MODELOS ATOMICOS Y NUMEROS CUANTICOS

1. 1
NOMBRE DEL ALUMNO Eduardo Diaz Beltrán
MATRICULA 18190028
PERIODO ESCOLAR
Septiembre –
Diciembre
GRUPO 703
NOMBRE DEL DOCENTE ING. NINTAI OROZCO GRACIA
Universidad Tecnológica del Sureste de Veracruz
Química Industrial

2. 2
ÍNDICE
INTRODUCCIÓN................................................................................................................................... 3
CONCEPTO........................................................................................................................................... 4
ESTRUCTURA....................................................................................................................................... 4
HISTORIA DEL ÁTOMO......................................................................................................................... 4
MODELO ATÓMICO DE DALTON ......................................................................................................... 5
MODELO ATÓMICO DE THOMSON ..................................................................................................... 6
EXPERIMENTOS QUE CONDUJERON AL DESCUBRIMIENTO DEL ELECTRÓN....................................... 6
DESCUBRIMIENTO DEL PROTÓN......................................................................................................... 7
EXPERIMENTO DE RUTHERFORD. ....................................................................................................... 7
MODELO DE RUTHERFORD. INCONVENIENTES................................................................................... 8
DESCUBRIMIENTO DEL NEUTRÓN....................................................................................................... 9
CARACTERÍSTICAS GENERALES DE LOS ESPECTROS ATÓMICOS. ........................................................ 9
MODELO DE BORH. ÉXITOS E INCONVENIENTES. ............................................................................. 10
INCONVENIENTES.......................................................................................................................... 11
MODELO MECANOCUÁNTICO. ORBITALES Y NÚMEROS CUÁNTICOS. ............................................. 11
ORBITALES..................................................................................................................................... 12
Orbitales s ..................................................................................................................................... 12
Orbitales p..................................................................................................................................... 13
Orbitales d..................................................................................................................................... 13
Orbitales f...................................................................................................................................... 13
NÚMEROS CUÁNTICOS...................................................................................................................... 13
Número Cuántico Magnético........................................................................................................ 15
Número cuántico de espin............................................................................................................ 15
CONCLUSIÓN..................................................................................................................................... 16

3. 3
INTRODUCCIÓN
Se conoce como modelos atómicos a las distintas representaciones gráficas de
la estructura y funcionamiento de los átomos. Los modelos atómicos han sido
desarrollados a lo largo de la historia de la humanidad a partir de las ideas que en cada
época se manejaban respecto a la composición de la materia.
Los primeros modelos atómicos datan de la antigüedad clásica, cuando los filósofos y
naturalistas se aventuraron a pensar y a deducir la composición de las cosas que existen,
es decir, de la materia.
La Teoría Atómica se basa en la suposición de que la materia no es continua, sino que
está formada por partículas distintas. Esta teoría describe una parte de nuestro mundo
material a la que no es posible acceder por observación directa, y permite explicar las
propiedades de las diversas sustancias.
El objetivo de este trabajo es presentarles los diversos modelos atómicos que se
presentaron a lo largo de estos años, con sus pequeñas falencias, donde cada modelo se
apoya en los anteriores, conservando determinados aspectos y modificando otros. Pero
antes, daremos a conocer una serie de sucesos y conceptos para el desarrollo de estas
teorías y modelos, así como los modelos cuánticos y orbitas circulares, al decir que
también podían girar en orbitas elípticas. Todavía Chadwick no había descubierto los
neutrones, por eso en el núcleo solo se representan, en rojo, los protones. Este
conocimiento dio lugar a un nuevo numero cuántico: “el numero cuántico azimutal”,
que determina la forma de los orbitales, se lo representa con la letra “l “y toma valores
que van desde 0 hasta n-1. Valor Subnivel “l, y que personajes como Sommerfeld
ayudaron a descubrir y entenderlos.

