1) El documento describe la historia y evolución de los modelos atómicos, desde las primeras teorías de Demócrito y Aristóteles hasta los modelos modernos. 2) Incluye los modelos de Dalton, Thomson, Rutherford, Bohr, Schrödinger y Heisenberg, así como el descubrimiento del electrón, protón y neutrón. 3) Explica que los átomos están formados principalmente por electrones, protones y neutrones distribuidos en el núcleo y los orbitales.

1. MODELOS ATOMICOS
RESULTADO DE APRENDIZAJE
UNIVERSIDAD TECNOLOGICA DEL SURESTE DE VERACRUZ
FISICA PARA INGENIERIA
ASIGNATURA
ING. SARAI NINTAI OROZCO GRACIA
CATEDRATICO
CABRERA AMBROSIO LESLY MALI XANAT
ALUMNA
703
GRUPO
SEPTIMO CUATRIMESTRE

2. Índice
Introducción. ................................................................................................................................ 1
Historia del átomo. ...................................................................................................................... 2
Las primeras teorías atomistas.............................................................................................. 2
Modelo atómico de Dalton.......................................................................................................... 4
Experimentos que condujeron al descubrimiento del electrón. .............................................. 6
Modelo atómico de Thomson..................................................................................................... 6
Inconvenientes. ....................................................................................................................... 8
Descubrimiento del protón. ........................................................................................................ 8
Experimento de Rutherford. ....................................................................................................... 9
Modelo atómico de Rutherford................................................................................................. 10
Inconvenientes. ..................................................................................................................... 11
Descubrimiento del neutrón. .................................................................................................... 11
Características generales de los espectros atómicos. .......................................................... 12
Modelo atómico de Bohr........................................................................................................... 13
Éxitos e inconvenientes........................................................................................................ 14
Inconvenientes: ..................................................................................................................... 14
Modelo atómico de Schrödinger .............................................................................................. 15
Inconvenientes....................................................................................................................... 16
Modelo atómico de Heisenberg. .............................................................................................. 16
Modelo atómico de James Chadwick...................................................................................... 17
Modelo mecano-cuántico. Orbitales y números cuánticos.................................................... 18
Números Cuánticos............................................................................................................... 19
Isótopos e isóbaros............................................................................................................... 20
Configuración electrónica ..................................................................................................... 20
Conclusión................................................................................................................................. 21
Bibliografía................................................................................................................................. 22

3. 1
Introducción.
Desde la Antigüedad, el ser humano se ha cuestionado de qué estaba hecha la
materia.
Unos 400 años antes de Cristo, el filósofo griego Demócrito consideró que la
materia estaba constituida por pequeñísimas partículas que no podían ser divididas
en otras más pequeñas. Por ello, llamó a estas partículas átomos, que en griego
quiere decir "indivisible".
Demócrito atribuyó a los átomos las cualidades de ser eternos, inmutables e
indivisibles.
Sin embargo las ideas de Demócrito sobre la materia no fueron aceptadas por los
filósofos de su época y hubieron de transcurrir cerca de 2200 años para que la idea
de los átomos fuera tomada de nuevo en consideración.
Pero en palabras más concretas ¿Qué es un átomo?
Cantidad mínima de un elemento químico que mantiene sus propiedades. Está
compuesto de un núcleo con protones y neutrones y de electrones orbitales en un
número característico para cada elemento. Los protones tienen carga eléctrica
positiva y los electrones tienen carga eléctrica negativa. Su atracción mantiene
ligado al átomo.
¿Cuál es la estructura del átomo?
La estructura es la distribución de las partes de un cuerpo, aunque también puede
usarse en sentido abstracto. El concepto, que procede del latín structura, hace
mención a la disposición y el orden de las partes dentro de un todo.
El átomo está formado principalmente por tres partículas subatómicas: electrones,
protones y neutrones. Los protones y los neutrones se ubican en el núcleo del
átomo, y los electrones giran en torno a este. Cada partícula subatómica presenta
una particularidad sobre su carga: - Protón → Carga positiva (+)
- Electrón → Carga negativa (-)
- Neutrón → Carga neutra (0
A T O
I
M C
O S

