En este trabajo conoceremos todo sobre la Teoría De Dalton, Modelo De Thomson, Modelo Atómico De Bohr, Y El Modelo Atómico Actual.

1. Modelos Atómicos
Víctor Badillo
Escuela Mixta San Clemente
10º 2017

2. 1. Teoría De Dalton
DESPUÉS DE MUCHOS PLANTEAMIENTOS ACERCA DE
LA CONSTITUCIÓN DE LA MATERIA, SÓLO EN EL AÑO
1809, JOHN DALTON (1766-1844), UN PROFESOR
INGLÉS DE QUÍMICA, PUBLICÓ UNA OBRA
REVOLUCIONARIA EN LA CUAL RESCATABA LAS IDEAS
FORMULADAS POR DEMÓCRITO Y LEUCIPO DOS MIL
AÑOS ATRÁS. EN SU OBRA, NUEVO SISTEMA DE LA
FILOSOFÍA QUÍMICA, PLANTEÓ LA TEORÍA SOBRE LA
NATURALEZA ATÓMICA DE LA MATERIA, EN UN
INTENTO POR EXPLICAR LAS LEYES QUÍMICAS DE SU
ÉPOCA.

3. LA TEORÍA DE DALTON SE CONOCE COMO LA PRIMERA TEORÍA ATÓMICA Y
COMPRENDE TRES POSTULADOS:
• CADA ELEMENTO QUÍMICO SE COMPONE DE PARTÍCULAS DIMINUTAS E
INDIVISIBLES LLAMADAS ÁTOMOS.
• LOS ÁTOMOS DE UN MISMO ELEMENTO TIENEN PESOS Y PROPIEDADES
IGUALES, PERO SON DIFERENTES DE LOS ÁTOMOS DE LOS DEMÁS ELEMENTOS.
EL CAMBIO QUÍMICO CONSISTE EN LA COMBINACIÓN, SEPARACIÓN O
REORDENAMIENTO DE ÁTOMOS.
• LOS ÁTOMOS DE DISTINTOS ELEMENTOS SE PUEDEN UNIR ENTRE SÍ, EN
PROPORCIONES NUMÉRICAS SIMPLES.
DALTON, ADEMÁS, DIO SÍMBOLOS A ALGUNOS ELEMENTOS. ASÍ, EL SÍMBOLO DEL
NITRÓGENO ERA Φ, EL DEL CARBONO ● Y EL DEL OXÍGENO O.
A CONTINUACIÓN MENCIONAREMOS ALGUNOS MODELOS ATÓMICOS Y LAS BASES
QUE SE UTILIZARON PARA SU POSTULACIÓN.

4. 2. MODELO DE THOMSON
2.1 AL INTERIOR DE LOS ÁTOMOS
A MEDIADOS DEL SIGLO XVIII, EL ESTADOUNIDENSE BENJAMÍN
FRANKLIN (1706-1790) ESTUDIÓ EL FENÓMENO DE LA ELECTRICIDAD,
CONOCIDO YA DESDE LA ÉPOCA DE LOS GRIEGOS Y COMPROBÓ QUE LOS
RAYOS DE LAS TORMENTAS ORIGINABAN POR DESCARGAS ELÉCTRICAS EN
EL AIRE. MAS TARDE, CON LOS TRABAJOS DEL FÍSICO ITALIANO
ALESSANDRO VOLTA (1745-1827) ESTOS CONOCIMIENTOS SE
INCREMENTARON. VOLTA FUE EL INVENTOR DE LA PILA QUE PERMITIÓ
UTILIZAR POR PRIMERA VEZ LA CORRIENTE ELÉCTRICA. A PRINCIPIOS DEL
SIGLO PASADO, EL TRABAJO DE VOLTA FUE AMPLIADO POR EL INGLES
MICHAEL FARADAY (1791-1867) AL FORMULAR LAS LEYES DE LA
ELECTRÓLISIS, LA INDUCCIÓN ELECTROMAGNÉTICA Y LA CONDUCCIÓN DE
LA ELECTRICIDAD EN LOS GASES.

