Este documento describe la evolución del modelo atómico a través de la historia, desde el modelo de Dalton hasta el modelo mecánico cuántico actual. Explica los experimentos clave que llevaron al descubrimiento del electrón, el protón y el neutrón, incluidos los experimentos de Thomson, Rutherford y otros. También resume los principales modelos atómicos propuestos, como los modelos de Thomson, Rutherford y Bohr, resaltando sus aciertos e inconvenientes. El documento concluye que el modelo atómico ha ido cambi

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NOMBRE DEL ALUMNO MONTIEL MARTINEZ INGRID ESTRELLA
MATRICULA 19190053
PERIODO ESCOLAR Septiembre-Diciembre 2021 GRUPO 702
NOMBRE DEL DOCENTE ING. SARAI NINTAI OROZCO GRACIA
Universidad Tecnológica del Sureste de Veracruz
Ingeniería Química
“FISICA PARA INGENIERIA”
RESULTADO DE APRENDIZAJE DE MODELOS
ATOMICOS
mode

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INDICE
Concepto de átomo y estructura…………………………………………………. 3
Historia del átomo………………………………………………………………….. 4
Modelo de Dalton…………………………………………………………………… 4
Experimentos que condujeron al descubrimiento del electrón………………… 6
Modelo de Thompson. Inconvenientes…………………………………………… 9
Descubrimiento del protón…………………………………………………….….. 11
Experimento de Rutherford…………………………………………………………11
Modelo de Rutherford. Inconvenientes…………………………………….………12
Descubrimiento del neutrón……………………………………………………….. 12
Características generales de los espectros atómicos………………………….. 13
Modelo de Borh. Éxitos e inconvenientes……………………………………….. 14
Modelo mecano cuántico. Orbitales y números cuánticos………………….…..16
Conclusión……………………………………………………………………………20
Bibliografía……………………………………………………………………………21

3. 3
CONCEPTO Y ESTRUCTURA DEL ÁTOMO
Un átomo es la unidad constituyente más pequeña de la materia ordinaria que tiene las propiedades de
un elemento químico. El átomo está compuesto por:
• El núcleo atómico: formado por unas partículas subatómicas llamadas nucleones. Los nucleones
pueden ser neutrones o protones.
• Una nube de electrones: otro tipo de partícula subatómica moviéndose alrededor del núcleo.
La principal diferencia entre protones, neutrones y electrones es su carga eléctrica. Los electrones
tienen carga eléctrica negativa, los protones tienen carga positiva y los neutrones son partículas con
carga eléctrica neutra.
Los átomos neutros tienen el mismo número de electrones que de protones ya que ambas subpartículas
tienen la misma carga eléctrica.
Un átomo está constituido por un núcleo central muy denso, con los nucleones muy juntos, y por
electrones que se mueven alrededor del núcleo a una distancia relativamente grande.
Estructura del núcleo del átomo
El núcleo atómico es la parte central del átomo que está compuesto por nucleones unidos entre ellos
por unos enlaces muy fuertes. Un nucleón puede ser un protón o un neutrón.
Debido a que los protones tienen una carga eléctrica positiva y los neutrones tienen carga neutra, la
tendencia natural es la de separarse. Los enlaces que mantienen unidos los nucleones ejercen una
fuerza nuclear mucho más intensa que la fuerza electromagnética a distancias cortas.
La fuerza de estos enlaces nucleares permite vencer la repulsión eléctrica entre los protones.

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HISTORIA DEL ATOMO
Los filósofos griegos discutieron mucho sobre la naturaleza de la materia y concluyeron que el mundo
era más sencillo de lo que parecía.
En el siglo V a.C., Leucipo pensaba que sólo había un tipo de materia. Sostenía, además, que si
dividíamos la materia en partes cada vez más pequeñas, acabaríamos encontrando una porción que
no se podría seguir dividiendo. Un discípulo suyo, Demócrito, bautizó a estas partes indivisibles de
materia con el nombre de átomos, término que en griego significa “que no se puede dividir”.
Empédocles estableció que la materia estaba formada por 4 elementos: tierra, agua, aire y fuego.
Aristóteles negó la existencia de los átomos de Demócrito y reconoció la teoría de los 4 elementos,
que, gracias al prestigio que tenía, se mantuvo vigente en el pensamiento de la humanidad durante
2000 años. Hoy sabemos que aquellos 4 elementos iniciales no forman parte de los 106 elementos
químicos actuales.
MODELO DE DALTON.
Creó una importante teoría atómica de la materia. En 1803 formuló la ley que lleva su nombre y que
resume las leyes cuantitativas de la química (ley de la conservación de la masa, realizada por Lavoisier;
ley de las proporciones definidas, realizada por Louis Proust; ley de las proporciones múltiples, realizada
por él mismo). Su teoría se puede resumir en:

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1.- Los elementos químicos están formados por partículas muy pequeñas e indivisibles llamadas
átomos.
2.- Todos los átomos de un elemento químico dado son idénticos en su masa y demás propiedades.
3.- Los átomos de diferentes elementos químicos son distintos, en particular sus masas son diferentes.
4.- Los átomos son indestructibles y retienen su identidad en los cambios químicos.
5.- Los compuestos se forman cuando átomos de diferentes elementos se combinan entre sí, en una
relación de números enteros sencilla, formando entidades definidas (hoy llamadas moléculas).
Para Dalton los átomos eran esferas macizas. Representación de distintos átomos según Dalton
Esto quería decir que un átomo de oxígeno más un átomo de hidrógeno daba un átomo o molécula de
agua.
La formación de agua a partir de oxígeno e hidrógeno supone la combinación de átomos de estos
elementos para formar "moléculas" de agua. Dalton, equivocadamente, supuso que la molécula de agua
contenía un átomo de oxígeno y otro de hidrógeno.
Dalton, además de esta teoría creó la ley de las proporciones múltiples. Cuando los elementos se
combinan en más de una proporción, y aunque los resultados de estas combinaciones son compuestos
diferentes, existe una relación entre esas proporciones.
Cuando dos elementos se combinan para formar más de un compuesto, las cantidades de uno de ellos
que se combina con una cantidad fija del otro están relacionadas entre sí por números enteros sencillos.

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A mediados del siglo XIX, unos años después de que Dalton enunciara se teoría, se desencadenó una
serie de acontecimientos que fueron introduciendo modificaciones al modelo atómico inicial.
De hecho, el mundo atómico es tan infinitamente pequeño para nosotros que resulta muy difícil su
conocimiento. Nos hallamos frente a él como si estuviésemos delante de una caja cerrada que no se
pudiese abrir. Para conocer su contenido solamente podríamos proceder a manipular la caja (moverla
en distintas direcciones, escuchar el ruido, pesarla...) y formular un modelo de acuerdo con nuestra
experiencia. Este modelo sería válido hasta que nuevas experiencias nos indujeran a cambiarlo por
otro. De la misma manera se ha ido construyendo el modelo atómico actual; de Dalton hasta nuestros
días se han ido sucediendo diferentes experiencias que han llevado a la formulación de una serie de
modelos invalidados sucesivamente a la luz de nuevos acontecimientos.
EXPERIMENTOS QUE CONDUJERON AL DESCUBRIMIENTO DEL ELECTRÓN.
El descubrimiento del electrón por J.J. Thomson
Thomson comenzó a experimentar con tubos de rayos catódicos. Los tubos de rayos catódicos son
tubos de vidrio sellados en los 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.
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

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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 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.
• Estas partículas subatómicas se encuentran dentro de 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).

8. 8
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. 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 alphaαalpha 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 alphaαalpha la golpeaba.
asado en el modelo del budín de pasas de Thomson, Rutherford predijo que la mayoría de las
partículas alphaαalpha 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 de la "sopa" cargada positivamente sería muy débil para afectar
significativamente la trayectoria de las partículas alphaαalpha, que eran relativamente masivas y
veloces.