4. 2
Historia del átomo.
Las primeras teorías atomistas.
¿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”. Los
atomistas pensaban que:
- 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.
Fue maestro de Demócrito de Abdera y a ellos dos se les atribuye la fundación del
atomismo, según el cual la realidad está formada tanto por partículas infinitas,
indivisibles, de formas variadas y siempre en movimiento, los átomos, como por el
vacío. Leucipo fue el primero que pensó en dividir la materia hasta obtener una
partícula tan pequeña que no pudiera dividirse más.
Aristóteles (384 a. C. - 322 a. C.). es uno de los más grandes filósofos de la
antigüedad, de la historia de la filosofía occidental y el autor enciclopédico más
portentoso que haya dado la humanidad.

5. 3
Fue el creador de la lógica formal, economía, astronomía, precursor de la anatomía
y la biología y un creador de la taxonomía (es considerado el padre de la zoología
y la botánica).
Aristóteles rechazó la teoría atomista y estableció que la materia estaba formada
por cuatro elementos: tierra, agua, aire y fuego, esta teoría se llamó continuista.
Gracias al prestigio que tenía, se mantuvo vigente en el pensamiento de la
humanidad durante más de 2000 años. Los continuistas pensaban que:
- 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.
Demócrito fue tan famoso en su época como otros filósofos de la importancia de
Platón o de Aristóteles y debió de ser uno de los autores más prolíficos de la
Antigüedad, aunque sólo se conservan fragmentos de algunas de sus obras, en su
mayoría de las dedicadas a la ética, pese a que se le atribuyen diversos tratados de
física, matemáticas, música y cuestiones técnicas.
Demócrito es considerado fundador de la escuela atomista. Demócrito pensaba y
postulaba que los átomos son indivisibles, y se distinguen por forma, tamaño, orden
y posición. Para Demócrito, los átomos estuvieron y estarán siempre en movimiento
y son eternos. El movimiento de los átomos en el vacío es un rasgo inherente a
ellos, un hecho ligado a su existencia, infinito, eterno e indestructible.

6. 4
Modelo atómico de Dalton.
John Dalton (1766 - 1844). Naturalista, químico, matemático y meteorólogo
británico.
En 1808, John Dalton publicó su teoría atómica, que retomaba las antiguas ideas
de Leucipo y Demócrito, pero basándose en una serie de experiencias científicas
de laboratorio. La teoría atómica de Dalton se basa en los siguientes enunciados:
1.- La materia está formada por minúsculas partículas indivisibles llamadas
ÁTOMOS.
2.- Los átomos de un mismo elemento químico son todos iguales entre sí y
diferentes a los átomos de los demás elementos.

7. 5
Todos los átomos del elemento Hidrógeno son iguales entre sí en todas las
propiedades: masa, forma, tamaño, etc., y diferentes a los átomos de los demás
elementos.
Todos los átomos del elemento Oxígeno son iguales entre sí en todas las
propiedades: masa, forma, tamaño, etc., y diferentes a los átomos de los demás
elementos.
3.- Los compuestos se forman al unirse los átomos de dos o más elementos en
proporciones constantes y sencillas.
Todas las moléculas del compuesto Agua son iguales entre sí y están formadas por
la unión de 2 átomos del elemento Hidrógeno y 1 átomo del elemento Oxígeno.
Todas las moléculas del compuesto Agua oxigenada son iguales entre sí y están
formadas por la unión de 2 átomos del elemento Hidrógeno y 2 átomos del elemento
Oxígeno. 4.- En las reacciones químicas los átomos se intercambian; pero, ninguno
de ellos desaparece ni se transforma.
En esta reacción química los átomos de Hidrógeno y los átomos de Oxígeno son
iguales al principio y al final. Sólo cambia la forma en que se unen entre sí. El

