Antecedentes_que_fund _la_EA

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Apuntes de Química Inorgánica. 
 
 
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Antecedentes que fundamentan la estructura del átomo. 
En 1808, en su libro Nuevo sistema de filosofía química, Dalton, John: 
Sentó las bases de la teoría atómica, al postular que la materia estaba compuesta por unidades 
elementales a los que denominó átomos. Su hipótesis se basó en los siguientes postulados: 
1. Toda materia se compone de pequeñas partículas independientes, inalterables e indivisibles. 
2. Los átomos del mismo elemento poseen igual masa e iguales propiedades. 
3. Los Átomos de distintos elementos tienen diferentes masas y propiedades. 
4. Los compuestos se forman por la unión de distintos átomos en una relación de números enteros 
sencilla. 
El experimento de Michael Faraday: 
 
El descubrimiento de la electrólisis del agua (Nicolson y Carlisle 1800) y de las leyes de Faraday (1832) 
sugieren que los átomos tienen asociadas unidades de carga eléctrica. 
 
Electrólisis: 
1ª Ley de Faraday: La cantidad de masa depositada o desprendida en un electrodo es proporcional a la 
cantidad de electricidad que ha circulado por el electrodo. 
M (la masa depositada o desprendida) = E.I.t 
Donde E es el equivalente electroquímico; I intensidad en amperios y t el tiempo en segundos. 
Número de Faraday: Para depositar el equivalente químico de cualquier elemento se necesita la misma 
cantidad de electricidad. La constante o número de Faraday (F) es de 96.500 coulomb (96.494). 
Por ejemplo, para depositar: 1,008 gr de H+, 107,8 gr de Ag+, 31,75 gr de Cu++ o 63,5 gr de Cu+ son 
necesarios 96500 coulomb. 
Vale aclarar que: 96500 coulomb = carga de 6,02·1023 (1 mol) electrones, de lo que se deduce que la carga 
de un electrón es 1,6·10-19 coulomb. 
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Equivalente electroquímico: Se llama equivalente electroquímico, a la masa de un elemento depositada, 
durante la electrólisis, por la carga de un coulomb. 
E = Eq/F 
2ª Ley de Faraday: La cantidad de masa depositada de un elemento en un electrodo es proporcional a su 
peso equivalente o equivalente químico (en el caso de los metales es masa atómica dividida por su número 
de oxidación). 
Investigaciones sobre rayos catódicos: 
W. Crookes 1875, estudió lo que sucedía al conectar a un voltaje elevado un gas a baja presión en un tubo 
(10-3 mm de Hg) observando una coloración verdosa provocada por el choque contra el vidrio de una 
radiación emitida por el cátodo a lo que E. Goldstein denominó rayos catódicos, Haciendo descargas en 
tubos evacuados y encontraron que estos rayos: 
1. Se desplazan en línea recta porque dan sombra detrás del cuerpo interpuesto. 
2. Tienen masa porque pueden mover las aspas de un molinillo interpuesto. 
3. Tienen carga eléctrica porque se desvían por la acción de campos magnéticos. 
Se comprobó que estas partículas eran siempre idénticas, independientemente del material del que 
estuviera hecho el cátodo o del tipo de gas residual del tubo. Crookes, pensó que se trataba de un flujo 
molecular en un cuarto estado que llamó estado radiante. 
A. Lorentz fue quien estableció que el fluido eléctrico está formado por diminutas partículas elementales, 
semejantes entre sí, en masa y cuya carga es la mínima posible (hoy a esa carga se la simboliza e de 
elemental) fue G. Stoney (1891) quien la llamó electrón. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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Investigaciones sobre los rayos canales 
Goldstein (1886), empleó un cátodo perforado y 
observó que por los orificios pasaban rayos que 
llamó justamente rayos canales, y fue Wien 11 
años después quien determinó que se trataba de 
un flujo de partículas con masas del orden de las 
masas de los átomos, establece la relación 
carga/masa y determina que su masa es 1837 
veces mayor que el electrón. 
 
 
J. B. Perrin, 1895 introduce en la ampolla un 
cilindro metálico conectado a un electrómetro 
(mide cargas) y determina que las partículas tienen 
carga +. 
 
J. J. Thomson entre 1894 y 1897 determinó la 
relación carga/masa de los electrones y se dio 
cuenta que sus medidas mostraban que la 
cuantización de la carga era posible y que podía 
existir una porción mínima de carga eléctrica; aun así, había bastantes físicos que opinaban que los rayos 
catódicos o anódicos tenían naturaleza ondulatoria. Por tanto, la experiencia de Thomson fue un 
importante argumento, pero no decisivo, de la existencia del electrón. La medida de su carga fue realizada 
por el físico americano Millikan (1909). 
El objetivo de la experiencia era la determinación de la cantidad de carga que lleva una gotita de aceite. 
La experiencia constaba de dos partes realizadas con la misma gotita. 
1. La determinación de la su masa o radio midiendo la velocidad de caída en ausencia de campo 
eléctrico. 
2. La determinación de su carga midiendo la velocidad en presencia de campo eléctrico. 
Millikan comprobó que el valor de la carga de cada gota era múltiplo entero de la cantidad 1.6·10-19 C. La 
carga eléctrica está, por tanto, cuantizada. Dicha cantidad se denomina cantidad fundamental de carga o 
carga del electrón. 
Así como una varilla de vidrio frotada adquiere propiedades eléctricas, otras sustancias se comportan de 
manera similar. Las gotitas producidas en el atomizador adquieren electricidad por fricción, a 
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continuación, pasan a través de un orificio, al interior de una cámara formada por dos placas horizontales 
de un condensador. Un microscopio permite observar el movimiento de cada gota en el interior de la 
cámara. 
 
