R.A (física para ingeniería)

1
RESULTADO DE APRENDIZAJE
Modelos Atómicos
Geovany Contreras Aguileta
TSU Química Área Industrial, Universidad Tecnológica del Sureste de Veracruz
1001: Física para Ingeniería
M.A Sarai Nintai Orozco Gracia
30 de noviembre del 2021

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INDICE
INTRODUCCION.......................................................................................................................... 3
DESARROLLO .............................................................................................................................. 4
CONCEPTO DE ÁTOMO Y ESTRUCTURA .................................................................. 4
HISTORIA DEL ÁTOMO ................................................................................................. 5
MODELO DE DALTON.................................................................................................... 7
EXPERIMENTOS QUE CONDUJERON AL ELECTRÓN............................................. 8
MODELO DE THOMPSON (INCONVENIENTES)...................................................... 11
DESCUBRIMIENTO DEL PROTÓN ............................................................................. 13
EXPERIMENTO DE RUTHERFORD ............................................................................ 14
MODELO DE RUTHERFORD (INCONVENIENTES)................................................. 16
DESCUBRIMIENTO DEL NEUTRÓN .......................................................................... 17
CARACTERÍSTICA GENERAL DE ESPECTROS ATÓMICOS ................................. 18
MODELO DE BORH (ÉXITOS E INCONVENIENTES).............................................. 20
MODELO MECANOCUÁNTICO .................................................................................. 21
CONCLUSIÓN............................................................................................................................. 23
BIBLIOGRAFÍA .......................................................................................................................... 24

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INTRODUCCION
Pensemos por un momento en nuestra ubicación en relación a la extensión de nuestro solar y
de éste con respecto a las diferentes galaxias que existen. Imaginemos las dimensiones de estos
sistemas macroscópicos, las distancias que hay entre los diferentes astros, la repartición que existe
entre éstos, la posición que ocupan, etc. Así, podemos parecer seres “microscópicos” frente a la
inmensidad del universo. Miremos a nuestro alrededor. Quizás encontraremos sillas, alguna
ventana abierta y entre otros objetos. Imaginemos que nos hacemos pequeños con relación a los
objetos de nuestra sala, tan pequeño como tú mismo con respecto al universo.
En esta investigación se mostrara la relación que existe entre el descubrimiento de las partículas
subatómicas y el proceso a través del cual se han propuesto modelos para ayudar a comprender y
explicar los fenómenos y experimentos que se realizaban en la época, así como sus limitaciones.
Los modelos son representaciones hipotéticas que nos ayudan a entender el comportamiento de las
manifestaciones del entorno que nos rodea. Sabremos que la ciencia es dinámica y que siempre
habrá expresiones de la naturaleza que necesitan interpretarse.

4
DESARROLLO
CONCEPTO DE ÁTOMO Y ESTRUCTURA
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 (Figura 1).
Tamaño del átomo:
Esta forma del orbital atómico define el tamaño del átomo (Figura 2). Así, el diámetro de la
nube electrónica alrededor del núcleo, es decir, el diámetro de todo el átomo es del orden de 0,1
nanómetros o una diez mil millonésima parte de un metro. Un átomo es tan pequeño que se podría
alinear 10 millones de átomos en un milímetro.
Figura 1 – Partes de un átomo
Figura 2 – Tamaño del átomo

5
HISTORIA DEL ÁTOMO
El legado intelectual y cultural de los griegos es indiscutible. Probablemente la mayoría de sus
ideas fueron desarrolladas embrionariamente por los egipcios, chinos o hindúes. Los griegos
conocieron y trabajaron el cinc, el oro, la plata, el plomo, el estaño, el cobre y el hierro, entre
muchos otros elementos. Con ellos fabricaban sus artículos básicos, herramientas, armas, y
decoraban casas, calles y ciudades. Mientras la sociedad griega utilizaba los elementos y disfrutaba
de la vida, los pensadores de la época discutían profundamente el origen y la estructura de la
materia.
Si pudiéramos viajar a través del tiempo y regresar a las tierras de Persia y Grecia, alrededor
del año 450 a.C. probablemente en algún paraje idílico frente al mar Egeo encontraríamos a
anaxágoras de clazomene (Figura 3) discutiendo con sus discípulos el concepto de “spermata”,
según él partículas diminutas de diferente color, forma y olor que se mueven y organizan todo lo
existente gracias a una inteligencia y un espíritu. Más tarde, empédocles de agrigento (Figura 4)
perfeccionaría y divulgaría la idea de que tierra, aire, agua y fuego son “elementos” que bajo la
acción de fuerzas divinas, (una atractiva y otra repulsiva), se combinan, unen y separan para formar
toda sustancia existente bajo los “principios” caliente, húmedo, seco y frío.
Figura 3 – Filósofo Anaxágoras de Clazomene Figura 4 – Filósofo Empédocles de Agrigento

