Modelos atómicos a lo largo de la historia

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Modelos atómicos
A lo largo de la
historia

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NOMBRE DEL ALUMNO Pérez Bartolo Esther del Alba
MATRICULA 18190092
PERIODO ESCOLAR
Septiembre-
diciembre 2020
GRUPO 701
NOMBRE DEL DOCENTE ING. Sarai Nintai Orozco Gracia
FECHA DE ENTREGA 04 de diciembre del 2020
Universidad Tecnológica del Sureste de
Veracruz
QUÍMICA ÁREA INDUSTRIAL
FISÍCA PARA INGENIERÍA
Modelos atómicos

3. 3
INDICE
Introducción ....................................................................................................................................... 4
Modelo atómico de Dalton (1803).................................................................................................. 4
Modelo atómico de Lewis “Modelo cúbico” (1902-1916) .............................................................. 5
Modelo Saturnino del átomo (1903)............................................................................................... 5
Modelo atómico de Thompson (1904)............................................................................................ 6
Modelo atómico de Perrin ............................................................................................................. 6
Modelo atómico de Rutherford ...................................................................................................... 7
Modelo atómico de Bohr ................................................................................................................ 8
Modelo atómico de Sommerfeld .................................................................................................... 9
Modelo cuántico ondulatorio ...................................................................................................... 10
Modelo mecánico cuántico .......................................................................................................... 10
Desarrollo: Modelos atómicos a lo largo de la historia .................................................................. 11
El átomo y su estructura ............................................................................................................... 12
Historia del átomo ........................................................................................................................ 12
Modelo de Dalton ......................................................................................................................... 14
Experimentos que condujeron al descubrimiento del electrón ................................................... 15
Modelo atómico de Thompson. Inconvenientes ......................................................................... 23
Descubrimiento del protón .......................................................................................................... 24
Experimento de Rutherford .......................................................................................................... 25
Modelo atómico de Rutherford. Inconvenientes ......................................................................... 26
Descubrimiento del neutrón ......................................................................................................... 29
Características generales de los espectros atómicos ................................................................... 30
Modelo de Bohr. Éxitos e inconvenientes..................................................................................... 31
Modelo mecano cuántico. Orbitales y números cuánticos .......................................................... 34
Conclusión ........................................................................................................................................ 39
Bibliografía ....................................................................................................................................... 40

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INTRODUCCIÓN
Se conoce como modelos atómicos a las distintas representaciones gráficas de
la estructura y funcionamiento de los átomos. Los modelos atómicos han sido
desarrollados a lo largo de la historia de la humanidad a partir de las ideas que en
cada época se manejaban respecto a la composición de la materia.
Los primeros modelos atómicos datan de la antigüedad clásica, cuando los filósofos
y naturalistas se aventuraron a pensar y a deducir la composición de las cosas que
existen, es decir, de la materia.
Modelo atómico de Dalton (1803)
Estudiando las leyes de los gases, el meteorólogo inglés John Dalton (1766-1844)
propuso la primera teoría atómica. Según él, el átomo era la parte más pequeña de
la materia, la que ya no podía seguir dividiéndose.
La forma de representar el átomo era como una esfera sólida, parecida a una bola
de billar. De hecho, Dalton y los que apoyaron su teoría, tallaron bolas en madera
de diferentes tamaños, simulando átomos de diferentes elementos. Para la época,
se desconocía por completo la existencia del electrón y del protón, por lo que el
modelo de Dalton persistió por casi un siglo.

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Modelo atómico de Lewis (1902-1916)
También llamado “Modelo del Átomo
Cúbico”, en este modelo Lewis proponía la
estructura de los átomos distribuida en
forma de cubo, en cuyos ocho vértices se
hallaban los electrones. Esto permitió
avanzar en el estudio de
las valencias atómicas y los enlaces
químicos, sobre todo luego de su actualización por parte de Irving Langmuir en
1919, donde planteó el “átomo del octeto cúbico”.
Estos estudios fueron la base de lo que se conoce hoy como el diagrama de Lewis,
herramienta muy útil para explicar el enlace covalente.
Modelo saturnino del átomo (1903)
El físico japonés Hantaro Nagaoka
(1865-1950) propuso en 1903 un
modelo atómico con electrones
orbitando en círculos alrededor de una
gran masa central positiva. Sus
investigaciones fueron publicadas en
inglés en 1904.
Según Nagaoka, el sistema de
partículas era similar al sistema de
Saturno. Este consistía en:
Un gran número de partículas de igual masa dispuestos en círculos que se repelen
entre si;

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Una masa central cargada positivamente que atrae a las otras partículas cargadas
negativamente, con la consecuente formación de anillos.
Esta configuración podía explicar los fenómenos de radiactividad recientemente
descubiertos, y los espectros de emisión de luz de los elementos.
Modelo atómico de Thomson (1904 d.C.)
Propuesto por J. J. Thomson, descubridor
del electrón en 1897, este modelo es previo
al descubrimiento de
los protones y neutrones, por lo
que asumía que los átomos estaban
compuestos por una esfera de carga
positiva y los electrones de carga negativa
estaban incrustados en ella, como las
pasas en el pudín. Dicha metáfora le otorgó
al modelo el epíteto de “Modelo del Pudín de Pasas”.
Este modelo hacía una predicción incorrecta de la carga positiva en el átomo, pues
afirmaba que esta estaba distribuida por todo el átomo. Más tarde esto fue corregido
en el modelo de Rutherford donde se definió el núcleo atómico.
Modelo atómico de Perrin (1907)
El físico francés Jean Perrin (1870-1942)
publicó en 1901 lo que sería el primer modelo
basado en el sistema planetario. La
radiactividad podía explicarse como la
disminución de la atracción eléctrica del sol

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atómico por los electrones más externos (los Neptunos del sistema, como los
llamaba Perrin).
Sin embargo, este modelo no pasó de ser un simple bosquejo, y Perrin no mostró
interés en continuar su estudio. De hecho, Perrin ganó el premio Nobel de Física en
1926 por sus trabajos en el movimiento de partículas en fluidos.
Curiosamente, en 1924 Perrin fue jurado de la tesis de Louis de Broglie, donde
mostraba las propiedades de onda de los electrones.
Modelo atómico de Rutherford (1911)
Le correspondió a un brillante
estudiante de J.J. Thomson, el físico
neozelandés Ernest Rutherford
(1871-1937), resolver el problema de
la estructura del átomo en 1911, en
Inglaterra.
Aprovechándose del descubrimiento
de la radiactividad en 1896,
Rutherford y sus estudiantes, Hans Geiger y Ernest Marsden, usaron partículas
radiactivas alfa de gran velocidad y energía, bombardearon elementos químicos y
calcularon el ángulo de desviación (dispersión) de las partículas.
Si el átomo era como el modelo propuesto por Thomson, las partículas alfa
atravesarían el elemento y la desviación sería mínima. En cambio, observaron que
algunas partículas rebotaban. Esto sólo podría explicarse si el átomo tuviera un
núcleo muy pequeño y condensado.
De estos resultados, Rutherford extrajo los siguientes postulados:
• Existe una pequeña región densa cargada positivamente, llamada núcleo.