Chadwick (1932); estudiando la radiación emitida por el Be bombardeado con partículas, demostró que 
estaba formada por partículas neutras de gran poder de penetración, las cuales tenían una masa algo 
superior a la del protón. 
 
 
 
Thomson (1898) propone un modelo atómico que supone una esfera de electricidad positiva (todavía no 
se habían descubierto los protones como partículas individuales) que incluía encajados tantos electrones 
como fueran necesarios para neutralizarla. 
 
Becquerel (1896), observa que las sales de uranio podían ennegrecer una placa fotográfica aunque 
estuvieran separadas de la misma por una placa de vidrio o un papel negro. También comprobó que los 
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rayos que producían el oscurecimiento podían descargar un electroscopio, lo que indicaba que poseían 
carga eléctrica. Por ello dedujo que estaba ante un nuevo tipo de radiaciones no conocidas hasta entonces 
a las que se les llamó rayos de Becquerel. 
Marie y Pierre Curie (1898) dedujeron que la radiactividad es un fenómeno asociado a los átomos, por lo 
que ninguno de los agentes físicos o químicos conocidos influía en la emisión de la radiación. También 
llegaron a la conclusión de que la pechblenda, un mineral de uranio, tenía que contener otros elementos 
radiactivos ya que presentaba una radiactividad más intensa que las sales de uranio empleadas por 
Becquerel. El matrimonio Curie llevó a cabo una serie de tratamientos químicos de la pechblenda que 
condujeron al descubrimiento de dos nuevos elementos radiactivos, el polonio y el radio. 
Rutherford descubrió que las emisiones radiactivas contienen al menos dos componentes: partículas alfa, 
que sólo penetran unas milésimas de centímetro, y partículas beta, que son casi 100 veces más 
penetrantes. En experimentos posteriores se sometieron las emisiones radiactivas a campos eléctricos y 
magnéticos, y de esta forma se descubrió que había un tercer componente, los rayos gamma, que 
resultaron ser mucho más penetrantes que las partículas beta. 
 
 
 
Rutherford (1911) y sus colaboradores bombardearon una fina lámina de oro con partículas alfa 
(positivas), procedentes de un material radiactivo, a gran velocidad. El experimento permitióobservar el 
siguiente comportamiento en las partículas lanzadas: 
1. La mayor parte de ellas atravesaron la lámina sin cambiar de dirección, como era de esperar. 
2. Algunas se desviaron considerablemente. 
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3. Unas pocas partículas rebotaron hacia la fuente de emisión. 
4. En esta escena se pueden ver los detalles del experimento: 
El comportamiento de las partículas no podía ser explicado con el modelo de Thomson, así que Rutherford 
lo abandonó y sugirió otro basado en el átomo nuclear. 
Modelo de Rutherford: La carga positiva está concentrada en un núcleo central, de manera que las 
partículas positivas que pasan muy cerca de él se desvían bastante de su trayectoria inicial y sólo aquellas 
pocas que chocan directamente con el núcleo regresan en la dirección de la que proceden. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Naturaleza de la luz: 
Una de las ramas más antiguas de la física es la óptica, ciencia de la luz, que comienza cuando el hombre 
trata de explicar el fenómeno de la visión considerándolo como facultad anímica que le permite 
relacionarse con el mundo exterior. 
Los protagonistas de esta historia son Isaac Newton y Cristian Huygens. Ambos científicos fueron 
contemporáneos y se conocieron en 1689, un año más tarde aparece la obra de Huygens, mientras que 
Newton publica su obra en 1704, en sus obras aparecen las dos teorías clásicas ondulatoria y corpuscular 
sobre la naturaleza de la luz. 
Teoría corpuscular: 
Esta teoría se debe a Newton (1642-1726). La luz está compuesta por diminutas partículas materiales 
emitidas a gran velocidad en línea recta por cuerpos luminosos. La dirección de propagación de estas 
partículas recibe el nombre de rayo luminoso. 
 
