Ra fisica josmar-1

NOMBRE DEL ALUMNO González Rosas Josmar
MATRICULA 18190047
PERIODO ESCOLAR Septiembre-Diciembre GRUPO 701
NOMBRE DEL DOCENTE ING. Sarai Nintai Orozco García.
Universidad Tecnológica del Sureste de Veracruz
Ingeniería Química
Física para ingeniería
RA
“Modelos atómicos”

Ingeniería Química Industrial
RA
Universidad Tecnológica del Sureste de Veracruz pág. 2
Física para ingeniería
Índice pag
Introducción... 3
Átomo y su estructura... 4
Modelo de Dalton …. 5
Modelo atómico de Thomson… 6
Modelo atómico de Rutherford… 6
Modelo atómico de Bohr… 8
Descubrimiento del electrón… 9
Modelo de Thomson inconvenientes… 10
Descubrimiento del protón… 11
Experimento de Rutherford… 11
Inconvenientes de Rutherford… 12
Descubrimiento del neutrón… 12
Características de espectros… 13
Modelo de Bohr… 14
Éxitos e inconvenientes de Bohr… 15
Modelo mecanocuántico… 16
Números cuánticos… 18
Conclusión… 20
Bibliografía… 21

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Introducción
Se conoce como átomo a la unidad más pequeña e indivisible que constituye la materia,
dotada de propiedades químicas y clasificable según su peso, valencia y otras
características físicas, en una serie de elementos básicos del universo, contenidos en
la Tabla periódica de los elementos.
La palabra átomo proviene del griego antiguo (atomón, “sin división”) y fue acuñada por los
primeros filósofos en teorizar sobre la composición última de las cosas, es decir, las
partículas elementales del universo. Desde entonces, la forma de imaginarlas ha variado
enormemente, a medida que un modelo atómico sucedía al siguiente a través de los siglos,
hasta llegar al que manejamos hoy en día.
Conforme a nuestro modelo, los átomos están conformados por partículas
subatómicas dotadas de carga eléctrica, que se conocen como electrones (-), protones (+)
y neutrones (0), gracias a cuya configuración los átomos pueden ser de uno u
otro elemento químico, y por ende podrán formar parte de distintos enlaces químicos

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Átomo
Parte más pequeña de una sustancia que no se puede descomponer químicamente. Cada
átomo tiene un núcleo (centro) compuesto de protones (partículas positivas) y neutrones
(partículas sin carga). Los electrones (partículas negativas) se mueven alrededor del
núcleo. Los átomos de diferentes elementos contienen diferentes números de protones,
neutrones y electrones.
Estructura
Historia del átomo

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Modelo de Dalton
John Dalton, fue responsable del primer modelo de átomo con base
científica.
El modelo atómico de Dalton fue expuesto en un libro llamado
“Nuevo sistema de filosofía química”, y en síntesis decía lo siguiente:
La materia está formada por partículas pequeñísimas llamadas
“átomos”.
Estos átomos no se pueden dividir ni romper, no se crean ni se destruyen en ninguna
reacción química, y nunca cambian.
Los átomos de un mismo elemento son iguales entre sí, tienen la misma masa y
dimensiones; por ejemplo, todos los átomos de hidrógeno son iguales.
Por otro lado, los átomos de elementos diferentes, son diferentes; por ejemplo, los átomos
de oxígeno son diferentes a los átomos de hidrógeno.
Los átomos pueden combinarse para formar compuestos químicos. Por ejemplo, los
átomos de hidrógeno y oxígeno pueden combinarse y formar moléculas de agua.
Los átomos, al combinarse para formar compuestos guardan relaciones simples.
Los átomos de elementos diferentes se pueden combinar en proporciones distintas y
formar más de un compuesto. Por ejemplo, un átomo de carbono con uno de oxígeno
forman monóxido de carbono (CO), mientras que dos átomos de oxígeno con uno de
carbono, forman dióxido de carbono (CO2)
Algunas de estos planeamientos perdieron vigencia con el tiempo. Hoy sabemos que los
átomos sí se pueden dividir y que no todos los átomos de un mismo elemento son iguales;
pero es innegable que fueron muy importantes para la ciencia.
Estructura
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.