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• La masa del átomo es aproximadamente igual a la masa de los protones y
electrones.
• Los protones dentro del núcleo están concentrados en el centro del átomo, y
los electrones distribuidos al azar alrededor de estos.
• Rutherford propuso entonces que el átomo era como el sistema solar donde
el núcleo era el Sol y los electrones eran los planetas que orbitaban a su
alrededor.
Modelo atómico de Bohr (1913)
El modelo planetario del átomo tenía problemas:
si los electrones orbitaban libremente alrededor
del núcleo, perderían energía y colapsarían en
algún momento dentro del núcleo.
Niels Bohr (1885-1962) fue a la Universidad de
Manchester en Inglaterra a estudiar con
Rutherford. Este joven físico danés inventó en
1913 el modelo atómico que destronaría al
modelo propuesto pocos años antes por su profesor.
Bohr se valió de las ideas de Max Planck y Albert Einstein y postuló que los
electrones podían tener una cierta cantidad de energía. Arregló los electrones en
órbitas circulares con una cantidad específica de energía. También explicó que si
un electrón salta de un orbital de alta energía a uno de menor, esto produciría un
fotón, con lo cual quedaba resuelto también el fenómeno de los espectros de
absorción de los elementos.
Los postulados de Niels Bohr se resumen de la siguiente forma:
• Los electrones en un átomo se mueven de forma estable a una cierta
distancia del núcleo con una energía definida. Esto es lo que se llama el
estado estacionario.

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• Los electrones en cada estado estacionario siguen una ruta u órbita circular.
Cada órbita recibe el nombre de "nivel energético" o "capa".
• Cuando el electrón está en el estado estacionario, no produce luz (fotón). Sin
embargo, cuando baja de nivel energético, emite un fotón.
• Los niveles estacionarios, o capas, se denominan con las letras K, L, M, N, y
así sucesivamente.
Los postulados de Bohr llevaron a representar el átomo como las capas o anillos de
una cebolla. Sin embargo, el modelo de Bohr no sirvió para explicar átomos con
más de un electrón.
Modelo atómico de Sommerfeld (1916)
Este modelo fue propuesto por Arnold Sommerfield para intentar cubrir las
deficiencias que presentaba el modelo de Bohr.
Se basó en parte de los postulados relativistas de Albert Einstein. Entre sus
modificaciones está la afirmación de que las órbitas de los electrones fueran
circulares o elípticas, que los electrones tuvieran corrientes eléctricas minúsculas y
que a partir del segundo nivel de energía existieran dos o más subniveles.

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Modelo atómico de Schrödinger (1926)
Propuesto por Erwin Schrödinger a partir de los
estudios de Bohr y Sommerfeld, concebía los
electrones como ondulaciones de la materia, lo
cual permitió la formulación posterior de una
interpretación probabilística de la función de
onda (magnitud que sirve para describir
la probabilidad de encontrar a una partícula en
el espacio) por parte de Max Born.
Eso significa que se puede estudiar probabilísticamente la posición de un electrón
o su cantidad de movimiento pero no ambas cosas a la vez, debido al Principio de
Incertidumbre de Heisenberg.
Este es el modelo atómico vigente a inicios del siglo XXI, con algunas posteriores
adiciones. Se le conoce como “Modelo Cuántico-Ondulatorio”.
Modelo mecánico cuántico del átomo (actual)
El modelo mecánico cuántico del átomo
es el modelo aceptado en la actualidad.
Los tres físicos que contribuyeron al
conocimiento del átomo moderno fueron
Werner Heisenberg (1901-1976), Louis de
Broglie (1892-1987) y Erwin Schrödinger
(1887-1961).
En este caso, el electrón se comporta
como una onda estacionaria y ya no se habla de órbitas sino de nubes electrónicas.

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Las nubes electrónicas son espacios alrededor del núcleo donde probablemente se
pueda encontrar el electrón.
Aquí cada electrón tiene una dirección específica reflejada en los números
cuánticos, que son cuatro:
• Número cuántico principal: el nivel energético n = 1 (K), 2 (L), 3 (M), 4 (N)...
• Número cuántico secundario: la subcapa l = s, p, d, f.
• Número cuántico magnético: el orbital m = x, y, z.
• Número cuántico spin: el tipo de spin del electrón s = +1/2, -1/2.
En este sentido, no hay dos electrones que tengan los mismos números cuánticos.
Esto se conoce como el principio de exclusión de Pauli, gracias al físico austríaco
Wolfgang Pauli (1900-1958).

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MODELOS ATÓMICOS
A lo largo de la historia
Átomo y su estructura
Cantidad mínima de un elemento químico que mantiene
sus propiedades.
Está formado por partículas subatómicas, de las cuales
las más importantes son los electrones, los protones y los
neutrones.
Los electrones son partículas con carga negativa que se
encuentran en lugares energéticos conocidos como rempes u orbitales. Su masa es
de 9.1 x 10 -28 g.
Los protones son partículas con carga positiva que se encuentran en el núcleo
atómico y cuya masa es de 1.67 x 10 -24 g.
Los neutrones son partículas eléctricamente neutras, que se encuentran en el
núcleo y que tienen una masa un poco mayor que la de los protones.
Historia del átomo
Cinco siglos antes de Cristo, los filósofos griegos se preguntaban si la materia podía
ser dividida indefinidamente o si llegaría a un punto, que tales partículas, fueran
indivisibles. Es así, como Demócrito formula la teoría de que la materia se compone