8. 6
Hidrógeno y el Oxígeno serían los reactivos y el Agua sería el producto que se
obtiene.
Experimentos que condujeron al descubrimiento del electrón.
Para estudiar las propiedades de los rayos catódicos, el científico inglés Joseph
John Thomson (1856-1940) diseñó un dispositivo formado por un tubo de vacío en
cuyos extremos se situaban dos electrodos metálicos a los que se aplicaba
una diferencia de potencial elevada. Los rayos catódicos emergentes del cátodo se
hacían pasar por un colimador para limitar la anchura del haz y, después, por unas
placas metálicas en las que se aplicaba un campo eléctrico. Finalmente, los rayos
se proyectaban sobre una pantalla fluorescente.
Esquema del experimento realizado por Thomson para el descubrimiento del
electrón en los rayos catódicos.
Con este esquema, Thomson observó que el campo eléctrico desviaba los rayos
catódicos en sentido vertical hacia la placa positiva. Ello demostraba la carga
eléctrica negativa inherente a estos rayos y la existencia de una masa y de la
consiguiente inercia, que impedía que fueran absorbidos por la placa. Por tanto,
debía existir una partícula elemental constituyente de los rayos catódicos, a la que
se llamó electrón.
Thomson determinó el valor de la relación entre la carga e y la masa m del electrón,
que hoy día se acepta como:
Modelo atómico de Thomson.
Al ser tan pequeña la masa de los electrones, el físico J. J. Thomson propuso, en
1904, que la mayor parte de la masa del átomo correspondería a la carga positiva,
que ocuparía la mayor parte del volumen atómico. Thomson imaginó el átomo como

9. 7
una especie de esfera positiva continua en la que se encuentran incrustados los
electrones, más o menos como las uvas pasas en un pudin.
El modelo de Thomson fue bastante valorado ya que era capaz de explicar los
siguientes fenómenos:
La electrización: el exceso o defecto de electrones que tenga un cuerpo es el
responsable de su carga negativa o positiva.
La formación de iones: Un ion es un átomo que ha ganado o perdido uno o más
electrones. Los electrones se pierden o se ganan con relativa facilidad, de manera
que su número dentro del átomo puede variar, mientras que el número de protones
es fijo siempre para cada átomo. Si un átomo pierde uno o más electrones adquiere
carga neta positiva (catión) y si gana uno o más electrones adquiere carga neta
negativa (anión).

10. 8
Inconvenientes.
El error de Thomson fue la visualización del átomo, ya que este no era
exactamente una masa. 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.
No distribuyo correctamente las cargas en el átomo. Thomson ya sabía de las
existencias de las partículas subatómicas, pero sostenía que el átomo era una masa
de carga -, se incrustaban como “budín de pasas”, esto es incorrecto y ya lo
demostró posteriormente Rutherford.
Los inconvenientes que plantea este modelo, tienen que ver con un conjunto de
fenómenos que aparecen a finales del siglo XIX y que demuestran un
comportamiento muy extraño de algunos átomos de algunos ciertos elementos
químicos: recibe el nombre de RADIACTIVIDAD.
Descubrimiento del protón.
Eugen Goldstein (1850 - 1930). Físico alemán. Estudió física en Breslau y Berlín.
Trabajó en Berlín y fue nombrado jefe de la sección de Astrofísica del observatorio
Postdam.
El físico alemán E. Goldstein realizó algunos experimentos con un tubo de rayos
catódicos con el cátodo perforado. Observó unos rayos que atravesaban al cátodo
en sentido contrario a los rayos catódicos. Recibieron el nombre de rayos canales.
El estudio de estos rayos determinó que estaban formados por partículas de carga
positiva y que tenían una masa distinta según cual fuera el gas que estaba
encerrado en el tubo. Esto aclaró que las partículas salían del seno del gas y no del
electrodo positivo.

11. 9
Al experimentar con hidrógeno se consiguió aislar la partícula elemental positiva o
protón, cuya carga es la misma que la del electrón, pero positiva y su masa es 1837
veces mayor.
Experimento de Rutherford.
Ernest Rutherford (1871 - 1937). Físico y químico británico.
En 1911, E. Rutherford y sus colaboradores bombardearon una fina lámina de oro
con partículas alfa (positivas), procedentes de un material radiactivo, a gran
velocidad. El experimento permitió observar el siguiente comportamiento en las
partículas lanzadas: La mayor parte de ellas atravesaron la lámina sin cambiar de
dirección, como era de esperar. Algunas se desviaron considerablemente. Unas
pocas partículas rebotaron hacia la fuente de emisión.