5. DURANTE MUCHOS AÑOS, LAS TEORÍAS DE LA ESTRUCTURA DE
LA MATERIA Y DE LA ELECTRICIDAD SE DESARROLLARON
INDEPENDIENTEMENTE, PERO LOS EXPERIMENTOS DE DAVY Y
FARADAY HICIERON PESAN QUE EXISTÍAN CLARAS RELACIONES
ENTRE LA FÍSICA Y LA QUÍMICA.

6. HASTA PRINCIPIOS DEL SIGLO XX LOS HOMBRES DE
CIENCIA SIGUIERON ADMITIENDO LA TEORÍA DE
DALTON. SON EMBARGO, EN ESTA ÉPOCA SE
REALIZARON NUMEROSOS DESCUBRIMIENTOS QUE
HICIERON NECESARIO EL DESARROLLO DE NUEVAS
TEORÍAS ATÓMICAS.
LOS PRIMEROS EXPERIMENTOS REALIZADOS CON
GASES SOMETIDOS A BAJAS PRESIONES Y A UNA
DIFERENCIA DE POTENCIAL DE ALGUNOS MILES DE
VOLTIOS, FUERON REALIZADOS POR EL CIENTÍFICO
INGLES WILLIAM CROOKES, MEDIANTE
DISPOSITIVOS LLAMADOS TUBOS DE DESCARGA, QUE
SIRVIERON PARA EL DESCUBRIMIENTO DEL ELECTRÓN.

7. 2.2 LOS TUBOS DE DESCARGA Y EL DESCUBRIMIENTO DEL
ELECTRON
CROOKES APLICÓ FUERTES DESCARGAS ELÉCTRICAS A DISCOS
METÁLICOS CONECTADO EN LOS EXTREMOS DE UN TUBO DE GAS
ENRARECIDO. CUANDO LA DESCARGA ERA LO SUFICIENTEMENTE
GRANDE, SE OBSERVAN RÁFAGAS E IMÁGENES LUMINOSAS EN EL AIRE
QUE OCULTABA EL TUBO. SIN EN VEZ DE AIRE HABÍA OTRO GAS, LA LUZ
TOMABA UN COLOR DIFERENTE.
SI SE ELIMINABA EL GAS QUE LLENABA EL TUBO, LA LUZ COLOREADA
DESAPARECÍA, A PESAR QUE LA CORRIENTE ELÉCTRICA SEGUÍA
PRODUCIENDO RAYOS INVISIBLES.
ESTOS RAYOS EL NOMBRE DE RAYOS CATÓDICOS PORQUE SIEMPRE
IBAN DEL ELECTRODO NEGATIVO (CÁTODO) AL ELECTRODO POSITIVO
(ÁNODO). ADEMÁS ASTROS RAYOS SIEMPRE SE TRANSMITÍAN EN LÍNEA
RECTA.

8. EN 1897, EL INGLÉS JOSEPH THOMSON (1856-1940) DILUCIDÓ LA
NATURALEZA EXACTA DE LOS RAYOS CATÓDICOS. OBSERVÓ QUE LOS
RAYOS CATÓDICOS ERAN DESVIADOS DE SU TRAYECTORIA RECTILÍNEA
TANTO POR CAMPOS ELÉCTRICOS COMO MAGNÉTICOS. COMO LA LUZ
ORDINARIA NO ES AFECTADA POR UN IMÁN, ESTOS RAYOS POSEÍAN UNA
PROPIEDAD DE LA MATERIA Y NO DE LA LUZ. ASÍ, POSTULO QUE LOS
RAYOS CATÓDICOS ERAN UN HAZ DE PARTÍCULAS NEGATIVAS A LAS
CUALES LLAMÓ ELECTRONES. THOMSON HIZO PASAR ESTOS RAYOS A
TRAVÉS DE CAMPOS ELÉCTRICOS Y MAGNÉTICOS, DETERMINANDO ASÍ LA
VELOCIDAD CON LA QUE VIAJABAN Y LA RELACIÓN CARGA/MASA ENTRE
ELLOS.
EL HECHO DE QUE LOS ELECTRONES SE PUDIERAN OBTENER DESDE EL
CÁTODO METÁLICO DEL TUBO DE DESCARGA, ES DECIR, DE LA MATERIA,
DEMOSTRABA QUE ESTAS PARTÍCULAS ERAN PARTE DE LOS ÁTOMOS: EL
ÁTOMO INDIVISIBLE DE DALTON COMO TEORÍA PASABA A LA HISTORIA.