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de partículas indivisibles, a las que llamó átomos (del griego átomos, indivisible). El
concepto de átomo surgió en Grecia entre un conjunto de filósofos llamados
atomistas, entre los que destacan Demócrito y Leucipo. Aristóteles fue contrario a
ellos, defendiendo que la materia era continua. Platón, aunque proponía la
existencia de formas elementales, no creía que estas fueran indivisibles en otras
más pequeñas del mismo tipo.
En 1803 el químico inglés John Dalton propone una nueva teoría sobre
la constitución de la materia. Según Dalton toda la materia se podía dividir en dos
grandes grupos: los elementos y los compuestos. Los elementos estarían
constituidos por unidades fundamentales, que, en honor a Demócrito, Dalton
denominó átomos. Los compuestos se constituirían de moléculas,
cuya estructura viene dada por la unión de átomos en proporciones definidas y
constantes. La teoría de Dalton seguía considerando el hecho de que los átomos
eran partículas indivisibles.
Hacia finales del siglo XIX, se descubrió que los átomos no son indivisibles, pues
se componen de varios tipos de partículas elementales. La primera en ser
descubierta fue el electrón en el año 1897 por el investigador Sir Joseph Thomson,
quién recibió el Premio Nobel de Física en 1906. Posteriormente, Hantaro Nagaoka
(1865-1950) durante sus trabajos realizados en Tokio, propone su teoría según la
cual los electrones girarían en órbitas alrededor de un cuerpo central cargado
positivamente, al igual que los planetas alrededor del Sol. Hoy día sabemos que la
carga positiva del átomo se concentra en un denso núcleo muy pequeño, en cuyo
alrededor giran los electrones.
El núcleo del átomo se descubre gracias a los trabajos realizados en
la Universidad de Manchester, bajo la dirección de Ernest Rutherford entre los años
1909 a 1911. El experimento utilizado consistía en dirigir un haz de partículas de
cierta energía contra una plancha metálica delgada, de las probabilidades que tal
barrera desviara la trayectoria de las partículas, se dedujo la distribución de la carga
eléctrica al interior de los átomos.

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Modelo de Dalton.
Aproximadamente por el año
1808, Dalton define a los átomos como la
unidad constitutiva de los elementos
(retomando las ideas de los atomistas griegos).
Las ideas básicas de su teoría, publicadas en
1808 y 1810 pueden resumirse en los
siguientes puntos:
La materia está formada por partículas muy
pequeñas para ser vistas, llamadas átomos.
Los átomos de un elemento son idénticos en todas sus propiedades, incluyendo el
peso.
Diferentes elementos están formados por diferentes átomos.
Los compuestos químicos se forman de la combinación de átomos de dos o más
elementos, en un átomo compuesto; o lo que es lo mismo, un compuesto químico
es el resultado de la combinación de átomos de dos o más elementos en una
proporción numérica simple.
Los átomos son indivisibles y conservan sus características durante las reacciones
químicas.
En cualquier reacción química, los átomos se combinan en proporciones numéricas
simples.
La separación de átomos y la unión se realiza en las reacciones químicas. En estas
reacciones, ningún átomo se crea o destruye y ningún átomo de un elemento se
convierte en un átomo de otro elemento.
A pesar de que la teoría de Dalton era errónea en varios aspectos, significó un
avance cualitativo importante en el camino de la comprensión de la estructura de la
materia. Por supuesto que la aceptación del modelo de Dalton no fue inmediata,

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muchos científicos se resistieron durante muchos años a reconocer la existencia de
dichas partículas.
Además de sus postulados Dalton empleó diferentes símbolos para representar los
átomos y los átomos compuestos, las moléculas.
Sin embargo, Dalton no elabora ninguna hipótesis acerca de la estructura de los
átomos y habría que esperar casi un siglo para que alguien expusiera una teoría
acerca de la misma.
Otras Leyes que concordaban con la teoría de Dalton:
• Ley de la Conservación de la Masa: La Materia no se crea ni se destruye,
sólo se transforma.
• Ley de las Proporciones Definidas: Un Compuesto Puro siempre contiene los
mismos elementos combinados en las mismas proporciones en masa.
• Ley de las Proporciones Múltiples: Cuando dos elementos A y B forman más
de un compuesto, las cantidades de A que se combinan en estos
compuestos, con una cantidad fija de B, están en relación de números
pequeños enteros.
Experimentos que condujeron al
descubrimiento del electrón.
Se conoce como electrón a la partícula elemental más ligera que constituye a
los Átomos y que presenta la mínima carga posible de electricidad negativa.
Se trata de una partícula subatómica que rodea al Núcleo del átomo, que está
compuesto por Protones y Neutrones. Los electrones definen las atracciones entre
los átomos y generan, a través de su movimiento, Corriente eléctrica en la mayoría
de los metales. Fueron descubiertos por el físico británico Joseph John

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Thomson (1856-1906), aunque su existencia ya había sido postulada por el
científico George Johnstone Stoney (1826-1911).
La masa del electrón es unas 1.800 veces menor que la masa del protón. Pese a
que los electrones suelen forma parte de los Átomos, existen electrones que forman
haces en el vacío o que se trasladan de forma independiente por la materia. Si los
electrones se desplazan por fuera del átomo, pueden formar Corriente eléctrica.
→ Características de los electrones
Los electrones son mucho más pequeños que los neutrones y protones. La masa de
un simple neutrón o protón es más de 1 800 veces mayor que la masa de un
electrón. Él tiene una masa de 9.11 x 10-28 gramos.
Los electrones tienen una carga eléctrica negativa, con una magnitud llamada
algunas veces carga elemental o carga fundamental. Por esto se dice que un
electrón tiene una carga de -1.
Los protones tienen una carga del mismo valor, pero con polaridad opuesta, es decir
+1. La carga fundamental tiene un valor de 1.602 x 10-19 coulombio.
Los protones son una especie de leptón, un tipo de partícula subatómica que
también incluye mesones y tauones. Los electrones se desprenden con frecuencia
de sus átomos. Debido a la carga del electrón, estos "electrones libres" pueden ser
acelerados a velocidades muy altas por campos eléctricos y magnéticos. Estos
electrones libres energéticos son una forma de radiación de partículas.
Gran cantidad de electrones pueden fluir cuando son expuestos a un Campo
eléctrico o magnético. A un flujo de electrones se le conoce como una corriente
eléctrica. Todos estamos familiarizados con el flujo de electricidad en el cableado
en nuestras viviendas. Las corrientes eléctricas también pueden fluir fuera de los
cables, por ejemplo, en la capa de la Atmósfera de la Tierra rica en iones y
electrones conocida como Ionosfera.
A finales del siglo XIX, el físico J.J. Thomson comenzó a experimentar con tubos de
rayos catódicos. Los tubos de rayos catódicos son tubos de vidrio sellados en los