La teoría de Newton se fundamenta en estos puntos: 
1-Propagación rectilínea. La luz se propaga en línea recta porque los corpúsculos que la forman se 
mueven a gran velocidad. 
http://acacia.pntic.mec.es/~jruiz27/interf/newton.htm
http://acacia.pntic.mec.es/~jruiz27/interf/christian.htm
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2-Reflexión. Se sabe que la luz al chocar contra un espejo se 
refleja. Newton explicaba este fenómeno diciendo que las 
partículas luminosas son perfectamente elásticas y por tanto la 
reflexión cumple las leyes del choque elástico. 
3-Refracción. El hecho de que la luz cambie la velocidad en 
medios de distinta densidad, cambiando la dirección de 
propagación, tiene difícil explicación con la teoría corpuscular. Sin 
embargo, Newton supuso que la superficie de separación de dos 
medios de distinto índice de refracción ejercía una atracción sobre las partículas luminosas, aumentando 
así la componente normal de la velocidad mientras que la componente tangencial permanecía invariable. 
Según esta teoría la luz se propagaría con mayor velocidad en medios más densos. Es uno de los puntos 
débiles de la teoría corpuscular. 
Teoría ondulatoria: 
Fue idea del físico holandés C. Huygens. La luz se propaga mediante ondas mecánicas emitidas por un 
foco luminoso. La luz para propagarse necesitaba un medio material de gran elasticidad, impalpable que 
todo lo llena, incluyendo el vacío, puesto que la luz también se propaga en él. A este medio se le llamó 
éter. 
La energía luminosa no está concentrada en cada partícula, como en la teoría corpuscular, sino que está 
repartida por todo el frente de onda. El frente de onda es perpendicular a las direcciones de propagación. 
La teoría ondulatoria explica perfectamente los fenómenos luminosos mediante una construcción 
geométrica llamada principio de Huygens. Además, según esta teoría, la luz se propaga con mayor 
velocidad en los medios menos densos. A pesar de esto, la teoría de Huygens fue olvidada durante un 
siglo debido a la gran autoridad de Newton 
En 1801 el inglés T. Young dio un gran impulso a la teoría ondulatoria explicando el fenómeno de las 
interferencias y midiendo las longitudes de onda correspondientes a los distintos colores del espectro. 
La teoría corpuscular era inadecuada para explicar el hecho de que dos rayos luminosos, al incidir en un 
punto pudieran originar oscuridad. 
 
Las radiaciones electromagnéticas: 
Existen dos tipos de ondas las mecánicas, por ejemplo, las sonoras, que necesitan un medio para 
desplazarse y las ondas electromagnéticas que se desplazan incluso en el vacío y transportan energía que 
se denomina radiante. 
Maxwell (1865) argumentó matemáticamente que las ondas electromagnéticas están formadas por 
campos eléctricos y magnéticos variables acoplados entre sí y que su velocidad de propagación es de 3.108 
m/s es decir la misma que la de la luz. 
http://acacia.pntic.mec.es/~jruiz27/huygens/huygens.html
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Las radiaciones electromagnéticas están formadas por ondas que se mueven a la velocidad de la luz (c). 
Esta se relaciona con la longitud de onda (λ) y su frecuencia (f) 
C = λ. f 
 
 
Hertz (1887) confirmó la validez de las ecuaciones de Maxwell al generar en el laboratorio ondas 
electromagnéticas que se mueven a la velocidad de la luz. Marconi (1894) las emplea en telegrafía sin 
hilos, y se les dio el nombre de ondas de radio. Actualmente conocidas como ondas hertzianas. 
Righi demostró que estas ondas estaban sujetas a fenómenos de reflexión, refracción e interferencia, del 
mismo modo que ocurre con la luz. Este hecho llevó a los científicos al convencimiento de que las ondas 
de radio y las luminosas eran de la misma naturaleza y que formaban parte del tipo de radiación que hoy 
se conoce como electromagnética. 
 
Max Planck (1900) 
Estudia la radiación térmica (radiación que emite un cuerpo por su temperatura) parte de los resultados 
experimentales de la “radiación de un cuerpo negro” dice que la energía no se emite en forma continua 
sino en paquetes llamados cuantos 
E = h. f 
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Un cuerpo negro es, como su propio nombre indica, un cuerpo que absorbe absolutamente toda la 
radiación electromagnética que recibe, no refleja ni deja pasar la radiación a través del mismo. El cuerpo 
negro es una entidad teórica, que se puede aproximar de la siguiente manera: una caja negra con un 
pequeño orificio. Para hacer que la caja sea una fuente luminosa, se calientan sus paredes hasta que estas 
empiezan a emitir luz. 
Donde h es una constante conocida como la constante de Planck y equivalente a 6,626.10-34 J.s. 
Puede explicar la catástrofe UV que hasta el momento no había podido ser explicada por otros 
investigadores científicos. 
A mayor temperatura el cuerpo emite a menor longitud de onda. 
 
Einstein (1906) Estudia la naturaleza dual de la luz., el fenómeno fotoeléctrico y para explicarlo propone 
que la luz puede ser considerada como un haz de partículas o como una onda con una relación. 
E = h. f 
Donde E puede considerarse como energía cinética de cada partícula: 
Ec = ½ m. v2 
A cada partícula se la denomina fotón y a la energía de un fotón cuanto. 
 
