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“Modelos atómicos”
Antes de comenzar a estudiar los modelos atómicos es muy importante tener en consideración que el concepto de lo que
hoy conocemos como átomo y su estructura, no es más que la evolución de una serie de teorías que se remontan muchos
cientos de años atrás, mediante una serie de investigaciones que a través del ensayo y error llevaron a la concepción que
hoy tenemos de este.
Es así que para comenzar de mejor manera partiremos por considerar lo que ya sabemos o deberíamos saber respecto al
átomo y sus partículas subatómicas que lo conforman.
Átomo se define como la unidad estructural y básica de la materia, y este a su vez está formado por varias partículas aún
más pequeñas llamadas partículas subatómicas. Estas se encuentran distribuidas en distintos sectores del átomo. Uno de
estos sectores es el núcleo, que es la zona central del átomo donde se encuentran los protones (partículas subatómicas de
carga positiva) y los neutrones (partícula subatómica de carga neutra), mientras que los electrones (partículas subatómicas
de carga negativa) se encuentran distribuidos alrededor del núcleo en zonas conocidas como orbitales.
Electrón
Protón
Neutrón



Protones: Partículas subatómicas con carga positiva
Electrones: Partículas subatómicas con carga negativa
Neutrones: Partículas subatómicas con carga cero (neutras)
LAS PRIMERAS TEORIAS
Sabiendo ya estas consideraciones generales sobre el átomo y sus partículas subatómicas constituyentes, es más fácil
comenzar con la historia de éste, donde conoceremos en qué lugar y quien fue el primer personaje en entablar este
concepto y como a partir de ese momento ha ido evolucionando y perfeccionando hasta llegar a lo que ya conocemos.
En el siglo V antes de Cristo, Los filósofos griegos creían que los distintos materiales estaban formados por la combinación
de unas pocas sustancias, los elementos, que eran simples y que no podían descomponer en sustancias mas simples.
Leucipo-Democrito-. Postularon que el Universo estaba formada por partículas muy pequeñas e indivisibles, los átomos y
que esta no se podía fragmentar en partículas más pequeñas
En la filosofía de la antigua Grecia, la palabra “átomo” se empleaba para referirse a la parte de materia más pequeña que
podía concebirse. Esa “partícula fundamental”, por emplear el término moderno para ese concepto, se consideraba
indestructible. De hecho, átomo significa en griego “sin división”. El conocimiento del tamaño y la naturaleza del átomo
avanzó muy lentamente.
TEORIA DE LOS 4 ELEMENTOS
"Teoría de la existencia de un principio permanente origen de todo", más conocida como la "Teoría de los 4 elementos".
Esta teoría fue formulada por 4 de los más famosos filósofos de la Antigua Grecia: Tales, Anaxímenes, Heráclito, y más tarde
Empédocles. Cada uno de estos filósofos elemento el cual ellos pensaban, era el principio de todo. Dichos 4 elementos
aparecen simbolizados en la teoría: Agua, Aire, Fuego y Tierra. Años más tarde esta teoría es aprobada por otro de los
grandes filósofos de la Cultura Clásica: Aristóteles. a lo largo de los siglos ya que la gente se limitaba a especular sobre él.
1
Sin embargo, los avances científicos de este siglo han demostrado que la estructura atómica integra a partículas más
pequeñas, que son precisamente las que comentamos anteriormente.
Teoría de atómica de Dalton (1808)
Básicamente lo que hizo Dalton fue tomar el concepto de átomo de Demócrito olvidado hace muchos
siglos atrás, y realizar una serie de postulados en los que además concibe al átomo como una esfera
sólida diminuta.
Formuló una definición precisa del concepto átomo, que dice:
 Los elementos están formados por partículas extremadamente pequeñas llamadas átomos
 Todos los átomos de un mismo elemento son idénticos (misma masa, tamaño y
propiedades químicas)
 Los compuestos están formados por más de un elemento
 Una reacción química implica la separación, combinación o reordenamiento de los átomos.