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que se ha extraído la mayor parte del aire. Al aplicar un alto voltaje entre los
electrodos, que se encuentran uno a cada lado del tubo, un rayo de partículas fluye
del cátodo (el electrodo negativamente cargado) al ánodo (el electrodo
positivamente cargado). Los tubos se llaman "tubos de rayos catódicos" porque el
rayo de partículas o "rayo catódico" se origina en el cátodo. El rayo puede ser
detectado al pintar el extremo del tubo correspondiente al ánodo con un material
conocido como fósforo. Cuando el rayo catódico lo impacta, el fósforo produce una
chispa o emite luz.
Un diagrama de un tubo de rayos catódicos.
Un diagrama del tubo de rayos catódicos de J.J. Thomson. El rayo se origina en el
cátodo y pasa a través de una rendija en el ánodo. El rayo catódico se desvía de la
placa cargada negativamente, hacia la placa cargada positivamente. La cantidad
por la cual un campo magnético desvía el rayo ayudó a Thomson a determinar la
razón entre la masa y carga de las partículas que lo conforman.
Para verificar las propiedades de las partículas, Thomson colocó el tubo de rayos
catódicos entre dos placas con cargas opuestas, y observó que el rayo se desviaba,
alejándose de la placa cargada negativamente y acercándose a la placa cargada
positivamente. De este hecho infirió que el rayo estaba compuesto de partículas
negativamente cargadas.
Thomson también colocó dos imanes a cada lado del tubo, y observó que el campo
magnético también desviaba el rayo catódico. Los resultados de este experimento
ayudaron a Thomson a determinar la razón masa a carga de las partículas del rayo

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catódico, que lo llevó a un descubrimiento fascinante -−minusla masa de cada
partícula era mucho, mucho menor que la de todo átomo conocido—. Thomson
repitió su experimento con electrodos hechos de diferentes metales, y encontró que
las propiedades del rayo catódico permanecían constantes, sin importar el material
del cual se originaban. De esta evidencia, Thomson concluyó lo siguiente:
• El rayo catódico está compuesto de partículas negativamente cargadas.
• Las partículas deben existir como partes del átomo, pues la masa de cada
partícula es tan solo de la masa de un átomo de hidrógeno.
• Estas partículas subatómicas se encuentran dentro de los átomos de todos
los elementos.
Mientras que al principio fueron controversiales, los científicos gradualmente
aceptaron los descubrimientos de Thomson. Con el tiempo, sus partículas de rayo
catódico adquirieron un nombre más familiar: electrones. El descubrimiento de los
electrones refutó parte de la teoría atómica de Dalton, que suponía que los átomos
eran indivisibles. Para explicar la existencia de los electrones se necesitaba un
modelo atómico completamente nuevo.
Verificación de conceptos: ¿por qué Thomson concluyó que los electrones estaban
presentes en los átomos de todos los elementos?
El modelo del budín de pasas
Thomson sabía que los átomos tenían una carga total neutra. Por lo tanto, razonó
que debía haber una fuente de carga positiva dentro del átomo que balanceara la
carga negativa de los electrones. Esto llevó a Thomson a proponer que los átomos
podían describirse como cargas negativas flotando en una sopa de carga positiva
difusa. A menudo llamamos modelo de budín de pasas del átomo a este modelo,
debido al hecho de que su descripción es muy similar a un budín de pasas, un postre
inglés muy popular (observa la imagen a continuación).

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El modelo del budín de pasas del átomo a la derecha y una fotografía de un budín
de pasas a la izquierda.
El modelo del budín de pasas representa los electrones como partículas cargadas
negativamente dentro de un mar de carga positiva. La estructura del átomo de
Thomson es análoga a un budín de pasas, un postre inglés (a la izquierda).
Dado lo que ahora sabemos de la estructura real de los átomos, este modelo puede
sonar un poco descabellado. Afortunadamente, los científicos continuaron
investigando la estructura del átomo, y pusieron a prueba la validez del modelo del
budín de pasas de Thomson.
Verificación de conceptos: Thomson propuso un modelo atómico donde distintas
cargas negativas flotaban dentro de un "mar" de carga positiva. ¿Puedes pensar en
otro modelo del átomo que explique los resultados experimentales de Thomson?

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Ernest Rutherford y el experimento de la lámina de oro
El siguiente experimento revolucionario en la historia del átomo lo realizó Ernest
Rutherford, un físico neozelandés que pasó gran parte de su carrera en Inglaterra y
Canadá. En su famoso experimento de la lámina de oro, Rutherford disparó un rayo
delgado de partículas  (se pronuncia partículas alfa) a una fina lámina de oro puro.
Las partículas alfa son núcleos de , y se emiten durante diversos procesos de
decaimiento radiactivo. En este caso, Rutherford colocó una muestra de radio (un
metal radiactivo) dentro de una caja de plomo con un pequeño agujero. La mayoría
de la radiación era absorbida por el plomo, pero un rayo delgado de partículas  era
capaz de escapar del agujero en la dirección de la lámina de oro. La lámina estaba
rodeada de una pantalla detectora que destellaba cuando una partícula  la
golpeaba.
[¿Por qué la lámina era de oro? ¿Acaso no pudo ahorrarse dinero y usar níquel?]
Basado en el modelo del budín de pasas de Thomson, Rutherford predijo que la
mayoría de las partículas  atravesarían la lámina de oro sin ser perturbadas. Esto
es porque suponía que la carga positiva en el modelo del budín de pasas estaba
repartida alrededor del volumen completo del átomo. Por lo tanto, el campo eléctrico

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de la "sopa" cargada positivamente sería muy débil para afectar significativamente
la trayectoria de las partículas , que eran relativamente masivas y veloces.
Sin embargo, los resultados del experimento fueron sorprendentes. Mientras que la
mayoría de las partículas  atravesaron la lámina sin ser perturbadas, unas pocas
(alrededor de 1 en 20,000 partículas ) se desviaron ¡más de 90°, en su trayectoria!
Rutherford mismo describió sus resultados con la siguiente analogía: "Fue el evento
más increíble que me ha ocurrido en la vida. Fue casi tan increíble como si
dispararas una bala de 15 pulgadas en un pañuelo de papel y esta regresara y te
golpeara".
Los resultados esperados del experimento de la lámina de oro de Rutherford de
acuerdo con el modelo de Thomson (a la izquierda) y los resultados obtenidos (a la
derecha)
Basado en el modelo del budín de pasas del átomo, suponía que no había nada lo
suficientemente denso o duro dentro de los átomos de oro para desviar las masivas
partículas  de sus trayectorias (mira la imagen izquierda). Sin embargo, lo que
Rutherford de hecho observó no coincidía con su predicción (mira la imagen
derecha) ¡Se necesitaba un nuevo modelo atómico!

