Entre los múltiples usos del término modelo, se encuentra aquel que asocia el concepto a una representación o un esquema. Atómico, por su parte, es lo que está vinculado al átomo (la cantidad más pequeña de un elemento químico que es indivisible y que tiene existencia propia)

1. MODELOS ATÓMICOS
ÁTOMOS

2. UNIVERSIDAD TECNOLÓGICA DEL SURESTE
DE VERACRUZ
FÍSICA PARA LA INGENIERÍA
MODELO ATÓMICO
= “ÁTOMOS” =
SARAÍ NINTAI OROZCO GRACIA
LUIS PINEDA AQUINO
INGENIERÍA QUÍMICA ÁREA INDUSTRIAL
DÉCIMO CUATRIMESTRE

3. ÍNDICE
 HOJA DE PRESENTACIÓN
 CONCEPTO DE ÁTOMO Y ESTRUCTURA.
 HISTORIA DEL ÁTOMO.
 MODELO DE DALTON
 EXPERIMENTOS QUE CONDUJERON AL
DESCUBRIMIENTO DEL ELECTRÓN.
 MODELO DE THOMPSON E INCONVENIENTES.
 DESCUBRIMIENTO DEL PROTÓN.
 EXPERIMENTO DE RUTHERFORD.
 MODELO DE RUTHERFORD E INCONVENIENTES.
 DESCUBRIMIENTO DEL NEUTRÓN.
 PRINCIPIO DE HEINSENBERG.
 CARACTERÍSTICAS GENERALES DE LOS ESPECTROS
ATÓMICOS.
 MODELO DE BOHR, EXITOS E INCONVENIENTES.
 MODELO MECANOCUÁNTICO, ORBITALES Y NÚMEROS
CUÁNTICOS

4. INTRODUCCIÓN
Cuando hablamos de “modelo” hablamos de una representación o esquema de
forma gráfica que nos sirve como referencia para entender algo de forma más
sencilla y cuando hablamos de “atómico” hablamos de conceptos relacionados con
los átomos.
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.
Pues bien, un modelo atómico es una representación gráfica de la estructura que
tienen los átomos. Un modelo atómico lo que representa es una explicación o
esquema de cómo se estructuran y, por ende, cómo se comportan los átomos.
Concepto de átomo y estructura.
El átomo es una estructura en la cual se organiza la materia en el mundo
físico o en la naturaleza. Su estructura está compuesta por diferentes
combinaciones de tres subpartículas:
los neutrones, los protones y
los electrones. Las moléculas están
formadas por átomos. Es la parte más
pequeña de la que puede estar constituido
un elemento.
estructura
El átomo está compuesto por tres
subpartículas:
 Protones, con carga positiva.
 Neutrones, sin carga eléctrica (o carga neutra).

5.  Electrones, con carga negativa.
A su vez, se divide en dos partes:
 El núcleo. Formado por neutrones y protones.
 La corteza. Formada únicamente por electrones.
Los protones, neutrones y electrones son las partículas subatómicas que
forman la estructura atómica. Lo que les diferencia entre ellos es la
relación que se establecen entre ellas.
Los electrones son las partículas subatómicas más ligeras. Los protones,
de carga positiva, pesan unas 1.836 veces más que los electrones. Los
neutrones, los únicos que no tienen carga eléctrica, pesan
aproximadamente lo mismo que los protones.
Los protones y neutrones se encuentran agrupados en el núcleo atómico.
Por este motivo también se les llama nucleones. La energía que mantiene
unidos los protones y los neutrones es la energía nuclear.
Por lo tanto, el núcleo atómico, tiene una carga positiva (la de los
protones) en la que se concentra casi toda su masa.
Por otra parte, alrededor del núcleo hay un cierto número de electrones,
cargados negativamente. La carga total del núcleo (positiva) es igual a la
carga negativa de los electrones, de modo que la carga eléctrica total es
neutra.
Historia del átomo.
La historia del átomo inicia 450 años antes
de Cristo con las afirmaciones postuladas por
el filósofo griego Demócrito de Abdera. El
filósofo se interesó por el descubrimiento de
las sustancias esenciales que contienen todas
las sustancias. Él aseguró que la materia
podía ser dividida indeterminadamente en
partículas cada vez más diminutas hasta
llegar al punto más indivisible de aquella materia, a las que Demócrito
llamó átomos, palabra que en griego significa inseparable. Así que, la materia se
componía de átomos y estos eran inseparables, de manera que Demócrito marcó
una distinción entre los pensadores anteriores, que nombraron elementos átomos a
elementos como el agua, el aire y el fuego. Demócrito afirmó, que estos no eran
átomos en sí mismo, sino que estaban compuestos por miles de ellos.
En suma, Demócrito supuso que toda la materia se encuentra compuesta por
partículas sólidas, indivisibles e invisibles al ojo humano, los famosos átomos.
Aunque este filósofo interesado por los procesos físicos y químicos nunca tuvo una
prueba verídica que comprobara la existencia del átomo.