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MODELO DE THOMPSON. INCONVENIENTES.
Joseph Thomson (1.856-1.940) partiendo de las informaciones que se tenían hasta ese momento
presentó algunas hipótesis en 1898 y 1.904, intentando justificar dos hechos:
a. La materia es eléctricamente neutra, lo que hace pensar que, además de electrones, debe de haber
partículas con cargas positivas.
b. Los electrones pueden extraerse de los átomos, pero no así las cargas positivas.
Propuso entonces un modelo para el átomo en el que la mayoría de la masa aparecía asociada con la
carga positiva (dada la poca masa del electrón en comparación con la de los átomos) y suponiendo que
había un cierto número de electrones distribuidos uniformemente dentro de esa masa de carga positiva
(como una especie de pastel o calabaza en la que los electrones estuviesen incrustados como si fueran
trocitos de fruta o pepitas).
Fue un primer modelo realmente atómico, referido a la constitución de los átomos, pero muy limitado y
pronto fue sustituido por otros

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Thomson, sir Joseph john (1856-1940). Físico británico. Según el modelo de Thomson el átomo
consistía en una esfera uniforme de materia cargada positivamente en la que se hallaban incrustados
los electrones de un modo parecido a como lo están las semillas en una sandía. Este sencillo modelo
explicaba el hecho de que la materia fuese eléctricamente neutra, pues en los átomos de Thomson la
carga positiva era neutralizada por la negativa. Además los electrones podrían ser arrancados de la
esfera si la energía en juego era suficientemente importante como sucedía en los tubos de descarga.
J. J. Thomson demostró en 1897 que estos rayos se desviaban también en un campo eléctrico y eran
atraídos por el polo positivo, lo que probaba que eran cargas eléctricas negativas. Calculó también la
relación entre la carga y la masa de estas partículas.
Para este cálculo realizó un experimento: hizo pasar un haz de rayos catódicos por un campo eléctrico
y uno magnético.
Cada uno de estos campos, actuando aisladamente, desviaba el haz de rayos en sentidos opuestos. Si
se dejaba fijo el campo eléctrico, el campo magnético podía variarse hasta conseguir que el haz de
rayos siguiera la trayectoria horizontal original; en este momento las fuerzas eléctricas y magnética eran
iguales y, por ser de sentido contrario se anulaban.
El segundo paso consistía en eliminar el campo magnético y medir la desviación sufrida por el haz
debido al campo eléctrico. Resulta que los rayos catódicos tienen una relación carga a masa más de
1.000 veces superior a la de cualquier ion.
Esta constatación llevó a Thomson a suponer que las partículas que forman los rayos catódicos no eran
átomos cargados sino fragmentos de átomos, es decir, partículas subatómicas a las que llamó
electrones.
Las placas se colocan dentro de un tubo de vidrio cerrado, al que se le extrae el aire, y se introduce
un gas a presión reducida.

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DESCUBRIMIENTO DEL PROTON
Los protones fueron descubiertos en 1918 por Ernest Rutherford (1871-1937), químico y físico británico.
En medio de experimentos con gas de nitrógeno, Rutherford notó que sus instrumentos detectaban la
presencia de núcleos de hidrógeno al disparar partículas alfa contra el gas.
Concluyó que estos núcleos debían ser partículas fundamentales de la materia, sin saber en ese
entonces que, justamente, el núcleo del átomo de hidrógeno contiene una única partícula: un protón.
Fue así que se decidió dotar al hidrógeno del número atómico 1.
Sin embargo, se sabe de experiencias científicas previas que llevaron a este descubrimiento. Por
ejemplo, el físico alemán Eugene Goldstein (1850-1930) en 1886 halló iones positivos dentro del átomo,
a través de experimentos con rayos catódicos.
Además, el británico J. J. Thompson (1856-1940) ya había descubierto los electrones y su carga
negativa, es decir que era necesario que hubiera en el átomo algún otro tipo de partícula con carga
opuesta.
EXPERIMENTO DE RUTHERFORD
Rutherford se dio cuenta de que, bombardeando partículas alfa en gas nitrógeno puro, sus
detectores de centelleo mostraban los signos de los núcleos de hidrógeno. Rutherford
determinó que el hidrógeno sólo podía venir del nitrógeno y que, por tanto, debían contener
núcleos de hidrógeno.