Nunca supone la creación o la destrucción de los mismos
El Modelo de Thomson (1904)
Joseph Thompson realizó un experimento que le permitió descubrir pequeñas partículas con carga negativa a las que llamó
electrones. Este experimento se realiza en un equipo de descarga eléctrica que consiste en una placa con carga positiva
llamada ánodo, que atrae partículas con carga negativa (o electrones) emitidas por el cátodo (placa con carga negativa). El
haz de electrones forma lo que los primeros investigadores llamaron rayo catódico. Este rayo viaja hasta incidir en la
superficie interna del extremo opuesto del tubo. La superficie está recubierta con un material fluorescente, como sulfuro
de zinc, de manera que se observa una intensa fluorescencia o emisión de luz cuando la superficie es bombardeada por los
electrones. Para conocer la carga de los rayos catódicos, a este sistema se le agregó un imán para ver si estas partículas
eran o no desviadas por el campo magnético del imán. Se observó que en presencia de este campo las partículas eran
desviadas de su trayectoria; sin embargo, en ausencia del campo magnético las partículas siguen una trayectoria rectilínea
hasta chocar con la superficie recubierta con material fluorescente.
Thomson sugiere un modelo atómico que tomaba en cuenta la existencia del electrón, descubierto por él en 1897. Su
modelo era estático, pues suponía que los electrones estaban en reposo dentro del átomo y que el conjunto era
eléctricamente neutro. Con este modelo se podían explicar una gran cantidad de fenómenos atómicos conocidos hasta la
fecha. Posteriormente, el descubrimiento de nuevas partículas y los experimentos llevado a cabo por Rutherford
demostraron la inexactitud de tales ideas.
Conocido como Modelo del budín de pasas
Para que un átomo sea neutro debe poseer el mismo número de cargas negativas que de positivas. Es así que
para Thomson el átomo era una esfera positiva en el cuál se encontraban incrustados los electrones como si
fueran pasas en un pastel
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Este período fue extraordinariamente activo en términos de descubrimientos, asociados a las propiedades y componentes
del átomo. Mientras los experimentos con el tubo de descarga de Crookes permitían saber más sobre la naturaleza del
electrón, Eugene Goldstein, utilizando un tubo de descarga modificado (de cátodo perforado) determinaba la existencia de
una partícula de carga positiva que viajaba en sentido contrario a los rayos catódicos. Estos rayos fueron designados con el
nombre de rayos canales.
El Modelo de Rutherford (1911)
EXPERIMENTO DE RUTHERFORD
Con la idea de conocer aún más la estructura
interna del átomo, Rutherford realizó el siguiente
experimento:
Impactó una lámina de oro con partículas alfas
emitidas por una sustancia radiactiva. Obteniendo
los siguientes resultados:



La mayoría de las partículas alfa
atravesaba la lámina de oro
Una pequeña parte atravesaba la lámina
con una pequeña desviación
Una mínima parte chocaba con la lámina y
se devolvía a su origen
Basado en los resultados de su trabajo que demostró la existencia del núcleo atómico, Rutherford sostiene que casi la
totalidad de la masa del átomo se concentra en un núcleo central muy diminuto de carga eléctrica positiva. Los electrones
giran alrededor del núcleo describiendo órbitas circulares. Estos poseen una masa muy ínfima y tienen carga eléctrica
negativa. La carga eléctrica del núcleo y de los electrones se neutralizan entre sí, provocando que el átomo sea
eléctricamente neutro.
El modelo de Rutherford tuvo que ser abandonado, pues el movimiento de los electrones
suponía una pérdida continua de energía, por lo tanto, el electrón terminaría describiendo
órbitas en espiral, precipitándose finalmente hacia el núcleo. Sin embargo, este modelo sirvió de
base para el modelo propuesto por su discípulo Neils Bohr, marcando el inicio del estudio del
núcleo atómico, por lo que a Rutherford se le conoce como el padre de la era nuclear.
Conocido como Modelo Planetario: considero que los electrones giraban en torno al núcleo, similar a como lo hacen
los planetas alrededor del sol.