6. El filósofo Leucipo de Mileto se basó en el átomo para sustentar su idea racional
del origen del universo; asegurando que el universo estaba integrado por miles de
partículas indivisibles que se juntaron luego de un evento similar a un torbellino. Por
su parte Epicuro de Samos, filósofo procedente de Atenas, con su doctrina de la
naturaleza, aseguró, reelaborando la versión de Demócrito, Epicuro indica que la
formación del universo pudo responder a un proceso de azar, en otras palabras, la
probabilidad que los átomos sufran desviaciones en su trayectoria, colisionando
entre sí.
John Dalton, con sus postulados marcó un gran cambio en el conocimiento sobre
los átomos y su comportamiento. En ese sentido, el científico aseguró que la materia
se constituye de átomos indivisibles, dicha afirmación no tenía mucho de novedoso.
Pero, además agregó que los átomos tienen un carácter inmutable, ósea nunca
pueden transformarse unos en otros, lo que tiene valor mutable son las
combinaciones químicas porque están conformadas por moléculas idénticas y estas
a su vez por átomos. Gracias a un sinfín de experimentos llevados a cabo
por Dalton, se estableció la Teoría Atómica de Dalton.
Michael Faraday reformuló varios de los planteamientos de Dalton. En 1883,
descubrió que el flujo de la corriente eléctrica de una sustancia a otra produce
ciertos cambios químicos, lo que indica la existencia de una relación entre
electricidad y materia, asegurando que los átomos debían tener una estructura
eléctrica que suministra la cantidad de corriente eléctrica adecuada al peso de la
sustancia química descompuesta.
En el año de 1906 sale a la luz el Modelo Atómico de Thomson, que claramente
invalidaba el anterior Modelo Atómico de Dalton ya que este no reflexionaba sobre
la estructura interna del átomo. El físico británico Joseph John Thomson se valió
del uso de los rayos catódicos dispuestos en un tubo de vacío que eran desviados
al aplicar un campo magnético para obtener las pruebas para dar a luz este modelo.
El modelo atómico de Thomson postula que: el átomo en su interior posee
electrones de carga negativa incrustados en una esfera de carga positiva, dichos
electrones se encuentran de manera uniforme por todo el átomo, la carga del átomo
es neutro de modo que las cargas negativas de los electrones se compensan con
la carga positiva, los electrones se pueden extraer del átomo de cualquier sustancia.
Modelo de Dalton.
En 1808, John Dalton publicó su teoría atómica, que retomaba las antiguas ideas
de Leucipo y Demócrito. Según la teoría de Dalton:
1) Los elementos están formados por partículas discretas, diminutas e indivisibles,
llamadas átomos, que no se alteran en los cambios químicos.
2) Los átomos de un mismo elemento son todos iguales entre sí en masa, tamaño
y en el resto de las propiedades físicas o químicas. Por el contrario, los átomos de
elementos diferentes tienen distinta masa y propiedades.