Arthur Compton (1923) Estudia el efecto Compton, quien pudo explicarlo utilizando la noción cuántica de 
la radiación electromagnética como cuantos de energía y la mecánica relativista de Einstein. El efecto 
https://es.wikipedia.org/wiki/Arthur_Compton
https://es.wikipedia.org/wiki/1923
https://es.wikipedia.org/wiki/Cuanto
https://es.wikipedia.org/wiki/Albert_Einstein
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Compton constituyó la demostración final de la naturaleza cuántica de la luz tras los estudios de Planck 
sobre el cuerpo negro y la explicación de Albert Einstein del efecto fotoeléctrico. 
El efecto Compton consiste en el aumento de la longitud de onda de un fotón cuando choca con un 
electrón libre y pierde parte de su energía. La frecuencia o la longitud de onda de la radiación dispersada 
dependen únicamente del ángulo de dispersión.Introducción a la espectroscopia 
Los químicos estudian cómo diferentes formas de radiación electromagnética interactúan con 
átomos y moléculas. Llamamos a esta interacción espectroscopia. Así como hay varias clases de radiación 
electromagnética, hay varios tipos de espectroscopia, que dependen de la frecuencia de la luz que 
usemos. Comenzaremos nuestra discusión al considerar la espectroscopia UV-Vis, es decir, lo que ocurre 
dentro de los átomos y las moléculas cuando fotones en el rango UV y visible del espectro son emitidos o 
absorbidos. 
Espectroscopia UV-Vis 
Hemos mencionado cómo los átomos y las moléculas pueden absorber fotones, y por consiguiente sus 
energías. Dependiendo de la energía del fotón absorbido o emitido, diferentes fenómenos pueden ocurrir. 
Comenzaremos por considerar el caso más simple, en el que un átomo de hidrógeno absorbe luz en la 
región visible o en la región UV del espectro electromagnético. 
Cuando un átomo absorbe un fotón UV o un fotón de luz visible, la energía de ese fotón puede excitar 
uno de los electrones del átomo de tal forma que alcance un nivel de energía mayor. Este movimiento del 
electrón, de un menor nivel de energía a uno mayor, o de regreso de un nivel mayor de energía a uno 
menor, se conoce como transición. Para que ocurra una transición, la energía del fotón absorbido debe 
ser mayor o igual que la diferencia de energía entre los dos niveles. Sin embargo, una vez que el electrón 
es excitado y alcanza un mayor nivel de energía, está en una posición más inestable que en la que estaba 
https://es.wikipedia.org/wiki/Planck
https://es.wikipedia.org/wiki/Cuerpo_negro
https://es.wikipedia.org/wiki/Albert_Einstein
https://es.wikipedia.org/wiki/Efecto_fotoel%C3%A9ctrico
https://es.wikipedia.org/wiki/Longitud_de_onda
https://es.wikipedia.org/wiki/Fot%C3%B3n
https://es.wikipedia.org/wiki/Electr%C3%B3n
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cuando se hallaba relajado en su estado base. Así, el electrón rápidamente caerá al estado de menor 
energía y, al hacerlo, emitirá un fotón con la misma energía que la diferencia entre los niveles energéticos. 
En el diagrama que se muestra a continuación, tenemos una representación simplificada de algunas de 
las posibles transiciones de niveles de energía para el átomo de hidrógeno. Observa que mientras más 
grande es la transición entre niveles de energía, más energía es absorbida o emitida. Por lo tanto, los 
fotones de mayor frecuencia están asociados con transiciones de mayor energía. Por ejemplo, cuando un 
electrón cae del tercer nivel de energía al segundo, emite un fotón de luz roja.; sin embargo, cuando un 
electrón cae del sexto nivel de energía al 
segundo (una transición mucho más 
grande), emite un fotón de luz violeta, 
que es mayor en frecuencia (y por lo 
tanto en energía) que la luz roja. 
Las transiciones de energía para los 
electrones de cada elemento son únicas, 
y distintas unas de otras. Por lo tanto, al 
examinar los colores de la luz emitida por 
un átomo particular, podemos identificar 
ese elemento basados en su espectro de 
emisión. La siguiente figura muestra 
ejemplos de espectros de emisión para 
algunos elementos comunes: 
 
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Ya que cada espectro de emisión es único para cada elemento, podemos pensar en cada uno de estos 
espectros como su "huella digital". Las bandas delgadas indican las longitudes de onda particulares de luz 
emitida cuando los electrones de cada elemento caen de un estado excitado a uno de menor energía. Los 
científicos son capaces de aislar estas distintas longitudes de onda con un prisma, que separa las 
diferentes longitudes de onda por medio de refracción. Sin embargo, sin un prisma, no observamos las 
distintas longitudes de onda una a la vez, sino todas mezcladas. Aun así, el color emitido por cada 
elemento es bastante característico, lo que a menudo es útil en el laboratorio. 
En el laboratorio, frecuentemente podemos distinguir elementos utilizando la prueba de la llama, por 
ejemplo, la característica llama verde aparece cuando se quema cobre o se queman sales que contienen 
cobre. 
Si estamos examinando una muestra en el laboratorio cuya composición es desconocida, siempre 
podemos usar la prueba de la llama y sacar conclusiones con base en el color de la llama que observamos. 
Espectroscopia infrarroja (IR): vibraciones moleculares 
Hasta ahora hemos hablado de transiciones electrónicas, que ocurren cuando fotones en el rango UV-
Visible del espectro son absorbidos por átomos. Sin embargo, la radiación de menor energía en la región 
infrarroja (IR) del espectro también puede producir cambios dentro de átomos y moléculas. Este tipo de 
radiación no es lo suficientemente energética para excitar electrones, pero sí para provocar que los 
enlaces químicos entre moléculas vibren de distintas maneras. Así como la energía necesaria para excitar 
un electrón de un átomo particular es fija, la energía requerida para cambiar la vibración de un enlace 
químico particular también es fija. Al usar equipo especial en el laboratorio, los químicos pueden observar 
el espectro de absorción IR para una molécula particular y utilizarlo para determinar qué tipos de enlaces 
químicos están presentes en dicha molécula. 
Por ejemplo, un químico puede deducir de un espectro IR que una molécula cuenta con enlaces simples 
o dobles de carbono-carbono, enlaces simples de carbono-nitrógeno y enlaces dobles de carbono-
oxígeno, por nombrar algunos. Puesto que cada uno de estos enlaces es diferente, vibrará de forma 
distinta, y absorberá radiación IR de diferentes longitudes de onda. Así, al estudiar un espectro de 
absorción IR, un químico puede hacer deducciones importantes sobre la estructura química de una 
molécula. 
 