9. 2.3. DECUBRIMIENTO DEL PROTON
EN 1886, EUGEN GOLDSTEIN (1850-1930) UTILIZÓ UN TUBO
DE RAYOS CATÓDICOS CON EL CÁTODO PERFORADO Y
OBSERVÓ OTRO TIPO DE RAYOS QUE PROCEDÍAN DEL ÁNODO;
ÉSTOS ATRAVESABAN LAS PERFORACIONES DEL CÁTODO
ILUMINANDO LA ZONA POSTERIOR DE ÉSTE. A ESTOS RAYOS
LES LLAMÓ RAYOS CANALES: TENÍAN LA PROPIEDADES DE
DESVIARSE POR CAMPOS ELÉCTRICOS Y MAGNÉTICOS, SU
CARGA ERA POSITIVA Y SU RELACIÓN CARGA/MASA ERA
MUCHO MENOR QUE EL VALOR OBTENIDO PARA LA DE LOS
ELECTRONES Y DEPENDÍAN DEL GAS QUE TUVIERA EL TUBO.
MAS TARDE, SE COMPROBÓ QUE LOS RAYOS CANALES ERAN
PARTÍCULAS POSITIVAS Y QUE SU MASA DEPENDÍAN DEL GAS
ENCERRADO DENTRO DEL TUBO.

10. 2.4. MODELOS DE THOMSON
EL RECONOCIMIENTO DE ELECTRONES Y PROTONES COMO
PARTÍCULAS FUNDAMENTALES DE LOS ÁTOMOS, PERMITIÓ A
THOMSON PROPONER UNA NUEVA TEORÍA ATÓMICA
CONOCIDA COMO EL MODELO ATÓMICO DE THOMSON.
RECORDEMOS QUE, EN CIENCIAS, UN MODELO CORRESPONDE
A LA IMAGEN MENTAL O A LA REPRESENTACIÓN FÍSICA QUE
SIMULA ALGÚN FENÓMENO QUE NO PODEMOS VER NI
VIVENCIAR DIRECTAMENTE.
EL MODELO ATÓMICO DE THOMSON PLANTEA QUE EL ÁTOMO
ES UNA UNIDAD FUNDAMENTAL DE TODA MATERIA, QUE ES
NEUTRA Y QUE ESTÁ FORMADA POR IGUAL CANTIDAD DE
PARTÍCULAS CON CARGA POSITIVA Y CON CARGA NEGATIVA.

11. 3.5. Modelo Atómico De Rutherford.
Descubrimiento Del Núcleo
EN 1909 EL NEOZELANDÉS ERNEST RUTHERFORD (1871-1937)
LLEVÓ A CABO UN EXPERIMENTO QUE DEMOSTRÓ QUE LOS
ÁTOMOS NO ERAN ESFERAS SÓLIDAS INVISIBLES COMO PONÍAN
DALTON. RUTHERFORD DISEÑÓ UN DISPOSITIVO MEDIANTE EL
CUAL BOMBARDEABA LÁMINAS MUY FINAS DE ORO CON LAS
PARTÍCULAS ALFA EMITIDAS POR MATERIALES RADIACTIVOS.
OBSERVÓ QUE LA MAYORÍA DE LAS PARTÍCULAS ATÓMICAS
ATRAVESABA LA LÁMINA METÁLICA COMO SI ÉSTA NO EXISTIERA Y
SÓLO UNAS POCAS CHOCABAN CON EL METAL Y REBOTABAN. LA
MAGNITUD DE ESTAS DESVIACIONES NO ERAN LAS MISMAS PARA
TODAS LAS PARTÍCULAS Y UNAS POCAS ERAN FUERTEMENTE
REPELIDAS Y SU TRAYECTORIA SE INVERTÍA EN 180º.