7. 3) Los compuestos se forman por la unión de átomos de los correspondientes
elementos según una relación numérica sencilla y constante. Por ejemplo, el agua
está formada por 2 átomos del elemento hidrógeno y 1 átomo del elemento oxígeno.
Símbolos usados por Dalton para representar a los elementos
Hoy sabemos que ninguno de estos tres puntos es completamente cierto; sin
embargo, Dalton contribuyó enormemente a entender cómo estaba formada la
materia
Experimentos que condujeron al descubrimiento del
electrón.
El 30 de abril de 1897, Joseph John Thomson (1856-1940) anunció el
descubrimiento del electrón (aunque él no lo
llamó así, lo llamó corpúsculo) en una
conferencia impartida en la Royal
Institución en Londres.
Thomson probó que el electrón era una
partícula más ligera que cualquier elemento
conocido y constituyente de todos los
átomos; lo que demostraba que estos no
eran indivisibles. Este descubrimiento supuso uno de los hitos de la revolución de
la ciencia de finales del siglo XIX que desembocó en una nueva concepción de la
estructura de la materia y su interacción con la energía.
La existencia del electrón había sido predicha por numerosos investigadores y fue
propuesta como la unidad de carga en electroquímica por G. Johnston Stone (1826-
1911), que también propuso el nombre “electrón” en 1881.

8. Thomson hizo el descubrimiento en el Laboratorio Cavendish de la Universidad de
Cambridge, del que era director; y donde junto a Ernest Rutherford (1871-1937) creó
una gran escuela de física experimental. Thomson recibió el Premio Nobel de Física
en 1906 por el descubrimiento del electrón.
Modelo de Thompson. Inconvenientes.
La descripción del modelo atómico de Thomson es uno de los muchos modelos
científicos del átomo. Fue propuesto por J.J Thomson en el año 1904 justo después
del descubrimiento de electrones. Sin embargo, en ese momento el núcleo atómico
aún no se había descubierto. Entonces, propuso un modelo sobre la base de las
propiedades conocidas disponibles en ese momento.
 Según los postulados del modelo atómico de Thomson,
un átomo se asemeja a una esfera de carga positiva con
electrones (partículas cargadas negativamente) presentes
dentro de la esfera.
 La carga positiva y negativa es igual en magnitud y, por
lo tanto, un átomo no tiene carga en su conjunto y es
eléctricamente neutro.
 El modelo atómico de Thomson se asemeja a un pudín
de ciruela esférico, así como a una sandía. Se parece a un
pudín de ciruela porque los electrones en el modelo se ven como las frutas
secas incrustadas en una esfera de carga positiva al igual que un pudín de
ciruela esférico. El modelo también se ha comparado con una sandía porque
la parte comestible roja de una sandía se comparó con la esfera que tenía
una carga positiva y las semillas negras que llenaban la sandía se parecían
a los electrones dentro de la esfera.
Limitaciones del modelo atómico de Thomson
 El modelo atómico de Thomson no pudo explicar
cómo se mantiene la carga positiva en los electrones
dentro del átomo. Tampoco pudo explicar la
estabilidad de un átomo.
 La teoría no mencionó nada sobre el núcleo de un
átomo.
 No pudo explicar el experimento de dispersión de
Rutherford.

9. Descubrimiento del protón.
El protón fue descubierto por Rutherford en el año
1919.
Tras el descubrimiento del núcleo atómico por Ernest
Rutherford el 1911, Antonio Van den Broek propuso
que el lugar de cada elemento de la tabla
periódica (su número atómico) era igual a su carga
nuclear. Esta teoría fue confirmada experimentalmente por Henry
Moseley, el 1913, utilizando espectros de rayos X.
El 1917, Rutherford demostró que el núcleo de hidrógeno estaba presente en otros
núcleos, resultado general que se describe como el descubrimiento del protón.
experi mento Rutherford descubri ó al protón
Rutherford se dio cuenta de que, bombardeando partículas alfa en gas
nitrógeno puro, sus detectores de centelleo mostraban los signos de los
núcleos de hidrógeno. Rutherford determinó que el hidrógeno sólo podía
venir del nitrógeno y que, por tanto, debían contener núcleos de
hidrógeno.
Un núcleo de hidrógeno se desintegraba por el impacto de la partícula
alfa, y formaba un átomo de oxígeno en el proceso. El núcleo de hidrógeno
es, por tanto, presente en otros núcleos como una partícula elemental, lo
que Rutherford llamó el protón.
Experimento de Rutherford.
Después del modelo de Thomson que consideraba que los electrones se
encontraban en un medio de carga positiva, dos ayudantes de Rutherford, Geiger y
Marsden, realizaron en 1909 un estudio conocido como “el experimento de la hoja
de oro”, el cual demostró que el modelo del “pudín con pasas” de Thomson estaba
equivocado ya que mostraron que el átomo tenía una estructura con una fuerte
carga positiva.
Este experimento, diseñado y supervisado por Rutherford, condujo a conclusiones
que terminaron en el modelo atómico de Rutherford presentado en 1911.
1. Las partículas con carga positiva se encuentran en un volumen muy pequeño
comparado con el tamaño del átomo.
2. La mayor parte de la masa del átomo se encuentra en ese pequeño volumen central.
Rutherford no lo llamó “núcleo” en sus papales iniciales, pero lo hizo a partir de
1912.

