orbitales

Tema 2

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TEMA 2: ESTRUCTURA ELECTRÓNICA DE LOS ÁTOMOS
En este tema pretendemos conocer cómo se comportan los electrones en los átomos. Para ello
vamos a presentar las ideas más básicas utilizando una aproximación no matemática. La
detección de partículas subatómicas cargadas eléctricamente a finales del siglo XIX (Tabla
2.1) llevó a diversos investigadores a proponer modelos para laestructura del átomo:
Tabla 2.1. Las partículas subatómicas
Nombre
protón
electrón
neutrón

Símbolo
p
e
n

Masa
1.673 10–27 kg
9.109 10–31 kg
1.675 10–27 kg

Carga
+1.602 10–19 C
–1.602 10–19 C

Descubrimiento
Goldstein, 1886
Thomson, 1897
Chadwick, 1932

El núcleo atómico está constituido por protones y neutrones, que, en conjunto, se denominan
nucleones. El número atómico(Z) de un átomo es el número de protones, que es igual al de
electrones en el átomo neutro, e identifica a un elemento. El número neutrónico (N) es el
número de neutrones. El número másico (A) de un átomo es el número de nucleones (A = Z +
N). Un elemento puede contener átomos de diferente número másico, es decir, puede contener
diferentes isótopos de distinta masa atómica. En un elementonatural, la abundancia relativa
de sus isótopos en la naturaleza suele ser casi constante y recibe el nombre de abundancia
isotópica natural. La denominada masa atómica de un elemento es una media de las masas de
sus isótopos naturales ponderada de acuerdo a su abundancia relativa.
a) J. J. Thomson (1897): átomo sandía. El átomo consiste en una masa amorfa cargada
positivamente con loselectrones (mucho más pequeños y cargados negativamente)
distribuidos en su interior.
b) E. Rutherford (1911): átomo solar. La carga positiva y casi toda la masa del átomo están
concentradas en un núcleo pequeño mientras los electrones se encuentran orbitando alrededor.
Este modelo simple no es consistente con la física clásica (los electrones deberían emitir
radiación electromagnética y acabaríancayendo al núcleo).
c) Niels Bohr (1913): átomo cuantizado. Los electrones (cargados negativamente) giran
alrededor del núcleo (cargado positivamente) a ciertas distancias fijas en un conjunto de
órbitas circulares. Sólo ciertos radios para las órbitas están permitidos, o lo que es lo mismo
las energías de los electrones en dichas órbitas están cuantizadas. Esto último se introduce

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como postulado. Este modelo explica adecuadamente el comportamiento espectroscópico del
átomo de hidrógeno.
d) Arnold Sommerfeld (1916) perfeccionó el modelo atómico de Bohr introduciendo dos
modificaciones básicas: orbitas cuasi-elípticas para los electrones y velocidades relativistas.
Este modelo explica adecuadamente el comportamiento espectroscópico de átomo mayores
que el dehidrógeno.
Louis de Broglie (1924): principio de dualidad. Una partícula de masa m que se mueve a una
velocidad v puede, en condiciones experimentales adecuadas, presentarse y comportarse
como una onda de longitud de onda λ (λ = h/mv donde h es la constante de Plank de valor
6.626 10–31 J s). En 1927, Davisson y Germen observan la difracción, propiedad característica
de las ondas, de un haz deelectrones en una lámina metálica.
Solamente es importante considerar la dualidad onda partícula cuando las longitudes de onda
son comparables a las dimensiones atómicas o nucleares (por ej. para los electrones).

W. Heisenberg (1927): principio de incertidumbre. La experiencia demuestra que en un
experimento dado materia y radiación exhiben un comportamiento de onda o un
comportamiento departícula, pero nunca los dos a la vez. Las propiedades de onda y de
partícula son complementarias en el sentido de que no se pueden conocer ambas con total
precisión. Así lo recoge el principio de incertidumbre que afirma que el producto de las
imprecisiones de dos magnitudes complementarias A y B no puede ser nunca menor de una
cantidad pequeña del orden de h. La posición y el momento en una...