUSIONES
La mayoría de las partículas a
atraviesan la lámina sin alterar su
trayectoria.
El átomo debe estar en su mayor
parte vacío.
Algunas partículas a son desviadas
con un ángulo considerable.
El átomo tiene concentrada toda la
carga positiva en un pequeño punto
muy denso.
En algunos casos, las partículas a
rebotan contra la lámina de oro.
La repulsión entre cargas del mismo
signo hace que reboten hacia atrás.

6. MODELO ATÓMICO DE RUTHERFORD
Como consecuencia de sus experimentos, presentó un nuevo modelo para el
átomo, que perfeccionaba el anterior de Thomson.
La carga positiva del átomo y casi toda su masa están concentradas en el núcleo y
los electrones, a una gran distancia de éste, orbitan muy rápido a su alrededor.
Para evitar la desintegración del núcleo por la fuerte repulsión eléctrica entre los
protones, debía existir otra partícula de carga y de masa similar a la del protón.

7. MODELO ATÓMICO DE RUTHERFORD
PARTÍCULA
CARGA
ELÉCTRICA
RELATIVA
CARGA
ELÉCTRICA (C)
MASA (u)
PROTÓN +1 +1,6·10-19 1,0073
NEUTRÓN 0 0 1,0087
ELECTRÓN -1 -1,6·10-19 5,49·10-4

8. MODELO ATÓMICO DE RUTHERFORD
El número atómico (Z) es el número de protones que tiene un
átomo. Coincide con el número de electrones si el átomo es
neutro.
Los átomos de un elemento tienen el mismo número de
protones, por lo tanto, tienen el mismo número atómico.
El número másico (A) es la suma de protones y neutrones que
tiene un átomo. Es el número entero más próximo a la masa del
átomo medida en unidades de masa atómica.
XZ
A

9. MODELO ATÓMICO DE RUTHERFORD
Los ISÓTOPOS son átomos de un mismo elemento, mismo
número atómico (Z), pero se diferencian el número másico (A).
Cuando un elemento está formado por varios isótopos, su MASA
ATÓMICA se establece como una media ponderada de las masas
de sus isótopos.
Los IONES son átomos que poseen carga eléctrica porque han
ganado o perdido electrones.
Los CATIONES poseen carga negativa porque han perdido
electrones y los ANIONES poseen carga negativa porque han
ganado electrones.
XZ
A

10. PROBLEMA 1 (ej. 4; p. 52)
El vanadio, de número atómico 23, se encuentra en la naturaleza formando dos
isótopos con masas iguales a 50,0 y 51,0 uma.
a) Determina el número de neutrones y de protones que tiene cada uno de los
isótopos.
b) Calcula la abundancia relativa de los dos isótopos si la masa atómica (que
aparece en la tabla periódica) del vanadio es igual a 50,94 uma.

11. MODELO ATÓMICO DE BOHR
LIMITACIONES DEL MODELO ATÓMICO DE RUTHERFORD:
- Toda partícula cargada que gira debe emitir energía en forma de ondas
electromagnéticas.
- Un electrón en órbita alrededor del núcleo perdería energía, caería rápidamente
en espiral hacia éste y el átomo colapsaría.

12. RADIACIÓN ELECTROMAGNÉTICA
Una onda electromagnética consiste en la oscilación de un campo eléctrico y
otro magnético, perpendiculares entre sí y con la dirección de propagación.
Viene determinada por su FRECUENCIA (f) y por su LONGITUD DE ONDA (l)
relacionadas entre sí por:
c = l · f
siendo c la velocidad de propagación de la luz en el vacío (3·108 m/s).

14. RADIACIÓN ELECTROMAGNÉTICA
La frecuencia es el número de oscilaciones por unidad de tiempo.
La longitud de onda es la distancia entre dos puntos consecutivos de la onda con
igual estado de vibración.
El ESPECTRO ELECTROMAGNÉTICO es el conjunto de todas las radiaciones
electromagnéticas desde muy bajas longitudes de onda (RAYOS g) hasta
kilómetros (ONDAS DE RADIO).

15. ESPECTROS ATÓMICOS
Los ESPECTROS DE ABSORCIÓN se originan cuando los electrones absorben la
energía de los fotones y ascienden desde un nivel hasta otro de mayor
energía.
El modelo atómico de Bohr
explica satisfactoriamente el
espectro del átomo de
hidrógeno.

16. ESPECTROS ATÓMICOS
n2 = 2
n1 = 1
DE = E2 – E1 = h · f
ESPECTRO DE EMISIÓN

17. ESPECTROS ATÓMICOS
n2 = 2
n1 = 1
ESPECTRO DE
ABSORCIÓN
h f

18. ESPECTROS ATÓMICOS
1
λ
= R
1
𝑛1
2 −
1
𝑛2
2
R = 1,097·107 m-1
ECUACIÓN DE
RYDBERG

19. PROBLEMA 2 (ej. 8; p. 36)
Si se trabaja con luz láser de 500 nm, ¿cuál es la energía y la frecuencia de cada
fotón emitido?