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El modelo nuclear del átomo
Basado en sus resultados experimentales, Rutherford formuló las siguientes
conclusiones sobre la estructura del átomo:
La carga positiva debe estar localizada en un volumen muy pequeño del átomo, que
también debe contener la mayoría de la masa del mismo. Esto explicaba cómo una
pequeña fracción de partículas  eran desviadas de manera drástica,
presumiblemente a causa de las colisiones esporádicas con los núcleos del oro.
Ya que la mayoría de las partículas  atravesaban la lámina de oro sin ser
perturbadas, ¡el átomo debía estar conformado en su mayoría por espacio vacío!
Estas conclusiones llevaron a Rutherford a proponer el modelo nuclear, en el cual
un átomo consiste de un pequeño núcleo positivamente cargado, rodeado por
electrones cargados negativamente. Basado en el número de
partículas  desviadas en su experimento, Rutherford calculó que el núcleo
ocupaba una pequeña fracción del volumen del átomo.
El modelo nuclear explicaba los resultados del experimento de Rutherford, pero
también planteaba algunas preguntas. Por ejemplo, ¿qué hacían los electrones
dentro del átomo? Ya que las cargas opuestas se atraen, ¿cómo hacían los

23. 23
electrones para evitar colapsar al núcleo? Afortunadamente, ¡la ciencia estaba lista
para el desafío! Físicos como Niels Bohr continuaron diseñando experimentos para
poner a prueba el modelo nuclear del átomo, que eventualmente evolucionó en el
modelo mecánico cuántico moderno.
Modelo de Thompson. Inconvenientes.
Thomson sugiere un modelo atómico que
tomaba en cuenta la existencia del electrón,
descubierto por él en 1897. Su modelo era
estático, pues suponía que los electrones
estaban en reposo dentro del átomo y que
el conjunto era eléctricamente neutro. Con
este modelo se podían explicar una gran
cantidad de fenómenos atómicos conocidos
hasta la fecha. Posteriormente, el
descubrimiento de nuevas partículas y
los experimentos llevado a cabo por Rutherford demostraron la inexactitud de tales
ideas.
Para explicar la formación de iones, positivos y negativos, y la presencia de los
electrones dentro de la estructura atómica, Thomson ideó un átomo parecido a un
pastel de frutas.
Una nube positiva que contenía las pequeñas partículas negativas (los electrones)
suspendidos en ella. El número de cargas negativas era el adecuado para
neutralizar la carga positiva.
En el caso de que el átomo perdiera un electrón, la estructura quedaría positiva; y
si ganaba, la carga final sería negativa. De esta forma, explicaba la formación de
iones; pero dejó sin explicación la existencia de las otras radiaciones

24. 24
Inconvenientes: al plantear que ambos tipos de partículas se encontraban
estrechamente en contacto (“budín de pasas”) no podía justificar la generación de
los espectros de emisión que se habían observado al someter a descarga una
muestra de un gas y observado un espectro de líneas característico.
Descubrimiento del protón.
Los protones son partículas subatómicas con una carga eléctrica elemental positiva
y una masa 1.836 veces superior a la de un Electrón. Es una de las partículas
subatómicas más importantes. Los protones se combinan con los electrones y
(generalmente) con los neutrones para formar Átomos. Los protones son
prácticamente del mismo tamaño que los neutrones, y ambos son mucho más
grandes que los electrones., pero las masas de los protones y neutrones se
diferencian menos de uno por ciento. Un protón tiene una masa de 1.6726 x 10-
24gramos.
Los protones están clasificados como bariones y se componen de dos quarks arriba
y un quark abajo, los cuales también están unidos por la fuerza nuclear fuerte
mediada por gluones. El equivalente en antimateria del protón es el antiprotón, que
tiene la misma magnitud de carga que el protón, pero de signo contrario. Debido a
que la fuerza electromagnética es muchos órdenes de magnitud más fuerte que la
fuerza gravitatoria, la carga del protón debe ser opuesta e igual (en valor absoluto)
a la carga del Electrón; en caso contrario, la repulsión neta de tener un exceso de
carga positiva o negativa causaría un efecto expansivo sensible en el universo, y,
asimismo, en cualquier cúmulo de materia (planetas, estrellas, etc.) Los protones, a
su vez, se componen de partículas elementales llamadas quarks
Historia
Generalmente se le acredita a Ernest Rutherford el descubrimiento del protón. En
el año 1918 Rutherford encontró que cuando se disparan partículas alfa contra un

25. 25
gas de nitrógeno, sus detectores de centelleo muestran los signos de núcleos de
hidrógeno. Rutherford determinó que el único sitio del cual podían provenir estos
núcleos era del nitrógeno y que por tanto el nitrógeno debía contener núcleos de
hidrógeno. Por estas razones Rutherford sugirió que el Núcleo de hidrógeno, que
en la época se sabía que su número atómico era 1, debía ser una partícula
fundamental. Antes que Rutherford, Eugen Goldstein había observado rayos
catódicos compuestos de iones cargados positivamente en 1886. Luego del
descubrimiento del electrón por Joseph John Thomson , Goldstein sugirió que
puesto que el átomo era eléctricamente neutro, el mismo debía contener partículas
cargadas positivamente. Goldstein usó los rayos canales y pudo calcular la razón
carga/masa. Encontró que dichas razones cambiaban cuando variaban los gases
que usaba en el tubo de rayos catódicos. Lo que Goldstein creía que eran protones
resultaron ser iones positivos. Sin embargo, sus trabajos fueron largamente
ignorados por la comunidad de físicos.
Experimento de Rutherford.
El científico británico Ernest Rutherford, en 1911, a in de obtener información acerca
de la estructura de los átomos, propuso un experimento consistente en bombardear
con partículas  una lámina de oro de unos 5000 Å de roso, que tiene una anchura
de unos dos mil átomos, observando los choques de las partículas que la
atravesaban sobre una pantalla situada detrás de ella.