10. 3. Los electrones con carga eléctrica negativa, giran alrededor del núcleo.
4. Los electrones giran a altas velocidades alrededor del núcleo y en trayectorias
circulares a las que llamó órbitas.
5. Tanto los electrones cargados negativamente como el núcleo con carga positiva se
mantienen unidos por una fuerza de atracción electrostática.
Este modelo tuvo gran aceptación en la comunidad científica y vislumbró un
panorama de un átomo con varias partículas subatómicas. Científicos posteriores
pudieron determinar el número de electrones o número atómico de cada elemento.
Este modelo no pudo explicar ciertas cosas como:
No tenía una explicación de cómo se mantenían unidas un grupo de cargas positivas
en el núcleo. Según la teoría eléctrica, las cargas positivas se deberían repeler.
Sin embargo, el núcleo era la unión de varios Protones.
Otra contradicción de este modelo fue hacia las leyes fundamentales de la
electrodinámica, ya que al considerar que los electrones con carga negativa giran
alrededor del núcleo, según las leyes de Maxwell, deberían emitir radiación
electromagnética. Esta radiación consumiría energía que haría que los electrones
colapsaran con el núcleo. Por lo tanto, no podía explicar la estabilidad del átomo.
Modelo de Rutherford. Inconvenientes.
En 1910, el físico y químico neozelandés Ernest Rutherford (1871- 1937) y sus
colaboradores, realizaron un experimento que entregó nuevas ideas en torno al
átomo. Este consistió en bombardear con partículas alfa, provenientes de una
fuente radioactiva, una lámina muy delgada de oro, detrás de la
cual había una placa fotográfica. En tanto, unas pocas se
desviaban en diferentes ángulos y otras rebotaban. Con estos
resultados planteó su modelo atómico, conocido como modelo
planetario o nuclear
Planteamientos del modelo planetario:
✓ El átomo está formado por dos regiones: un núcleo y la corteza.
✓ En el núcleo se concentra la carga positiva (protones) y la mayor parte de la masa
de átomo.
✓ En la corteza, girando alrededor de núcleo, se encuentran los electrones con
carga negativa.

11. El principal problema del modelo de Rutherford
fue que asumió que los electrones giraban en órbitas circulares en torno al núcleo,
según esto los electrones se deberían mover a gran velocidad, lo que junto con la
órbita que describen los haría perder energía colapsando con el núcleo. Hoy se
sabe que esto no sucede. Por otro lado, Rutherford, asumió que el núcleo estaba
formado sólo por partículas positivas, pero luego se conocerían los neutrones
(partículas neutras)
Descubrimiento del neutrón.
Nacido en 1891 en condado de Cheshire, al norte de Inglaterra, James
Chadwick ha sido reconocido por su trayectoria como físico y por adjudicarse
el Premio Nobel de Física en 1935 por el descubrimiento del neutrón.
A pesar de que fue Ernest Rutherford quien planteó por primera vez la
existencia de esta partícula, mientras dictaba una conferencia en la Royal Society
de Londres en 1920, Chadwick –quien trabajó con él en el Laboratorio Físico de
Manchester- logró demostrarlo a
través de una investigación.
Los neutrones son partículas
subatómicas y sin carga
eléctrica que componen, junto a los
protones y electrones, el núcleo de un
átomo. Los átomos son las partículas que
forman la materia, es decir, de lo que todo
está formado.
A partir de 1920 se realizaron varios experimentos que intentaron comprobar las
sugerencias de Rutherford, hasta que, en 1932, Chadwick logró verificar la
presencia de estas partículas sin carga en y del mismo tamaño de un protón,
del cual ya se tenía conocimiento.
Los neutrones tienen una función fundamental, y es que sirve para mantener
estable al átomo, dándole la masa necesaria para que pueda sostenerse a sí mismo.
Su descubrimiento no solo le valió un premio Nobel a Chadwick, sino que también
contribuyó al desarrollo de la fisión nuclear y de la bomba atómica.
Características generales de los espectros atómicos.