-La mayor parte del átomo es espacio vacío, donde las cargas positivas debían centrarse en el interior (centro del átomo al
que llamo núcleo)
-Rutherford estableció la existencia de las partículas positivas que llamó protones .
-Chadwick al estudiar las masas de los átomos infiere que en el núcleo existen partículas de igual masa que el protón pero
con carga neutra a los que llamo neutrones.
El Modelo de Bohr (1913)
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El físico danés Niels Bohr (Premio Nobel de Física 1922), postula que los
electrones giran a grandes velocidades alrededor del núcleo atómico. Los
electrones se disponen en diversas órbitas circulares, las cuales
determinan diferentes niveles de energía. El electrón puede acceder a un
nivel de energía superior, para lo cual necesita "absorber" energía. Para
volver a su nivel de energía original es necesario que el electrón emita la
energía absorbida (por ejemplo en forma de radiación). Este modelo, si
bien se ha perfeccionado con el tiempo, ha servido de base a la moderna
física nuclear.
Conocido como Modelo Estacionario
Los electrones se mueven en torno al núcleo en trayectorias circulares llamadas órbitas.
Mientras la órbita sea más cercana al núcleo esta tendrá menor energía, por lo que la posición
del electrón en esta será más estable
Resumiendo los modelos propuestos
Modelo Mecano – Cuántico (1925)
Se inicia con los estudios del físico francés Luis De Broglie, quién recibió el Premio Nobel
de Física en 1929. Según De Broglie, una partícula con cierta cantidad de movimiento se
comporta como una onda. En tal sentido, el electrón tiene un comportamiento dual de
onda y corpúsculo, pues tiene masa y se mueve a velocidades elevadas. Al comportarse
el electrón como una onda, es difícil conocer en forma simultánea su posición exacta y su
velocidad, por lo tanto, sólo existe la probabilidad de encontrar un electrón en cierto
momento y en una región dada en el átomo, denominando a tales regiones como niveles
de energía. La idea principal del postulado se conoce con el nombre de Principio de
Incertidumbre de Heisenberg. Sin embargo este modelo es atribuído a Shrodinger ya que
incorpora en una ecuación matemática el comportamiento dual del electrón y el principio
de incertidumbre de Heisenberg, quien lo lleva a concluir en el modelo actual, vale decir el
mecano-cuantico
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ACTIVIDADES
1.- ¿En qué consistió el experimento de Rutherford?
…………………………………………………………………………………………………………………………………………………
…………………………………………………………………………………………………………………………………………………
2.- ¿Cómo se define átomo?
…………………………………………………………………………………………………………………………………………………
…………………………………………………………………………………………………………………………………………………
3.- ¿Qué características tenía el átomo según Dalton?
…………………………………………………………………………………………………………………………………………………
…………………………………………………………………………………………………………………………………………………
4) Realiza un cuadro comparativo entre:
Modelo atómico de Thomson
Modelo atómico de Rutherford
Semejanzas
Diferencias
5) Dibuja el átomo de carbono según el modelo de Rutherford. Recuerde que el átomo de carbono posee 6 protones (Z=6)
6) Observa la siguiente imagen y responde
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¿A qué estructuras atómicas corresponden los elementos señalados con las letras X, Y, Z, respectivamente?
…………………………………………………………………………………………………………………………………………………
…………………………………………………………………………………………………………………
¿A qué modelo atómico corresponde dicha imagen?
…………………………………………………………………………………………………………………………………
7) Relacione correctamente los siguientes pares de conceptos; para ello escriba la letra en el casillero en blanco según
corresponda
A.-THOMSON
Electrón
B.- DALTON
Orbitas
C.- RUTHERFORD
Orbitales
D.- BOHR
Núcleo
E.- DEMOCRITO
Modelo estacionario
F.- SRHODINGER
Budín de pasas
Lámina de de oro
Postulados
Protón
8) Describa y analice el modelo atómico de Böhr. Los átomos de litio, carbono, hierro y neón tienen 3, 6, 26 y 10
electrones respectivamente. Indique según lo propuesto por Böhr la distribución electrónica en las órbitas K, L, M, N,
así: (Realice los modelos)
K
L
M
N
Li
C
Fe
Ne
9) Indicar el número total de protones, neutrones y electrones que hay en cada uno de los siguientes casos:
a) un ion fluoruro
b ) una molécula de cloro;
c) 32 g de oxígeno;
d) Un átomo-g de nitrógeno;
e) un ion-g de 0-2 .
