ayudara al alumno o estudiante de quimica a poder guiarce con este trabajo a poder observar la teoria atomica de Dalton.....Método de coordenadas cartesianas a) Se elige un punto “O” en el interior del levantamiento topográfico b) El eje YY es la meridiana del lugar (por datos geodésicos), o bien un eje que convenga c) Cada punto en el terreno se representa por un punto en el plano (d,α) coordenadas polares x_A= dsenα y_B= dcosα (Coordenadas cartesianas)

1. UNIVERSIDAD NACIONAL ACULTAD DE CIENCIAS
“SANTIAGO ANTÚNEZ DE MAYOLO” Separata: Estructura Atómica
M.Sc. M. Santillán Torres
ESTRUCTURA ATÓMICA
DESARROLLO DE LA TEORÍA TÓMICA
La estructura atómica que actualmente conocemos es el producto del aporte de ideas, conocimientos
teóricos y prácticos de filósofos y científicos respectivamente a través del tiempo. Dentro de los
antecedentes que se mencionan sobre la teoría atómica se remonta a 2500 años A.C., cuando en
Grecia dos filósofos Demócrito y Leucipo postularon que la materia está compuesta por átomos, y
que estos eran indivisibles e indestructibles.
Empédocles, otro filósofo griego, no creía en tal teoría y postulaba la idea de que la materia estaba
constituida por 4 elementos: fuego, tierra, agua y aire; teoría que fue respaldada por Aristóteles,
filósofo que gozaba de gran aceptación en su época, quien propuso además que estos elementos se
combinaban entre sí.
En 1800, el profesor inglés John Dalton recogió la idea del el átomo que dio el filósofo Demócrito
sobre la discontinuidad de la materia. Esta vez basándose en hechos experimentales, mediante el
estudio de las leyes ponderales. Esta es la primera teoría científica que considera que la materia está
dividida en átomos.
Los postulados básicos de esta teoría atómica son:
1. La materia está dividida en unas partículas indivisibles e inalterables, que se denominan átomos.
2. Todos los átomos de un mismo elemento son idénticos entre sí, tienen el mismo tamaño, la
misma masa y las mismas propiedades químicas.
3. Los átomos de distintos elementos tienen distinta masa y distintas propiedades.
4. Los átomos no pueden crearse, dividirse en pequeñas partículas, ni destruirse.
5. Los compuestos se forman cuando los átomos se unen entre sí, en una relación constante y
sencilla.
Su error está en la indivisibilidad del átomo y su limitación es que no explica la existencia de los
isótopos.
MODELO ATÓMICO DE THOMPSON
En 1897 Joseph John Thompson realiza una serie de experimentos y descubre el electrón. En tubos
de gases a baja presión en los que se establece una diferencia de potencial superior a 10 000 voltios,
se comprobó que aparecían partículas con carga eléctrica negativa a las que se llamó electrones, y
demostró que habían sido arrancados de los átomos (los cuales eran neutros). Tal descubrimiento
modificó el modelo atómico de Dalton, que lo consideraba indivisible. Thompson supuso el átomo
como una esfera homogénea e indivisible cargada positivamente en la que se encuentran
incrustados los electrones. Este modelo se le conoce como el modelo del budín de pasas.
MODELO ATÓMICO DE RUTHERFORD
En 1911, otro físico el inglés Ernest Rutherford, realizó una serie de experimentos. Hizo incidir
sobre una lámina finísima de oro un delgado haz de partículas cargadas positivamente (radiaciones

