INVESTIGACIÓN SOBRE LOS MODELOS ATÓMICOS

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NOMBRE DEL
ALUMNO
JAIR IVAN SANCHEZ MOLINA
MATRICULA 18190152
PERIODO ESCOLAR
SEPTIEMBRE/DICIEMBRE
2020
GRUPO 701
NOMBRE DEL
DOCENTE ING. SARAI NINTAI OROZCO GRACIA
UNIVERSITARIO EN MECATRÓNICA ÁREA AUTOMATIZACIÓN EN
COMPETENCIAS PROFESIONALES
UNIVERSIDAD TECNOLÓGICA DEL SURESTE DE VERACRUZ
FISICA PARA INGENIERIA
R.A. DE MODELOS ATOMICOS

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Contenido
UNIVERSIDAD TECNOLÓGICA DEL SURESTE DE VERACRUZ...................................................... 1
MODELOS ATOMICOS ................................................................................................................... 3
ÁTOMO.......................................................................................................................................... 3
¿Qué es un átomo? ................................................................................................................... 3
Definición de átomo.................................................................................................................. 3
Estructura y partes del átomo................................................................................................... 3
Historia del átomo......................................................................................................................... 4
Modelo Atómico de Dalton........................................................................................................... 5
El descubrimiento del electrón por J.J. Thomson ......................................................................... 6
Modelo Atómico de Thomson....................................................................................................... 8
Descubrimiento del protón........................................................................................................... 9
EL EXPERIMENTO DE RUTHERFORD.............................................................................................. 9
Teoría atómica de Rutherford..................................................................................................... 10
Descubrimiento del neutrón....................................................................................................... 11
Modelo Atómico de Bohr......................................................................................................... 11
MODELO MECANO-CUÁNTICO DEL ÁTOMO I............................................................................. 12
CONCLUSIÓN............................................................................................................................... 14
Fuentes Bibliográficas ................................................................................................................. 15

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MODELOS ATOMICOS
ÁTOMO
¿Qué es un átomo?
El átomo es una estructura en la cual se organiza la materia en el
mundo físico o en la naturaleza. Su estructura está compuesta por
diferentes combinaciones de tres sub-partículas: los neutrones,
los protones y los electrones. Las moléculas están formadas por
átomos.
Es la parte más pequeña de la que puede estar constituido un
elemento.
Por ejemplo, imaginemos que tenemos un trozo de hierro. Lo partimos.
Seguimos teniendo dos trozos de hierro pero más pequeños. Los
volvemos a partir, otra vez... Cada vez tendremos más trozos más
pequeños. Llegará un momento en que solo nos quedará un trozo tan
pequeño que ya no se puede partir. Si pudiéramos partirlo ya no sería
hierro, sería otro elemento de la tabla periódica. Este trozo tan
pequeño es un átomo de hierro.
Definición de átomo
Definimos átomo como la partícula más pequeña en que un elemento
puede ser dividido sin perder sus propiedades químicas.
El origen de la palabra proviene del griego, que significa indivisible. En
el momento que se bautizaron estas partículas se creía que
efectivamente no se podían dividir, aunque hoy en día sabemos que
están formados por partículas aún más pequeñas.
Estructura y partes del átomo
El àtomo está compuesto por tres subpartículas:
 Protones, con carga positiva.
 Neutrones, sin carga eléctrica (o carga neutra).
 Electrones, con carga negativa.
A su vez, se divide en dos partes:
 El núcleo. Formado por neutrones y protones.
 La corteza. Formada únicamente por electrones.

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Los protones, neutrones y electrones son las partículas subatómicas que forman
la estructura atómica. Lo que les diferencia entre ellos es la relación que se
establecen entre ellas.
Los electrones son las partículas subatómicas más ligeras. Los protones, de
carga positiva, pesan unas 1.836 veces más que los electrones. Los neutrones,
los únicos que no tienen carga eléctrica, pesan aproximadamente lo mismo que
los protones.
Los protones y neutrones se encuentran agrupados en el núcleo atómico. Por
este motivo también se les llama nucleones. La energía que mantiene unidos los
protones y los neutrones es la energía nuclear.
Por lo tanto, el núcleo atómico, tiene una carga positiva (la de los protones) en
la que se concentra casi toda su masa.
Por otra parte, alrededor del núcleo hay un cierto número de electrones,
cargados negativamente. La carga total del núcleo (positiva) es igual a la carga
negativa de los electrones, de modo que la carga eléctrica total es neutra.
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 de partículas indivisibles, a las que llamó átomos (del griego atomos,
indivisible).
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

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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.
Modelo Atómico 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, 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.