Espectrofotometría: la ley de Beer-Lambert 
La última clase de espectroscopia que consideraremos es aquella que se utiliza para determinar la 
concentración de soluciones que contienen compuestos coloreados. Si alguna vez pusiste colorante para 
alimento en el agua, entonces ya sabes que mientras más colorante añades, más oscura y coloreada se 
vuelve tu solución. 
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Soluciones de permanganato de potasio con distintas concentraciones. Mientras más concentrada está la 
solución, más oscura es y mayor es su absorbancia. Imagen tomada de Flickr, CC BY 2,0 
Las soluciones de permanganato de potasio muestran un intenso y característico color morado. 
Mientras mayor es la concentración, más oscura es la solución y mayor es su absorbancia. Cuando una 
solución se oscurece, significa que está absorbiendo más luz visible. Una de las técnicas analíticas que se 
utilizan comúnmente en la química es colocar la solución de concentración desconocida en un 
espectrofotómetro, un aparato que mide la absorbancia de la solución. La absorbancia se mide del 0 al 1, 
donde cero significa que la luz pasa totalmente a través de la solución y 1 que no pasa luz a través de ella 
(es completamente opaca). La absorbancia se relaciona con la concentración de la especie coloreada en 
la solución por medio de la ley de Beer-Lambert. 
¿Qué es transmitancia y absorbancia? 
Cuando un rayo de luz de una determinada longitud de onda de 
intensidad Io incide perpendicularmente sobre una disolución de un 
compuesto químico que absorbe luz o cromóforo, el compuesto 
absorberá una parte de la radiación incidente (Ia) y dejará pasar el resto (It), de 
forma que se cumple: 
 
Io = Ia + It 
La transmitancia (T) de una sustancia en solución es la relación entre la cantidad de luz transmitida que 
llega al detector una vez que ha atravesado la muestra, It, y la cantidad de luz que incidió sobre ella, Io, y 
se representa normalmente en tanto por ciento: 
%T = It/Io x 100 
La transmitancia nos da una medida física de la relación de intensidadincidente y transmitida al pasar por 
la muestra. La relación entre %T y la concentración no es lineal, pero asume una relación logarítmica 
inversa. 
https://creativecommons.org/licenses/by/2,0/
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La absorbancia (A) es un concepto más relacionado con la muestra puesto que nos indica la cantidad de 
luz absorbida por la misma, y se define como el logaritmo de 1/T, en consecuencia: 
A = log 1/T = -log T = -log It/ Io. 
Cuando la intensidad incidente y transmitida son iguales (Io = It), la transmitancia es del 100% e indica 
que la muestra no absorbe a una determinada longitud de onda, y entonces A vale log 1 = 0. La cantidad 
de luz absorbida dependerá de la distancia que atraviesa la luz a través de la solución del cromóforo y de 
la concentración de éste. 
 
 
 
 
 
 
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Los fotones cargan cantidades discretas de energía llamadas cuantos, que pueden transferir a 
átomos y moléculas cuando son absorbidos. Dependiendo de la frecuencia de la radiación 
electromagnética, los químicos pueden explorar diferentes partes de la estructura de un átomo o de una 
molécula con distintos tipos de espectroscopia. Los fotones en los rangos UV y visible del espectro 
electromagnético pueden tener suficiente energía para excitar electrones. Una vez que estos electrones 
se relajan, emiten fotones, y el átomo o molécula emite luz visible con frecuencias específicas. Podemos 
usar estos espectros atómicos de emisión (a menudo informalmente usando la prueba de la llama) para 
obtener información sobre la estructura electrónica y la identidad de un elemento. 
Los átomos y las moléculas también pueden absorber y emitir frecuencias más bajas de radiación IR. El 
espectro de absorción IR es útil para los químicos, pues exhibe la estructura química de una molécula y 
los tipos de enlaces que contiene. Por último, por medio de la ley de Beer-Lambert, también podemos 
usar la espectroscopia en un laboratorio para determinar las concentraciones de soluciones desconocidas. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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El modelo planetario del átomo 
Al principio del siglo XX, surgió un nuevo campo de estudio conocido como mecánica cuántica. Uno de sus 
fundadores fue el físico danés Niels Bohr, a quien le interesaba explicar el espectro de líneas discretas 
observado en la luz emitida por diferentes elementos. A Bohr también le interesaba la estructura del 
átomo, el cual era un tema de mucho debate en la época. Se habían postulado varios modelos del átomo 
con base en resultados experimentales en los que se incluyen el descubrimiento del electrón por 
Thompson y el descubrimiento del núcleo por Rutherford. 
Bohr apoyaba el modelo planetario, en el que los electrones giran alrededor de un núcleo cargado 
positivamente como los planetas alrededor del Sol. Contestó algunas preguntas usando una hipótesis 
aparentemente simple: ¿qué pasaría si algunos aspectos de la estructura atómica, como las órbitas y 
energías electrónicas, solo pudieran tomar ciertos valores? 
A principios de los años 1900, los científicos eran conscientes de que algunos fenómenos ocurrían en una 
forma discreta (cuantos), en lugar de continua. Los físicos Planck y Einstein habían teorizado 
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recientemente que la radiación electromagnética no solo se comporta como una onda, sino a veces 
también como partículas llamadas fotones. 
Cuando algo está cuantizado, significa que solo están permitidos valores específicos, como cuando se toca 
el piano. Puesto que cada tecla está afinada en una nota específica, solo cierto conjunto de notas (que 
corresponde a frecuencias de ondas sonoras) se pueden producir. Siempre y cuando tu piano esté 
apropiadamente afinado, puedes tocar un fa o fa sostenido, pero no puedes tocar la nota que está a la 
mitad entre fa y fa sostenido. 
 