2. alfa (α)) de masa mucho mayor que la del electrón y dotadas de alta energía cinética. En el que
observó distintos comportamientos: la mayor parte del haz de luz se desviaban y muy poco
revotaban lo que implica: a) Que los átomos están vacíos y b) Que hay una zona cargada
positivamente; esta zona debe estar muy concentrada ya que es mayor el número de desviaciones
que de choques. Este experimento lo condujo a introducir el modelo planetario, que es el más
utilizado aún hoy en día. Considera que el átomo se divide en:
Un núcleo central, que contiene los protones y neutrones (y por tanto allí se concentra toda la
carga positiva y casi toda la masa del átomo).
Una corteza, formada por los electrones, que giran alrededor del núcleo en órbitas circulares, de
forma similar a como los planetas giran alrededor del Sol.
Limitaciones de su modelo atómico:
1. Se contradecía con las leyes del electromagnetismo de Maxwell, las cuales estaban ampliamente
comprobadas mediante numerosos datos experimentales. Según las leyes de Maxwell, una carga
eléctrica en movimiento (como es el electrón) debería emitir energía continuamente en forma de
radiación, con lo que llegaría un momento en que el electrón caería sobre el núcleo y la materia
se destruiría; esto debería ocurrir en un tiempo muy breve.
2. No explicaba los espectros atómicos.
NATURALEZA DE LA LUZ
Los antiguos filósofos ya conocían algunos hechos sobre la propagación de la luz. Así se atribuye a
Euclides el descubrimiento de las leyes de la reflexión de la luz (300 a.c.) y es a mediados del siglo
XVII que se desarrollan teorías físicas tratando de explicar la naturaleza de la luz, dentro de estas
teorías se tiene la:
Teoría corpuscular
En 1704, Isaac Newton presentó en su obra ÓPTICA la teoría corpuscular de la luz. Teoría en la
que supone que la luz está compuesta por una serie de corpúsculos o partículas emitidos por los
manantiales luminosos, los cuales se propagan en línea recta y que pueden atravesar medios
transparentes, y pueden ser reflejados por materias opacas.
Esta teoría explica: La propagación rectilínea de la luz, la refracción y reflexión
Teoría ondulatoria
En la misma época, Christian Huygens, propuso su teoría ondulatoria, que lo define a la luz como
un movimiento ondulatorio del mismo tipo que el sonido, Como las ondas sonoras se trasmiten en
el vacío, supone que las ondas luminosas necesitan para propagarse un medio ideal, el éter, presente
tanto en el vacío como en los cuerpos materiales.
Esta teoría explica las leyes de la reflexión y la refracción suponiendo que la velocidad de
propagación era menor en los medios más densos.
Teoría electromagnética
En 1864 el físico matemático inglés J.C. Maxwell publicó la teoría electromagnética de la luz, en
ella predecía la existencia de ondas electromagnéticas que se propagaban con una velocidad de 3 x
108
m/s, a partir de las leyes de electricidad y magnetismo y que coincidía con el valor de la
velocidad obtenida de la propagación de la luz.
Hecho que confirmó teóricamente que la luz no es una onda mecánica sino una onda
electromagnética que puede propagarse sin necesidad de un medio material.

3. Algunas propiedades de una onda electromagnética son:
Longitud de onda: ( λ) es la distancia que se propaga la onda durante un período, ó es la distancia
que hay entre dos partículas consecutivas que están en la misma fase ó la distancia existente entre
dos crestas o valles consecutivos. Se representa con la letra lambda y su unidad de medición en el
S.I. es el metro. La longitud de onda de una onda describe cuán larga es la onda. La longitud de
onda es inversamente proporcional a la frecuencia de la onda.
Frecuencia(ν). Es el número de longitudes de onda que pasan en un segundo, por un determinado
punto. La unidad de la frecuencia se mide en ciclos u onda por segundo o en Hertz
Número de onda (

). Es el número de longitudes de onda presentes en un centímetro.
1

-
La longitud de onda, frecuencia y el número de onda guardan relación entre sí:
Velocidad de la onda (c). Es el producto de la frecuencia por la longitud de onda, su unidad es en
cm/s, la velocidad de la onda depende del medio por el que se propague. Sí la onda se propaga en el
vacío su velocidad es igual a la de la luz 2, 998x108
m/s. Sí se propaga por el aire su velocidad
difiere muy poco del vacío.
Periodo(T). Es el tiempo que demora en recorrer un ciclo o una onda completa se expresa en
segundos.
1
T


