Guía n1 Química I Medio

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Colegio San José – Puerto Montt 
Asignatura Ciencias Naturales 
Profesor Daniel Altamirano Estrada 
Marzo 2020 
 
MODELO ATÓMICO DE LA MATERIA 
 
El origen de la teoría atómica dela materia se remonta al siglo V a.C. cuando los filósofos 
griegos Demócrito y Leucipo planteaban que el universo estaba formado, en último término, por una 
partícula indestructible y común a toda la materia a la que llamaron “átomo” (del griego a=sin y 
tomo=división). De acuerdo con estas ideas, al someter a divisiones sucesivas cualquier tipo de 
materia se llegaría siempre al átomo, una partícula indivisible. 
Las ideas de Demócrito y Leucipo, fueron desestimadas por el gran filósofo griego 
Aristóteles, quien sostenía que la materia era continua y estaba constituida por cuatro elementos 
esenciales: agua, fuego, tierra y aire. Los planteamientos de Aristóteles se mantuvieron por más de 
2000 años, hasta que las evidencias experimentales y el desarrollo natural del conocimiento llevaron 
a proponer en 1808 al científico inglés John Dalton su “teoría atómica de la materia”, la que se 
resume en los siguientes postulados: 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
MODELO ATÓMICO DE THOMSON (1897) 
 
La primera evidencia de la existencia de partículas subatómicas y por tanto de que los átomos 
no eran indivisibles como postulaba la teoría atómica de Dalton, se obtuvo de los estudios de la 
conductividad eléctrica de gases a bajas presiones. 
Los gases son aislantes para voltajes bajos, sin embargo, frente a voltajes elevados se 
vuelven conductores. Cuando en un tubo de vidrio que contiene un gas se hace parcialmente el vacío 
y se aplica un voltaje de varios miles de voltios, fluye una corriente eléctrica a través de él. Asociado a 
este flujo eléctrico, el gas encerrado en el tubo emite unos rayos de luz de colores, denominados 
rayos catódicos, que son desviados por la acción de los campos eléctricos y magnéticos. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Mediante un estudio cuidadoso de esta desviación, J. J. Thomson demostró 
en 1897 que los rayos estaban formados por una corriente de partículas cargadas 
negativamente, que llamó electrones. 
La identificación de estas partículas subatómicas a través del estudio de los rayos 
catódicos, y su posterior caracterización, le llevaron a proponer un modelo de 
átomo que explicara dichos resultados experimentales. Se trata del modelo 
conocido informalmente como el budín de pasas, según el cual los electrones eran 
como 'pasas' negativas incrustadas en un 'budín' de materia positiva. 
 
TEORÍA 
ATÓMICA 
DE DALTON 
(1808) 
Toda la materia está formada 
por átomos. 
 
Los átomos son partículas 
diminutas e indivisibles. 
 
Los átomos de un elemento 
son idénticos y poseen igual 
masa. 
 
Los átomos de diferentes 
elementos se combinan de 
acuerdo a números enteros y 
sencillos, formando los 
compuestos. 
 
En una reacción química se 
produce un reordenamiento 
de átomos. 
 
En una reacción química los 
átomos no se crean ni se 
destruyen. 
 
Placas cargadas eléctricamente 
Pantalla fluorescente 
Trayectoria de los electrones 
Imán 
Alto voltaje 
 
MODELO ATÓMICO DE RUTHERFORD (1911) 
 
 Rutherford demostró que los átomos no eran macizos, como se creía, 
sino que están vacíos en su mayor parte y en su centro hay un diminuto núcleo. 
Dedujo que el átomo debía estar formado por una corteza con los electrones 
girando alrededor de un núcleo central cargado positivamente. 
Rutherford, basándose en los resultados obtenidos en sus experimentos de 
bombardeo de láminas delgadas de metales, estableció el llamado modelo 
atómico de Rutherford o modelo atómico nuclear. 
 