4. 4
CONCEPTO
Átomo viene del latín atomus, y éste del griego άτομος, indivisible. La idea del átomo se
remonta a épocas muy lejanas en las cuales todavía no se podía realizar ninguna prueba
experimental sobre la existencia del mismo, lo cual dejaba esta idea en algo netamente
filosófico. Los primeros en postular una idea sobre el átomo fueron los miembros de la
escuela atomista de la antigua Grecia, en un concepto en el cual se decía que los átomos eran
un bloque básico e indivisible que compone la materia y el universo.
ESTRUCTURA
Un átomo está constituido por un núcleo central muy denso, que contiene protones y
neutrones, y por electrones que se mueven alrededor del núcleo a una distancia relativamente
grande. Los átomos de un mismo elemento tienen el mismo número de protones, que se
denomina número atómico y se representa por Z.
HISTORIA DEL ÁTOMO
Desde la Antigüedad, el ser humano se ha cuestionado de qué estaba hecha la materia.
Las primeras teorías atómicas, remontan al siglo V a.C. Cuando Leucipo y Demócrito,
sugerían que el Universo (así como toda la materia) estaba formada por partículas
indivisibles, a las que llamaron átomos (a: sin; tomos: división). Demócrito creía que estas
partículas se hallaban en constante movimiento, que podían unirse entre sí en combinaciones
estables. Propuso que: “Las diversas sustancias resultan de los diversos tamaños, formas y
arreglos de estos átomos”.

5. 5
MODELO ATÓMICO DE DALTON
En 1808, de acuerdo con Leucipo y Demócrito y, en base a evidencias científicas de:
Lavoisier y, Proust y observaciones propias, el inglés John Dalton propuso los postulados de
su Teoría atómica:
1. Toda la Materia está formada por átomos.
2. Los átomos son partículas indivisibles e invisibles.
3. Los átomos de un elemento son iguales entre sí. (Es
decir presentan igual masa e iguales propiedades)
4. Los cambios químicos corresponden a una reordenación, combinación o separación de
átomos.
5. Los átomos que forman los compuestos son de dos o más clases diferentes.
• Los compuestos son el resultado de la combinación o, asociación de átomos y estas
asociaciones de átomos pueden volver a separarse.
• Los átomos al combinarse o al volver a separarse no pierden su identidad, es decir
no experimentan transformaciones.
6. Los átomos que forman los compuestos están en una relación de números enteros y
sencillos.
Las experiencias de Lavoisier, Proust y Dalton se conocen como las leyes clásicas de la
química: En el siglo XVIII, Antoine Lavoisier, considerado el padre de la química
moderna, estableció la Ley de la Conservación de la Masa. En ella se dice que no se
produce un cambio apreciable de la masa en las reacciones químicas.

6. 6
MODELO ATÓMICO DE THOMSON
A partir de las observaciones realizadas por J.J.Thomson al tubo de rayos catódicos, nace una
interrogante: …La materia en estado normal es neutra, es decir no posee carga eléctrica, pero
se conocen en ella partículas cargadas negativamente… ¿Entonces
cómo se mantiene la neutralidad de carga?... Thomson a partir de sus
estudios de los rayos catódicos. Considera al átomo como una gran
esfera con carga eléctrica positiva, sobre la que se distribuyen los
electrones, ordenadamente y separados entre sí. El principal aporte
de Thomson, fue introducir la idea de que el átomo puede dividirse en partículas subatómicas.
Demostró que dentro de los átomos hay unas partículas diminutas, con carga eléctrica
negativa, a las que se llamó electrones.
EXPERIMENTOS QUE CONDUJERON AL DESCUBRIMIENTO DEL
ELECTRÓN.
descubrimiento de las cargas negativas Crookes diseño
un aparato llamado “Tubo de Rayos Catódicos”, también
conocido como Tubo de Crookes. Es un hecho
experimental: Cuando en un tubo de vidrio que contiene
un gas, a baja presión y, se aplica un alto voltaje, fluye una
corriente eléctrica a través de él. Asociado a este flujo
eléctrico, el gas encerrado en el tubo emite unos rayos de
luz de colores, denominados Rayos Catódicos, que son desviados por la acción de campos
eléctricos y magnéticos.
En 1874 Stoney sugirió por primera vez la existencia de
una “unidad natural de electricidad” a la cual llamó
electrón, pero no pudo demostrar la existencia de estas
partículas. Luego, mediante un estudio cuidadoso de
esta desviación, Sir Joseph John Thomson demostró en
1897 que los rayos estaban formados por una corriente de partículas cargadas negativamente,
que llamó electrones.