Amplitud de onda (a). Es la altura de una cresta (+a) o la profundidad de la depresión (-a), esta es
la propiedad de intensidad La distancia por encina o por debajo de la línea central de una forma de
onda representa la amplitud de la señal. Cuanto mayor es la distancia, mayor será la variación de
presión o la señal eléctrica, que se define como la cantidad de energía que atraviesa una unidad de
área de espacio, por unidad de tiempo. Se expresa en J/cm2
o en watts/cm2
.
1c

 

 
Fuenteeléctrica

4. La teoría de maxwell no da explicación a fenómenos por absorción o emisión, fenómenos
fotoeléctricos, emisión de luz por cuerpos incandescentes. Por lo que Max Planck retoma la teoría
corpuscular.
Teoría de los cuantos
Es Max Planck quien pone los cimientos de la mecánica cuántica, demostrando que la luz presenta
propiedades de la materia, además de ser una energía radiante que puede ser absorbida o emitida en
cantidades definidas llamadas cuantos, que actualmente se denominan fotones y se expresa a través
de la siguiente ecuación matemática:
E = nh; donde: E = Energía
n = número de fotones
h = constante de Planck (6,63 x 10-34
J s)
 = frecuencia de los átomos que oscilan en la materia sólida.
La cuantificación de la energía, lo dedujo de la relación de los diversos colores de la luz y la
energía; la representación de sus ondas se conoce como espectro visible, que es una parte del
espectro electromagnético como representación de todas las ondas luminosas de energías continuas
y variables.
Espectro electromagnético.
El arco iris que apreciamos frecuentemente en la época de lluvia, los colores de la luz que se aprecia
cuando la luz solar o haz de luz de cualquier otra fuente incide en un CD, es lo que se conoce como
espectro visible, que es sólo una pequeñísima parte del espectro electromagnético total.
ESPECTRO VISIBLE
COLOR (nm) (cm-1
)
rojo 7,0x102
- 6,4x102
1,43x104
- 1,56x104
anaranjado 6,4x102
- 6,0x102
1,56x104
- 1,67x104
amarillo 6,0x102
- 5,8x102
1,67x104
- 1,72x104
verde 5,8x102
- 5,2x102
1,72x104
- 1,92x104
azul 5,2x102
- 4,6x102
1,92x104
- 2,17x104
violeta 4,6x102
- 4,0x102
2,17x104
- 2,50x104
El espectro electromagnético se extiende desde la radiación de menor longitud de onda, como los
rayos gamma y los rayos X, pasando por la luz ultravioleta, la luz visible y los rayos infrarrojos,
hasta las ondas de mayor longitud de onda, como son las ondas de radio, si bien todas las ondas
electromagnéticas son iguales por su naturaleza, los efectos que ocasionan no siempre son iguales,
razón por la cual cada grupo de ondas electromagnéticas que dan efectos similares les han asignado
un nombre.