El átomo está formado por dos partes: núcleo y corteza. El núcleo es la parte central, de 
tamaño muy pequeño, donde se encuentra toda la carga positiva y, prácticamente, toda la masa del 
átomo, esta carga positiva del núcleo, en la experiencia de la lámina de oro, es la responsable de la 
desviación de las partículas alfa (también con carga positiva). 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
La corteza es casi un espacio vacío, inmenso en relación con las dimensiones del núcleo. Eso 
explica que la mayor parte de las partículas alfa atraviesan la lámina de oro sin desviarse. Aquí se 
encuentran los electrones con masa muy pequeña y carga negativa. Como en un diminuto sistema 
solar, los electrones giran alrededor del núcleo, igual que los planetas alrededor del Sol. Los 
electrones están ligados al núcleo por la atracción eléctrica entre cargas de signo contrario. 
 
 El modelo atómico de Rutherford no podía explicar algunos 
fenómenos que estaban saliendo a la luz, como el espectro de 
emisión y absorción. Además presentaba el inconveniente de ser 
inestable: Según la física clásica una carga en movimiento emite 
continuamente energía por lo que los electrones radiarían energía 
continuamente hasta "caer" en el núcleo, con lo que el átomo se 
destruiría. 
 
MODELO ATÓMICO DE BOHR (1913) 
 
Niels Bohr basó sus estudios en espectros atómicos discontinuos originados por la radiación 
emitida por los átomos excitados de los elementos en estado gaseoso, (absorción y emisión de la luz) 
para proponer un nuevo modelo atómico, según el cual los electrones 
giran alrededor del núcleo en unos orbitas (niveles) bien definidas. 
 
En 1913 Bohr publicó una explicación teórica para el espectro 
atómico del hidrógeno. Basándose en las ideas previas de Max 
Planck, que en 1900 había elaborado una teoría sobre la 
discontinuidad de la energía (Teoría de los cuantos), Bohr supuso que 
el átomo solo puede tener ciertos niveles de energía definidos. 
Bohr establece así, que los electrones solo pueden girar en ciertas 
órbitas de radios determinados. Estas órbitas son estacionarias, en 
ellas el electrón no emite energía: la energía cinética del electrón 
equilibra exactamente la atracción electrostática entre las cargas 
opuestas de núcleo y electrón. 
 
 
El electrón solo puede tomar así los valores de energía correspondientes a esas órbitas. Los 
saltos de los electrones desde niveles de mayor energía a otros de menor energía o viceversa 
suponen, respectivamente, una emisión o una absorción de energía electromagnética (fotones de 
luz). 
 
 
 
 
 
 
 
 
Núcleo 
Electrón Órbita definida 
(cuantizada) 
 
 
Sin embargo el modelo atómico de Bohr también tuvo que ser abandonado al no poder 
explicar los espectros de átomos más complejos. La idea de que los electrones se mueven alrededor 
del núcleo en órbitas definidas tuvo que ser desechada. Las nuevas ideas sobre el átomo están 
basadas en la mecánica cuántica, que el propio Bohr contribuyó a desarrollar. 
 
MODELO MECANO-CUÁNTICO (1926 - ) 
 
En 1924, el científico francés Louis De Broglie, sugirió que debería existir cierta simetría 
entre el comportamiento de la luz y de la materia corpuscular. De Broglie postuló que las partículas, 
en especial los electrones deberían tener comportamiento dual de onda – partícula como la luz. Esto 
significa que cualquier partícula que tiene masa con cierta velocidad, debe comportarse como una 
onda, luego esta hipótesis fue corroborada experimentalmente, es decir, los electrones mostraron 
propiedades ondulatorias. 
 