6
Algunos años más tarde, leucipo de abdera fundó la Escuela atomista (Figura 5) con la idea de
que “nada sucede por casualidad”. Sin embargo, fue demócrito (Figura 6) quien por primera vez
introdujo el concepto de “fenómeno” planteando que la materia está compuesta de partículas
indivisibles que siempre han existido, independientes e invisibles, que se llaman átomos:
La Escuela de Demócrito sería muy relevante, pues plantearía, entre sus ideas más
importantes, las diferencias entre los estados sólido, líquido y gaseoso teniendo como base el
mayor o menor movimiento de los distintos tipos de átomos. herón de alejandría (Figura 7), con
sus diferentes inventos, tales como una turbina a vapor (Figura 8), entre otras experiencias
demostró la compresibilidad del aire, reforzando así las ideas de Demócrito. Fue la primera
evidencia experimental de que los átomos existen.
Sin embargo, las reflexiones de platón y su discípulo aristóteles se opusieron al atomismo
mecanicista, recuperando la idea de los “cuatro elementos”. Esta idea no aceptada en nuestros
tiempos sería enseñada durante 2.000 años.
Figura 5 – Escuela atomista por Leucipo de Abdera Figura 6 – Filósofo Demócrito de Abdera
Figura 8 – Turbina a vapor de Herón
Figura 7 – Ingeniero Herón de Alejandría

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MODELO DE DALTON
Según la teoría atómica de Dalton, los átomos de un mismo elemento son idénticos entre sí,
pero los átomos de un elemento son diferentes a los átomos de otro elemento. Puede observarse lo
que Dalton se imaginaba cuando se unían átomos de diferentes elementos para formar compuestos.
En este caso, el compuesto se formaba por la unión de A y B, en una proporción de 2:1 (Figura 9).
En su libro “Nuevo Sistema de Química” publicado en 1808 (Figura 10), Dalton resumió sus
postulados basados en las evidencias empíricas de Proust y Lavoisier :
• En los procesos químicos, los elementos están constituidos por partículas pequeñas llamadas
átomos, que son invisibles e inalterables.
• Las propiedades químicas de los átomos de un mismo elemento son iguales.
• Las propiedades químicas de los átomos de diferentes elementos son distintas.
• Las sustancias compuestas se originan por la combinación de átomos de diferentes elementos,
en una relación definida y constante.
Basado en su modelo, Dalton llegó a determinar, aunque con bastante imprecisión, los pesos
atómicos de algunas sustancias. Dalton no sabía de fórmulas para defender sus ideas. A partir de
los postulados de Dalton los átomos dejaron de ser algo extraño para la Ciencia. Por primera vez
se elaboraba una teoría atómica acerca de la materia, apoyada en la balanza.
Figura 10 – Libro de Teoría atómica J. Dalton
Figura 9 – Teoría atómica de Dalton