20. PROBLEMA 3 (ej. 10; p. 36)
Calcula la frecuencia y la longitud de onda de un fotón de luz azul de 4,40·10-19 J.

21. PROBLEMA 4 (ej. 11; p. 39)
Para ionizar un átomo de rubidio se requiere una radiación luminosa al menos de
4,20 eV. Determina la frecuencia de la radiación utilizada.
Si se dispone de luz naranja de 600 nm, ¿se podría conseguir la ionización del
rubidio con esta luz?
DATOS: e = 1,60·10-19 C; c = 3·108 m/s; h = 6,63·10-34 J s.

22. PROBLEMA 5 (ej. 13; p. 39)
El espectro visible corresponde a radiaciones de longitud de onda comprendida
entre 450 y 700 nm.
a) Calcula la energía correspondiente a la radiación visible de mayor frecuencia.
b) Razona si es o no posible conseguir la ionización del átomo de magnesio con
dicha radiación (primera energía de ionización del magnesio = 7,65 eV).

23. MODELO ATÓMICO DE BOHR
POSTULADOS:
- Niveles de energía: un electrón solo puede girar a determinadas distancias del
núcleo en ciertas órbitas permitidas.
- Transición entre niveles: un electrón puede pasar desde un nivel n hasta otro
nivel m mediante la emisión o absorción de una cantidad de energía.
- Ocupación de niveles: el número máximo de electrones que puede haber en
cada nivel es igual a 2n2.

24. MODELO ATÓMICO ACTUAL
En el modelo original de Bohr se precisa un único parámetro (NÚMERO CUÁNTICO
PRINCIPAL, n), que se relaciona con el radio de la órbita circular que el electrón
realiza alrededor del núcleo, y también con la energía total del electrón.
n indica los diferentes niveles electrónicos (órbitas estacionarias en el modelo de
Bohr) y puede tomar valores positivos: 1, 2, 3, …
La aparición de nuevas rayas espectrales hizo necesario modificar el modelo para
adaptarlo a los nuevos datos experimentales. Se introdujeron otros tres números
cuánticos para caracterizar el electrón: - Número cuántico secundario (l)
- Número cuántico magnético (ml)
- Número cuántico de espín (s)

25. MODELO ATÓMICO ACTUAL
El átomo está formado por un núcleo donde se encuentran los neutrones y los
protones y los electrones giran alrededor en diferentes orbitales.
Un ORBITAL es una solución de la ecuación de onda aplicada a un átomo.
Determina la región del espacio en el átomo donde hay una probabilidad muy alta
de encontrar a los electrones.

26. ENERGÍA DE LOS ORBITALES
La ENERGÍA DE UN ORBITAL depende de los valores de los números cuánticos n y l
pero no del ml.
Los orbitales de un mismo nivel tienen la misma energía.
Conforme se van llenando de electrones, la repulsión entre estos modifica la
energía de los orbitales y todos disminuyen su energía (se estabilizan) al aumentar
Z.

27. CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA
Se llama CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA de un átomo a la distribución de sus
electrones en los diferentes orbitales, teniendo en cuenta que se van llenando en
orden creciente de energía y situando dos electrones como máximo en cada
orbital.

28. CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA
La tabla periódica se ordena según el
número atómico, número de protones, y si
el átomo es neutro coincide con el número
de electrones. La tabla periódica queda
ordenada según las configuraciones
electrónicas de los diferentes elementos.

29. CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA
PRINCIPIO DE MÍNIMA ENERGÍA. Se rellenan primero los niveles con menor
energía. No se rellenan niveles superiores hasta que no estén completos los niveles
inferiores.
PRINCIPIO DE MÁXIMA MULTIPLICIDAD. Cuando un nivel electrónico tenga varios
orbitales con la misma energía, los electrones se van colocando lo más
desapareados posible en ese nivel electrónico. No se coloca un segundo electrón
en uno de dichos orbitales hasta que todos los orbitales de dicho nivel de igual
energía están semiocupados.
PRINCIPIO DE EXCLUSIÓN DE PAULI. No puede haber dos electrones con los cuatro
números cuánticos iguales en un mismo átomo.

30. PROBLEMA 6 (ej. 9; p. 52)
Se ha observado que los átomos de hidrógeno en su estado natural son capaces de
absorber radiación ultravioleta de 3 216 Å. ¿A qué transición electrónica
corresponde esta absorción?

31. PROBLEMA 7 (ej. 10; p. 52)
La energía necesaria para ionizar el átomo de sodio es 498,07 kJ mol-1. Calcula la
frecuencia de la radiación capaz de efectuar dicha ionización. Determina si esta
pertenece al espectro visible, al infrarrojo o al ultravioleta, sabiendo que la longitud
de onda de la luz visible en el vacío está comprendida entre 3 900 y 7 800 Å.

32. PROBLEMA 8 (ej. 11; p. 52)
El electrón del átomo de hidrógeno pasa del estado fundamental de energía
E1 = - 13,6 eV al n = 3. Indica la energía de este nivel.