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1. MODELOS ATÓMICOS
Asignatura: Física para Ingeniería
Alumno: Vázquez Borromeo Noé de Jesús
Docente: Ing. Saraí Nintai Orozco García
Cuatrimestre: 703. Periodo: Sep- Dic 21
Universidad Tecnológica del Sureste de Veracruz

2. Indice
Historia del átomo………………………………………………………………………………………………………………7
Modelo de Dalton……………………………………………………………………………………………………………………13
Experimentos que condujeron al descubrimiento del electrón……14
Concepto de átomo y su estructura…………………………………………………………………………5
I
II
V
VI Modelo de Thompson. Inconvenientes……………………………………………………………16
Descubrimiento del protón…………………………………………………………………………………18
Experimento de Rutherford…………………………………………………………………………………20
Modelo de Rutherford. Inconvenientes…………………………………………………………21
Descubrimiento del neutrón………………………………………………………………………………………22
Características generales de los espectros atómicos……………………24
Modelo de Borh. Éxitos e inconvenientes………………………………………………………26
Modelo mecanocuántico. Orbitales y números cuánticos……………………28
III
VII
VIII
IX
X
XI
XII
IV
Introducción…………………………………………………………………………………………………………………………3
XIII
Conclusión………………………………………………………………………………………………………………………………34
Bibliografia………………………………………………………………………………………………………………………………35
XIV
XV

3. I.Introducción
¿Qué ocurriría si dividiéramos un trozo de materia muchas veces? ¿Llegaríamos hasta una parte indivisible o
podríamos seguir dividiendo sin parar?
Los filósofos de la antigua Grecia discutieron bastante sobre este tema. El problema es que estos filósofos no
utilizaban ni la medición ni la experimentación para llegar a conclusiones, por tanto, no seguían las fases del
método científico.
De esta forma, se establecieron dos teorías: atomista y continuista, que se basaban en la existencia de partes
indivisibles o en que siempre se podía seguir dividiendo.
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”.

4. Todo está hecho de átomos. Si dividimos una sustancia muchas veces, llegaremos a ellos;
Las propiedades de la materia varían según como se agrupen los átomos;
Los átomos no pueden verse porque son muy pequeños.
Los átomos no existen. No hay límite para dividir la materia.
Si las partículas, llamadas átomos, no pueden verse, entonces es que no existen.
Todas las sustancias están formadas por las combinaciones de los 4 elementos básicos: agua, aire, tierra y
fuego. El quinto elemento.
Los atomistas pensaban que:
Los continuistas pensaban que:

5. Tema II. Concepto de Átomo y su
estructura
La materia se encuentra constituida por partículas indivisibles
llamadas átomos, cuya definición es la de ser la porción más
pequeña de un elemento que puede participar en una reacción
química. Los átomos de distintos elementos químicos se combinan
entre sí para formar las moléculas, la combinación de moléculas en
una cantidad medible de un tipo se llama compuesto químico.
Estructura
El átomo está compuesto de un núcleo y una zona
periférica o corteza. Está constituido por una
serie de partículas fundamentales: electrón (en
la corteza), protón y neutrón (en el núcleo).
Corteza
La corteza esta formada por una nube de electrones
que giran alrededor del núcleo.

6. Núcleo
El núcleo está constituido por los protones y los
neutrones llamados conjuntamente nucleones. El protón y
neutrón tienen prácticamente la misma masa (1,67 10-27
kg.).
En la actualidad se sabe que los neutrones estabilizan
los núcleos no solo apantallando a los protones, sino
que además intercambian con ellos unas partículas
denominadas piones, lo que les confiere gran
estabilidad.
Existen dos conceptos que caracterizan los núcleos
atómicos:
El número atómico (Z): indica el número de protones que hay
en el núcleo de un átomo. Coincide con el número de
electrones si el átomo es neutro.
El número másico (A): indica el número de protones y
neutrones del núcleo atómico. Coincide (en u) con la
práctica totalidad de la masa que tiene un átomo dado. No
tiene unidades.