12. 10
El comportamiento de las partículas no podía ser explicado con el modelo de
Thomson, así que Rutherford lo abandonó y sugirió otro basado en el átomo nuclear.
De acuerdo con el Modelo de Thomson, en el cual la carga positiva de cada átomo
está distribuida de forma homogénea, las partículas positivas que atraviesan la
lámina no deberían ser apreciablemente desviadas de su trayectoria inicial.
Evidentemente, esto no ocurría. En el Modelo de Rutherford la carga positiva está
concentrada en un núcleo central, de manera que las partículas positivas que pasan
muy cerca de él, se desvían bastante de su trayectoria inicial y sólo aquellas pocas
que chocan directamente con el núcleo regresan en la dirección de la que proceden
Modelo atómico de Rutherford
El Modelo de Rutherford establece que:
El átomo tiene una zona central o núcleo donde se encuentra la carga total positiva
(la de los protones) y la mayor parte de la masa del átomo, aportada por los protones
y neutrones. Además, presenta una zona externa o corteza donde se hallan los
electrones, que giran alrededor del núcleo. (Realmente, las partículas del núcleo
(protones y neutrones) se descubrieron después de que Rutherford estableciera su
modelo. El experimento de Rutherford sólo informaba de un núcleo pequeño y
positivo, no aclaraba nada más).
La carga positiva de los protones es compensada con la carga negativa de los
electrones, que se hallan fuera del núcleo. El núcleo contiene, por tanto, protones
en un número igual al de electrones de la corteza. El átomo estaba formado por un
espacio fundamentalmente vacío, ocupado por electrones que giran a gran
velocidad alrededor de un núcleo central muy denso y pequeño.

13. 11
Inconvenientes.
Por teoría electromagnética, una carga eléctrica moviéndose a cierta velocidad, y
atraído por una fuerza va perdiendo energía progresivamente, por lo cual, al final,
por teoría, los electrones perderían toda su energía hasta que se chocarían con el
núcleo, con esto, los electrones dejarían de existir. Esto nos lleva a otra conclusión:
Silos electrones al final chocan con el núcleo y dejan de existir, luego, los átomos y
la materia no existen... esto por supuesto va en contra la realidad, ya que los átomos
y la materia misma existen. Esto supuso el mayor problema de la teoría
de Rutherford
Descubrimiento del neutrón.
James Chadwick (1891 - 1974). Físico inglés. Hijo de John Joseph Chadwick y Anne
Mary Knowles. Fue a la Manchester High School, y estudió en la Universidad de
Cambridge.
Mediante diversos experimentos se comprobó que la masa de protones y electrones
no coincidía con la masa total del átomo; por tanto, el físico E. Rutherford supuso
que tenía que haber otro tipo de partícula subatómica en el interior de los átomos.
Estas partículas se descubrieron en 1932 por el físico J. Chadwick. Al no tener carga
eléctrica recibieron el nombre de neutrones. El hecho de no tener carga eléctrica
hizo muy difícil su descubrimiento.

14. 12
Los neutrones son partículas sin carga y de masa algo mayor que la masa de un
protón.
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
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.

15. 13
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. ¡Pero
el átomo es estable!
Modelo atómico de Bohr.
Nació el 7 de octubre de 1885 en Copenhage, Dinamarca. Su padre, Christian Bohr,
era profesor de fisiología en la universidad de esa ciudad, y era conocido por sus
trabajos sobre los aspectos físicos y químicos de la respiración.
El físico danés Niels Bohr realizó una serie de estudios de los que dedujo que los
electrones de la corteza giran alrededor del núcleo describiendo sólo determinadas
órbitas circulares.