26. 26
Rutherord esperaba que las <<pesadas>> partículas  (núcleos de helio, es decir,
iones de 𝐻𝑒2+
), con gran energía cinética, atravesarían la lámina con facilidad, ya
que sus átomos tendrían la carga positiva uniformemente distribuida, según el
modelo postulado por Thomson. Observó que eso era lo que sucedía para la mayor
parte de dichas partículas, pero para su sorpresa, alunas se desviaban claramente,
e incluso otras rebotaban en lámina.
Modelo de Rutherford. Inconvenientes.
Basado en los resultados de su trabajo, que
demostró la existencia del núcleo atómico,
Rutherford sostiene que casi la totalidad de la
masa del átomo se concentra en un núcleo central
muy diminuto de carga eléctrica positiva. Los
electrones giran alrededor del núcleo
describiendo órbitas circulares. Estos poseen una
masa muy ínfima y tienen carga eléctrica
negativa. La carga eléctrica del núcleo y de los
electrones se neutralizan entre sí, provocando que el átomo sea eléctricamente
neutro.
El modelo de Rutherford tuvo que ser abandonado, pues el movimiento de los
electrones suponía una pérdida continua de energía, por lo tanto, el electrón
terminaría describiendo órbitas en espiral, precipitándose finalmente hacia el
núcleo. Sin embargo, este modelo sirvió de base para el modelo propuesto por su
discípulo Neils Bohr, marcando el inicio del estudio del núcleo atómico, por lo que a
Rutherford se le conoce como el padre de la era nuclear.
Ernest Rutherford estudió los componentes de la radiación que ocurre
espontáneamente en la Naturaleza. A continuación, se presenta una tabla
resumiendo las características de estos componentes:

27. 27
En 1900 Rutherford, con la colaboración de Geiger Marsden, soporta y verifica su
teoría con el experimento, hoy muy famoso, de la lámina de oro. El experimento era
simple, bombardearon una placa de oro muy delgada con partículas (ALFA)
procedentes de una fuente radioactiva. Colocaron una pantalla de Sulfuro de Zinc
fluorescente por detrás de la capa de oro para observar la dispersión de las
partículas alfa en ellas. Según se muestra en la siguiente figura:
Lo anterior demostró, que la dispersión de partículas alfa con carga positiva, era
ocasionada por repulsión de centros con carga positiva en la placa de oro,
igualmente se cumplía con placas de metales distintos, pudiéndose concluir que
cada átomo contenía un centro de masa diminuto con carga positiva que denomino
núcleo atómico. La mayoría de las partículas alfa atraviesan las placas metálicas
sin desviarse, porque los átomos están constituidos, en su mayoría, por espacios
vacíos colonizado tan sólo por electrones muy ligeros. Las pocas partículas que se
desvían son las que llegan a las cercanías de núcleos metálicos pesados con cargas
altas (Figura N° 03).
Gracias a estos desarrollos experimentales de Rutherford, éste pudo determinar
las magnitudes de las cargas positivas de los núcleos atómicos. Los cálculos que
se basan en los resultados del experimento indican que el diámetro de la "porción
desocupada" del átomo es de 10.000 a 100.000 veces mayor que el diámetro del
núcleo.
Aspectos más importantes del Modelo atómico de Ernest Rutherford:
El átomo posee un núcleo central en el que su masa y su carga positiva.
El resto del átomo debe estar prácticamente vacío, con los electrones formando una
corona alrededor del núcleo.
La neutralidad del átomo se debe a que la carga positiva total presente en el núcleo,
es igualada por el número de electrones de la corona.
Cuando los electrones son obligados a salir, dejan a la estructura con carga positiva
(explica los diferentes rayos).

28. 28
El átomo es estable, debido a que los electrones mantienen un giro alrededor del
núcleo, que genera una fuerza centrífuga que es igualada por la fuerza eléctrica de
atracción ejercida por el núcleo, y que permite que se mantenga en su órbita.
El valor de la cantidad de energía contenida en un fotón depende del tipo de
radiación (de la longitud de onda). En la medida que la longitud de onda se hace
menor, la cantidad de energía que llevan es mayor.
En la región 7.5x1014 hasta 4.3x10-14 , se encuentra el espectro visible, con
los colores violeta, azul, verde, amarillo y rojo.
Las regiones donde las frecuencias es mayor (longitud de onda es menor), el
contenido energético de los fotones, es grande en comparación con otras zonas.
En el caso de la luz ultravioleta (U.V.) sus radiaciones no se perciben a simple vista,
pero conocemos su alto contenido energético al actuar como catalizador en
numerosos procesos químicos.
= Longitud de onda: Distancia entre dos crestas en una onda (Longitud de un ciclo)
C = Velocidad de la luz (2.998 x 108 cm/seg)
= Frecuencia: Número de ondas que pasan por un punto en un segundo.
Aun así, tenía dos limitaciones principales. (Inconvenientes)
En él se suponía que los electrones giran en orbitas alrededor del núcleo, sometidos
a la atracción eléctrica de este. Según la teoría electromagnética, eso implica que
constantemente dichos electrones deben emitir energía en forma de ondas
electromagnéticas que obtendrían de su energía cinética. Tras un tiempo, esta
terminaría por agotarse, cayendo los electrones sobre el núcleo, lo que no ocurre.
Este modelo no es capaz de explicar las bandas discontinuas de absorción o
emisión de los espectros atómicos, que explicaremos más adelante. Para
Rutherford, la energía de los electrones podía toma cualquier valor en el átomo.

29. 29
Descubrimiento del neutrón.
Nacido en 1891 en condado de Chesire, al norte de
Inglaterra, James Chadwick ha sido reconocido por su
trayectoria como físico y por adjudicarse el Premio Nobel
de Física en 1935 por el descubrimiento del neutrón.
A pesar de que fue Ernest Rutherford quien planteó por
primera vez la existencia de esta partícula, mientras
dictaba una conferencia en la Royal Society de Londres
en 1920, Chadwick –quien trabajó con él en el Laboratorio Físico de Manchester-
logró demostrarlo a través de una investigación, la cual fue publicada en la edición
de la revista Nature el 27 de febrero de 1932.
Los neutrones son partículas subatómicas y sin carga
eléctrica que componen, junto a los protones y electrones, el
núcleo de un átomo. Los átomos son las partículas que
forman la materia, es decir, de lo que todo está formado.
A partir de 1920 se realizaron varios experimentos que
intentaron comprobar las sugerencias de Rutherford, hasta
que, en 1932, Chadwick logró verificar la presencia de estas partículas sin carga en
y del mismo tamaño de un protón, del cual ya se tenía conocimiento.
Los neutrones tienen una función fundamental, y es que sirve para mantener estable
al átomo, dándole la masa necesaria para que pueda sostenerse a sí mismo. Su
descubrimiento no solo le valió un premio Nobel a Chadwick, sino que también
contribuyó al desarrollo de la fisión nuclear y de la bomba atómica.