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EXPERIMENTOS QUE CONDUJERON AL ELECTRÓN
Dalton en su teoría atómica considera el átomo como la unidad básica de un elemento que puede
intervenir en una reacción química. Para él, el átomo era indivisible. Sin embargo, trabajos
desarrollados a partir de 1850 demostraron que los átomos están formados por partículas más
simples, llamadas partículas subatómicas.
La primera evidencia sobre la estructura atómica fue suministrada a principios de 1800 por el
químico inglés Humphry Davy (1778-1829). Davy encontró que la corriente eléctrica
descomponía ciertas sustancias (Figura 11), sugiriendo que los elementos de un compuesto se
mantenían unidos por fuerzas eléctricas.
En 1832 Michael Faraday (1791-1867) determinó la cantidad de corriente necesaria para
realizar la electrólisis de una sustancia. En estudios posteriores junto con George Stoney (1826-
1911) llevaron a Faraday a relacionar la unidad de carga eléctrica, a la que llamó Electrón, con el
átomo. Las primeras evidencias experimentales sobre la existencia de los electrones derivan de los
estudios realizados con el tubo de rayos catódicos (Figura 12).
Figura 11 – Humphry Davy demostrando la descomposición eléctrica
Figura 12 – Tubos de Rayos Catódicos

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Este dispositivo, empleado en los monitores de televisión, consiste en un tubo de vidrio del cual
se ha evacuado casi todo el aire y en el que se introducen dos placas (electrodos) conectados a una
fuente de alto voltaje. Se observa que el electrodo negativo (cátodo) emite un rayo invisible que
se dirige hacia el electrodo positivo (ánodo). Empleando un electrodo positivo perforado y
colocando detrás una pantalla fluorescente se puede observar que el rayo (Figura 13) sigue una
trayectoria recta.
En posteriores experimentos se somete el haz de rayos catódicos a campos eléctricos y magnéticos,
observado desviaciones con respecto a la trayectoria rectilínea que implica la presencia de
partículas con carga negativa en dicho rayo (electrones).
En 1897 J.J Thomson (1856-1940) estudió el cambio en la trayectoria de los rayos catódicos al
ser sometidos a campos eléctricos y magnéticos simultáneos obteniendo la relación entre la carga
y la masa del electrón.
Una vez determinada la relación entre la masa y la carga es necesario diseñar un nuevo
experimento que permita calcular una de las dos magnitudes, obteniéndose a partir de dicha
relación la otra.
En 1909, Robert Millikan (1868-1953) realizó un experimento que permitió determinar la carga
del electrón. El experimento de Millikan (Figura 14) consistía en pulverizar aceite y estudiar el
Figura 13 – Rayos Catódicos
𝑒
𝑚
= 1,75882 108
coulombios/gramo

10
movimiento de las finas gotas en el interior de un campo eléctrico. Las gotas se cargaban
eléctricamente por acción de Rayos X y ajustando el voltaje entre las placas se consigue compensar
la fuerza gravitacional con la fuerza electrostática, en este punto la gota levita y el potencial
aplicado permite el cálculo de la carga eléctrica. Este valor es 1,60218 10-19
culombios. Dado que
la relación carga/masa es de 1,75882 108
C/g, mediante un simple factor de conversión se obtiene
la masa del electrón.
Figura 14 – Experimento de Millikan

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MODELO DE THOMPSON (INCONVENIENTES)
Antes de hablar del modelo de thompson, el físico alemán wilhelm röntgen (1845-1923)
observó que cuando colocaba un papel impregnado de sustancias fluorescentes (Figura 15) cerca
del tubo de Crookes, estando la habitación en total oscuridad, el papel se hacía luminoso. Se llegó
a decir, por entonces, que “los rayos X se aparecían a Röntgen”. Estudió paciente y rigurosamente
los rayos invisibles, observando que salían de la parte del ánodo en que chocaban los rayos
catódicos. Los rayos invisibles no eran afectados en su desplazamiento por ningún campo
magnético eléctrico, por lo que concluyó que no tenían masa ni carga eléctrica.
Algunos meses después de los hallazgos de Röntgen, el científico inglés joseph thomson (1856-
1940) demostró y determinó cuidadosamente la naturaleza de los rayos catódicos cuando los rayos
X ionizaban los gases al incidir sobre ellos. Basándose en estas propiedades de los rayos catódicos,
Thomson demostró el comportamiento corpuscular de estos rayos y propuso que los rayos
catódicos son constituyentes del átomo, e intentando explorar aún más las ideas de Crookes,
modificó levemente el tubo original. Hoy cualquier televisor (Figura 16) esta basado en este
modelo.
Figura 15 – El experimento de Wilhelm Röntgen
Figura 16 – El experimento de Wilhelm Röntgen