5. ESPECTRO ELECTROMAGNÉTICO
Nombre de la región Fenómeno Asoc. (nm) (cm-1
)
A Desconocido Desconocido  1,0x1013
 1,0x10-6
B. Ondas herzt. Largas TV,radio 2,0x1012
- 4,0x1010
5,0x10-6
- 2,5x10-4
C.Ondas herzt. cortas Radar, radio 4,0x1010
- 3,3x105
2,5x10-4
- 3,0x101
D.I.R Vib. Molec. 3,3x105
- 7,0x102
3,0x101
- 1,4x104
E.Visible Vib. Molec. 7,0x102
- 4,0x102
1,4x104
- 2,5x104
F.UV Vib.electr. 4,0x102
- 1,2x101
2,5x104
- 8,3x105
G. UV lejano Vib..molec. 2,0x101
- 5,0x100
8,3x105
- 2,0x109
H. Rayos X Vib. Elect. 5,0x100
- 1,2x10-2
2,0x107
- 8,3x108
I. Rayos  Cambios nucl. 1,2x10-2
- 1,0x10-5
8,3x108
- 1,0x1012
J. Rayos cósmicos Cambios nucl 1,0x10-5
- 1,0x10-6
1,0x1012
- 1,0x1013
La representación de una onda luminosa proveniente de los gases de una sustancia química
(elementos), sometidas a la llama de un mechero de Bunsen o arco eléctrico se denomina espectro
atómico que puede ser de absorción o emisión; continuo o de líneas. El espectro de líneas de cada
elemento es único. El átomo más estudiado ha sido el átomo de hidrógeno por presentar en su
estructura un solo electrón y como tal su espectro atómico resulta ser el más simple.
Espectro de Emisión del Hidrógeno.
Es el registro de frecuencias de radiaciones emitidas por átomos de hidrógeno que al ser sometidos
a altas temperaturas absorben energía, emitiendo luego el exceso de energía en forma de radiaciones
de diferentes frecuencias. Su espectro de emisión contiene más líneas que su espectro de absorción;
las líneas espectrales de absorción coinciden con líneas espectrales de emisión y corresponden a la
serie de Lyman.
El espectro de emisión del hidrógeno presenta grupos de líneas espectrales que se denominan series
o regiones espectrales.
Serie (cm-1
) Región Valores
nf ni
Lyman 82 303 - 109 737 UV 1 2
Balmer 27 434 - 15 241 V 2 3
Paschen 12 193 - 5 334 IR 3 4
Bracket 6 858 - 2 469 IR lejano 4 5
Pfund 4 389 - 1 341 IR lejano 5 6
Las posiciones de las líneas del espectro de emisión pueden determinarse usando la siguiente
expresión matemática:
__
 = RH((1/ni
2
) - 1/nf
2
); donde: nf y ni números enteros y nf  ni y RH = 109 737 cm-1
Teoría de la mecánica ondulatoria
De acuerdo con la física clásica existen diferencias entre onda y partícula. Una partícula ocupa un
lugar en el espacio y tiene masa mientras que una onda se extiende en el espacio caracterizándose
por tener una velocidad definida y masa nula.

6. Actualmente se considera que la dualidad onda-partícula es un “concepto de la mecánica cuántica
según el cual no hay diferencias fundamentales entre partículas y ondas: las partículas pueden
comportarse como ondas y viceversa”. (Stephen Hawking, 2001). Éste es un hecho introducido por
de Broglie, físico francés de principios del siglo XX. En 1924 en su tesis doctoral propuso la
existencia de ondas de materia, es decir que toda materia tenía una onda asociada a ella.
Broglie planteó una hipótesis complementaria a la teoría de Planck, que toda la materia tenía
propiedades de onda, es decir, que los electrones tienen propiedades tanto de onda como de
partícula y para demostrarlo modificó la ecuación de Planck, generalizando el término velocidad.
 = h/mv; donde: v = velocidad (diferente a la velocidad de la luz)
m = masa de la partícula
Esta idea revolucionaria, fundada en la analogía con que la radiación tenía una partícula asociada,
propiedad ya demostrada entonces, no despertó gran interés, pese a lo acertado de sus
planteamientos, ya que no tenía evidencias de producirse. Sin embargo, Einstein reconoció su
importancia y cinco años después, en 1929, De Broglie recibió el Nobel en Física por su teoría
sobre la mecánica ondulatoria. Esta teoría establece así la naturaleza corpuscular de la luz en su
interacción con la materia (procesos de emisión y absorción) y la naturaleza electromagnética de
esta en su propagación.
MODELO ATÓMICO DE BOHR
La teoría atómica de Rutherford y la teoría cuántica de Planck llevaron a Bohr a proponer su
modelo atómico que está basado en los siguientes principios:
1. El electrón gira a grandes velocidades alrededor del núcleo en órbitas circulares y, al hacerlo no
irradia anergía.
V2
= - e2
/ rm: donde: m = masa, r = radio de la órbita.
2. El electrón del átomo de hidrógeno puede existir en ciertas órbitas esféricas permitidas y se
puede determinar su posición a partir e:
r = n2
h2
/42
me2
r = n2
ao, dónde ao : h2
/4 2
m e2
= 0,53 Ao
, constante
Para n= 1; r = 12
x 0,53 Ao
= 0,53 Ao
3. El electrón posee una energía definida característica de la órbita en la cual se mueve, el electrón
no puede tener una energía que lo coloque entre dos niveles vecinos
E = -2e4
2
m / n2
h2
= 2,176x10-18
J / n2
4. Cuando el electrón promovido a órbitas más externas vuelve a un nivel inferior, emite una
cantidad definida de energía en la forma de un cuanto de luz.
E = Ef - Ei
E = h = RH((1/ni
2
) - (1/nf
2
)); nf  ni