30. 30
Características generales de los espectros
atómicos.
Cuando se hace pasar la luz por un prisma, ésta se descompone en sus
componentes, en un proceso denominado dispersión, tal y como puedes observar
en la siguiente animación en la que se simula la descomposición de la luz blanca:
Al calentar un elemento gaseoso hasta que llega a la incandescencia, se produce
una emisión de luz que, al hacerla pasar por un prisma, se descompone en forma
de un espectro discontinuo, que consta de una serie de líneas correspondientes a
determinadas frecuencias y longitudes de onda.
A este tipo de espectros se los conoce como espectros de emisión, y tienen la
característica fundamental que cada elemento químico presenta un espectro
característico propio, específico y diferente de los del resto de elementos, que sirve
como "huella digital" permitiendo identificarlo fácilmente. A continuación, se muestra
el espectro de emisión del hidrógeno:
Es posible también obtener el espectro de un gas de una forma complementaria,
iluminando con luz blanca (que presenta todas las frecuencias posibles) una

31. 31
muestra del gas en cuestión, de forma que se observan unas líneas oscuras sobre
el fondo iluminado, correspondientes a las longitudes de onda en las que el
elemento absorbe la energía.
A este espectro se le conoce como espectro de absorción y es complementario al
de emisión, puesto que las líneas de ambos coinciden para un mismo elemento, tal
y como puedes observar en el espectro de absorción del hidrógeno que se muestra
a continuación.
A la vista de estas series espectrales para el átomo de hidrógeno, resultó que el
modelo atómico de Rutherford era incapaz de explicar por qué razón cuando se
comunicaba energía a los átomos, después la emitían con unas frecuencias
determinadas.
Por otra parte, según la física clásica una carga en movimiento emite continuamente
energía, por lo que los electrones que giran alrededor del núcleo con aceleración
centrípeta cada vez tendrían menos energía, y acabarían cayendo sobre el núcleo,
radiando energía en dicho proceso y dando lugar a la destrucción del átomo
Modelo de Borh. Éxitos e inconvenientes.
El físico danés Niels Bohr ( Premio Nobel de
Física 1922), postula que los electrones giran a
grandes velocidades alrededor del núcleo
atómico. Los electrones se disponen en diversas
órbitas circulares, las cuales determinan
diferentes niveles de energía. El electrón puede
acceder a un nivel de energía superior, para lo
cual necesita "absorber" energía. Para volver a

32. 32
su nivel de energía original es necesario que el electrón emita la energía absorbida
(por ejemplo, en forma de radiación). Este modelo, si bien se ha perfeccionado con
el tiempo, ha servido de base a la moderna física nuclear. Este propuso una Teoría
para describir la estructura atómica del Hidrógeno, que explicaba el espectro de
líneas de este elemento. A continuación, se presentan los postulados del Modelo
Atómico de Bohr:
El Atomo de Hidrógeno contiene un electrón y un núcleo que consiste de un sólo
protón. · El electrón del átomo de Hidrógeno puede existir solamente en ciertas
órbitas esféricas las cuales se llaman niveles o capas de energía. Estos niveles de
energía se hallan dispuestos concéntricamente alrededor del núcleo. Cada nivel se
designa con una letra (K, L, M, N,...) o un valor de n (1, 2, 3, 4,...).
• El electrón posee una energía definida y característica de la órbita en la cual
se mueve. Un electrón de la capa K (más cercana al núcleo) posee la energía
más baja posible. Con el aumento de la distancia del núcleo, el radio del nivel
y la energía del electrón en el nivel aumentan. El electrón no puede tener una
energía que lo coloque entre los niveles permitidos.
• Un electrón en la capa más cercana al núcleo (Capa K) tiene la energía más
baja o se encuentra en estado basal. Cuando los átomos se calientan,
absorben energía y pasan a niveles exteriores, los cuales son estados
energéticos superiores. Se dice entonces que los átomos están excitados.
• Cuando un electrón regresa a un Nivel inferior emite una cantidad definida
de energía a la forma de un cuanto de luz. El cuanto de luz tiene una longitud
de onda y una frecuencia características y produce una línea espectral
característica.
• La longitud de onda y la frecuencia de un fotón producido por el paso de un
electrón de un nivel de energía mayor a uno menor en el átomo de Hidrógeno
está dada por:
• Para Bohr el átomo sólo puede existir en un cierto número de estados
estacionarios, cada uno con una energía determinada.

33. 33
• La energía sólo puede variar por saltos sucesivos, correspondiendo cada
salto a una transición de un estado a otro. En cada salto el átomo emite luz
de frecuencia bien definida dada por:
hv = | Ei - Ei |
De esta manera se explican los espectros atómicos, que en el caso del Hidrógeno
los niveles de energía posibles están dados por la fórmula:
E = - (h/R)/n2 , ( n = 1, 2, 3, . . . infinito)
h = 60625 x 10-34 Joule - seg, Const. de Plank
R = 1.10 x 107 m-1 , Const. de Rydberg
El modelo de Niels Bohr, coincide con el
propuesto por Rutherford, admite la
presencia de un núcleo positivo que
contiene, prácticamente, toda la masa del
átomo, donde se encuentran presentes los
protones y los neutrones.
Los electrones con carga negativa, se
mueven alrededor del núcleo en determinados niveles de energía, a los que
determinó estados estacionarios, y les asignó un número entero positivo. El nivel
más cercano tiene el número 1, le sigue el 2, como se citó en párrafo de éste mismo
enunciado (Modelo atómico de Bohr).
Siempre que el electrón se mantenga en la órbita que le corresponde, ni gana ni
pierde energía.
Si un electrón salta de una órbita a otra capta o libera energía en forma de fotones.
La cantidad viene dada por la diferencia de energía entre los dos (02) niveles.
La energía de cada nivel es mayor en la medida que se aleja del núcleo; sin
embargo, las diferencias entre los niveles van disminuyendo, lo que permite que las
transiciones electrónicas se produzcan con facilidad.