12. BASÁNDOSE EN ESTOS RESULTADOS, RUTHERFORD POSTULÓ QUE
CADA ÁTOMO TENÍA UNA ZONA CENTRAL DENSA Y PEQUEÑA A ALA
CUAL LLAMÓ NÚCLEO ATÓMICO. EL NÚCLEO ATÓMICO DEBÍA SER
POSITIVO, PUESTOS QUE LAS PARTÍCULAS ALFA, TAMBIÉN
POSITIVAS, ERAN RECHAZADAS AL CHOCAR CONTRA LOS NÚCLEOS
DE LOS ÁTOMOS DEL METAL.
DE ESTA MANERA, EL MODELO ATÓMICO QUE POSTULÓ
RUTHERFORD DEJA CLARO QUE LOS ÁTOMOS TIENEN UN
NÚCLEO CENTRAL CARGADO POSITIVAMENTE Y EN ÉL SE
REÚNE LA MAYOR PARTE DE LA MASA ATÓMICA, Y QUE EN
LOS ELECTRONES SE MUEVEN EN TORNO AL NÚCLEO,
OCUPADO UN GRAN ESPACIO VACÍO PARA FORMAR EL
VOLUMEN TOTAL DEL NÚCLEO. LA CARGA NEGATIVA DE LOS
ELECTRONES CONTRARRESTA LA CARGA POSITIVA DEL NÚCLEO,
POR LO CUAL EL ÁTOMO ES NEUTRO.

13. 3.6. Coincidencias Del Modelo
Rutherford
DE ACUERDO CON LO SUPUESTOS DE LA FÍSICA CLÁSICA, TODA
PARTÍCULA ACELERADA, COMO ES EL CASO DEL ELECTRÓN CUANDO
GIRA DESCRIBIENDO UNA ÓRBITA, EMITE ENERGÍA EN FORMA DE
RADIACIÓN ELECTROMAGNÉTICA. EN CONSECUENCIA, EL ELECTRÓN
PERDERÍA ENERGÍA DE FORMA CONTINUA Y DARÍA LUGAR A
ESPECTROS DE EMISIÓN CONTINUOS, LO CUAL ESTÁ EN
CONTRADICCIÓN CON LO QUE SE OBSERVA EN LA REALIDAD.
POR OTRA PARTE, LA PÉRDIDA CONTINUA DE ENERGÍA PROVOCARÍA
QUE LOS ELECTRONES TUVIERAN QUE MOVERSE CADA VEZ MÁS RÁPIDO
Y A DISTANCIAS DEL NÚCLEO CADA VEZ MAS CORTAS, HASTA QUE
FINALMENTE TERMINARAN PRECIPITÁNDOSE EN EL NÚCLEO
(CATÁSTROFE ATÓMICA). POR LO TANTO, LOS ÁTOMOS NO SERÍAN
ESTABLES, MIENTRAS QUE LA REALIDAD ES QUE SÍ LO SON. EN
DEFINITIVA, SI SE ACEPTABAN COMO VÁLIDOS LOS PRINCIPIOS DE LA
FÍSICA CLÁSICA, EL MODELO DE RUTHERFORD DEBÍA SER DESECHADO.

14. 3.7. Descubrimiento Del Neutrón
RUTHERFORD, BASÁNDOSE EN EL CONOCIMIENTO DE QUE
LA PARTÍCULA ALFA TENÍA UNA CARGA DE +2 (2 PROTONES)
Y UNA MASA 4 VECES MAYOR QUE LA DEL PROTÓN, Y QUE
ADEMÁS, LA MASA DE LOS ELECTRONES ERA MUCHÍSIMO
MENOR A LA DE LOS PROTONES, PREDIJO QUE DEBÍAN
EXISTIR PARTÍCULAS NEUTRAS, SIN CARGA Y CON UNA
MASA CERCANA A LA DEL PROTÓN. AÑOS MÁS TARDE, EN
1932, EL INGLÉS JAMES CHADWICK (1891-1974)
COMPROBÓ, AL BOMBARDEAR ÁTOMOS DE BERILIO CON
PARTÍCULAS ALFA DE ALTA ENERGÍA, LA EMISIÓN DE
PARTÍCULAS NEUTRAS: LOS NEUTRONES.