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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.
La imagen del átomo expuesta por Dalton en su teoría atómica, para explicar
estas leyes, es la de minúsculas partículas esféricas, indivisibles e inmutables,
iguales entre sí en cada elemento químico.
El descubrimiento del electrón por J.J. Thomson
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 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.

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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. Imagen tomada de Openstax, CC BY 4.0
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 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.

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 Las partículas deben existir como partes del átomo, pues la masa de cada
partícula es tan
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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.
Modelo Atómico de Thomson
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.
De este descubrimiento dedujo que el átomo debía de ser una esfera de
materia cargada positivamente, en cuyo interior estaban incrustados los
electrones.

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Descubrimiento del protón
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 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.
EL EXPERIMENTO DE RUTHERFORD
En aquél tiempo se sabía que ciertos átomos (radiactivos) eran capaces de
emitir partículas denominadas alfa (cargadas positivamente). Cuando una
finísima lámina de oro se bombardea con estas partículas se obtiene un resultdo
sorprendente. Muchas de ellas se desvían, incluso salen rebotadas en sentido
opuesto. La pantalla de sulfuro de zinc revela el resultado dando una señal
luminosa. Rutherford y sus alumnos se sorprendieron tanto como si al disparar
un cañón sobre una hoja de papel distante, la bala rebotara y volviera hacia el
cañón.
Este experimento demostró que los átomos son un espacio prácticamente vacío,
a excepción de un pequeño núcleo central, cargado positivamente, que es el
que provoca que alguna de las partículas alfa positivas se desvíen o reboten.

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Teoría atómica de Rutherford.
El modelo de Thomson presentaba un átomo estático y macizo. El modelo
planteado por Rutherford sugiere que la carga positiva del átomo está
concentrada en un núcleo estacionario de gran masa, mientras que los
electrones negativos se mueven en órbitas alrededor del núcleo, ligadas por la
atracción eléctrica entre cargas opuestas.
Para Ernest Rutherford, el átomo era un sistema planetario de electrones girando
alrededor de un núcleo atómico pesado y con carga eléctrica positiva.
El modelo atómico de Rutherford puede resumirse de la siguiente manera:
1. El átomo posee un núcleo central pequeño, con carga eléctrica positiva, que
contiene casi toda la masa del átomo.
1. Los electrones giran a grandes distancias alrededor del núcleo en órbitas
circulares.
2. La suma de las cargas eléctricas negativas de los electrones debe ser igual
a la carga positiva del núcleo, ya que el átomo es eléctricamente neutro.