12. 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.
Espectro continuo
Cuando se descompone la luz blanca del sol con la ayuda de un prisma, se
observa un abanico de colores. Se dice que la luz blanca posee un espectro
continuo porque se pasa de un color al otro sin interrupción en la sucesión de
colores. Experimentalmente, se constata que todo cuerpo (gaseoso o sólido)
sometido a altas presiones y altas temperaturas, emite un espectro continuo de luz.
Espectros con líneas de emisión
Si se analiza con un prisma la luz emitida por una lámpara de vapor de Sodio (un
gas poco denso y caliente), se constatará que el espectro de la luz emitida está
constituido por dos finas líneas poco intensas, en la parte amarilla del espectro, que
destacan frente al negro de fondo. El espectro obtenido está constituido por un
número limitado de radiaciones.
Un gas, a baja presión y alta temperatura, emite una luz constituida por un número
limitado de radiaciones: Se obtiene un espectro de líneas de emisión. Los colores y
posiciones de las líneas en el espectro son características de los átomos del gas
que emiten esa radiación. O sea, cada elemento químico en el estado gaseoso
posee su proprio espectro de líneas.
Espectro en absorción
Los átomos pueden no sólo emitir luz, sino que también pueden absorberla. Se
puede constatar este fenómeno haciendo pasar una luz blanca a través un gas frío
antes de dispersarla por un prisma. Cuando un gas a baja temperatura y baja
presión es atravesado por una luz blanca, el espectro de luz transmitido está
constituido por líneas negras sobre el fondo colorido del espectro de la luz blanca:
es un espectro de líneas de absorción. La propiedad importante del espectro de
líneas de absorción es que sus líneas aparecen en el mismo lugar que las líneas de
emisión: el gas absorbe las radiaciones que sería capaz de emitir si fuese caliente.

13. Modelo de Bohr. Éxitos e inconvenientes.
Después del modelo de Thomson que consideraba que los electrones se
encontraban en un medio de carga positiva,
dos ayudantes de Rutherford, Geiger y
Marsden, realizaron en 1909 un estudio
conocido como “el experimento de la hoja de
oro”, el cual demostró que el modelo del
“pudín con pasas” de Thomson estaba
equivocado ya que mostraron que el átomo
tenía una estructura con una fuerte carga
positiva.
Este experimento, diseñado y supervisado
por Rutherford, condujo a conclusiones que
terminaron en el modelo atómico de
Rutherford presentado en 1911.
6. Las partículas con carga positiva se encuentran en un volumen muy pequeño
comparado con el tamaño del átomo.
7. La mayor parte de la masa del átomo se encuentra en ese pequeño volumen central.
Rutherford no lo llamó “núcleo” en sus papales iniciales, pero lo hizo a partir de
1912.
8. Los electrones con carga eléctrica negativa, giran alrededor del núcleo.
9. Los electrones giran a altas velocidades alrededor del núcleo y en trayectorias
circulares a las que llamó órbitas.
10.Tanto los electrones cargados negativamente como el núcleo con carga positiva se
mantienen unidos por una fuerza de atracción electrostática.
Este modelo tuvo gran aceptación en la comunidad científica y vislumbró un
panorama de un átomo con varias partículas subatómicas. Científicos posteriores
pudieron determinar el número de electrones o número atómico de cada elemento.
Este modelo no pudo explicar ciertas cosas como:
No tenía una explicación de cómo se mantenían unidas un grupo de cargas positivas
en el núcleo. Según la teoría eléctrica, las cargas positivas se deberían repeler.
Sin embargo, el núcleo era la unión de varios Protones.
Otra contradicción de este modelo fue hacia las leyes fundamentales de la
electrodinámica, ya que al considerar que los electrones con carga negativa giran
alrededor del núcleo, según las leyes de Maxwell, deberían emitir radiación
electromagnética. Esta radiación consumiría energía que haría que los electrones
colapsaran con el núcleo. Por lo tanto, no podía explicar la estabilidad del átomo.