7. La historia del átomo inicia 450 años antes de Cristo con las afirmaciones
postuladas por el filósofo griego Demócrito de Abdera. El filósofo se interesó
por el descubrimiento de las sustancias esenciales que contienen todas las
sustancias. Él aseguró que la materia podía ser dividida indeterminadamente en
partículas cada vez más diminutas hasta llegar al punto más indivisible de
aquella materia, a las que Demócrito llamó átomos, palabra que en griego
significa inseparable. Así que, la materia se componía de átomos y estos eran
inseparables, de manera que Demócrito marcó una distinción entre los pensadores
anteriores, que nombraron elementos átomos a elementos como el agua, el aire y
el fuego. Demócrito afirmó, que estos no eran átomos en sí mismo, sino que
estaban compuestos por miles de ellos.
Tema III. Historia del átomo
En suma, Demócrito supuso que toda la materia se encuentra
compuesta por partículas sólidas, indivisibles e invisibles al ojo
humano, los famosos átomos.
Podemos afirmar que fue la primera persona en hablar sobre este y
consolidar una concepción atomista, conocida actualmente como la
Discontinuidad de la Materia, generando un largo debate con el
pasar de los siglos.

8. Tema III. Historia del átomo
El filósofo Leucipo de Mileto se basó en el átomo para sustentar su
idea racional del origen del universo; asegurando que el universo
estaba integrado por miles de partículas indivisibles que se juntaron
luego de un evento similar a un torbellino.
Por su parte Epicuro de Samos, filósofo procedente de Atenas, con su
doctrina de la naturaleza, aseguró, reelaborando la versión de
Demócrito, Epicuro indica que la formación del universo pudo
responder a un proceso de azar, en otras palabras, la probabilidad
que los átomos sufran desviaciones en su trayectoria, colisionando
entre sí.
Tuvieron que trascurrir varios siglos, hasta que en 1776 nació el hombre que
cambiaría el rumbo de la concepción atomista legada por los antiguos filósofos
griegos: John Dalton.
Dalton, con sus postulados marcó un gran cambio en el conocimiento sobre los átomos
y su comportamiento.

9. Tema III. Historia del átomo
Gracias a un sinfín de experimentos llevados a cabo por Dalton, se
estableció la Teoría Atómica de Dalton.
La mencionada teoría ayudó a calcular el peso atómico de los elementos,
como los elementos gaseosos. Descubrió las masas atómicas de varios
elementos relacionándolos con la masa del hidrogeno.
La materia se compone de partículas atómicas, de carácter indivisible e
indestructible.
Los átomos de un mismo elemento son iguales, al igual que su peso y cualidades.
Los átomos no se dividen aun cuando se combinen por medio de reacciones químicas.
Los átomos de diversos elementos pueden combinarse y formar átomos compuestos,
Los compuestos químicos nacen por la unión de átomos de dos o más elementos distintos.
En este texto se puede destacar las siguientes afirmaciones generales:
En un futuro, Michael Faraday reformuló varios de los planteamientos de
Dalton. En 1883, descubrió que el flujo de la corriente eléctrica de una
sustancia a otra produce ciertos cambios químicos, lo que indica la
existencia de una relación entre electricidad y materia, asegurando que
los átomos debían tener una estructura eléctrica que suministra la
cantidad de corriente eléctrica adecuada al peso de la sustancia química
descompuesta.

10. Tema III. Historia del átomo
En el año de 1906 sale a la luz el Modelo Atómico de Thomson, que
claramente invalidaba el anterior Modelo Atómico de Dalton ya que
este no reflexionaba sobre la estructura interna del átomo. El físico
británico Joseph John Thomson se valió del uso de los rayos catódicos
dispuestos en un tubo de vacío que eran desviados al aplicar un campo
magnético para obtener las pruebas para dar a luz este modelo.
El modelo atómico de Thomson postula que: el átomo en su interior posee electrones de
carga negativa incrustados en una esfera de carga positiva, dichos electrones se
encuentran de manera uniforme por todo el átomo, la carga del átomo es neutro de modo que
las cargas negativas de los electrones se compensan con la carga positiva, los electrones
se pueden extraer del átomo de cualquier sustancia.
El encargado de modificar el modelo de Thomson fue Ernest Rutherford,
quien en 1911 consideró que en el núcleo central del átomo se
encuentra la carga positiva y la masa; mientras que alrededor se
encuentran los electrones girando a gran velocidad.