15. 3.8. Isótopos
SE LLAMA NÚMERO ATÓMICO (Z) AL NÚMERO DE PROTONES QUE
TIENE UN ÁTOMO Y NÚMERO MÁSICO (A) AL NUMERO DE
NUCLEONES (PROTONES Y NEUTRONES) QUE TIENE UN ÁTOMO.
A PESAR DE TENER EL MISMO NÚMERO DE PROTONES, DOS
ÁTOMOS DE UN MISMO ELEMENTO PUEDEN TENER DIFERENTE
NÚMERO DE NEUTRONES. DE ESTA MANERA, LOS ÁTOMOS DE UN
ELEMENTO SIEMPRE TIENEN EL MISMO NÚMERO ATÓMICO PERO
PUEDEN TENER DISTINTO NÚMERO MÁSICO. SE LLAMAN
ISÓTOPOS A LOS ÁTOMOS DE UN MISMO ELEMENTO QUE SE
DIFERENCIAN EN SU NÚMERO MÁSICO. UN ELEMENTO QUÍMICO
ESTÁ FORMADO GENERALMENTE POR UNA MEZCLA DE ISÓTOPOS.

16. 4. MODELO ATÓMICO DE BOHR
4.1. LA HIPÓTESIS DE PLANCK
EN 1900, EL FÍSICO ALEMÁN MAX PLANCK REVOLUCIONÓ LOS
CONCEPTOS DE LA ÉPOCA AL EXPLICAR EL FENÓMENO DE LA
ENERGÍA RADIANTE.
EN UN INFORME PRESENTADO ANTE LA SOCIEDAD ALEMANA DE
FÍSICA, PROPUSO LAS SIGUIENTES HIPÓTESIS:
• LA MATERIA ESTÁ FORMADA POR PARTÍCULAS (MOLÉCULAS,
ÁTOMOS, ELECTRONES, ETC.) QUE OSCILAN, EMITIENDO
ENERGÍA EN FORMA DE RADIACIÓN ELECTROMAGNÉTICA.

17. • LA ENERGÍA QUE EMITEN ESTAS PARTÍCULAS NO PUEDE
TENER CUALQUIER VALOR, SINO TAN SÓLO ALGUNOS VALORES
QUE SON MÚLTIPLOS DE UNA CANTIDAD DISCRETA DE
ENERGÍA, LLAMADO CUANTO.
• EL VALOR DE UN CUANTO ES DIRECTAMENTE PROPORCIONAL
A LA FRECUENCIA DE LA RADIACIÓN EMITIDA. TANTO LA
ENERGÍA DE UN CUANTO COMO LA FRECUENCIA SE
RELACIONAN MATEMÁTICAMENTE.
• LA ENERGÍA SÓLO PUEDE ABSORBERSE O EMITIRSE EN
CUANTOS COMPLETOS; ES DECIR, LA ENERGÍA TOTAL EMITIDA
O ABSORBIDA SERÁ IGUAL AL NUMERO ENTERO DE CUANTOS O
“PAQUETES” DE ENERGÍA.