Números atómicos y másico Cl( 17,35). N(7.14).F(9.19), O(8.16)
10) Para ionizar un átomo de sodio se precisan 118,5 kcal/mol Si esta energía es de procedencia luminosa. ¿cuál sería la
frecuencia más baja posible de un haz luminoso capaz de efectuar tal ionización? Sol: 1,24.10 15 Hz.
11) Calcula la energia de un mol de fotones de una radiación electromagnética de 600 nm.
Sol: 1,995.10 5 J
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12) Un electrón excitado de un átomo de hidrógeno vuelve a su estado fundamental y emite radiación electromagnética de
180 nm. Calcular: a) la frecuencia de la radiación
b) la diferencia de energía interna entre los dos niveles electrónicos. Sol: 1,67.10 15 Hz. 1,1.1018 J.
13) Según el modelo atómico de Bohr para el átomo de hidrógeno, ¿podríamos afirmar que la radiación emitida en una
transición electrónica n=4 a n=2, tiene menor longitud de onda que la del tránsito n=5 a n=2. Sol Sí
14) Un electrón de un átomo de hidrógeno está excitado en el nivel energético n = 2. El electrón de otro átomo está excitado
en el nivel n = 4. Se considera que cada electrón vuelve a su estado fundamental. Indicar cuál emitirá una radiación
electromagnética de mayor energía. cuál de mayor frecuencia y cuál de mayor longitud de onda.
15) Un electrón salta del nivel 5 al nivel 2. Indicar si absorberá o emitirá energía. Si repite este salto del 6 al 3, ¿el intercambio
de energía será el mismo? ¿Será la misma la frecuencia de la raya del espectro para ambos casos?
16) ¿Por qué la teoría de Bohr es incompatible con el principio de incertidumbre de Heisenberg?
17) Para la mecánica ondulatoria es posible conocer con exactitud la posición y el estado de movimiento de una partícula
elemental? ¿por qué? No .
18) Diferencia entre órbita y orbital.
19) Señala la diferencia entre la órbita de Bohr para n = 1 y el orbital 1s.
20¿Qué números cuánticos son necesarios conocer para determinar un orbital? ¿y para fijar el estado cuántico de un
electrón ?
21) Los orbitales 2px 2py 2pz ¿en qué se parecen? ¿En qué se diferencian?
22) Indica el número de orbitales posibles en las subcapas 3d y 4p, dando el valor de los números cuánticos
correspondientes a cada uno de ellos.
23) Escribe los cuatro números cuánticos del electrón diferenciador de los elementos de Z = 16 y 19.
24) Si un electrón se designa como (2,1,0.1/2). a) ¿En qué nivel, subnivel y orbital se encuentra situado? b) ¿Cómo
designar otro electrón del mismo orbital? c) ¿Cuáles serán los números cuánticos que corresponden a otro electrón del
mismo nivel y distinto subnivel?
25) Para cada uno de los casos siguientes ¿cuál es el número total de electrones en un átomo que cumplen los valores
indicados de los números cuánticos? a) n = 3, l = 1,
b) n = 3, l = 1, m = -1, c) n = 4, l = 3.
26) Determinar el número de orbitales posibles en el cuarto nivel energético de un átomo e indicar cuántos son s. p, d y f
27) Indica de los grupos siguientes correspondientes a valores de n. l , m
a(3,-1,1)
b( 1,1,3)
c(4,2,0)
d(1,0,0)
e(3,1,1)
no son permitidos. Explica por qué:
f(5,3,-3)
g(2,1,-1)
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28) ¿Pueden existir en un átomo electrones con los números cuánticos (n. I .m. s):
(3, 1, 0, -1/2).