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Ley de las Proporciones Definidas: Un Compuesto Puro siempre i 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.
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.
Modelo Atómico de Rutherford
Basado en los resultados de su trabajo, que demostró la existencia del núcleo atómico,
Rutherford sostiene que casi la totalidad de la masa del átomo
se concentra en un núcleo central muy diminuto de carga
eléctrica positiva. Los electrones giran alrededor del núcleo
describiendo órbitas circulares. Estos poseen una masa muy
ínfima y tienen carga eléctrica negativa. La carga eléctrica del
núcleo y de los electrones se neutralizan entre sí, provocando
que el átomo sea eléctricamente neutro.
El modelo de Rutherford tuvo que ser abandonado, pues el
movimiento de los electrones suponía una pérdida continua de

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energía, por lo tanto, el electrón terminaría describiendo órbitas en espiral, precipitándose
finalmente hacia el núcleo. Sin embargo, este modelo sirvió de base para el modelo
propuesto por su discípulo Neils Bohr, marcando el inicio del estudio del núcleo atómico,
por lo que a Rutherford se le conoce como el padre de la era nuclear.
Aspectos más importantes del Modelo atómico de Ernest Rutherford:
El átomo posee un núcleo central en el que su masa y su carga positiva.
El resto del átomo debe estar prácticamente vacío,
con los electrones formando una corona alrededor
del núcleo.
La neutralidad del átomo se debe a que la carga
positiva total presente en el núcleo, es igualada por
el número de electrones de la corona.
Cuando los electrones son obligados a salir, dejan a la estructura con carga positiva
(explica los diferentes rayos).
El átomo es estable, debido a que los electrones mantienen un giro alrededor del núcleo,
que genera una fuerza centrifuga que es igualada por la fuerza eléctrica de atracción
ejercida por el núcleo, y que permite que se mantenga en su orbita.
El valor de la cantidad de energía contenida en un fotón depende del tipo de radiación (de
la longitud de onda). En la medida que la longitud de onda se hace menor, la cantidad de
energía que llevan es mayor.
En la región 7.5x1014 hasta 4.3x10-14 , se encuentra el espectro visible, con los colores
violeta, azul, verde, amarillo y rojo.
Las regiones donde las frecuencias es mayor (longitud de onda es menor), el contenido
energético de los fotones, es grande en comparación con otras zonas.
En el caso de la luz ultravioleta (U.V.) sus radiaciones no se perciben a simple vista, pero
conocemos su alto contenido energético al actuar como catalizador en numerosos
procesos químicos.
= Longitud de onda: Distancia entre dos crestas en una onda (Longitud de un ciclo)
C = Velocidad de la luz (2.998 x 108 cm/seg)
= Frecuencia: Número de ondas que pasan por un punto en un segundo.