34. 34
El número de electrones de cada elemento en su estado natural es característico,
puesto que depende de su número atómico. Estos electrones estarán distribuidos
en diferentes niveles energéticos que pueden funcionar como estaciones de paso
para aquellos que reciben suficiente energía para saltar de un nivel a otro. Al
devolverse, la luz que, difractada, produce el espectro característico.
Entre sus grandes aciertos cabe citar:
• Permite deducir valores para los radios de las órbitas y para sus energías.
• Posibilita la deducción teórica de la fórmula de Rydberg y una concordancia
con la realidad hasta ahora desconocida.
Entre sus limitaciones tenemos:
• Aún no se desliga de la física clásica ya que se basa en parte en sus
principios.
• Las órbitas de los electrones deberían ser elípticas en lugar de circulares
como en los sistemas planetarios.
• Sólo es aplicable al hidrógeno o hidrogenoides (átomos con un sólo
electrón He+ o Li2+).
• Los avances en espectroscopia mostraron nuevas rayas en los espectros
que el modelo de Bohr no conseguía explicar.
Modelo mecanocuántico. Orbitales y números
cuánticos.
Un problema importante con el modelo de Bohr era que trataba electrones como
partículas que existían en órbitas definidas con precisión. Con base en la idea de
De Broglie de que las partículas podían mostrar comportamiento como de onda, el
físico austriaco Erwin Schrödinger teorizó que el comportamiento de los electrones
dentro de los átomos se podía explicar al tratarlos matemáticamente como ondas

35. 35
de materia. Este modelo, que es la base del entendimiento moderno del átomo, se
conoce como el modelo mecánico cuántico o de las ondas mecánicas.
El hecho de que solo haya ciertos estados o energías permitidas que un electrón
puede tener es similar a una onda estacionaria. Discutiremos de forma breve
algunas propiedades de las ondas estacionarias para obtener una mejor idea de las
ondas de materia electrónicas.
Probablemente ya estés familiarizado con las ondas estacionarias de los
instrumentos musicales de cuerda. Por ejemplo, cuando se jala una cuerda en una
guitarra, la cuerda vibra en la forma de una onda estacionaria como la que se
muestra a continuación.
Observa que hay puntos de cero desplazamientos, o nodos, que ocurren a lo largo
de la onda estacionaria. Los nodos están marcados con puntos rojos. Como la
cuerda en la animación está fija en ambos extremos, esto lleva a la limitación de
que solo ciertas longitudes de onda están permitidas para cualquier onda
estacionaria. Como resultado, las vibraciones están cuantizadas.

36. 36
Modelo Atómico actual
Entre los conocimientos actuales o no sobre el
átomo, que han mantenido su veracidad, se
consideran los siguientes:
1. La presencia de un núcleo atómico con las
partículas conocidas, la casi totalidad de la
masa atómica en un volumen muy pequeño.
2. Los estados estacionarios o niveles de energía fundamentales en los cuales se
distribuyen los electrones de acuerdo a su contenido energético.
3. La dualidad de la materia (carácter onda-partícula), aunque no tenga
consecuencias prácticas al tratarse de objetos de gran masa. En el caso de
partículas pequeñas (electrones) la longitud de onda tiene un valor comparable con
las dimensiones del átomo.
4. 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.
Fue Erwin Schodinger, quien ideó el modelo atómico actual, llamado "Ecuación de
Onda", una fórmula matemática que considera los aspectos anteriores. La solución
de esta ecuación, es la función de onda (PSI), y es 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.
El valor de la función de onda asociada con una partícula en movimiento está
relacionada con la probabilidad de encontrar a la partícula en el punto (x,y,z) en el
instante de tiempo t.
En general una onda puede tomar valores positivos y negativos. una onda puede
representarse por medio de una cantidad compleja.

37. 37
Piense por ejemplo en el campo eléctrico de una onda electromagnética. Una
probabilidad negativa, o compleja, es algo sin sentido. Esto significa que la función
de onda no es algo observable. Sin embargo, el módulo (o cuadrado) de la función
de onda siempre es real y positivo. Por esto, a se le conoce como la densidad de
probabilidad.
La función de onda depende de los valores de tres (03) variables que reciben la
denominación de números cuánticos. Cada conjunto de números cuánticos, definen
una función específica para un electrón. <>
Orbitales y números cuánticos.
Números Cuánticos
Son cuatro (04) los números encargados de definir la función de onda (PSI)
asociada a cada electrón de un átomo: el principal, secundario, magnético y de Spin.
Los tres (03) primeros resultan de la ecuación de onda; y el último, de las
observaciones realizadas de los campos magnéticos generados por el mismo
átomo.
Número cuántico principal
Es un criterio positivo, representado por la letra "n", indica los niveles energéticos
principales. Se encuentra relacionado con el tamaño. En la medida que su valor
aumenta, el nivel ocupa un volumen mayor y puede contener más electrones, y su
contenido energético es superior. Sus valores pueden ser desde 1 hasta infinito.
Número cuántico secundario
Representado por la letra "I", nos indica la forma que pueden tener el espacio donde
se encuentra el electrón. El valor que se le asigna depende del número principal; va
desde cero (0) hasta n-1.
Se ha conseguido que para dos (02) electrones que pertenecen al mismo nivel
energético (igual "n"), las diferencias en valores de "I", se expresan en diferencias

38. 38
de contenidos energéticos, debido a esto reciben la denominación de subniveles de
energía con un aumento progresivo en la medida que "I" aumenta de valor.
I = 0 I = 1 I = 2 I = 3
Orbital s Orbital p Orbital d Orbital f
I = 0 I = 1 I = 2 I = 3 Comparación
Orbital < Orbital < Orbital < Orbital Desde el punto
de
s p d f Vista energético
Número cuántico magnético
Representa las orientaciones que pueden asumir los diferentes orbitales frente a un
campo magnético; el símbolo utilizado es "m"; y los valores que tienen son los
números orbitales enteros que van desde -1 hasta +1. El número de valores que
pueden tener "m" indican el número de órbitas que puede contener un subnivel de
energía.
Número cuántico de Spin
Tiene dos (02) valores permitidos +1/2 y -1/2. Estos valores representan el
movimiento del electrón, tipo de rotación sobre su eje, con dos (02) únicas
posibilidades y opuestas entre sí, hacía la derecha o hacía la izquierda. Cada uni
de los orbitales puede contener dos (02) electrones, uno con cada spin. De estar los
dos (02), el momento magnético se anula, es cero, esto sucede debido a lo apuesto.

39. 39
CONCLUSIÓN
En la investigación anterior se abordaron los temas desde que es un átomo y su
estructura, al igual que se abordaron todos los experimentos que diversos
investigadores llevaron a cabo para dar todos los modelos como el de Dalton,
Thomson, Rutherford, y el modelo mecánico cuántico con los números cuánticos.
El átomo es muy importante en la composición de la materia ya que es la unidad
más pequeña posible de un elemento químico, ósea, es la base de la formación de
todas las moléculas. La palabra átomo se empleaba para referirse a la parte de
materia más pequeño que podía concebirse.
Es la unidad más pequeña de un elemento químico que mantiene su identidad o
sus propiedades, y que no es posible dividir mediante procesos químicos.
Hoy día sabemos, que los átomos no son, como creía Demócrito, indivisibles. De
hecho, están formados por partículas, las cuales son: electrón, protón y neutrón.

40. 40
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