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Descubrimiento del neutrón.
El modelo de Rutherford de la estructura atómica dejaba un importante problema
sin resolver. Se sabía que el hidrógeno, el átomo más sencillo, contenía
solamente un protón, y que el átomo de helio contenía dos protones. Por tanto,
la relación entre la masa de un átomo de helio y un átomo de hidrógeno debería
ser 2:1. (Debido a que los electrones son mucho más ligeros que los protones,
se puede ignorar su contribución a la masa atómica.) Sin embargo, en realidad
la relación es 4:1.
Antes de ser descubierto el neutrón, se creía que un núcleo de número de masa
A (es decir, de masa casi A veces la del protón) y carga Z veces la del protón,
estaba formada por A protones y A-Z electrones. Pero existen varias razones por
las que un núcleo no puede contener electrones. Un electrón solamente podría
encerrarse en un espacio de las dimensiones de un núcleo atómico (10-12 cm)
si fuese atraído por el núcleo mediante una fuerza electromagnética muy fuerte
e intensa; sin embargo, un campo electromagnético tan potente no puede existir
en el núcleo porque llevaría a la producción espontánea de pares de electrones
negativos y positivos (positrones). Por otra parte, existe incompatibilidad entre
los valores del espin de los núcleos encontrados experimentalmente y los que
podrían deducirse de una teoría que los supusiera formados por electrones y
protones; en cambio, los datos experimentales están en perfecto acuerdo con
las previsiones teóricas deducidas de la hipótesis de que el núcleo consta sólo
de neutrones y protones.
Modelo Atómico de Bohr.
Aunque el modelo de Rutherford fue exitoso y revolucionario, tenía algunos
conflictos con las leyes de Maxwell y con las leyes de Newton lo que implicaría
que todos los átomos fueran inestables.
En el modelo de Rutherford, lo electrones en movimiento con carga eléctrica
negativa deberían emitir radiación electromagnética de acuerdo a las leyes de
Electromagnetismo, lo que haría que esa pérdida de energía hiciera que los
electrones redujeran su órbita moviéndose en espiral hacia el centro hasta
colapsar con el núcleo. El modelo de Bohr resolvió esta problemática indicando
que los electrones orbitan alrededor del núcleo pero en ciertas orbitas permitidas
con una energía específica proporcional a la constante de Planck.
Michael Faraday, pionero en Electromagnetismo y Electroquímica.
Estas órbitas definidas se les refirió como capas de energía o niveles de energía.
En otras palabras, la energía de un electrón dentro de un átomo no es continua,
sino “cuantificada”. Estos niveles están etiquetados con el número cuántico n (n
= 1, 2, 3, etc.) que según él podría determinarse usando la fórmula de Ryberg,
una regla formulada en 1888 por el físico sueco Johannes Ryberg para describir
las longitudes de onda de las líneas espectrales de muchos elementos químicos.
Este modelo de niveles de energía, significaba que los electrones solo pueden
ganar o perder energía saltando de una órbita permitida a otra y al ocurrir esto,
absorbería o emitiría radiación electromagnética en el proceso.

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El modelo de Bohr era una modificación al modelo Rutherford, por lo que las
características de un núcleo central pequeño y con la mayoría de la masa se
mantenía. De la misma forma, los electrones orbitaban alrededor del núcleo
similar a los planetas alrededor del sol aunque sus órbitas no son planas.
Limitaciones y Errores en el modelo de Bohr.
El modelo no da ninguna razón por la cual los electrones se limitan únicamente
a órbitas específicas.
Asumió que los electrones tienen un radio y una órbita conocidos, algo que el
Principio de Incertidumbre de Werner Heisenberg desmentiría una década más
tarde.
El modelo atómico de Bohr era capaz de modelar el comportamiento de los
electrones en átomos de hidrógeno, pero no era tan exacto cuando se trataba de
elementos con mayor cantidad de electrones.
Este modelo también tenía conflictos para explicar el efecto Zeeman. Este efecto
que se observa cuando las líneas espectrales se dividen en dos o más en
presencia de un campo magnético externo y estático.
MODELO MECANO-CUÁNTICO DEL ÁTOMO I
Resumimos aquí algunos aspectos del modelo mecano-cuántico, que se deriva
formalmente de aplicar la ecuación ecuación de Schrödinger al átomo. En su
forma más simplificada esta ecuación se puede escribir así: HΨ = EΨ, donde el
término H representa a la energía cinética y la energía potencial del sistema, Ψ es
la función de onda, y E, la energía de dicho sistema.
Para cualquier valor de la energía, E, positivo, la ecuación de Schrödinger obtiene
soluciones distintas de cero para Ψ. Esto implica que la probabilidad de que el
sistema se encuentre en ese estado (dada por Ψ2) también es distinta de cero, lo
que simplemente significa que ese sistema puede ocupar cualquier lugar del
espacio y puede tener cualquier valor de la energía (siempre que no sobrepase la