11. Tema III. Historia del átomo
Por otro lado, descubrió que el núcleo posee una corteza y un núcleo, los electrones que
giran lo hacen en la corteza del átomo alrededor del núcleo; esta región es pequeña y se
ubica en el centro del átomo que posee la carga positiva.
Tan solo dos años después, Niels Bohr, estudiando disciplinadamente el
modelo de Rutherford, profundizó la manera en que los electrones se
mantenían bajo una órbita estable alrededor del núcleo sin radiar
energía, además gracias al número cuántico n, pudo asegurar que primero:
existe una distancia entre la órbita y el núcleo; segundo que no todos
los electrones circulan por todas las orbitas y tercero calculó el radio
de la órbita.
Al poco tiempo, vino el modelo de Sommerfeld que basado en el de Bohr, formula aportes a
la mecánica relativista indicando que los electrones recorren velocidades cercanas a las
de la luz. También se puede destacar que para Sommerfeld, el electrón es básicamente una
corriente eléctrica.
En 1924, sale a la luz el Modelo de Schrödinger, formulado por Erwin
Schrödinger, que como innovación tiene en cuenta los cuatro números
cuánticos: n, i, m, s. para afirmar que en un átomo no hay electrones con
los cuatro números cuánticos iguales.

12. Tema III. Historia del átomo
En los años 60 los físicos estadounidenses Murray Gell-Mann y Georg Zweig, detectaron una
partícula subatómica denominada quark.
En el siglo XXI un equipo de científicos realizó experimentos en el Gran Colisionador de
Hadrones encontrado el pentaquarks. Este descubrimiento de la partícula subatómica sirve
para comprender mejor la constitución de la materia ordinaria, los neutrones y los
protones.

13. Tema IV. Modelo
de Dalton
Según la teoría atómica de
Dalton, los átomos de un
mismo elemento son
idénticos entre sí, pero
los átomos de un elemento
son diferentes a los átomos
de otro elemento. Puede
observarse lo que Dalton se
imaginaba cuando se unían
átomos de diferentes
elemen- tos para formar
compuestos. En este caso,
el compuesto se formaba por
la unión de A y B, en una
proporción de 2:1.
En su libro “Nuevo Sistema de Química” publicado en
1808, Dalton resumió sus postulados basados en las
evidencias empíricas de Proust y Lavoisier :
• En los procesos químicos, los elementos están
constituidos por partículas pequeñas llamadas átomos,
que son invisibles e inalterables.
• Las propiedades químicas de los átomos de un mismo
elemento son iguales.
• Las sustancias compuestas se originan por la
combinación de átomos de diferentes elementos, en una
relación definida y constante.

14. En 1897 J.J Thomson (1856-1940)
estudió el cambio en la trayectoria
de la rayos catódicos al ser
sometidos a campos electricos y
magnéticos simultáneos obteniendo la
relación entre la carga y la masa del
electrón.
e/m = 1,75882 108 coulombios/gramo
Una vez determinada la relación entre
la masa y la carga es necesario
diseñar un nuevo experimento que
permita calcular una de las dos
magnitudes, obteniéndose a partir de
dicha relación la otra
Tema V.Descubrimiento
del electrón
Las primeras evidencias experimentales sobre
la existencia de los electrones derivan de los
estudios realizados con el tubo de rayos
catódicos. Este dispositivo, consiste en un
tubo de vidrio del cual se ha evacuado casi
todo el aire y en el que se introducen dos
placas (electrodos) conectados a una fuente de
alto voltaje. Se observa que el electrodo
negativo (cátodo) emite un rayo invisible que
se dirige hacia el electrodo positivo (ánodo).
Empleando un electodo positivo perforado y
colocando detrás una pantalla fluorescente se
puede observar qie el rayo sigue una
trayectoria recta.