16. 14
En el átomo, los electrones se organizan en capas y, en cada capa tendrán una
cierta energía, llenando siempre las capas inferiores y después las superiores.
En la siguiente escena puede observarse la representación de los átomos de los 12
primeros elementos de la tabla periódica con este modelo:
La distribución de los electrones en las capas se denomina configuración
electrónica y se realiza de la siguiente manera:
La 1ª capa puede contener, como máximo, 2 electrones.
La 2ª capa puede contener, como máximo, 8 electrones. Comienza a llenarse una
vez que la 1ª ya está completa.
La 3ª capa puede contener, como máximo, 18 electrones. Comienza a llenarse una
vez que la 2ª capa ya está completa.
Se representa por números separados por comas y entre paréntesis. Por ejemplo,
el átomo de sodio tiene 11 electrones; por tanto, 2 llenan la 1ª capa, 8 quedan en la
2ª capa y el último electrón quedaría en la 3ª capa. La representación es: (2,8,1).
Éxitos e inconvenientes.
Éxitos:
Con Bohr aparecieron los famosos niveles de energía que son los lugares en donde
posiblemente podría encontrase un electrón.
Postulo que el electrón podía existir en ciertos niveles de energía determinados, en
donde este no liberaba ni absorbía energía.
Inconvenientes:
Gracias a las teorías de la radiación del cuerpo negro, el efecto fotoeléctrico y los
espectros de emisión y de absorción de los gases, postulo que el electrón podía
existir en ciertos niveles de energía determinados, en donde este no liberaba ni
absorbía energía. Lo que se adaptó muy bien para el átomo de hidrogeno, pero no
para los demás elementos.

17. 15
En el modelo original de Bohr, se precisa un único parámetro (el número cuántico
principal, n), que se relaciona con el radio de la órbita circular que el electrón realiza
alrededor del núcleo, y también con la energía total del electrón. Sin embargo,
pronto fue necesario modificar el modelo para adaptarlo a los nuevos datos
experimentales, con lo que se introdujeron otros tres números cuánticos para
caracterizar al electrón:
Decía que las orbitas en el electrón eran de manera circular, lo que posteriormente
Sommerfeld dijo que también eran posibles órbitas elípticas.
Los postulados de Bohr suponían una mezcla un tanto confusa de mecánica clásica
y mecánica cuántica.
Modelo atómico de Schrödinger
Modelo atómico de Schrödinger no se trata de un modelo relativista, sino cuántico,
que está basado en la ecuación que este físico austríaco realizó en 1925. Erwin
Rudolf Josef Alexander Schrödinger (Erdberg, Viena, Imperio austrohúngaro, 12 de
agosto de 1887 – id., 4 de enero de 1961) fue un físico austríaco, naturalizado
irlandés, que realizó importantes contribuciones en los campos de la mecánica
cuántica y la termodinámica.
El modelo atómico de Schrödinger definía al principio los electrones como ondas de
materia (dualidad onda-partícula),
describiendo de este modo la ecuación ondulatoria que explicaba el desarrollo en el
tiempo y el espacio de la onda material en cuestión.
El electrón con su carácter ondulatorio venía definido por una función de ondas (Ψ),
usando una ecuación de ondas sencilla que no era más que una ecuación
diferencial de segundo grado, donde aparecían derivadas segundas de Ψ.
Cuando se resuelve esta ecuación, se ve que la función depende de unos
parámetros que son los números cuánticos, como se decía en el modelo de Bohr.
De este modo, el cuadrado de la función de ondas correspondía con la probabilidad

18. 16
de encontrar al electrón en una región concreta, lo que nos introducía en el Principio
de Heisenberg. Es por esto, que, en el modelo de Schrödinger, aparece un concepto
pare definir la región del espacio en la cual cabría mayor posibilidad de hallar al
electrón: el orbital.
Inconvenientes
El modelo de Schrödinger en su formulación original no tiene en cuenta el espín de
los electrones, esta deficiencia es corregida por el modelo de Schrödinger-Pauli.
El modelo de Schrödinger ignora los efectos relativistas de los electrones rápidos,
esta deficiencia es corregida por la ecuación de Dirac que además incorpora la
descripción del espín electrónico.
El modelo de Schrödinger si bien predice razonablemente bien los niveles
energéticos, por sí mismo no explica por qué un electrón en un estado cuántico
excitado decae hacia un nivel inferior si existe alguno libre. Esto fue explicado por
primera vez por la electrodinámica cuántica y es un efecto de la energía del punto
cero del vacío cuántico.
Modelo atómico de Heisenberg.