Modelo de Bohr del átomo de hidrógeno: cuantización de la estructura atómica 
El modelo de Bohr del átomo de hidrógeno comenzó como el modelo planetario, pero él le agregó 
una suposición con respecto a los electrones. ¿Qué tal que la estructura del átomo estuviera cuantizada? 
Bohr sugería que quizás los electrones podrían orbitar el núcleo solo en órbitas específicas o capas con 
un radio fijo. Solo las capas con un radio dado, permitidas, y el electrón no podría existir entre estas capas. 
 
Se muestra un átomo de litio usando el modelo planetario. Los electrones están en órbitas circulares 
alrededor del núcleo. 
Crédito de la imagen: modelo atómico planetario de Wikimedia Commons, CC-BY-SA 3,0 
Cuando se pasa una corriente eléctrica a través de un gas en un tubo a presión muy baja, se emite una luz 
cuyo espectro no es continuo sino de líneas. 
 
Como lo mencionamos cada gas da un espectro característico. Al estudiar el espectro del hidrógeno, se 
encontró una relación matemática entre las frecuencias de sus líneas llamada ecuación de Rydberg. 
 
 
Postulados de Bohr (1913): 
https://en.wikipedia.org/wiki/Rutherford_model#/media/File:Atom_diagram.png
http://creativecommons.org/licenses/by-sa/3,0/
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1. Cualquiera que sea la órbita descrita por un electrón, éste no emite energía. Las órbitas son 
consideradas como estados estacionarios de energía. A cada una de ellas le corresponde una energía, 
tanto mayor, cuanto más alejada se encuentre del núcleo. 
Fuerza centrípeta = Fuerza de atracción electrostática. 
2. No todas las órbitas son posibles. Únicamente pueden existir aquellas órbitas para las cuales el 
momento angular del electrón sea un múltiplo entero de: n.h/2π 
Siendo n un número entero, que determina las órbitas posibles, se denomina número cuántico principal. 
Las órbitas que se correspondan con valores no enteros del número cuántico principal no existen. 
A partir de estos postulados calculó la energía y el radio de las órbitas de un electrón en el átomo de 
hidrógeno. 
 
 
 
3. La energía liberada al caer un electrón desde una órbita superior, de energía E2, a otra inferior, de 
energía E1, se emite en forma un cuanto de luz (fotón). La frecuencia (f) del cuanto viene dada por la 
expresión: 
E2 – E1 = h f 
 
Absorción y emisión: 
El diagrama de niveles de energía muestra las transiciones para la serie de Balmer, que tiene el 
nivel de energía n = 2 como estado base. 
Apuntes de Química Inorgánica. 
 
 
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Ahora Bohr podía describir el proceso de absorción y emisión en términos de estructura electrónica. De 
acuerdo con el modelo de Bohr, un electrón absorbería energía en forma de fotones para excitarse y pasar 
a un nivel de energía más alto siempre y cuando la energía del fotón fuera igual a la diferencia entre los 
niveles de energía final e inicial. Después de saltar al nivel de energía más alto (también llamado el estado 
excitado) el electrón excitado estaría en una posición menos estable, así que rápidamente emitiría un 
fotón para caer a un nivel de energía más bajo y más estable. 
Los niveles de energía y transiciones entre ellos se pueden ilustrar usando un diagrama de niveles de 
energía, como el ejemplo anterior que muestra a los electrones cayendo al nivel 2 del hidrógeno. La 
energía del fotón emitido es igual a la diferencia en energía entre los dos niveles de energía para una 
transición particular. La diferencia de energía entre los niveles de energía: 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Puesto que también conocemos la relación entre la energía del fotón y su frecuencia por la ecuación de 
Planck, podemos resolver para la frecuencia del fotón emitido: 
 
E = -K.1/n2 K = 2.18.10-18 J 
 
El modelo de Bohr funcionó muy bien para explicar el átomo de hidrógeno y otros sistemasde un electrón, 
desafortunadamente, no lo hizo tan bien cuando se aplicó al espectro de átomos más complejos. 
No podía explicar por qué algunas líneas son más intensas que otras o por qué algunas líneas espectrales 
se dividen en varias líneas en presencia de un campo magnético, el Efecto Zeeman. 
Se denomina efecto Zeeman al desdoblamiento de los niveles de energía atómicos o bien de las líneas 
espectrales en presencia de un campo magnético externo. Este efecto fue predicho por H. A. Lorentz en 
Apuntes de Química Inorgánica. 
 