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Modelo Atómico de Bohr
El físico danés Niels Bohr (
Premio Nobel de Física 1922),
postula que los electrones giran a
grandes velocidades alrededor
del núcleo atómico. Los
electrones se disponen en
diversas órbitas circulares, las
cuales determinan diferentes niveles de energía. El electrón
puede acceder a un nivel de energía superior, para lo cual
necesita "absorber" energía. Para volver a su nivel de
energía original es necesario que el electrón emita la
energía absorbida ( por ejemplo en forma de radiación). Este modelo, si bien se ha
perfeccionado con el tiempo, ha servido de base a la moderna física nuclear. Este propuso
una Teoría para describir la estructura atómica del Hidrógeno, que explicaba el espectro
de líneas de este elemento. A continuación se presentan los postulados del Modelo
Atómico de Bohr:
El Atomo de Hidrógeno contiene un electrón y un núcleo que consiste de un sólo protón. ·
El electrón del átomo de Hidrógeno puede existir solamente en ciertas órbitas esféricas las
cuales se llaman niveles o capas de energía. Estos niveles de energía se hallan dispuestos
concéntricamente alrededor del núcleo. Cada nivel se designa con una letra (K, L, M, N,...)
o un valor de n (1, 2, 3, 4,...).
Modelo Atómico actual
Entre los conocimientos actuales o no sobre el átomo, que han mantenido su veracidad,
se consideran los siguientes:
1. La presencia de un núcleo atómico con las partículas conocidas, la casi
totalidad de la masa atómica en un volumen muy pequeño.
2. Los estados estacionarios o niveles de energía fundamentales en los cuales se
distribuyen los electrones de acuerdo a su contenido energético.
3. La dualidad de la materia (carácter onda-partícula), aunque no tenga
consecuencias prácticas al tratarse de objetos de gran masa. En el caso de partículas
pequeñas (electrones) la longitud de onda tiene un valor comparable con las dimensiones
del átomo.
4. La probabilidad en un
lugar de certeza, en cuanto a la
posición, energía y movimiento de
un electrón, debido a la imprecisión
de los estudios por el uso de la luz
de baja frecuencia.
Fue Erwin Schodinger, quien ideó
el modelo atómico actual,

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llamado "Ecuación de Onda", una fórmula matemática que considera los aspectos
anteriores. La solución de esta ecuación, es la función de onda (PSI), y es una medida de
la probabilidad de encontrar al electrón en el espacio. En este modelo, el área donde hay
mayor probabilidad de encontrar al electrón se denomina orbital.
<> El valor de la función de onda asociada con una partícula en movimiento esta
relacionada con la probabilidad de encontrar a la partícula en el punto (x,y,z) en el instante
de tiempo t.
<> En general una onda puede tomar valores positivos y negativos. una onda puede
representarse por medio de una cantidad compleja.
Piense por ejemplo en el campo eléctrico de una onda electromagnética. Una probabilidad
negativa, o compleja, es algo sin sentido. Esto significa que la función de onda no es algo
observable. Sin embargo el módulo (o cuadrado) de la función de onda siempre es real y
positivo. Por esto, a se le conoce como la densidad de probabilidad.
La función de onda depende de los valores de tres (03) variables que reciben la
denominación de números cuánticos. Cada conjunto de números cuánticos, definen una
función específica para un electrón. <>
Descubrimiento del electrón
El mérito principal del descubrimiento del electrón se concede a Thomson (1856-1940),
que determinó su existencia y estableció la relación entre sus propiedades gravitacionales
y eléctricas en una serie de experimentos destinados a resolver una controversia existente
a finales del siglo XIX acerca de la naturaleza de los rayos catódicos. Se había descubierto
que al aplicar una diferencia de potencial de varios miles de voltios entre dos electrodos de
un tubo de descarga relleno de un gas enrarecido, se producen destellos luminosos, que
se propagan a modo de rayos entre los electrodos del dispositivo. Se llamaron rayos
catódicos porque viajan desde el electrodo negativo (cátodo) al positivo (ánodo)

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Modelo de Thomson: inconvenientes
Introduce la idea de que el átomo puede dividirse en las llamadas partículas
fundamentales:
.Electrones, con carga eléctrica negativa
.Protones, con carga eléctrica positiva
.Neutrones, sin carga eléctrica y con una masa mucho mayor que la de electrones y
protones.
Thomson considera al átomo como una gran esfera con carga eléctrica positiva, en la cual
se distribuyen los electrones como pequeños granitos (de forma similar a las pepitas de
una sandía).
Las insuficiencias del modelo son las siguientes:
- El átomo no es mazizo ni compacto como suponía Thomson, es prácticamente hueco y
el núcleo es muy pequeño comparado con el tamaño del átomo, según demostro E.
Rutherford en sus experiencias.

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Descubrimiento del protón
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.
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 Ruthenford
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.
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.