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Incorporando algunas fórmulas, cálculos matemáticos y análisis, Thomson llegó a proponer el
cociente e/m, basado en los valores de los campos eléctricos y magnéticos además de los datos
geométricos del experimento. Por primera vez se concluía que la masa de estas partículas negativas
era una fracción pequeña de la masa total del átomo, quedando así establecido que el electrón es
una partícula subatómica. Propuso así el modelo atómico del “budín de pasas” (Figura 17)
asumiendo que los átomos son esferas positivas con electrones dispersos en la misma proporción
y que se encuentran girando en su interior, en anillos concéntricos dentro de la masa atómica
positiva. Este modelo simple indicaba que la materia se encontraba eléctricamente neutra. En
principio, este modelo fue satisfactorio. Sin embargo, más tarde fue incapaz de explicar e
interpretar algunas propiedades del átomo, como el origen de los espectros atómicos o la emisión
de partículas alfa, que serían caracterizadas posteriormente por Ernest Rutherford.
Figura 17 – Modelo atómico de Thompson

13
DESCUBRIMIENTO DEL PROTÓN
El físico alemán E. Goldstein realizó algunos experimentos (Figura 18) 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.
Su descubrimiento tuvo un buen recibimiento en su tiempo y fue una de las bases para la
construcción de la física contemporánea. Gracias a los rayos de canales se dispuso por primera vez
de enjambres de átomos en movimiento rápido y ordenado, cuya aplicación resultaría muy
productiva en varias ramas de la física atómica. Por ejemplo, el estudio de las trayectorias de tales
rayos conduciría a Joseph John Thomson y Francis Aston al descubrimiento de los isótopos en
1913.
Figura 18 – Experimento de E. Goldstein con tubos de rayos catódicos

14
EXPERIMENTO DE RUTHERFORD
Experimento de la lámina de oro, de Rutherford H. Geiger y E. Marsden (1909) idearon un
experimento (Figura 19) en el que hicieron incidir partículas alfa sobre láminas metálicas lo
suficientemente finas como para que fuese máxima la probabilidad de que las partículas sólo fueran
dispersadas por un único átomo durante el tiempo que tardaba en atravesar la lámina. Se esperaba,
de acuerdo con el modelo de J.J. Thomson, que las partículas alfa, por ser de alta energía y de gran
masa, sólo sufrieran muy leves desviaciones al atravesar el átomo; pero se sorprendieron al
observar que varias partículas “golpearon” la lámina y se volvieron atrás. Rutherford analizó el
resultado del experimento descrito anteriormente y llegó a la conclusión de que la dispersión hacia
atrás debía ser consecuencia de una única colisión, lo que lo llevó a pensar en la existencia del
núcleo atómico.
Nacía de esta forma un nuevo modelo de átomo, más complejo que el de Demócrito y Thomson.
En vez de estar “lleno de partículas” estaba casi completamente vacío, con un centro (el núcleo)
compuesto de partículas que Rutherford llamó protones, pensando que los electrones se hallaban
por fuera de él (Figura 20).
Figura 19 – Experimento de la lámina de oro

15
Este modelo provocó la ensoñación de científicos y pensadores: el macrocosmos y el
microcosmos funcionaban con las mismas reglas de la naturaleza. Los estudios de Rutherford le
valieron el Premio Nobel de Química en 1908. Sin embargo, de acuerdo con la teoría de Maxwell,
si los electrones giraban en sus órbitas, debían emitir ondas electromagnéticas de manera
permanente y al hacerlo perdían energía con lo que en algún momento dejarían de girar. Si esto
ocurría, los electrones caerían al núcleo irremediablemente. De manera que el maravilloso modelo
de Rutherford era aún insuficiente para explicar la estructura de la materia. Eso pensaba el
investigador físico danés de veintiocho años niels bohr (1885-1962).
Figura 20 – Modelo de Rutherford