7. Si el electrón se encuentra en el nivel uno, nivel de más baja energía, se dice que está en
estado fundamental o basal, pero sí este electrón es promovido a otros niveles o posiciones más
alejadas del núcleo, se dice que el átomo se encuentra en estado excitado.
Limitaciones de la teoría de Bohr
El modelo de Bohr permitió explicar adecuadamente el espectro del átomo de hidrógeno, pero
fallaba al intentar aplicarlo a átomos polielectrónicos y al intentar justificar el enlace químico.
Además, los postulados de Bohr suponían una mezcla un tanto confusa de mecánica clásica y
mecánica cuántica.
El modelo no consigue explicar cómo los átomos individuales obran recíprocamente con otros
átomos para formar los agregados de la sustancia que observamos.
MODELO ATÓMICO DE SOMMERFELD
En 1916, Sommerfeld modificó el modelo de Bohr con la ayuda de la teoría de la relatividad de
Einstein e hizo las siguientes modificaciones a esta teoría:
1. Que los electrones se mueven alrededor del núcleo en órbitas circulares o elípticas.
2. A partir del segundo nivel energético existen dos o más subniveles en el mismo nivel. (el número
de subniveles es igual al número de nivel).
3. El electrón es una corriente eléctrica minúscula.
PRINCIPIO DE INCERTIDUMBRE DE HEISEMBERG
Con el avance progresivo de teorías sobre la naturaleza dual del electrón, surgieron otras
inquietudes como la de calcular exactamente, la velocidad, posición y dirección de su movimiento
al mismo tiempo. Heinsemberg dio a conocer su principio estableciendo que es imposible
determinar simultáneamente la posición exacta y el momento exacto de un cuerpo tan pequeño
como el electrón, es decir, que cuanto más preciso es un dato más inseguro será el otro.
MODELO ATÓMICO ACTUAL
Entre los conocimientos sobre el átomo, que han mantenido su veracidad se consideran los
siguientes:
 La presencia de un núcleo atómico con las partículas conocidas, la casi totalidad de la masa en
un volumen pequeño.
 Los estados estacionarios o niveles de energía fundamentales en los cuales se distribuyen los
electrones de acuerdo a su contenido energético.
 La dualidad de la materia (dualidad onda – partícula).
 La probabilidad en un lugar de certeza en cuanto a la posición, energía y movimiento de un
electrón, debido a la imprecisión de los estudios por el uso de la luz de baja frecuencia.
La Mecánica cuántica establece que la materia en cantidades infinitamente pequeñas se mueve a
gran velocidad y tiene propiedades de onda y partícula y es Erwin Schrödinger, sobre la base de los
trabajos de Broglie, Heisemberg y considerando el electrón como onda, quien ideó el modelo
atómico actual, planteando una ecuación matemática para describir el movimiento del electrón en el
átomo de hidrógeno:
-h2
(82
m)-1
2
+ Ep(x,y,z) (x,y,z) = E(x,y,z)
d2
/d2
x + d2
/d2
y + d2
/d2
z + 82
m/h(E-U) = 0