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Inconvenientes de Rutherford
Según el modelo de Rutherford, el átomo presentaba el inconveniente de ser inestable: La
física clásica decía que una carga en movimiento emite continuamente energía por lo que
los electrones radiarían energía sin parar hasta "caer" en el núcleo, con lo que el átomo se
destruiría. ¡Pero esto no sucede!
- Los espectros atómicos. El conjunto de líneas que se obtenían al hacer emitir o absorber
radiaciones por parte de los átomos era inexplicable con el modelo de Rutherford.
Descubrimiento del neutrón
La tercera partícula fundamental es el neutrón,
descubierto en 1932 por James Chadwick (1891-
1974) al bombardear una lámina de berilio con
partículas alfa, observó la emisión por parte del
metal de una radiación de muy alta energía, similar
a los rayos gamma. Estudios posteriores
demostraron que dicha radiación estaba formada
por partículas neutras (no responden a los campos
electricos) de masa ligeramente superior a la de los protones.
El descubrimiento del neutrón permitió entender la razón por la que el átomo de helio tiene una
masa 4 veces superior a la del hidrógeno, conteniendo sólo dos protones. La explicación radica en
la existencia de 2 neutrones en su núcleo.

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

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Modelo de Bohr
El físico danés Niels Bohr ( Premio Nobel de Física 1922), postula que los electrones giran
a grandes velocidades alrededor del núcleo atómico. Los
electrones se disponen en diversas órbitas circulares, las cuales
determinan diferentes niveles de energía. El electrón puede
acceder a un nivel de energía superior, para lo cual necesita
"absorber" energía. Para volver a su nivel de energía original es
necesario que el electrón emita la energía absorbida ( por
ejemplo en forma de radiación). Este modelo, si bien se ha
perfeccionado con el tiempo, ha servido de base a la moderna física nuclear. Este propuso
una Teoría para describir la estructura atómica del Hidrógeno, que explicaba el espectro
de líneas de este elemento. A continuación se presentan los postulados del Modelo
Atómico de Bohr:
El Atomo de Hidrógeno contiene un electrón y un núcleo que consiste de un sólo protón. ·
El electrón del átomo de Hidrógeno puede existir solamente en ciertas órbitas esféricas las
cuales se llaman niveles o capas de energía. Estos niveles de energía se hallan dispuestos
concéntricamente alrededor del núcleo. Cada nivel se designa con una letra (K, L, M, N,...)
o un valor de n (1, 2, 3, 4,...).
Éxitos e inconvenientes de Bohr
Estableció una clara ruptura entre el mundo de lo macroscópico y el mundo atómicos. En
éste 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:
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.
Entre sus limitaciones tenemos:
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.

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Modelo mecanocuántico
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 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.

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La animación adjunta va calculando valores de la probabilidad de encontrar el electrón que
conforma el orbital 1s del átomo de hidrógeno, representa la gráfica de dicha probabilidad
en función de la distancia al núcleo y va marcando las posiciones alrededor de dicho núcleo
en las que existe esa probabilidad de encontrar al electrón. El conjunto de ellas conforma
la nube electrónica de probabilidad que representa al orbital.
La animación adjunta va calculando
valores de la probabilidad de encontrar el
electrón que conforma el orbital 2px del
átomo de hidrógeno, representa la
gráfica de dicha probabilidad en función
de la distancia al núcleo y va marcando
las posiciones alrededor de dicho núcleo
en las que existe esa probabilidad de
encontrar al electrón. El conjunto de ellas
conforma la nube electrónica de
probabilidad que representa al orbital
animación adjunta va calculando valores
de la probabilidad de encontrar el
electrón que conforma el orbital 2px del
átomo de hidrógeno, representa la
gráfica de dicha probabilidad en función
de la distancia al núcleo y va marcando
las posiciones alrededor de dicho núcleo
en las que existe esa probabilidad de
encontrar al electrón. El conjunto de ellas conforma la nube electrónica de probabilidad que
representa al orbital