16
MODELO DE RUTHERFORD (INCONVENIENTES)
En 1913, el joven investigador Bohr quedó impresionado con la oratoria de Rutherford en el
Congreso Solvay, celebrado en Bruselas, Bélgica, y que reunió a un selecto grupo de intelectuales
(Figura 21) entre los que se encontraba el joven científico albert einstein (1879-1955). Más que
pensar en descartar las ideas de Rutherford, Bohr se trazó una gran tarea: resignificar el modelo.
Mantuvo la representación del pequeño sistema solar, pero asignó a los electrones lugares
definidos en las órbitas que giraban en torno al núcleo, siendo los electrones más energéticos los
más lejanos a él. Pero, al mismo tiempo, al alejarse del núcleo, Bohr postulaba un aumento de la
cantidad de electrones orbitando dependiendo del tipo de átomo. Al respecto, un postulado radical
de Bohr revolucionaría las ideas científicas de la época: los electrones sólo emitían energía cuando
se cambiaban de una órbita más energética a una menos energética y mientras circulaban en su
órbita (estado elemental) no emitían energía.
Modelo atómico de Bohr (Figura 22) Postula que los electrones de un átomo se encuentran
girando alrededor del núcleo en órbitas circulares, ocupando cada uno de ellos la órbita de menor
energía posible, o sea, la más cercana al núcleo. Este modelo resolvió los problemas que se le
observaban al modelo atómico de Rutherford, sin embargo, surgían nuevos problemas en el
análisis de este nuevo modelo.
Figura 21 – Congreso Solvay en Bruselas, Bélgica
Figura 22 – Modelo de Bohr

17
DESCUBRIMIENTO DEL NEUTRÓN
Después del experimento de Rutherford de la lámina de oro, los físicos y los químicos pensaban
que en los núcleos atómicos deberían de existir, además de los ya descubiertos protones, otras
partículas sin carga eléctrica. Esta especulación estaba basada en el hecho de que la masa de los
átomos de hidrógeno era muy aproximadamente la suma de las masas del electrón y el protón. Sin
embargo, la masa de todos los demás átomos es mayor que la suma de las masas sus protones mas
sus electrones. El mismo Rutherford propuso su existencia en 1918 y el 27 de febrero de 1932,
Chadwick (que había sido alumno de Rutherford) reportó sus resultados, interpretándolos como
evidencia de la nueva partícula neutra a la que se le llamó neutrón.
La ilustración de la Figura 23, tomada del artículo original de Chadwick, representa el
dispositivo experimental que usó. Previamente, Bothe y Becker habían descubierto que al
bombardear algunos elementos ligeros (particularmente berilio) con las partículas α provenientes
de polonio, éstos emitían radiaciones muy penetrantes que originalmente se pensaba que eran rayos
γ, aunque su poder de penetración era notablemente mayor que la radiación γ emitida por los
elementos radiactivos conocidos. Repitiendo los experimentos realizados por Bothe y Becker,
Chadwick intercaló en la trayectoria de la radiación “invisible” proveniente del berilio una placa
de parafina, y de esta última empezaron a emanar protones, los cuales podía detectar con facilidad.
Figura 23 – Dispositivo de Chadwick

18
CARACTERÍSTICA GENERAL DE ESPECTROS ATÓMICOS
En el siglo XVII, Isaac Newton demostró que la luz blanca visible procedente del sol puede
descomponerse en sus diferentes colores mediante un prisma. El espectro que se obtiene es
continuo; contiene todas las longitudes de onda (Figura 24) desde el rojo al violeta, es decir, entre
unos 400 y 700nm).
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 (Figura 25). 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.
Figura 24 – Longitudes de onda del espectro
Figura 25 – Espectro atómico del Hidrógeno

19
Algunas características pueden ser:
 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.

20
MODELO DE BORH (ÉXITOS E INCONVENIENTES)
El físico Niels Bohr propuso un modelo atómico basado en tres postulados:
1. Los electrones giran alrededor del núcleo en órbitas estacionarias sin emitir energía.
2. Los electrones solo pueden girar alrededor del núcleo en aquellas órbitas para las cuales el
momento angular del electrón es un múltiplo entero de h/2pi.
3. Cuando un electrón pasa de una órbita externa a una más interna, la diferencia de energía entre
ambas órbitas se emite en forma de radiación electromagnética.
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.