7. 7
DESCUBRIMIENTO DEL PROTÓN
El físico alemán, en 1886, Eugene Goldstein observó que, al trabajar con un tubo de
descarga de cátodo perforado, en dirección opuesta a los rayos Catódicos, se desprendía
una radiación. Estos rayos se denominaron Rayos Canales y resultaron ser partículas con
carga positiva producto del choque de los rayos catódicos con los átomos de los gases
residuales en el tubo. Al utilizar Hidrógeno de gas residual, se logró determinar la relación
carga/masa para el protón 9,58x104 C/g, de lo cual se desprende que la masa del protón es
1,67x1024 g.
EXPERIMENTO DE RUTHERFORD.
En 1911 Ernest Rutherford y sus colaboradores Geiger y Marsden diseñaron un experimento
que modificó las ideas existentes sobre la naturaleza del átomo:
• Bombardearon una fina lámina de oro con partículas alfa α (núcleos de helio He+2).
Observó en una pantalla fluorescente, en qué medida eran dispersadas las partículas:
• La mayoría de ellas atravesaba la lámina metálica sin cambiar de dirección, ya que
los átomos no son macizos, sino principalmente vacíos.

8. 8
• Algunas partículas (las positivas), se desviaron porque pasaron por las proximidades
de un núcleo cargado positivamente, situado en el centro del átomo de oro. De esto
se desprende que: En el interior del átomo, las partículas positivas, están separadas
de las negativas.
• Y otras partículas no atraviesan la lámina (rebotaban), eran reflejadas hacia atrás con
ángulos muy pequeños. Se dedujo que chocaban con algún corpúsculo de mayor masa
que la radiación incidente.
MODELO DE RUTHERFORD. INCONVENIENTES.
El Modelo Atómico propuesto por Rutherford en 1911, fue utilizado para explicar los
resultados de su «Experimento de la Lámina de Oro», realizado en Manchester. llegó a la
conclusión de que la masa del átomo se concentraba en una región pequeña de cargas
positivas que impedían el paso de las partículas alfa. Sugirió un nuevo modelo en el cual el
átomo poseía un núcleo o centro, orbitado por una masa de
electrones (en la zona extra nuclear). Sirvió para refutar el
Modelo Atómico de Thomson.
Contradecía la teoría electromagnética de Maxwell. Según esta
teoría una carga eléctrica acelerada debería de emitir ondas
electromagnéticas. Un electrón al girar en círculos alrededor del
núcleo debería emitir, por tanto, ondas electromagnéticas. Dicha emisión provocaría una
pérdida de energía que haría que el electrón describiera órbitas de radio decreciente hasta
caer sobre el núcleo. El modelo atómico de Rutherford era, por tanto, inviable desde el
punto de vista de la física clásica.

9. 9
DESCUBRIMIENTO DEL NEUTRÓN.
El neutrón fue descubierto experimentalmente en 1932 por
Chadwick, quien, al bombardear el berilio con partículas α, observó
que se producían unas partículas que identificó con los neutrones
predichos por Rutherford.
CARACTERÍSTICAS GENERALES DE LOS ESPECTROS ATÓMICOS.
El espectro que se obtiene es continuo; contiene todas las longitudes de onda desde el rojo
al violeta, es decir, entre unos 400 y 700 nm (1 nm -nanómetro- = 10-9 m).
En cambio, la luz emitida por un gas
incandescente no es blanca sino coloreada y
el espectro que se obtiene al hacerla pasar a
través de un prisma es bastante diferente.
Es un espectro discontinuo que consta de
líneas o rayas emitidas a longitudes de onda
específicas. Cada elemento (es decir cada
tipo de átomos) posee un espectro característico que puede utilizarse para identificarlo. Por
ejemplo, en el del sodio, hay dos líneas intensas en la región amarilla a 589 nm y 589,6 nm.
Uno de los espectros atómicos más sencillos, y que más importancia tuvo desde un punto
de vista teórico, es el del hidrógeno. Cuando los átomos de gas hidrógeno absorben energía
por medio de una descarga de alto voltaje, emiten radiaciones que dan lugar a 5 líneas en la
región visible del espectro
El modelo atómico de Rutherford no podía explicar estas emisiones discretas de radiación por los
átomos. Además, presentaba el inconveniente de ser inestable: Según la física clásica una carga en
movimiento emite continuamente energía por lo que los electrones radiarían energía continuamente
hasta "caer" en el núcleo, con lo que el átomo se destruiría.