15. En 1909, Robert Millikan (1868-1953)
realizó un experimento que permitió
determinar la carga del electrón. El
experimento de Millikan consistia en
pulverizar aceite y estudiar el
movimiento de las finas gotas en el
interior de un campo electrico. Las
gotas se cargaban electricamente por
acción de Rayos X y ajustando el
voltaje entre las placas se consigue
compensar la fuerza gravitacional con
la fuerza electrostática, en este
punto la gota levita y el potencial
aplicado permite el cálculo de la
carga electrica.
Tema V.Descubrimiento
del electrón

16. TEMA VI. MODELO DE THOMPSON.
INCOVENIENTES
Algunos meses después de los hallazgos de Röntgen, el científico inglés joseph thomson
(1856-1940) demostró y determinó cuidadosamente la naturaleza de los rayos catódicos
cuando los rayos X ionizaban los gases al incidir sobre ellos. Basándose en estas
propiedades de los rayos catódicos, Thomson demostró el comportamiento corpuscular de
estos rayos y propuso que los rayos catódicos son constituyentes del átomo, e
intentando explorar aún más las ideas de Crookes, modificó levemente el tubo original.
Thomson llegó a proponer el cociente e/m, ba- sado en los valores de los campos
eléctricos y magnéticos además de los datos geométricos del experimento. Por primera
vez se concluía que la masa de estas partículas negativas era una fracción pequeña de
la masa total del .átomo, quedando así establecido que el electrón es una partícula
subatómica.
Propuso así el modelo atómico del “budín de pasas” asumiendo que los átomos son esferas
positivas con electrones dispersos en la misma proporción y que se encuentran girando
en su interior, en anillos concén- tricos dentro de la masa atómica positiva.

17. TEMA VI. MODELO DE THOMPSON.
INCOVENIENTES
Modelo atómico “del budín de pasas”
de Joseph Thomson
J.J. Thomson (1904) lanzó su primera hipótesis sobre la
estructura interna del átomo: el átomo estaba constituido
por corpúsculos con carga eléctrica negativa uniformemente
distribuidos en una esfera difusa de electricidad
positiva, lo que explicaba su neutralidad eléctrica. La
distribución de los corpúsculos dentro del átomo fue
analizada matemáticamente encon- trando Thomson que lo más
probable era que estuvieran dispuestos en anillos
concéntricos dentro del átomo.
Incovenientes
Según el modelo de Rutherford, el átomo presentaba el inconveniente de
ser Inestable; La fisica Clasica deca aue una carea en movimiento
emite continuamente energia por lo que los electrones radiarían
energía sin parar hasta "caer" en el núcleo, con lo que el átomo se
destruiría.

18. El descubrimiento oficial del protón se publicó hace 100 años, en junio de 1919,
aunque Ernest Rutherford y sus colegas realizaron sus experimentos unos años
antes. La colisión de un haz de partículas alfa (núcleos de helio-4) contra
átomos de nitrógeno-14 produjo átomos de oxígeno-17 y un haz de núcleos de
hidrógeno (14N + α → 17O + p). Pero el término «protón» no se publicó hasta 1920
en Nature.
Tema VII. Descubrimiento del
protón
La hipótesis de Prout (1815, 1816) afirmaba que todos
los átomos estaban formados por átomos de hidrógeno,
llamados «protilos». La razón era obvia, la mayoría de
los átomos tenían una masa atómica múltiplo de la del
hidrógeno; pero había excepciones (debido a la
existencia de isótopos naturales).
El descubrimiento de que el protón no era una partícula fundamental, como el
electrón, sino una partícula compuesta, con un tamaño finito, lo lideró Robert
Hofstadter.

19. Tema VII. Descubrimiento del
protón
Realizó en el SLAC experimentos de dispersión de electrones (su colisión contra
núcleos atómicos), desvelando que que el nucleón (el protón y el neutrón) tenía un
tamaño finito y una distribución de carga en su interior. Se supo que el protón
estaba formado por partículas fundamentales, los quarks (también llamados partones),
gracias a los experimentos de dispersión profunda de electrones entre 1967 y 1969.
La teoría cuántico de campos que explica el protón, la
cromodinámica cuántica (QCD), se desarrolló entre 1964
y 1973, culminando con el nacimiento del modelo
estándar de la física de partículas.