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Un núcleo de hidrógeno se desintegraba por el impacto de la partícula alfa, y formaba un
átomo de oxígeno en el proceso. El núcleo de hidrógeno es, por tanto, presente en otros
núcleos como una partícula elemental, lo que Rutherford llamó el protón.
MODELO DE RUTHERFORD. INCONVENIENTES.
En 1910, el físico y químico neozelandés Ernest Rutherford (1871- 1937) y sus colaboradores,
realizaron un experimento que entregó nuevas ideas en torno al átomo. Este consistió en bombardear
con partículas alfa, provenientes de una fuente radioactiva, una lámina muy delgada de oro, detrás de
la cual había una placa fotográfica
Planteamientos del modelo planetario:
✓ El átomo está formado por dos regiones: un núcleo y la corteza. ✓ En el núcleo se concentra la carga
positiva (protones) y la mayor parte de la masa de átomo. ✓ En la corteza, girando alrededor de núcleo,
se encuentran los electrones con carga negativa.
El principal problema del modelo de Rutherford fue que asumió que los electrones giraban en órbitas
circulares en torno al núcleo, según esto los electrones se deberían mover a gran velocidad, lo que
junto con la órbita que describen los haría perder energía colapsando con el núcleo. Hoy se sabe que
esto no sucede. Por otro lado, Rutherford, asumió que el núcleo estaba formado sólo por partículas
positivas, pero luego se conocerían los neutrones (partículas neutras).
DESCUBRIMIENTO DEL NEUTRON
El descubrimiento de esta tercera partícula fundamental no fue descubierta hasta el 1.932 por el físico
inglés James Chadwick, la dificultad de su descubrimiento debía a que ésta partícula carecía de carga
eléctrica. Su descubrimiento resolvió los problemas de la radiación alfa y una mejora del modelo atómico
de Rutherford, que quedó completado en los siguientes términos:

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Los átomos constan de núcleos muy pequeños y sumamente densos, rodeados de una nube de
electrones a distancias relativamente grandes de los núcleos.
Todos los núcleos contienen protones.
Los núcleos de todos los átomos, con excepción de la forma más común de hidrógeno, también
contienen neutrones.
CARACTERÍSTICAS GENERALES DE LOS ESPECTROS ATÓMICOS.
Estos consisten en una serie de líneas que corresponden a unas frecuencias determinadas para las
cuales la radiación electromagnética es absorbida o emitida. Este conjunto de frecuencias es
característico de cada sustancia. Es como un código de barras que permite identificar la presencia de
una sustancia tanto en un material en el laboratorio como en una estrella lejana. Dichos espectros
fueron asociados a la estructura atómica. Puesto que los distintos elementos se diferencian en última
instancia en los átomos que los componen, los espectros deben ser característicos de dichos átomos y
por tanto emitidos por éstos (en realidad también hay espectros moleculares).

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Cada átomo es capaz de emitir o absorber radiación electromagnética, aunque solamente en algunas
frecuencias que son características propias de cada uno de los diferentes elementos químicos.
Si, mediante suministro de energía calorífica, se estimula un determinado elemento en su fase gaseosa,
sus átomos emiten radiación en ciertas frecuencias del visible, que constituyen su espectro de emisión.
Si el mismo elemento, también en estado de gas, recibe radiación electromagnética, absorbe en ciertas
frecuencias del visible, precisamente las mismas en las que emite cuando se estimula mediante calor.
Este será su espectro de absorción.
Se cumple, así, la llamada Ley de Kirchoff, que nos indica que todo elemento absorbe radiación en las
mismas longitudes de onda en las que la emite. Los espectros de absorción y de emisión resultan ser,
pues, el negativo uno del otro.
Puesto que el espectro, tanto de emisión como de absorción, es característico de cada elemento, sirve
para identificar cada uno de los elementos de la tabla periódica, por simple visualización y análisis de
la posición de las líneas de absorción o emisión en su espectro.
Estas características se manifiestan ya se trate de un elemento puro o bien combinado con otros
elementos, por lo que se obtiene un procedimiento bastante fiable de identificación.
Podemos, en definitiva, identificar la existencia de determinados elementos químicos en la composición
de sistemas inaccesibles, como pueden ser objetos astronómicos, planetas, estrellas o sistemas
estelares lejanos, aparte de que, también, y debido al Efecto Doppler-Fizeau, podemos establecer una
componente de velocidad de acercamiento o alejamiento de nosotros.
MODELO DE BORH. ÉXITOS E INCONVENIENTES.
Los principios de este modelo atómico, se trata como de la explicación detallada de dicho modelo y de
su funcionamiento.
1. Las partículas que tienen carga positiva se encuentran en poca concentración comparada con el
volumen total del átomo.