8. Dónde:  = función de onda que indica la ubicación del electrón cuando está en estado
de energía permitido y se le conoce como orbital.
2
= Probabilidad de encontrar al electrón en una ubicación a.
(Densidad electrónica).
El tratamiento matemático de esta ecuación es sumamente complejo y de su solución obtuvo, tres
parámetros n, l, m conocidos como números cuánticos, donde n, es el mismo propuesto por Bohr y
para terminar de describir al electrón introduce un número cuántico s; aunque reajustes de esta
ecuación por otros investigadores plantean que s, es también parte de la solución de la ecuación.
La solución de esta ecuación, da una medida de la probabilidad de encontrar al electrón en el
espacio. En este modelo el área donde hay mayor probabilidad de encontrar al electrón se denomina
orbital.
Números cuánticos.
Son cuatro los números encargados de definir la función de onda asociada a cada electrón de un
átomo: el principal, el secundario, el magnético y el del spin.
Número cuántico principal (n): Nos indica el nivel y la distancia promedio relativa del electrón al
núcleo. Estos niveles son regiones donde la probabilidad de encontrar al electrón es alta.
n = toma valores enteros positivos: 1, 2, 3, ....
Número cuántico secundario o azimutal (l): Define la forma del orbital donde se mueve el electrón
y puede tomar valores desde l = 0 hasta n – 1; que también se designan por las letras s, p, d, f, que
corresponde a los valores l = 0, 1, 2 y 3 respectivamente. El número de orbitales por subnivel es 2 l
+ 1
Número cuántico magnético (m): Determina la orientación del orbital en el espacio, mi = toma
valores entre –l, 0, l
Número cuántico spin (s): Describe la propiedad magnética del electrón como consecuencia del giro
del electrón sobre su propio eje y toma solo 2 valores: +1/2 y –1/2.
Los números cuánticos describen: n = nivel; n, l = subnivel; n, l, m = orbital; n, l, m, s = Electrón.
CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA DEL ÁTOMO DE LOS ELEMENTOS.
El arreglo de los electrones en un átomo se denomina configuración electrónica. La configuración
más estable de un átomo es aquella en la cual los electrones se encuentran en los niveles más bajos
de energía posible. La distribución de los electrones alrededor del núcleo no es arbitraria, sino que
se ajustan a los siguientes principios:
1. Principio de Exclusión de Pauli. En un mismo átomo, no pueden existir dos electrones, que
tengan sus cuatro números cuánticos iguales
2. Principio de Máxima Multiplicidad o Regla de Hund. Si se está llenando orbitales de igual
energía todos se llenan primero a medio llenar, antes de empezar a completarse con los dos
electrones.
3. Principio Aufbau. Si se tienen orbitales de energías diferentes, los electrones, primero entran a
ocupar los orbitales de menor energía. El orden creciente de energía de los subniveles es el
siguiente:

9. 1s  2s  2p  3s  3p  4s  3d 4p  5s  4d 5p  6s  4f  5d  6p  7s  5f  6d  7p  8s
Existen métodos memotécnicos que ayudan a seguir este orden.
1s
2s
2p 3s
3p 4s
3d 4p 5s
4d 5p 6s
4f 5d 6p 7s
5f 6d 7p 8s
Bibliografía:
Brown, T. et al. (1998) : Química: La Ciencia Central. Séptima Edición. Mc Graw Hill, México.
Santillán M. (2006) : Ejercicios y Problemas de Química General. Editorial UNASAM- Huaraz. Perú
Summers, D. (1975) : Manual de Química. Grupo Editorial Iberoamérica, México.