19. 17
El modelo atómico de Heisenberg (1927) introduce el principio de incertidumbre en
los orbitales de electrones que rodean el núcleo atómico. El destacado físico alemán
instauró los cimientos de la mecánica cuántica para estimar el comportamiento de
las partículas subatómicas que conforman un átomo.
El principio de incertidumbre de Werner Heisenberg indica que no es posible
conocer con certeza la posición y el momento lineal de un electrón al mismo tiempo.
El mismo principio aplica para las variables tiempo y energía; es decir, si tenemos
un indicio sobre la posición del electrón, desconoceremos el momento lineal del
electrón, y viceversa.
En síntesis, no es posible predecir simultáneamente el valor de ambas variables. Lo
anterior no implica que no pueda conocerse con precisión alguna de las magnitudes
mencionadas previamente. Siempre que sea por separado, no existe ningún
impedimento para obtener el valor de interés. Sin embargo, la incertidumbre tiene
lugar cuando se trata de conocer simultáneamente dos magnitudes conjugadas,
como es el caso de la posición y el momento lineal, y del tiempo junto a la energía.
Este principio surge debido a un razonamiento estrictamente teórico, como la única
explicación viable para dar razón sobre las observaciones científicas.
Modelo atómico de James Chadwick.
James Chadwick (1891-1974) fue un destacado físico inglés reconocido por el
descubrimiento del neutrón en 1932. Poco después, en 1935, fue premiado con
Nobel de Física por su aporte a la comunidad científica. El interés de Chadwick por
las cargas neutras surgió unos 10 años antes de que lograra comprobar su
existencia.
El modelo atómico de Chadwick se centra en la modelación del núcleo atómico
constituido no solo por protones (cargas positivas), sino también por neutrones
(cargas neutras).

20. 18
A partir del descubrimiento del neutrón por Chadwick, el átomo se entendía como
un núcleo con protones y neutrones, suponiendo casi toda la masa del átomo,
orbitando los electrones el núcleo en sus niveles de energía correspondientes.
Modelo mecano-cuántico. Orbitales y números cuánticos.
Quienes sentaron las bases del nuevo modelo mecánico cuántico fueron tres
científicos:
a) En 1924, Louis de Broglie, postuló que los electrones tenían un comportamiento
dual de onda y partícula. Cualquier partícula que tiene masa y que se mueve a cierta
velocidad, también se comporta como onda.
b) En 1927, Werner Heisenberg, sugiere que es imposible conocer con exactitud la
posición, el momento y la energía de un electrón. A esto se le llama "principio de
incertidumbre"
c) En 1927, Erwin Schrödinger, establece una ecuación matemática que al ser
resuelta permite obtener una función de onda (psi cuadrado) llamada orbital. Esta
describe probabilísticamente el comportamiento de un electrón en el átomo. Esta
función es llamada densidad electrónica e indica la probabilidad de encontrar un
electrón cerca del núcleo. La probabilidad es mayor mientras más cercana al núcleo
y menor si nos alejamos del núcleo. Con esta teoría de Schrödinger queda
establecido que los electrones no giran en orbitas alrededor del núcleo como el
modelo de Bohr, sino en volúmenes alrededor del núcleo

21. 19
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
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.
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

22. 20
+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.
Isótopos e isóbaros
Los Isótopos: Son átomos que tienen el mismo número atómico, pero diferentes
masas. Al pertenecer al mismo elemento químico presentan las mimas propiedades,
pero no son reconocibles por su masa diferente La diferencia se encuentra en el
número de neutrones presentes en el núcleo.
Los Isóbaros: Son átomos que, a pesar de presentar diferente número atómico,
tiene masas iguales. Sus propiedades químicas son diferentes puesto que se trata
de elementos químicos también diferentes.
Configuración electrónica
Una configuración electrónica es la forma de llenado de los orbitales y suborbitales
para completar un átomo. La configuración electrónica se logra en base a ciertas
reglas llamadas "Principio de Aufbau" o "Principio de Construcción".
a) Principio de Mínima energía: "Los electrones se ubican primero en los orbitales
de más baja energía (más cerca del núcleo) y los de mayor energía se ocupan
cuando los primeros están ocupados"
b) Principio de exclusión de Pauli: "Los orbitales son ocupados por dos electrones
como máximo, siempre que presenten espines distintos".
c) Principio de Máxima multiplicidad de Hund: "En orbitales de la misma energía los
electrones entran de a uno. Ocupando cada órbita con el mismo spin. Cuando se
alcanza el semillenado, recién se produce el apareamiento con los espines
opuestos".