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El concepto de orbital implica una nueva interpretación de los espectros atómicos que
supera las dificultades que tenía el modelo de Bohr, para el que el desnivel de energía que
produce un espectro se debía a un "salto" del electrón entre dos órbitas. En el modelo
mecano-cuántico tales órbitas carecen de realidad, sustituyéndolas por las nubes
electrónicas de probabilidad, con formas y tamaños muy variados. La transición del electrón
entre dos estados de energía implica un cambio en la forma y la posición de la nube
electrónica y, por tanto, la emisión o absorción de un fotón provoca una "sacudida" del
átomo haciéndole adoptar otra forma.
Números cuánticos
La distribución de los electrones alrededor del núcleo obedece a una serie de reglas que
se traducen en un modelo matemático que reconoce 4 números cuánticos:
1. Número cuántico principal (n): corresponde a los niveles de energía. Estos niveles
aumentan de tamaño a medida que nos alejamos del núcleo. Posee valores n=1, 2, 3, 4,
5, 6,...
2. Número cuántico secundario (l): representa la existencia de subniveles de energía dentro
de cada nivel. Se calculan considerando l = 0, 1, 2, 3, 4
Así, para n=1...l =0 ( "s" )
para n=2 .........l = 0, 1 ( "s", "p" )
para n=3 .........l = 0, 1, 2 ( "s", "p", "d" )
para n=4 .........l = 0, 1, 2, 3, 4 ("s", "p", "d", "f" )
3. Número magnético (m): representa la orientación de los orbitales y se calcula m=+/- l
si l = 0, m=0 es decir 1 solo tipo de orbital s
si l = 1, m =-1, 0, +1 es decir 3 tipos de suborbitales p (px, py y pz)
si l = 2, m = -2, -1, 0, +1, +2 es decir 5 tipos de suborbitales d (du, dv, dx, dy, dz)
si l = 3, m = -3, -2, -1, 0, +1, +2, +3 es decir 7 tipos de suborbitales f (fs, ft, fu, fv, fx, fy y fz)
4. Número de spin (s): indica la cantidad de electrones presentes en un orbital y el tipo de
giro de los electrones, habiendo dos tipos +1/2 y -1/2. En cada tipo de suborbital cabe
máximo 2 electrones y estos deben tener spines o girpos opuestos.

RA
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
estan 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".

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Conclusión
Al hablar de los átomos puedo decir que hablamos de partículas sumamente
pequeñas, al realizar esta investigación acerca de la evolución y su historia de cómo
ah venido cambiando en diferente formas, eh aprendido mucho, no tenía mucho
conocimiento acerca del tema, no sabia cuando se descubrió el protón, el neutrón,
y entre otras cosas, si conocía algunos personajes mencionados pero no de la
aportación que habían echo, gracias a esto pude aprender mucho, de como se
descubrió un neutrón, quien lo descubrió, y lo importante que influye ahora en la
actualidad, también no todo es bueno y… buenas aportaciones, por que como en
todo, también hay fallas, pero de eso se aprende igual, de los errores, ahora cada
vez que me pregunten ¿Que es un átomo? ya tendré más noción de lo que les
contestaré, bien argumentado.

RA
Bibliografía
Sokolovsky, Silvia (2002). «El Átomo». Archivado desde el original el 5 de octubre de
2011..
Bransden, B.H.; Joachain, J.C. (1983). Physics of atoms and molecules (en inglés).
Longman Group Limited. ISBN 0-582-44401-2.
Cottingham, W.N.; Greenwood, D.A. (2004). An introduction to nuclear physics (en
inglés). Cambridge University Press. ISBN 0-521-65149-2.
CONSTITUCION DEL ATOMO: INCIDENCIA DE Los.,Modelos., ATÓMICOS EN EL AVANCE DE LA
Química Extracto (elaborado con material de las editoriales): Elzervir, McGraw Hill y Santillana
recuperado de: https://thales.cica.es/rd/Recursos/rd99/ed99-0280-01/ejem3-parte1.html
http://www.quimicafisica.com/descubrimiento-neutron.html
http://concurso.cnice.mec.es/cnice2005/93_iniciacion_interactiva_materia/curso/materiale
s/atomo/estructura.htm

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