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2. Los electrones con carga eléctrica negativa son los que se encuentran girando alrededor del núcleo en
órbitas circulares de energía.
3. Existen niveles de energía de las órbitas por la que circulan los electrones. También tienen un tamaño
establecido, por lo que no existe un estado intermedio entre órbitas. Tan sólo pasan de un nivel a otro.
4. La energía que posee cada órbita está relacionada con su tamaño. Conforme más alejada esté la órbita
del núcleo del átomo, más cantidad de energía posee.
5. Los niveles de energía tienen diferentes números de electrones. Mientras menos sea el nivel de
energía, menos electrones contendrá. Por ejemplo, si nos encontramos en el nivel uno, habrá hasta
dos electrones. En el nivel 2, podrá haber hasta 8 electrones, así sucesivamente.
6. Cuando los electrones se mueven de una órbita a otra, absorben o liberan energía electromagnética.
Si pasa de un nivel más energético a otro menos, libera energía que sobra y viceversa.
Este modelo era revolucionario e intentaba darle una estabilidad a la materia que no tenían los modelos
anteriores. Los espectros de emisión y absorción discretos de los gases también se explicaban con este
modelo atómico. Fue el primer modelo que introdujo el concepto de la cuantificación o cuantización.
Esto hace que el modelo atómico de Bohr sea considerado como un modelo que está a caballo entre
la mecánica clásica y la mecánica cuántica. Pese a que tiene también carencias, fue un modelo
precursor para la posterior mecánica cuántica de Schrödinger y otros científicos.
Este modelo también tiene cierta carencia y errores. El primero de todos es que no explica ni da razones
por las que los electrones tengan que estar limitados únicamente a órbitas específicas. Directamente

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asume que los electrones tienen un radio y una órbita que se conoce. Sin embargo, esto no es así. Una
década más tarde, el principio de incertidumbre de Heisenberg desmintió esto.
A pesar de que este modelo atómico era capaz de modelar el comportamiento de los electrones en
átomos de hidrógeno, no era tan exacto cuando se trata de elementos con una mayor cantidad de
electrones. Se trata de un modelo que tiene problemas para poder explicar el efecto Zeeman. Este
efecto es el que se puede ver cuando las líneas espectrales se dividen en dos o más en presencia de
un campo magnético externo y estático.
Otro de los errores y limitaciones que tiene este modelo es que proporciona un valor incorrecto para el
momento angular de la órbita del estado fundamental. Todos estos errores y limitaciones mencionadas
hacen que el modelo atómico de Bohr fuera reemplazado por la teoría cuántica años más tarde.
MODELO MECANOCUÁNTICO. ORBITALES Y NÚMEROS CUÁNTICOS.
El modelo mecano cuántico establece que los electrones se encuentran alrededor del núcleo ocupando
posiciones mas o menos probables, pero su posición no se puede predecir con total exactitud. Se llama
orbital a la región del espacio en la que existe una probabilidad elevada (superior al 90%) de encontrar
al electrón. Comenzó a principios del siglo XX, cuando las dos de las teorías que intentaban explicar
ciertos fenómenos (la ley de gravitación universal y la teoría electromagnética clásica) se volvían
insuficientes para explicarlos. Max Planck enunció entonces la hipótesis de que la radiación
electromagnética es absorbida y emitida por la materia en forma de «cuantos» de luz o fotones de
energía mediante una constante estadística, que se denominó constante de Planck.
1. Existen distintos tipos de orbitales que se identifican con letras: s, p, d y f. La forma y el tamaño de un
orbital depende del nivel y del subnivel de energía en que se encuentra. El tamaño del orbital es mayor
en los niveles superiores. El tipo de orbitales que hay en cada nivel también está determinado: ·en el
primer nivel solo hay un orbital de tipo s. ·en el segundo nivel hay orbitales de tipo s y p. ·en el tercer
nivel hay orbitales de tipo s, p y d. ·en el cuarto nivel y los siguientes hay orbitales de tipo s, p, d y f.
2. Orbitales s Tienen simetría esférica alrededor del núcleo. Pueden contener hasta un máximo de dos
electrones. Hay un orbital s en cada nivel de energía.