14. Modelo mecano cuántico. 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.
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. Max
Planck enunció entonces la hipótesis de que la radiación electromagnética es
absorbida y emitida por la materia en forma de «cuantos» de luz o fotones de
energía mediante una constante estadística, que se denominó constante de Planck.
Albert Einstein retomo la hipótesis de Planck proponiendo que la luz en ciertas
circunstancias, se comporta como partículas de energía independientes. Fue Albert
Einstein quien completó en 1905 las correspondientes leyes de movimiento en su
teoría especial de la relatividad.
Modelo mecano-cuántico 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. 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.
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,

15. 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.
Cada electrón de un átomo se caracteriza por cuatro números que surgen de la
resolución de las ecuaciones de onda Schrödinger.
A estos números se los denomina números cuánticos. Se podría pensar este
conjunto de números como el número de documento de identidad de cada electrón.
No existen dos electrones en un átomo que tengan los cuatro números cuánticos
iguales, así como todas las personas tienen números de documento diferentes.
A cada nivel energético, le corresponde un número cuántico denominado principal,
representado por la letra n. Este número da una idea de la ubicación de un nivel
energético respecto del núcleo. Cuanto mayor sea n, mayor será la energía de ese
nivel y más alejado del núcleo se encontrará.
Se mencionó que en cada nivel energético pueden existir subniveles. Cada uno de
ellos está caracterizado por otro número cuántico llamado secundario (también se
lo denomina azimutal o del momento angular), designado con la letra l. El valor de
este número cuántico puede variar de cero a n-1. Es decir: en el primer nivel
energético, el número cuántico l solo puede tomar un valor que es cero, mientras
que, en el segundo nivel, puede tomar un valor de cero o uno, lo que indica la
presencia de dos subniveles de energía.

16. Entonces, se puede decir que los valores del número cuántico n indican el tamaño
del orbital, es decir, su cercanía al núcleo; y los valores del número
cuántico l definen el tipo de orbital:
• Si l = 0, el orbital es del tipo s.
• Si l = 1, los orbitales son del tipo p.
• Si l = 2, los orbitales son del tipo d.
• Si l = 3, los orbitales son del tipo f.
Las letras s, p, d, f surgen de datos de espectros de emisión atómicos, y son las
iniciales de las denominaciones en inglés.
• Sharp: líneas nítidas, pero de poca intensidad.
• Principal: líneas intensas.
• Difuso: líneas difusas.
• Fundamental: líneas frecuentes en muchos espectros.
Cada subnivel de energía puede contener uno o más orbitales, y cada uno de estos
orbitales está caracterizado por otro número cuántico: el número cuántico
magnético (m). Los valores de m varían entre –l pasando por cero hasta +l. Es
decir que, si el número cuántico l es uno, el número cuántico magnético puede
tener valores de menos uno, cero y uno, lo que indica la presencia de tres orbitales
en ese subnivel.
En cada orbital es posible ubicar solo dos electrones que giran en sentidos
opuestos (horario y antihorario). El sentido de giro de los electrones está
caracterizado por otro número cuántico: el número cuántico de spin, al que se le
asigna la letra s y valores de ½ y –½.
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.

17. 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.
Bibliografía
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Modelos atómicos. (s/f). Cica.es. Recuperado el 27 de noviembre de 2021, de
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8
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https://www.fundacionaquae.org/que-es-un-atomo/