10. 10
MODELO DE BORH. ÉXITOS E INCONVENIENTES.
Niels Bohr se basó en el átomo de hidrógeno para realizar el modelo que lleva su nombre.
Bohr intentaba realizar un modelo atómico capaz de explicar la
estabilidad de la materia y los espectros de emisión y absorción
discretos que se observan en los gases. Describió el átomo de
hidrógeno con un protón en el núcleo, y girando a su alrededor
un electrón. El modelo atómico de Bohr partía conceptualmente
las incipientes ideas sobre cuantización que habían surgido unos años antes con las
investigaciones de Max Planck y Albert Einstein. Debido a su simplicidad el modelo de
Bohr es todavía utilizado frecuentemente como una simplificación de la estructura de la
materia. Normalmente el electrón en un átomo de hidrógeno se encuentra en la órbita más
próxima al núcleo (n=1). Esta es la
energía permitida más baja, o el estado
fundamental. Cuando el electrón adquiere
un cuanto de energía (correspondiente a la
cantidad de energía más pequeña
existente) pasa a un nivel más alto
(n=2,3,...) se dice entonces que el átomo se encuentra en un estado excitado. En este estado
excitado el átomo no es estable y cuando el electrón regresa a un estado más bajo de
energía emite una cantidad determinada de energía, que es la diferencia de energía entre los
dos niveles.
Como ya has visto, los átomos cuentan con un núcleo compuesto con por protones con
carga positiva y neutrones con carga neutra, que evitan la repulsión entre los primeros, y es
aquí donde se concentra toda la masa del átomo. La cantidad de protones más neutrones
concentradas en el núcleo se representa por del número
másico (A), y la cantidad de protones por el número
atómico (Z), que pera un átomo neutro correspondería a la
misma cantidad de electrones. En el primer nivel de
energía (n=1) solo puede haber como máximo 2
electrones, en el segundo con un máximo de 8 antes de pasar al tercer nivel.

11. 11
INCONVENIENTES
No daba una explicación satisfactoria a los espectros atómicos. Si encerramos en un tubo
hidrógeno o helio y sometemos el gas a voltajes elevados, el gas emite luz. Si hacemos
pasar esa luz a través de un prisma, los colores que la constituyen se separan dándonos el
espectro de la luz analizada. Pronto se concluyó que la emisión de luz podría deberse a que
los electrones absorbían energía de la corriente eléctrica y saltaban a órbitas superiores
para, a continuación, volver a caer a las órbitas más próximas al núcleo emitiendo el exceso
de energía en forma de energía luminosa. Esta interpretación conducía, sin embargo, a
afirmar que los espectros deberían de ser continuos, ya que al existir órbitas de cualquier
radio (y energía) todos los saltos son posibles. La experiencia, por el contrario, mostraba
que los espectros de los átomos son discontinuos. Constan de rayas de diversos colores
sobre un fondo negro.
MODELO MECANOCUÁNTICO. ORBITALES Y NÚMEROS CUÁNTICOS.
El modelo mecano cuántico establece que los electrones se encuentran alrededor del núcleo
ocupando posiciones más o menos probables, pero su posición no se puede predecir con
total exactitud.
Se llama orbital a la región del espacio en la que existe una probabilidad elevada (superior
al 90%) de encontrar al electrón.
3. Modelo mecano-cuántico• Comenzó a principios del siglo XX, cuando las dos de las
teorías que intentaban explicar ciertos fenómenos (la
ley de gravitación universal y la teoría
electromagnética clásica) se volvían insuficientes para
explicarlos
Es el modelo aceptado actualmente. Fue expuesto en
1925 por Heisenberg y Schrödinger.
• Aspectos característicos: ·Dualidad onda-partícula:
Broglie propuso que las partículas materiales tienen propiedades ondulatorias, y que toda
partícula en movimiento lleva una onda asociada. ·Principio de indeterminación de
Heisenberg: establece que es imposible situar a un electrón en un punto exacto del espacio

