Modelos atómicos.

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1. Teoría atómica
La mecánica cuántica es una teoría que hace referencia a una nueva manera de pensar
acerca de las propiedades de los átomos que, al ser partículas muy pequeñas, hace imposible
conocer con exactitud algunas de sus propiedades, lo que lleva a pensarlas en términos
probabilísticos.
1.1. Modelo de Bohr
En 1913, Bohr postula un sistema el cuál podemos resumir de la siguiente forma:
• Los electrones giran alrededor del núcleo en órbitas circulares.
• Mientras los electrones se mantengan en un determinado nivel, no gastan ni pierden
energía.
• Un electrón que gira en su órbita no irradia energía, si esto sucediera, chocaría contra el
núcleo.
• Los electrones cuando ganan o pierden energía, saltan de una órbita permisible a otra.
Ilustración 1. Modelo atómico de Bohr de un átomo de nitrógeno
1.2. Modelo de Sommerfeld
En 1916, Sommerfeld postuló un modelo que es una generalización relativista del modelo
de Bohr; intentando remediar dos de los principales defectos que tenía.
Su conclusión fue que dentro de un mismo nivel energético existían subniveles, es decir,
energías ligeramente diferentes para un nivel dado y, además, los niveles de energía no solo
eran circulares, sino que también tenían forma de elipse.
Lo que hizo Sommerfeld al perfeccionar el modelo de Bohr con las órbitas elípticas fue
dar lugar al descubrimiento del número cuántico azimutal. Cuando mayor sea este número,
mayor es la excentricidad de la órbita elíptica que describía el electrón.

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Ilustración 2. Modelo atómico de Sommerfeld
1.3. Modelo atómico de Schrödinger
Después de que Broglie expusiera la naturaleza ondulatoria de la materia, el físico
austriaco Erwin Schrödinger actualizó el modelo atómico.
Su modelo cuántico y no relativista explica que los electrones no están en órbitas
determinadas, sino en zonas de alta probabilidad llamados orbitales y que su posición no se
puede determinar.
Al descubrirse la dualidad del electrón (que se comporta como onda y como partícula).
Schrödinger propone una ecuación de onda que ayuda a predecirlas regiones donde se
encuentra el electrón, que se conoce como ecuación de Schrödinger, para explicar los niveles
energéticos, la forma y el tipo de orbitales.
La gran aportación del modelo de Schrödinger fue la creación de la configuración
electrónica de donde se obtienen los números cuánticos de los electrones de un átomo.
Ilustración 3. Modelo atómico de Schrödinger

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2. Estructura y composición del átomo
2.1. Orbitales atómicos (modelo actual del átomo
La imagen del modelo atómico actual se debe a los científicos Dirac y Jordan (1928),
quienes perfeccionaron los modelos anteriores.
Ilustración 4. Modelo atómico de Dirac y Jordan
En la actualidad, para determinar la posición más probable del electrón alrededor del
núcleo se utilizan cuatro parámetros o números cuánticos a saber.
Tabla 1
Parámetros o números cuánticos para determinar la posición del electrón
Denominación Representación Relacionado con
1° parámetro cuántico espacio
energético fundamental (principal)
“n”
Volumen ocupado por la región espacio-
energético de manifestación probabilística
electrónica orbital.
2° parámetro cuántico por forma
(secundario)
“i” Forma de los orbitales (subniveles).
3° parámetro cuántico por
orientación (magnético)
“m”
Número y posibilidades de orientación espacial
en los orbitales.
4° parámetro cuántico por giro
(spin)
“s” o “ms”
Posibilidad de giro del electrón en sentido de las
manecillas del reloj y en sentido contrario.
2.2. Configuración electrónica
Es la distribución más probable y estable (la energía más baja) de los electrones entre los
orbitales disponibles de un átomo.
Para realizar las configuraciones electrónicas es necesario tomar en cuenta las siguientes
reglas:
• Conocer el número atómico del elemento.

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• Tomar en cuenta la siguiente tabla de valores para hacer las configuraciones.
Tabla 2
Tabla de valores para hacer configuraciones electrónicas
Niveles de energía Subniveles de energía Orbitales (2 electrones)
1 (K) = 2e s = 2e 1
2(L) = 8e s = 2e, p = 6e 1, 3
3(M) = 18e s = 2e, p = 6e, d = 10e 1, 3, 5
4(N) = 32e s = 2e, p = 6e, d = 10e, f = 14e 1, 3, 5, 7
5(O) = 32e s = 2e, p = 6e, d = 10e, f = 14e 1, 3, 5 ,7
6(P) = 18e s = 2e, p = 6e, d = 10e 1, 3, 5
7(Q) = 8e s = 2e, p = 6e 1, 3
• Hacer la configuración siguiendo la regla de Auf-Bau o regla de las diagonales
Ilustración 5. Regla de Auf-Bau
En el diagrama energético los electrones llenan, uno por uno, los orbitales de energía más
baja y después los niveles de energía superiores.
• Regla de Hund: si se cuenta con orbitales vacíos de la misma energía los electrones se
distribuirán en ellos tan uniformemente como sea posible.
• Los orbitales sólo pueden tener dos electrones con espín (giro) opuesto cada uno y el
giro se representa con flechas.
Ilustración 6. Configuración electrónica del carbono

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2.3. Estructura atómica
El átomo es la partícula fundamental de la materia que interviene en una reacción
química. El átomo está formado por subpartículas llamadas:
• Neutrón: Subpartícula sin carga (+/−) que se encuentra en el núcleo del átomo.
• Protón: Subpartícula con carga positiva (+) que se encuentra en el núcleo del átomo.
• Electrón: Subpartícula con carga negativa (−) que se encuentra alrededor del núcleo en
órbitas elípticas.
2.3.1. Número atómico (Z)
Es el número de protones en un átomo. Es igual al número de electrones, siempre y
cuando no sea un ion.
𝑍 = 𝑝+ = 𝑒−
2.3.2. Número de masa o masa atómica (A)
Se define como el promedio de las masas atómicas de los isótopos de un elemento. Es
el número de protones más el número de neutrones.
𝐴 = 𝑝+
+ 𝑛0
2.3.3. Número de neutrones
Para obtener el número de neutrones, a la masa atómica se le resta el número atómico.
𝑛0
= 𝐴 − 𝑍
2.3.4. Isótopos
Es la forma en que se puede presentar un elemento con igual número atómico, pero
diferente masa atómica por contener diferente número de neutrones. Además, a un isótopo
también lo podemos definir como los átomos de un elemento con el mismo número de protones
o (electrones en estado basal), pero diferente masa atómica.
2.3.5. Ion
Es un átomo con carga:
• Catión (+), debido a que pierde electrones.
• Anión (−), debido a que gana electrones.

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3. Referencias
Chang, R., & Goldsby, K. (2021). Química (11.a
ed.). McGraw-Hill Education.
CONAMAT. (2019). Guía práctica para el examen de ingreso a la universidad (1.a
ed.). Pearson
Education.
CONAMAT. (2020). Guía práctica para el examen de ingreso a la Metropolitana (2.a
ed.). Editorial
CONAMAT.
Zumdahl, S., & DeCoste, D. (2012). Principios de química (7.a
ed.). Cengage Learning.