20. Tema VIII.
Experimento de
Rutherford
Experimento de la lámina de oro,
de Rutherford.
H. Geiger y E. Marsden (1909)
idearon un ex- perimento en el
que hicieron incidir partículas
alfa sobre láminas metálicas lo
suficientemente finas como para
que fuese máxima la probabili-
dad de que las partículas sólo
fueran dispersa- das por un único
átomo durante el tiempo que
tardaba en atravesar la lámina.
Se esperaba, de acuerdo con el
modelo de J.J. Thomson, que las
partículas alfa, por ser de alta
energía y de gran masa, sólo
sufrieran muy leves desviaciones
al atravesar el átomo; pero se
sorprendieron al observar que
varias partículas “golpearon” la
lámina y se volvieron atrás.
Rutherford analizó el resultado del experimento
descrito anteriormente y llegó a la conclusión de que
la dispersión hacia atrás debía ser consecuencia de
una única colisión, lo que lo llevó a pensar en la
existencia del núcleo atómico.

21. Inconvenientes
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.
Tema IX. MODELO DE
RUTHERFORD. INCOVENIENTES
De acuerdo a los cálculos realizados,
Rutherford planteó que lo hallado en el
experimento de la lámina de oro sólo era
posible si se pensara que los átomos tuvieran
prácticamente toda la masa concentrada en un
diminuto núcleo. En este momento tuvo la idea
de un átomo con un nú- cleo diminuto de gran
masa y portador de carga positiva y con
electrones por fuera de éste, con masa
despreciable comparada con la del núcleo y en
número suficiente para neutralizar la carga
del núcleo.
El modelo atómico de Rutherford le permitió
calcular el número de partículas alfa que
debían ser desviadas en ángulos grandes por la
lámina de oro, coincidiendo este número con
los resultados experimentales de Geiger y
Marsden.

22. Tema X. 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.

23. Tema X. Descubrimiento del Neutrón
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.

24. Tema XI. Características generales de los
espectros atómicos.
Cuando la luz solar pasa a través del prisma de un espectroscopio se descompone, y aparece lo que llamamos
espectro. Cada color del espectro corresponde a una frecuencia determina- da. Así, la luz solar presenta un espectro
con todos los colores, que denominamos espectro continuo, pues los límites de dichos colores no son nítidos y
forman un todo ininterrumpido.
.
Si estimulamos sustancias en estado gaseoso mediante calentamiento o descargas eléctricas,
podemos conseguir que sean capaces de emitir radiación electromagnética. Al
descomponerla y recogerla en un diagrama obtenemos su espectro de emisión. Los
sólidos y líquidos (meta- les fundidos) incandescentes emiten espectros continuos, mientras
que los espectros emitidos por los gases son discontinuos
Silo que hacemos es pasar radiación electromagnética a través de una muestra gaseosa, esta absorbe parte de la luz. La
luz no absorbida por la muestra es descompuesta por un monocro- mador, por ejemplo, un prisma, y al analizarla se
obtiene su espectro de absorción.

25. Tema XI. Características generales de los
espectros atómicos.
Cada átomo solo emite o absorbe radiación de determinadas frecuencias, que en los diagramas aparecen como una
serie de líneas cuyo valor puede ser medido mediante una escala super- puesta en ellos a tal efecto (Figs. 2.7 y 2.8). Se
trata en este caso de espectros discontinuos.
.
Todo elemento químico excitado de la forma indicada emite siempre las mismas
rayas, cuyas frecuencias son características de él y que, por tanto, sirven para
identificarlo.
Esta propiedad se manifiesta de la misma manera ya sea con el elemento puro o
mezclado con otros, por lo que se trata de una técnica básica de análisis en la
identificación atómica.

26. Tema XII. MODELO DE BORH.
ÉXITOS Y INCONVENIENTES
Modelo atómico de Bohr
Postula que los electrones de
un átomo se encuentran girando
alrededor del núcleo en órbitas
circulares, ocupando cada uno
de ellos la órbita de menor
energía posible, o sea, la más
cercana al núcleo. Este modelo
resolvió los problemas que se
le observaban al modelo atómico
de Rutherford, sin embargo,
surgían nuevos problemas en el
análisis de este nuevo modelo.
Más que pensar en descartar las ideas de Rutherford,
Bohr se trazó una gran tarea: resignificar el modelo.
Mantuvo la representación del pequeño sistema solar,
pero asignó a los electrones lugares definidos en las
órbitas que giraban en torno al núcleo, siendo los
electrones más energéticos los más lejanos a él.
Pero, al mismo tiempo, al alejarse del núcleo, Bohr
postulaba un aumento de la cantidad de electrones
orbitando dependiendo del tipo de átomo.