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velocidad de la luz). Un sistema con energía, E, positiva es un sistema libre, no
ligado, por ejemplo, el formado por las partículas de un gas, el constituido por un
bloque de madera que se puede desplazar encima del suelo, etc.
En cambio, para cualquier valor negativo de la energía, E, la ecuación de
Schrödinger sólo obtiene soluciones distintas de cero para determinados valores
de E (Ψ es nula para el resto de valores). Es el caso del electrón en el átomo: Su
energía potencial eléctrica (negativa) supera a su energía cinética (positiva), por
lo que la energía total, E, es negativa. La solución de la ecuación de Schrödinger
dicta entonces que el electrón sólo puede tener determinadas cantidades de
energía. Al resolverla se obtienen todos los valores discretos de la energía y se
comprueba que la función Ψ obtenida depende de cuatro parámetros,
correspondientes a los números cuánticos que se introdujeron de forma poco
rigurosa en el modelo de Bohr-Sommefield.
Evidentemente, en el modelo mecano-cuántico no tiene cabida el concepto de
órbita electrónica ni se puede suponer al electrón una partícula localizable. En su
lugar, el cuadrado de la función de ondas, Ψ2, indica zonas del espacio en las que
existe probabilidad de encontrar al electrón. Estas zonas reciben el nombre de
nubes electrónicas u orbitales y tienen un número limitado como consecuencia
del carácter ondulatorio del electrón. Cada capa sólo puede tener un número
entero de ondas de De Broglie, igual que es limitado el número de ondas
estacionarias que se pueden formar en una cuerda fija en sus dos extremos.
Los orbitales presentan formas y tamaños diversos
(ver tabla), dependiendo de la atracción existente entre los
electrones y el núcleo y de la repulsión que se ejercen los
orbitales entre sí por tener cargas de igual signo. Por
ejemplo, los orbitales de tipo s (l=0), que se presentan
aislados (m=0), tienen simetría esférica centrados en el
núcleo.

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CONCLUSIÓN
En esta investigación aprendí sobre los principales modelos atómicos,
recordamos que un modelo atómico es la representación estructural de un átomo
lo cual nos ayuda a entender su comportamiento y propiedades, el primer modelo
que recordamos es de Dalton en 1807 plantea la idea de un átomo es una esfera
maciza, el rescata las ideas de Demócrito que decía que los átomos son eternos
e indivisibles. Después aparece Thomson en el año de 1904 Thomson ya había
descubierto el electrón, que estaba de acuerdo con Dalton en que el átomo como
una esfera maciza, pero con carga eléctrica positiva dentro la cual estaba
incrustados los electrones negativos, lo llamo como pudin de pasas. Luego
Rutherford en 1911 plantea un modelo para el átomo que es totalmente diferente
a los anteriores modelos para ello se basó en experimento de la lámina de oro,
Llegando a una conclusión diciendo que gran parte del átomo esta vacío pero
también hay una zona densa, entonces dijo que hay una zona densa y una
corteza a este modelo lo llamaron el modelo planetario, átomo formado por
núcleo y corteza hay como una nube de electrones pero difusa, después aparece
Bohr en 1913 plantea 3 postulados que se resumen en: 1.- los electrones
describen orbitas circulares en torno al núcleo sin irradiar energía. 2.- las únicas
orbitas permitidas para un electrón son aquella que fijan una expresión
matemática en función de un numero entero. 3.- el electrón solo emite o absorbe
energía en los saltos de una órbita permitida a otra. En dicho cambio emite o
absorbe un fotón cuya energía es la diferencia de energía entre manos niveles.
Si el electrón pasa de una orbita de una mayor energía a una orbita mas interna
pierde energía y la energía perdida es lanzada al exterior en forma de radiación
el electrón desprende un fotón estamos hablando de la mecánica cuántica, luego
tenemos a Schrödinger que plantea un modelo cuántico ondulatorio el ve los
electrones como función de onda ya es un modelo matemático probabilístico el
nos habla de nubes de probabilidad. Finalmente llegamos al modelo actual que
es un modelo matemático probabilístico muy complejo se dice que es un modelo
mecanico-cuantico para resumir aquí no se habla de orbitas si no de orbitales y
que es una región del espacio y que la probabilidad de encontrar un electrón es
máxima.

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Fuentes Bibliográficas
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