12. 12
• Las ecuaciones del modelo mecano-cuántico describen el comportamiento de los
electrones dentro del átomo, y recogen su carácter ondulatorio y la imposibilidad de
predecir sus trayectorias exactas.
• Así establecieron el concepto de orbital: región del espacio del átomo donde la
probabilidad de encontrar un electrón es muy grande.
ORBITALES
Existen distintos tipos de orbitales que se identifican con letras: s, p, d y f.
• La forma y el tamaño de un orbital depende del nivel y del subnivel de energía en que se
encuentra.
• El tamaño del orbital es mayor en los niveles superiores.
• El tipo de orbitales que hay en cada nivel también está determinado: ·en el primer nivel
solo hay un orbital de tipo s. ·en el segundo nivel hay orbitales de tipo s y p. ·en el tercer
nivel hay orbitales de tipo s, p y d. ·en el cuarto nivel y los siguientes hay orbitales de tipo
s, p, d y f.
Orbitales s
• Tienen simetría esférica alrededor del núcleo.
• Pueden contener hasta un máximo de dos electrones
.• Hay un orbital s en cada nivel de energía.

13. 13
Orbitales p
• Es un conjunto de tres parejas de lóbulos orientadas en las tres dimensiones
.• Cada uno de estos tres lóbulos puede tener un
máximo de tres electrones, por lo tanto un orbital p
lleno contiene seis electrones.• Puede encontrarse a
partir del segundo nivel de energía.
Orbitales d
• Es un conjunto de cinco orbitales dispuestos en los planos X, Y y Z.• Cada uno de estos
cinco orbitales puede contener un máximo de dos electrones, por lo tanto,
un orbital d completo tiene diez electrones.
• Pueden encontrarse a partir del tercer nivel de energía.
Orbitales f
• Es un conjunto de siete orbitales simétricamente distribuidos
sobre los planos X, Y y Z.• En cada uno de estos siete
orbitales puede haber un máximo de dos electrones, por lo
tanto, un orbital f completo tiene catorce electrones.
• Pueden encontrarse a partir de la cuarta capa.
NÚMEROS CUÁNTICOS
Los números cuánticos son variables involucradas en la ecuación de onda de Schrödinger.
Dependiendo de los valores de los números cuánticos, se obtienen diferentes soluciones
para la ecuación de onda. Estas soluciones permiten conocer los lugares de máxima
probabilidad para ubicar a un electrón dentro de un átomo.

14. 14
• Los números cuánticos obtenidos de la ecuación de
onda son tres: El número cuántico principal.
• El número cuántico secundario, también llamado
número cuántico azimutal o número cuántico de
momento angular.
• El número cuántico magnético.
Número Cuántico Principal El número cuántico principal, se representa con una letra n y su
valor indica la órbita o nivel energético en el que se encuentra el electrón, mientras mayor
sea el valor de n, más alejado está el electrón del núcleo, y mayor es su contenido
energético.
Número Cuántico Principal Los valores que adquiere n, son números enteros mayores de
cero; así por ejemplo:
Cuando n = 1 , el electrón se encuentra en la órbita 1
Cuando n = 2 , el electrón se encuentra en la órbita 2
Cuando n = 3 , el electrón se encuentra en la órbita 3 . . . Cuando n = x , el electrón se
encuentra en la órbita x
Número Cuántico Secundario Para cada valor
de n, l adquiere diferentes valores enteros, que
van desde cero hasta n -1; así, por ejemplo:
Cuando n = 1, l adquiere un solo valor: 0
Cuando n = 2, l adquiere dos valores: 0 y 1
Cuando n = 3, l adquiere tres valores: 0 , 1
Número Cuántico Secundario. Como se mencionó anteriormente, los orbitales son formas
geométricas que describen los electrones al moverse en el interior del átomo. Estas formas
geométricas son diferentes para cada valor de l y a cada orbital se le asigna una literal.
Número Cuántico Secundario l = 0 Orbital s l = 1 Orbital p l = 2 Orbital d