27. 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.
Inconvenientes
Entre sus limitaciones tenemos:
Exitos
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.
Estableció una clara ruptura entre el mundo de
lo macroscópico y el mundo atómico. En este
último los fenómenos son discontinuos. Están
cuantizados y las leyes que los expliquen
deberán tener en cuenta esta característica.
Entre sus grandes aciertos cabe citar:

28. En Europa y Norteamérica los científicos se encontraban divididos en dos
grupos: aquellos que pensaban que la luz era “una vibración” y aquellos que
creían que era un “chorro de corpúsculos”. En 1924, un joven francés presentó
su tesis doctoral “Investigaciones acerca de la teoría de los cuanto”
(analogías entre luz y materia). Su nombre: Louis de Broglie. De Broglie
consideraba el comportamiento dual del electrón como onda-corpúsculo, lo que se
constituyó en la génesis de la mecánica cuántica.
“Luego de meditar y reflexionar largo tiempo en soledad, de repente tuve la
idea de que el descubrimiento hecho por Einstein, 1905, debería extenderse a
todas las partí- culas materiales”.
–Luis de Broglie–
Tema XIII. Modelo mecanocuántico.
Orbitales y números cuánticos.
La mecánica cuántica es una teoría que hace referencia a una
nueva manera de pensar acerca de las propiedades de los
átomos, que al ser partículas muy peque- ñas, hace imposible
conocer con exactitud algunas de sus propiedades, lo que
lleva a pensarlas en términos probabilísticos.

29. El principio de incertidumbre de Heisenberg:
¡Ser o no ser!
Sin embargo, quedaban algunas cuestiones por resolver que veremos a
continuación. werner heisenberg, 1901-1976, físico alemán y Premio Nobel en
1932, señaló que es imposible conocer con exactitud la velocidad y la posición
del electrón a la vez. Se puede medir con exactitud su posición y también su
velocidad, pero ambas simultáneamente resultan imposibles de predecir. A mayor
precisión y exactitud en la velocidad de la partícula, mayor incertidumbre con
relación a su posición y viceversa. Los postulados de Heisenberg sirvieron de
base para los estudios sobre superconductividad que, en los albores del s. XXI,
nos permiten comunicarnos con personas que están muy lejos de nosotros en
cuestión de minutos.
Tema XIII. Modelo mecanocuántico.
Orbitales y números cuánticos.

30. Orbitales
Un orbital carece de una forma definida porque la función de onda que lo distingue se extiende desde el núcleo hasta
el infinito. En este sentido, es difícil decir qué forma tendría un orbital. Por otra parte, conviene imaginar a los orbitales
con una forma específica, sobre todo cuando se estudian los enlaces químicos que forman los átomos
Orbitales s
Todos los orbitales s son esféricos, pero varían de tamaño; éste aumenta con el incremento
del número cuántico principal. Aunque en el diagrama de contorno se pierden los detalles de
las variaciones de densidad electrónica, esto no significa una desventaja importante.
Después de todo, las características más notables de los orbitales atómicos son su forma y
tamaño relativos, y se representan adecuadamente con estos diagramas de contorno de
superficie
Obitales p
Debe quedar claro que los orbitales p comienzan con el número cuántico principal n= 2. Si n= 1, el
número cuántico l del momento angular, sólo puede tomar un valor de cero; en consecuencia, sólo
existe un orbital 1s. Como vimos antes, cuando l = 1, el número cuántico magnético ml puede tomar
valores de –1, 0 y 1. Si comenzamos con n = 2 y l= 1, tenemos tres orbitales 2p: 2px, 2py y 2pz (Figura
7). Las letras del subíndice señalan los ejes sobre los que se orientan los orbitales. Estos tres orbitales
p tienen el mismo tamaño, forma y energía; sólo difieren en su orientación.