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3. Orbitales p Es un conjunto de tres parejas de lóbulos orientadas en las tres dimensiones. Cada uno de
estos tres lóbulos puede tener un máximo de tres electrones, por lo tanto un orbital p lleno contiene seis
electrones. Puede encontrarse a partir del segundo nivel de energía.
4. Orbitales d Es un conjunto de cinco orbitales dispuestos en los planos X, Y y Z. Cada uno de estos
cinco orbitales puede contener un máximo de dos electrones, por lo tanto un orbital d completo tiene
diez electrones. Pueden encontrarse a partir del tercer nivel de energía.
5. Orbitales f Es un conjunto de siete orbitales simétricamente distribuidos sobre los planos X, Y y Z. En
cada uno de estos siete orbitales puede haber un máximo de dos electrones, por lo tanto un orbital f
completo tiene catorce electrones. Pueden encontrarse a partir de la cuarta capa.
La solución de la ecuación de onda de Schrödinger da origen a cuatro tipos de valores llamados
números cuánticos. Estos números proporcionan una mejor característica de los electrones.
- Número cuántico principal (n)
- Número cuántico secundario (ℓ)
- Número cuántico magnético (m)
- Número cuántico espín (s).
- Número cuántico principal (n)
Especifica el nivel energético del orbital, siendo el primer nivel el de menor energía, y se relaciona con
la distancia promedio que hay del electrón al núcleo en un determinado orbital. A medida que n aumenta,
la probabilidad de encontrar el electrón cerca del núcleo disminuye y la energía del orbital aumenta.
Puede tomar los valores enteros positivos: n= 1, 2, 3, 4, 5, 6, 7.
Por ejemplo si tengo un elemento químico que su último nivel es el 3s, su número cuántico principal
sería el 3.
Si tengo un elemento químico en que su último nivel es el 1s, entonces su número cuántico principal
sería 1.

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- Número cuántico secundario (ℓ)
También es conocido como el número cuántico del momento angular orbital o número cuántico azimutal
y se simboliza como ℓ (L minúscula).
Describe la forma geométrica del orbital. Los valores del dependen del número cuántico principal.
Puede tomar los valores desde ℓ = 0 hasta ℓ =n-1. Por ejemplo:
si n = 2 ; ℓ = 0, 1.
si n = 4 ; ℓ = 0, 1, 2, 3.
En el caso de los átomos con más de un electrón, determina también el subnivel de energía en el que
se encuentra un orbital, dentro de un cierto nivel energético. El valor de l se designa según las letras:
Los orbitales que tienen el mismo valor de n, reciben el nombre de "nivel" y los orbitales que tienen igual
n y ℓ, "subnivel".
Por ejemplo si tenemos un elemento químico en que su último orbital es el 2p: el número cuántico
principal sería 2 y el número cuántico secundario (ℓ) sería 1, ya que si nos fijamos en la tabla p=1.
Otro ejemplo: si tenemos un elemento químico en que su último nivel es el 3d, el n = 3 y el ℓ = 2 , ya
que d=2
- Número Cuántico magnético (mℓ)
Indica la orientación del orbital en el espacio. Puede tomar valores entre:
- ℓ...0...+ℓ

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Solo pueden tomar valores enteros que van desde –3 hasta +3, incluyendo el cero.
Así, Si ℓ=0, m= 0
si ℓ=1, existen tres posibilidades de mℓ; estas son: -1, 0, +1. El subnivel p tiene 3 orbitales, que se
designan por: px, py y pz.
- Si ℓ=2, existen 5 posibilidades -2, -1, 0, 1, 2. el subnivel d tiene 5 orbitales, que se designan por :
dxy, dyz, dxz, dx2
- y2
, dz2.

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CONCLUSION
Podemos concluir que el átomo forma una parte fundamental en la materia y por ende en
nuestra vida y ecosistema. Gracias a esta partícula obtenemos beneficios tecnológicos por la
investigación y reacción de éste en sí en la materia.
La evolución de los modelos atómicos indica que la ciencia siempre está en constante avance
y que cada día se conoce algo nuevo, el átomo inició como una partícula indivisible y
posteriormente se logró dividir, es decir, que la materia es divisible y además que es discontinua
y los experimentos que lo demostraron fueron:
• El tubo de rayos catódicos que encontró que el átomo tenía electrones.
• La difracción de la luz al pasar por un prisma y que se puede dividir en sus siete colores.
• El experimento de Rutherford y el descubrimiento del núcleo y años después el neutrón
por Chadwick.
• Los espectros de emisión y absorción emitido por cada uno de los elementos y que
presenta espectros de bandas.

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BIBLIOGRAFIA
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