En 1926 Erwin Schrödinger, propuso una ecuación en la que introdujo la hipótesis de De 
Broglie tomando en cuenta el comportamiento de onda y de partícula para el electrón. La ecuación de 
Schrödinger, una ecuación muy compleja, cuando es resuelta permite obtener soluciones llamadas 
funciones de onda, Ψ, a pesar de que estas funciones no tienen sentido físico directo, aparece: Ψ2 
que es la función de probabilidad, también llamada distribución de densidad electrónica y que a 
diferencia del modelo atómico de Bohr, no hay orbitas definidas sino que entrega una idea de los 
lugares más frecuentes donde podría estar el electrón, estas zonas o lugares donde podría estar el 
electrón se denominan “Orbitales atómicos” (o nubes electrónicas) y no debe confundirse con el 
término “órbita” delmodelo de Bohr. 
 
 
 
 
 
 
 
 
Imagina que estás fotografiando un átomo que tiene un electrón 
girando alrededor del núcleo, luego de tomar muchas fotos, imagina que 
las superpones todas, una sobre otra, tendrás una imagen como la 
siguiente, que muestra el lugar donde más se encontró el electrón y que 
por consiguiente es el lugar donde es más probable encontrar un electrón. 
 
 
 
ÁTOMOS, IONES Y MOLÉCULAS 
 
 
Un conjunto de átomos del mismo tipo forman un elemento químico determinado. 
Estructuralmente los átomos están conformados por neutrones y protones en el núcleo y los 
electrones alrededor de este. Para poder representar y distinguir un elemento químico se utiliza un 
símbolo químico y dos números, conocidos como: número atómico y número másico. 
 
El número atómico (Z) indica el número de protones que contiene el núcleo atómico. Para un 
átomo neutro, el número de protones es idéntico al número de electrones. El número másico (A) 
indica el número de protones más neutrones que tiene el átomo en su núcleo. 
 
Para calcular A se utiliza la siguiente ecuación: A = p+ + n donde p: número de protones y n: 
número de neutrones. Para calcular el número de neutrones que tiene un átomo, se utiliza la 
siguiente fórmula: n = A – Z 
 
 
 Finalmente, un elemento químico se representará de la siguiente forma: 
 Siendo X, representación de cualquier elemento de la tabla periódica. 
 
 
 
FORMACIÓN DE IONES 
 
Cuando los átomos de distintos elementos químicos se combinan para formar compuestos, 
necesitan ganar o perder electrones, es decir, debe haber una transferencia de electrones desde la 
capa más externa. Cuando esto sucede, el átomo deja de ser neutro, formándose un ion. 
Si un átomo neutro pierde electrones de su capa externa, quedará con un número mayor de cargas 
positivas, es decir, quedará cargado positivamente, convirtiéndose en un ion positivo o catión. Si un 
átomo neutro gana electrones, quedará con un número mayor de cargas negativas, es decir, quedará 
cargado negativamente, convirtiéndose en un ion negativo o anión. 
 
En general la densidad electrónica es mayor cerca del núcleo del átomo y decae notablemente 
cuando la región en consideración está más alejada del núcleo, es decir, hay mucha más 
probabilidad de encontrar un electrón cerca del núcleo que en una zona alejada de ella. 
 
 
CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA 
 
La configuración electrónica del átomo, indica la manera en que están distribuidos los 
electrones en los distintos orbitales atómicos. La configuración electrónica se rige por tres principios 
 
I) Principio de exclusión de Pauli. 
 
Este principio establece que no pueden existir, dentro de un átomo, dos electrones con los 
cuatro números cuánticos iguales. Vale decir, dentro de un mismo átomo, los cuatro números 
cuánticos de un electrón deben diferir al menos en uno de ellos con los 4 números cuánticos de otro. 
En otras palabras, sólo dos electrones pueden coexistir en el mismo orbital atómico, y deben 
tener espines opuestos. Para el átomo de helio existen tres formas en las que se pueden colocar sus 
dos electrones en el orbital 1s: 
 
 
 
 
 
 
 
 
Los diagramas a) y b) son imposibles por el principio de exclusión de Pauli. En el diagrama a), 
ambos electrones tienen el espín hacia arriba y tendrían los números cuánticos (1, 0, 0,+ ½ ); en b), 
ambos electrones tienen espín descendente, y tendrían los números cuánticos (1, 0, 0, – ½ ). 
Únicamente la configuración en c) es físicamente aceptable, porque un electrón tiene los números 
cuánticos (1, 0, 0, + ½ ) y el otro tiene (1, 0, 0, – ½ ). 
 