31. Orbitales
Orbitales d
Cuando t = 2, existen cinco valores para ml, que corresponden a cinco orbitales d. El
valor mínimo de n para un orbital d es 3. Como l nunca puede ser mayor que n – 1,
cuando n= 3 y l= 2, tenemos cinco orbitales 3d (3dxy, 3dyz, 3dxz, 3dx2 – y 2 y 3dz2).
Orbitales f
Los orbitales f son importantes porque explican el comportamiento de los elementos
con número atómico mayor de 57, aunque no es fácil representar su forma. La química
general no incluye el estudio de orbitales que tengan valores de l mayores de 3 (los
orbitales g y subsecuentes).

32. Números Cuánticos
Finalmente el físico austríaco erwin schrodinger, 1887-1961, desarrolló una ecuación matemática que permitió formalizar desde
el punto de vista de una función de onda el comportamiento de las partículas para el electrón. La función de onda de un
electrón describe lo que se llama un orbital atómico. Por ello se debe tener presente que un conjunto de ondas se representa
por orbitales. Entonces, se puede definir un orbital atómico como la región del espacio que tiene forma, tamaño y orientación
donde existe la máxima probabilidad de encontrar un electrón.
Este modelo matemático nos entrega información de cuatro números cuánticos, que son los siguientes:
• El número cuántico principal (n), nos entrega la energía que posee el electrón y el tamaño aproximado del átomo. Los
valores que toma son números enteros, por ejemplo: 1, 2, y 3.
• El número cuántico secundario (azimutal) (l), nos da información del tipo de orbital y se representa con números enteros
que van de 0 hasta (n-1).
• El número cuántico magnético (ml ó m) nos indica la orientación espacial de los orbitales. Los valores que toma son
números enteros que dependen del valor que adopte el número cuántico secundario (l); estos valores están comprendidos
entre +1 y -1, incluyendo el 0.

33. Números Cuánticos
• Finalmente el número cuántico del spin (s), nos determina el giro de un electrón alrededor de su propio eje, el cual puede
asumir solamente dos valores, que son +1⁄2 y -1⁄2.
El número de electrones posibles que pueden ubicarse en cada uno de los orbitales es:
Relación entre los números cuánticos y los orbitales atómicos
Como puede establecerse, una subcapa “s” tiene un orbital, una subcapa “p” tiene
tres orbitales, una subcapa “d” tiene cinco orbitales y una subcapa “f” tiene siete
orbitales.

34. TEMA XIV. CONCLUSIÓN
La teoria atomica de Dalton es la base de todos los modelos existentes(debido a que las teorías
realizadas por los filósofos como Democrito, Leucipo, Epicuro fueran empíricas y no como tal
experimentales). Estás teorías nos ayudan a descubrir y comprender que todo lo que vemos, sentimos y
tocamos está formado por determinadas partículas, gracias a todos los modelos atómicos que hemos
visto en esa sección. Todos estos descubrimientos han pasado por muchas etapas, con el paso del
tiempo la curiosadad de las personas por aprender o descubrir nuevas cosas, las hace hinvestiga,
desarrollar e experimentar con ideas que pueden comprender y obtener respuestas mejorables a las
anteriores.
Encontramos varios modelos atómicos, y son más complejos que otros: por ejemplo, el modelo
atómico de Rutherford (1911) el cuál fue el primero en distinguir entre el núcleo central y la nube
de electrones que lo rodea; y el modelo atómico de Bohr (1913), que es unmodelo atómico cuantitativo
de un átomo con un electrón que gira en una órbita circular.
Hablando de la estructura el Átomo consta de dos partes: el núcleo y la capa. El núcleo es la parte
central, es muy pequeño y puede encontrar todas las cargas positivas (protones) y en realidad la masa
de todos los Átomos. La corteza es casi un espacio vacio, enorme en relación con el tamaño del
núcleo, aquí los electrones tienen una masa muy pequeña y una carga negativa (electrones). En un
átomo neutro, la carga negativa del electrón es neutralizada por la carga positiva del núcleo; se
dice que este tipo de átomo está descargado. Esto significa que el número de electrones que rodean el
núcleo es igual al número de protones

35. Tema XV. Bibliografía
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