18. 4.2. Modelo Atómico De Bohr
EN 1913, EL FÍSICO DANÉS NIELS BOHR (1885-1962), BASÁNDOSE EN LAS
HIPÓTESIS DE PLANCK, REALIZÓ OTROS EXPERIMENTOS PARA FORMULAR
UN NUEVO MODELO ATÓMICO QUE RESOLVÍA EL PROBLEMA DE LA
INESTABILIDAD DEL ÁTOMO DE RUTHERFORD.
EN ESTE MODELO SE MANTIENE LA ESTRUCTURA PLANETARIA PROPUESTA
POR RUTHERFORD, PERO SE UTILIZAN LOS PRINCIPIOS CUÁNTICOS SOBRE LA
EMISIÓN, INTRODUCIENDO UNA SERIE DE CONDICIONES SOBRE EL
COMPORTAMIENTO DEL ELECTRÓN:
• AUNQUE LOS ELECTRONES GIRAN ALREDEDOR DEL NÚCLEO, NO TODAS LA
ÓRBITAS QUE DESCRIBEN SON ESTABLES SINO TAN SÓLO UN NUMERO
LIMITADO DE ELLAS. ES DECIR, EL ELECTRÓN NO PUEDE MOVERSE A
CUALQUIER DISTANCIA DEL NÚCLEO, SINO A DISTANCIAS DETERMINADAS.

19. • CUANDO UN ELECTRÓN SE ENCUENTRA EN UN NIVEL
ESTABLE, NO EMITE ENERGÍA. LOS ELECTRONES SÓLO
PUEDEN GANAR O PERDER ENERGÍA CUANDO SALTAN DE
UNA ÓRBITA A OTRA.
• EL MODELO DE BOHR POSTULA, ENTONCES, QUE EL
MOVIMIENTO DE LOS ELECTRONES ESTÁ CONDICIONADO A
CIERTAS ORBITAS DE ENERGÍA DEFINIDA. ASÍ, MIENTRAS
MAS LEJOS SE ENCUENTRE UN ELECTRÓN DEL NÚCLEO,
MAYOR SERÁ SU ENERGÍA.

20. 5. MODELO ATÓMICO ACTUAL
EL MODELO ATÓMICO ACTUAL SE CONSTRUYE BAJO LOS
SIGUIENTES SUPUESTOS:
1. TODO ELECTRÓN EN MOVIMIENTO LLEVA ASOCIADA UNA
ONDA. EL COMPORTAMIENTO DEL ELECTRÓN SE DESCRIBE
MEDIANTE UNA ECUACIÓN LLAMADA ECUACIÓN DE ONDA.
2. PUESTO QUE NO ES POSIBLE CONOCER TODO SOBRE EL
ELECTRÓN DURANTE TODO EL TIEMPO, SE EMPLEAN
PROBABILIDADES PARA INDICAR SU POSICIÓN, VELOCIDAD,
ENERGÍA, ETC.
3. LA ENERGÍA DE LOS ELECTRONES ESTÁ CUANTIZADA, ES
DECIR, SÓLO PUEDE TENER CIERTOS VALORES Y NO PUEDE
TENER NINGÚN OTRO.

21. 5.1. La Ecuación De Schrödinger Y Los
Números Cuánticos
EN 1926, EL FÍSICO AUSTRIACO ERWIN SCHRÖDINGER (1887-1961)
DESCRIBIÓ EL COMPORTAMIENTO DEL ELECTRÓN EN UN ÁTOMO DE
ACUERDO CON CONSIDERACIONES ESTADÍSTICAS.
SCHRÖDINGER CONSIDERÓ QUE LA TRAYECTORIA DEFINIDA DEL
ELECTRÓN, SEGÚN BOHR, DEBE SUSTITUIRSE POR LA PROBABILIDAD
DE HALLARLO EN UNA ZONA DEL ESPACIO ATÓMICO; ESTA
PROBABILIDAD ES TAMBIÉN LA DENSIDAD ELECTRÓNICA, DE MODO
QUE LAS REGIONES DONDE EXISTE UNA ALTA PROBABILIDAD DE
ENCONTRAR AL ELECTRÓN SON LAS ZONAS DE ALTA DENSIDAD
ELECTRÓNICA. BAJO ESTE PLANTEAMIENTO, LOS ESTADOS DE ENERGÍA
PERMITIDOS PARA EL ELECTRÓN EN EL ÁTOMO, LLAMADOS
ORBITALES, QUEDAN DESCRITOS POR MEDIO DE CUATRO NÚMEROS
CUÁNTICOS.