II) Principio de máxima multiplicidad o regla de Hund. 
 
La configuración electrónica del carbono (Z = 6) es 1s22s22p2. El siguiente diagrama muestra 
las distintas formas en las que se pueden distribuir dos electrones entre los tres orbitales p: 
 
 
 
 
 
 
 
Ninguna de las tres distribuciones viola el principio de exclusión de Pauli, de modo que sólo 
queda determinar cuál de ellas dará más estabilidad. La respuesta se encuentra en la regla de Hund, 
la cual establece que “La distribución electrónica más estable en los subniveles es la que tiene 
el mayor número de espines paralelos” 
La distribución del diagrama c) satisface esta condición. En los diagramas a) y b) los espines 
se cancelan entre sí. 
 
III) Principio de mínima energía. 
 
“Los electrones se ubican primero en los orbitales de más baja energía; por lo tanto, los de mayor 
energía se ocuparán sólo cuando los primeros hayan agotado su capacidad” 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
1s<2s<2p<3s<3p<4s<3d<4p<5s<4f<5d<6p<7s<5f<6d<7p 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Ejercicios. 
 
 
1. Calcule el número total de electrones que pueden ocupar 
a) un orbital s, b) tres orbitales p, c) cinco orbitales d, d) siete orbitales f. 
 
2. ¿Cuál es el número total de electrones que pueden permanecer en todos los 
orbitales que tengan el mismo número cuántico principal n? 
 
3. Determine el máximo número de electrones que se pueden encontrar en cada 
uno de los siguientes subniveles: 3s, 3d, 4p, 4f, 5f. 
 
4. Indique el número total de: 
a) electrones p en el N (Z = 7); 
b) electrones s en el Si (Z = 14) 
c) electrones 3d en el S(Z = 16). 
 
5. Para cada uno de los siguientes pares de orbitales de un átomo 
polielectrónico, indique cuál orbital es el que tiene menos energía: a) 2s, 2p; 
b) 3p, 3d; c) 3s, 4s; d) 4d, 5f. 
 
6. Señale cuáles de los siguientes conjuntos de números cuánticos son 
inaceptables y explique por qué: 
a) (1, 0, ½ , ½ ) 
b) (3, 0, 0, ½ ) 
c) (2, 2, 1, ½ ) 
d) (4, 3, –2, ½) 
e) (3, 2, 1, 1) 
 
7. Las configuraciones electrónicas del estado fundamental que se muestran 
aquí son incorrectas. Explique qué errores se han cometido en cada una y 
escriba las configuraciones electrónicas correctas: 
Al: 1s22s22p43s23p3 
B: 1s22s22p5 
F: 1s22s22p6 
 
8. ¿Cuántos electrones no apareados existen en cada uno de los siguientes 
átomos?: B, Ne, P, Sc, Mn, Se, Kr, Fe, Cd, I, Pb. 
 
9. La configuración electrónica de un átomo neutro es 1s22s22p63s2. Escriba un 
conjunto de números del electrón diferencial. 
 
10. ¿Cuál de las siguientes especies tiene más electrones no apareados? S+, S o 
S–. 
 
11. En seguida se muestra parte de los diagramas de orbital que representan las 
configuraciones electrónicas de ciertos elementos en su estado fundamental. 
¿Cuál de estos diagramas viola el principio de exclusión de Pauli? ¿Cuál viola 
la regla de Hund?