15. 15
Número Cuántico Magnético.
El número cuántico magnético, se representa con una letra m y sus valores indican las
orientaciones que tienen los orbitales en el espacio.
Para cada valor de l, m adquiere diferentes valores enteros que van desde – l hasta + l ,
pasando por cero ; así por ejemplo:
Cuando l = 0 , m adquiere un solo valor: 0 Cuando l = 1 , m
adquiere tres valores: – 1 , 0 y + 1 Cuando l = 2 , m adquiere
cinco valores: – 2 , – 1 , 0 , + 1 y + 2 .
Número cuántico de espin
El cuarto número cuántico se denota con una letra s y se le denomina número cuántico de
espin o de giro del electrón. Este número tiene dos valores por cada valor del número
cuántico m ; los valores son + ½ y -½ , y de notan los dos posibles giros del electrón
alrededor de su propio eje. El cuarto número cuántico se denota con una letra s y se le
denomina número cuántico de espin o de giro del electrón.
• Número Cuántico de Espin Norte magnético Sur magnético Norte magnético Sur
magnético
• Números Cuánticos Hidrógeno: n = 1 l = 0 m = 0 s = +1/2 Orbital 1s N S Números
cuánticos del electrón

16. 16
CONCLUSIÓN
Con el avance da la ciencia los modelos atómicos sufren modificaciones, de ahí la gran
variedad de ellos. El modelo aceptado hoy en día es el modelo mecano-cuántico, pero con el
paso de los años, ¿seguirá siendo aceptado? ¿o inventarán otro más avanzado? Los modelos
atómicos anteriores tenían sus limitaciones, y aunque en algunos aspectos, hoy en día
parezcan absurdos, supusieron un avance muy importante para la ciencia, ya que gracias a
ellos ha sido posible llegar al modelo actual; los modelos anteriores establecieron la base. El
nombre de los modelos anteriores coincidía con el nombre de la persona que los propuso. El
modelo actual, por el contrario, no viene enunciado por el nombre de una persona en
particular, ya que a sido propuesto por un conjunto de científicos, científicos que estudian la
mecánica cuántica. Por otro lado, el grado de dificultad de los modelos también ha ido
creciendo a la par que la ciencia, ya que cada día se descubren más cosas.
Y sobre los números cuánticos nos tratan explicar cómo y para qué utilizarlos ya
que algunas personas no saben que son o cuál es la función de cada uno de cada uno de ellos
ya que no es un tema del todo sencillo.

17. 17
REFERENCIAS
Ramírez, J. E. M., Badillo, R. G., & Miranda, R. P. (2010). El modelo semicuántico
de Bohr en los libros de texto. Ciência & Educação (Bauru), 16(3), 611-624.
Cuéllar, L., Badillo, R. G., & Miranda, R. P. (2008). El modelo atómico de E.
Rutherford del saber científi co al conocimiento escolar. Enseñanza de las ciencias: revista
de investigación y experiencias didácticas, 43-52.
M. (2011a, agosto 18). Números cuánticos. slideshare.
https://es.slideshare.net/melodygar/nmeros-cunticos-8905163?next_slideshow=1
M. (2011b, agosto 18). Números cuánticos. Slideshare.
https://es.slideshare.net/melodygar/nmeros-cunticos-8905163?next_slideshow=1
Uco, E. C.-. (2019, 17 octubre). Historia del átomo y de la Radiactividad. Catedra Enresa-
UCO. http://www.catedraenresauco.com/historia-del-atomo-la-
radiactividad/#:%7E:text=Historia%20del%20%C3%A1tomo%20y%20la%20radia
ctividad&text=Los%20fil%C3%B3sofos%20griegos%20discutieron%20mucho,sen
cillo%20de%20lo%20que%20parec%C3%ADa.&text=Unos%20a%C3%B1os%20
m%C3%A1s%20tarde%20Emp%C3%A9docles,%2C%20agua%2C%20aire%20y
%20fuego.