 
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1895 en el marco de su teoría clásica de los electrones y confirmado experimentalmente un año después 
por P. Zeeman. 
Zeeman observó que perpendicularmente a un campo magnético, en lugar de una línea espectral, se 
encontraba un triplete de líneas, y que paralelo a dicho campo se encontraba un doblete de líneas. 
 
Para explicar este hecho experimental, Sommerfeld completó el modelo de 
Bohr, proponiendo que los electrones podían moverse en órbitas elípticas, 
además de en circulares. Para ello, tuvo que introducir un número relacionado 
con la excentricidad de la elipse, (l) o número cuántico secundario, que toma 
valores entre 0 y n-1. De esta forma, si n=2, puede 
haber dos órbitas, con l=0 o con l=1: precisamente los 
dos niveles de origen en las transiciones energéticas 
hasta la órbita con n = 1. 
Además, interpreta el efecto Zeeman estableciendo un nuevo número cuántico 
para dar cabida a este hecho, el número cuántico magnético (m), que depende 
del valor de l, y toma valores entre -l y +l pasando por 0. Está relacionado con la 
orientación espacial de las órbitas. 
Con la introducción de los números azimutal y magnético se explicaban los 
tripletes (subnivel p) y quintupletes (subnivel d) del efecto Zeeman. Pero, se vio que el efecto Zeeman 
también presentaba otras colecciones de líneas, que no eran explicadas con estos números y se llamó 
efecto Zeeman anómalo. Se trata de dobletes que inicialmente se observaron en el subnivel s, donde l = 
0 y sólo debería haber un valor posible de m (m = 0). Posteriormente se comprobó que estos dobletes 
ocurren en todos los subniveles y en 1925 Uhlenbeck (1900-1988) y Goudsmit (1902-1978) introdujeron 
un cuarto número cuántico, s (número cuántico de espín) para explicarlos. Este cuarto número tiene la 
particularidad de no relacionarse con la órbita ocupada en el átomo y hacerlo en cambio con una 
hipotética rotación del electrón sobre sí mismo (en inglés spin significa giro o girar). 
http://en.wikipedia.org/wiki/George_Eugene_Uhlenbeck
http://en.wikipedia.org/wiki/Samuel_Abraham_Goudsmit
Apuntes de Química Inorgánica. 
 
 
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Imaginando al electrón como una partícula cargada que gira alrededor 
de un eje propio, se deduce que generará un campo magnético y se 
plantea que únicamente puede tener dos sentidos de giro posibles. A 
estos sentidos de giro de la hipotética rotación interna del electrón le 
corresponden dos posibles valores del espín: +1/2, -1/2, que más 
coloquialmente se denominan espín arriba o espín abajo. 
 
Mecánica cuántica-ondulatoria 
Dos nuevas ideas surgidas después de 1920 dieron origen a un nuevo planteamiento para elaborar un 
modelo de átomo, la mecánica cuántica ondulatoria: 
1. La dualidad onda-corpúsculo de De Broglie. 
2. El principio de indeterminación de Heisenberg. 
Los trabajos de Albert Einstein sobre el efecto fotoeléctrico demostraron que las ondas 
electromagnéticas están formadas por partículas elementales llamadas fotones. En sentido inverso, el 
francés Louis De Broglie predijo en 1924 que los corpúsculos materiales del exterior de los átomos, los 
electrones, deberían mostrar también un comportamiento ondulatorio. La constatación experimental de 
la dualidad de partícula y onda de los electrones, que llegó pocos años después, cerró el círculo de una de 
las propuestas más seductoras de la física cuántica: todo lo que existe es, al mismo tiempo, onda y 
materia. 
En su trabajo publicado en 1924, De Broglie partía de una comparación entre las propiedades del fotón y 
el electrón para suponer que esta última partícula podría poseer relaciones de energía-frecuencia y 
longitud de onda-momento lineales análogas a la primera. Partiendo de las hipótesis relativistas, se podría 
establecer una equivalencia entre energía y el momento lineal del electrón considerado como onda y 
como partícula material. 
De la comparación de las magnitudes del comportamiento del electrón entendido como onda y como 
partícula, se obtiene un valor para la longitud de onda que tendría el movimiento ondulatorio asociado 
al electrón que viene dado por: 
 
Donde v es la velocidad de la partícula y m su masa. Esta magnitud, llamada longitud de onda de De 
Broglie, aumenta al disminuir la velocidad, y a la inversa. 
La primera evidencia experimental de la existencia de las ondas de materia que había predicho De Broglie 
llegó en 1927, cuando los estadounidenses Clinton Davisson (1881-1958) y Lester Germer (1896-1971) y 
el inglés George Thomson (1892-1975), en trabajos independientes, determinaron el valor de la longitud 
de onda de De Broglie según las predicciones de esta teoría. 
Apuntes de Química Inorgánica. 
 