23. 21
Conclusión.
La evolución de los modelos físicos del átomo se vio impulsada por
los datos experimentales. El modelo de Rutherford, en el que los electrones se
mueven alrededor de un núcleo positivo muy denso, explicaba los resultados de
experimentos de dispersión, pero no el motivo de que los átomos sólo emitan luz de
determinadas longitudes de onda (emisión discreta).
Bohr partió del modelo de Rutherford, pero postuló además que los electrones sólo
pueden moverse en determinadas órbitas; su modelo explicaba ciertas
características de la emisión discreta del átomo de hidrógeno, pero fallaba en otros
elementos.
El modelo de Schrödinger, que no fija trayectorias determinadas para los electrones
sino sólo la probabilidad de que se hallen en una zona, explica parcialmente los
espectros de emisión de todos los elementos; sin embargo, a lo largo del siglo XX
han sido necesarias nuevas mejoras del modelo para explicar otros fenómenos
espectrales.
La teoría atómica de Dalton fue la base para todos los modelos que existieron hasta
el más actual. Todos ayudaron en cierto modo para llegar a una respuesta que tal
vez aún no está concluida. Pero nos ayuda a ir descubriendo y entendiendo que
todo lo que vemos, sentimos y tocamos está formado por ciertas partículas que
gracias a todos los modelos atómicos hemos llegado a comprender.
Todo este descubrimiento ha pasado por muchas etapas que con el tiempo se han
ido estudiando y avanzando siempre con la idea de poder entenderlo y llegar a una
respuesta

24. 22
Bibliografía
El Átomo y los Modelos atómicos. (s. f.). codead. Recuperado 28 de noviembre de
2021, de
http://recursostic.educacion.es/secundaria/edad/3esofisicaquimica/impresos
/quincena5.pdf
MODELO ATÓMICO DE SCHRODINGER. (s. f.). QUIMICA-PEDIA. Recuperado
28 de noviembre de 2021, de
https://sites.google.com/site/cinthyalizbethhdz18/quimica/modelo-atomico-
de-schrodinger
Historia: modelos atómicos. (s. f.). oncurso.cnice.mec.es. Recuperado 28 de
noviembre de 2021, de
http://concurso.cnice.mec.es/cnice2005/93_iniciacion_interactiva_materia/c
urso/materiales/atomo/modelos.htm
Modelo Mecánico-Cuántico. (s. f.). Química 1M. Recuperado 28 de noviembre de
2021, de http://quimica1m.blogspot.com/p/configuracion-electronica.html
Amaro, J. E. (2006, 26 mayo). 1.3 Espectros atómicos. urg. Recuperado 28 de
noviembre de 2021, de
https://www.ugr.es/~amaro/radiactividad/tema2/node4.html
VENTAJAS Y DESVENTAJAS DE LOS MODELOS ATOMICOS. (s. f.). México
Documents. Recuperado 28 de noviembre de 2021, de
https://vdocuments.mx/ventajas-y-desventajas-de-los-modelos-
atomicos.html
Matheus, R. C. (s. f.). Historia del Modelo Atómico. monografias.com. Recuperado
28 de noviembre de 2021, de
https://www.monografias.com/trabajos14/modelo-atomico/modelo-
atomico.shtml
El Descubrimiento Del Electrón. (s. f.). hiru.eus. Recuperado 28 de noviembre de
2021, de https://www.hiru.eus/es/fisica/el-descubrimiento-del-electron