22. LA ECUACIÓN DE ONDAS TIENEN VARIAS SOLUCIONES, CADA
UNA DE LAS CUALES DESCRIBE UNA POSIBLE SITUACIÓN DEL
ELECTRÓN EN UNA REGIÓN DETERMINADA DEL ÁTOMO Y CON
CIERTA ENERGÍA. LAS DISTINTAS SOLUCIONES DE LA
ECUACIÓN SE OBTIENEN INTRODUCIENDO LOS NÚMEROS
CUÁNTICOS, CUYOS VALORES VARÍAN EN LA MISMA. ESTAS
SOLUCIONES PUEDEN REPRESENTARSE GRÁFICAMENTE POR
SER FUNCIONES MATEMÁTICAS. LAS GRAFICAS DELIMITAN
UNA REGIÓN DEL ESPACIO EN TORNO AL NÚCLEO, DONDE LA
PROBABILIDAD DE ENCONTRAR UN ELECTRÓN ES ELEVADA.
TRADICIONALMENTE SE LLAMA ORBITAL A CADA UNA DE
ESTAS ZONAS. ASÍ, UN ORBITAL ES UNA REGIÓN DEL ÁTOMO
DONDE LA PROBABILIDAD DE HALLAR UN ELECTRÓN CON
CIERTA ENERGÍA ES ELEVADA.

23. 5.2. LOS NÚMEROS CUÁNTICOS
PARA DESCRIBIR LAS CARACTERÍSTICAS DE UN ELECTRÓN SITUADO
EN UN DETERMINADO ORBITAL, SE NECESITAN CUATRO NÚMEROS
CUÁNTICOS., QUE SE PRESENTAN MEDIANTE LAS LETRAS N, L, M1 Y
MS. EL SIGNIFICADO FÍSICO DE ESTOS NÚMEROS, ASÍ COMO LOS
VALORES QUE PUEDEN TOMAR, SE DESCRIBEN DE LA SIGUIENTE
MANERA.
• NÚMERO CUÁNTICO PRINCIPAL (N). ESTA RELACIONADO CON
LA ENERGÍA DEL ELECTRÓN. PARA EL ÁTOMO DE HIDROGENO, LA
ENERGÍA DEPENDE SOLO DE N. SI N AUMENTA, LA DISTANCIA DEL
ELECTRÓN AL NÚCLEO Y LA ENERGÍA QUE ESTA PARTÍCULA
POSEE, TAMBIÉN SE INCREMENTAN. LOS VALORES PUEDEN
TOMAR N ESTÁN LIMITADOS A LOS NÚMEROS NATURALES: 1, 2, 3,
ETC.

24. • NUMERO CUÁNTICO SECUNDARIO (1). DESIGNA LA FORMA DEL
ORBITAL. LOS POSIBLES VALORES DE 1 DEPENDEN DE N, DE MODO
QUE, PARA CADA VALOR DE N, EL NUMERO CUÁNTICO 1 PUEDE
TOMAR TODOS LOS VALORES COMPRENDIDOS ENTRE 0 Y N -1. POR
EJEMPLO, SI N = 4, EL NUMERO 1 PUEDE TOMAR DOS VALORES 0, 1,
2 Y 3. SE ACOSTUMBRA A SIMBOLIZAR CON LETRAS LOS VALORES
NUMÉRICOS QUE PUEDE TOMAR EL NUMERO CUÁNTICO 1, SEGÚN:
NUMERO CUÁNTICO SECUNDARIO 0 1 2 3 4
SÍMBOLO DEL ORBITAL S P D F G
EL NÚMERO CUÁNTICO 1 TAMBIÉN NOS INFORMA SOBRE LA
GEOMETRÍA QUE TIENE EL ORBITAL. POR EJEMPLO, UN
ORBITAL S ES UN ORBITAL ESFÉRICO, UN ORBITAL P ESTÁ
FORMADO POR DOS LÓBULOS, ETC.

25. FIN, GRACIAS.