 
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En esencia, los experimentos realizados se basaban en la hipótesis de que, si los electrones pudieran 
comportarse como ondas, un haz de estas partículas que incidiera sobre un cristal debería producir 
diagramas de difracción análogos a los observados para los rayos X. Cuando se obtuvieron patrones de 
difracción para los electrones, se consideró demostrado que estas partículas, al igual que los fotones, se 
manifiestan tanto a través de sus propiedades corpusculares (materia) como ondulatorias (onda). La 
hipótesis de la dualidad corpúsculo-onda de la materia se extendió en años posteriores a todos los tipos 
de partículas elementales y sus agregados (núcleos y átomos). 
El Principio De Incertidumbre De Heisenberg 
Después de que se estableciera, que la materia es capaz de manifestar propiedades ondulatorias, se 
realizaron múltiples intentos para ofrecer un marco teórico que pudiera explicar tal comportamiento. Los 
modelos aportados al respecto se caracterizaban por su elevada complejidad formal. 
Se puede pensar que los electrones se comportan como ondas y como partículas. Esto significa que no es 
posible saber tanto la posición del electrón en el espacio como su velocidad al mismo tiempo, un 
concepto que es expresado más precisamente en el principio de incertidumbre de Heisenberg. El principio 
de incertidumbre contradice la idea de Bohr de que los electrones existen en órbitas específicas con una 
velocidad y radio conocidos. En lugar de eso, solo podemos calcular probabilidades de encontrar 
electrones en una región particular del espacio alrededor del núcleo. 
Δx = posición. 
Δp = cantidad de movimiento. (m.v) 
 
Mecánica ondulatoria y mecánica matricial. 
Entre los modelos teóricos propuestos para explicar la dualidad corpúsculo-onda de la materia 
destacó el elaborado por el austriaco Erwin Schrödinger (1887-1961). Schrödinger postulaba que era 
posible describir el comportamiento de las partículas mediante la resolución de una ecuación en la que 
intervenían el espacio y el tiempo como variables. Las soluciones de la ecuación de Schrödinger se 
denominan funciones de onda de las partículas. El marco teórico general asociado a las funciones de onda 
pasó a conocerse por mecánica ondulatoria. 
Apuntes de Química Inorgánica. 
 
 
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En los mismos años, otros científicos, entre ellos Max Born (1882-1970) y Werner Heisenberg (1901-
1976), desarrollaron un modelo alternativo denominado mecánica matricial, en el que en esencia, se 
sustituían las variables de la dinámica clásica por matrices. 
Merced a los trabajos del inglés Paul A. M. Dirac (1902-1984)pudo establecerse que la mecánica 
ondulatoria y la matricial eran formalmente equivalentes, y podían unificarse en una única teoría general. 
Uno de los principales problemas asociados a la mecánica ondulatoria era la dificultad de establecer una 
conexión entre la función de onda obtenida y el estado de la partícula a la que se pretendía aplicar. Esta 
relación fue elucidada por Max Born, quien estableció que el cuadrado del valor de las funciones de onda 
define la probabilidad de encontrar a la partícula en un punto y en un instante dado. Tal explicación, aún 
vigente, se conoce genéricamente como interpretación de Copenhague. 
Según ella, basta conocer la función de onda para indicar, con un margen de error probabilístico, la 
posición de la partícula dentro de un sistema; no es necesario saber la historia anterior del sistema, como 
propugnaban los postulados científicos vigentes. 
 
El determinismo científico hasta entonces comúnmente aceptado sostenía que para conocer el estado 
futuro de un sistema bastaba con describir su estado actual y aplicar las leyes que regían su 
comportamiento. Cuando los modelos aplicados no obtenían éxito en la descripción, se suponía que era 
por un fallo de conocimiento de estas leyes, no porque fuera imposible conocer con precisión el resultado. 
La interpretación de Copenhague propugnaba, en cambio, que no era necesario observar la evolución del 
sistema para conocer su estado en un instante dado. Además, la mecánica cuántica no ofrece un resultado 
preciso sobre el estado del sistema, sino tan sólo el valor de la probabilidad de que se encuentre en una 
cierta posición en un momento dado y con unas determinadas características y magnitudes físicas. 
Apuntes de Química Inorgánica. 
 
 
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Teoría de la relatividad: 
Al aumentar la masa atómica se obtiene como resultado la contracción del radio orbital en un 20% esto 
se denomina contracción relativista. Cuando z es elevado los orbitales S disminuyen el solapamiento con 
los orbitales de otros átomos. Los orbitales p son menos afectados por otro lado los orbitales d y f 
experimentan una expansión relativista. 
La contracción relativista de los orbitales s significa que para un átomo de elevado número atómico hay 
una atracción extra entre los electrones del orbital s y el núcleo esto se evidencia en las Ei. 
número atómico hay una atracción extra entre los electrones del orbital s y el núcleo esto se evidencia en 
las Ei. 
𝑚 =
𝑚0
√1 − (
𝑣
𝑐
)
2
 
 
𝑣 =
𝑧. 𝑒−
2. 𝜀0. 𝑛. ℎ
 
𝜀0 = permeabilidad en el vacío. 𝑒
− = carga del electrón. 
Puede inferirse que si la velocidad del objeto es mucho menor que la de la luz su masa en reposo (mo) es 
su masa en movimiento (m) es igual. Cuando Z aumenta, aumenta V y por lo tanto m aumenta y se 
contrae el radio orbital. 
 
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8. Rodriguez Cardona et al “Física y Química” Mc Graw-Hill Educación. Disponible: 
https://www.mheducation.es/bcv/guide/capitulo/8448191544.pdf. 
 
Páginas consultadas e imágenes: 
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