(2,1,2,1/2)
Razónese.
29) ¿Qué son los números cuánticos? ¿Qué valores puede tomar el número cuántico m para:
a) Un orbital 1s;
b) un orbital 3d; c) un orbital 4p?
30) Escribir los números cuánticos correspondientes a un orbital 4d y a un electrón de un orbital 3s.
31) Escribe la serie completa de los cuatro números cuánticos para los cuatro electrones 3p del átomo de azufre.
32) La notación de un electrón es 3p3, ¿qué números cuánticos le corresponden?
33) Indicar de las siguientes configuraciones electrónicas si corresponden a estados fundamentales, excitados o son
imposibles:
34) Dadas las características cuánticas de cuatro electrones, indicar: a) si son valores correctos;
b)en los que sí lo sea,
indicar el tipo de orbital atómico en que se encuentra el electrón; e)ordenar los electrones según un criterio de energía
creciente.
N
l
m
s
1) 4
1 -1
-1/2
2) 3
1
2
-1/2
3) 1
0
0
1/2
4) 4
2
0
-1/2
35) Un electrón, para los números cuánticos m y s, tiene como valores: m = +2 Y s = +1/2. ¿Qué valor o valores pueden
tomar los otros dos números cuánticos?
36) Comparando un electrón del orbital 4f con otro situado en el orbital 5s, ¿cuál posee mayor energía?, ¿cuál se encuentra
más alejado del núcleo?
37 ¿Es posible que la estructura de un átomo sea 1s2 2s2 2p6 4s1 ?
38) Responda las siguientes preguntas
¿Cuáles elementos forman enlace iónico?
¿Cuáles elementos forman enlace covalente?
¿Cuáles elementos son metálicos?
¿Cuáles elementos son no metales?
. ¿Cuál es el átomo que gana electrones más fácilmente?
¿Cuál es el átomo que pierde electrones más fácilmente?
¿Cuáles elementos se consideran no metales?
¿Cuáles elementos se consideran metales?
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39. En la siguiente tabla capicúa se ubican hipotéticamente algunos elementos:
Al hidrógeno, que está volando, aparece en esta
casilla, porque ahí le tomaron la foto y queda
ubicado por D.E y no por comportamiento químico
E
R
1
1
2
A
3
El helio queda ubicado aquí
por comportamiento químico y
no por D.E.
He 
2
2
G P F S H
B
N
R
Q
-
O -
-
- T
- M
-
-
-
-
-
- W
I
4
C -
-
-
J
- K -
D -
I
-
-
O
D
5
Ñ
-
O
6
- E -
-
- L -
S
7
-
-
-
-
-
-
- Z
-
Para ellos resuelva las siguientes situaciones:
1.
Haga la DE de N y F.
2.
Dar el número atómico de D y M.
3.
Cuando B se ioniza, la D.E del ión coincide con la DE del elemento: …
4.
¿Qué carga tiene el ión típico de N?
5.
¿Cuántos niveles de energía tienen Ñ y Q?
6.
El elemento K, ¿Cuántos orbitales tiene ocupados?
7.
¿Cuáles serían metales alcalinos?
8.
¿Cuáles serían metales alcalino-térreos?
9.
¿Cuáles serían los halógenos?
10.
¿Cuáles serían los no metales? ( haga la escalera )
11.
¿Cuáles serían elementos de transición?
12.
N es más electronegativo que A ( ) V o F
13.
El ión típico de P es P 1 - ( ) V o F
14.
El radio atómico de N es menor que el de A ( ) V o F
15.
S es el elemento más electronegativo ( ) V o F
16.
D es más electronegativo que R ( ) V o F
17.
El potencial de ionización de B es mayor que el de Ñ ( ) V o F
18.
T es más electronegativo que W ( ) V o F
19.
El tamaño atómico de R es mayor que el de B ( ) V o F
20.
Los elementos H y Z son muy activos ( ) V o F
9