21
MODELO MECANOCUÁNTICO
Quienes sentaron las bases del nuevo modelo mecanico cúantico fueron tres científicos:
a) En 1924, Louis de Broglie, postuló que los electrones tenían un comportamiento dual de
onda y partícula. Cualquier partícula que tiene masa y que se mueve a cierta velocidad, también se
comporta como onda.
b) En 1927, Werner Heisenberg, sugiere que es imposible conocer con exactitud la posición,
el momento y la energía de un electrón. A esto se le llama "principio de incertidumbre"
c) En 1927, Erwin Schrödinger, establece una ecuación matemática que al ser resuelta permite
obtener una función de onda (psi cuadrado) llamada orbital. Esta describe probabilisticamente el
comportamiento de un electrón en el átomo. Esta función es llamada densidad electrónica e indica
la probabilidad de encontrar un electrón cerca del núcleo. La probabilidad es mayor mientras más
cercana al núcleo y menor si nos alejamos del núcleo. Con esta teoría de Schrödinger queda
establecido que los electrones no giran en orbitas alrededor del núcleo como el modelo de Bohr,
sino en volúmenes alrededor del núcleo.
El modelo de Erwin Schrödinger nos entrega información de cuatro números cuánticos, que son
los siguientes (Figura 26):
• El número cuántico principal (n), nos entrega la energía que posee el electrón y el tamaño
aproximado del átomo. Los valores que toma son números enteros, por ejemplo: 1, 2, y 3.
• El número cuántico secundario (azimutal) (l), nos da información del tipo de orbital y se
representa con números enteros que van de 0 hasta (n-1).
• El número cuántico magnético (ml ó m) nos indica la orientación espacial de los orbitales.

22
• Finalmente el número cuántico del spin (s), nos determina el giro de un electrón alrededor de
su propio eje, el cual puede asumir solamente dos valores, que son +½ y -½.
Una configuración electrónica es la forma de llenado de los orbitales y suborbitales para
completar un átomo. La configuración electrónica (Figura 27) 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".
Figura 26 – Numero de electrones posibles en cada átomo
Figura 26 – Configuración electrónica

23
CONCLUSIÓN
Con esta investigación pudimos conocer la evolución de los modelos atómicos donde la teoría
atómica de Dalton fue la base para todos los modelos que existieron hasta el más actual, de igual
manera podemos conocer el progreso del modelo a través del tiempo, como se corrigieron las fallas
en cada teoria y como al final se alcanzó un modelo perfecto, hasta ahora. Todos ayudaron en
cierto modo para llegar a una respuesta que tal vez aún no está concluida. Pero nos ayuda a ir
descubriendo y entendiendo que todo lo que vemos, sentimos y tocamos está formado por ciertas
partículas que gracias a todos los modelos atómicos hemos llegado a comprender.
Todo este descubrimiento ha pasado por muchas etapas que con el tiempo se han ido estudiando y
avanzando siempre con la idea de poder entenderlo y llegar a una respuesta.

24
BIBLIOGRAFÍA
Trejo, M. (1986). La estructura del átomo: a través del tiempo y de los distintos modelos
atómicos. México: Publicaciones Cultural.
Real Sociedad Española de Física - Sección de Alicante. (s.f) Problema de estabilidad
nuclear. Descubrimiento del protón y el neutrón.
Moore, J. et al. (2000). El Mundo de la Química. Conceptos y aplicaciones. México:
Pearson.
Baño, I. (s.f). Biografía de Ernest Rutherford. Recuperado el 21 de octubre de 2012 de,
http://www.100ciaquimica.net/biograf/cientif/R/ruther ford.htm
CENTELLAS, F.; BRILLAS. E.; DOMÈNECH. BASTIDA, R. 1992. Fonaments
d’estructura atòmica i de l’enllaç químic. Barcelona: Barcanova
Wllllart Torres, A. (2006). Taller y Laboratorio: Experimento histórico: Descubrimiento
del protón. Revista 100cias@ uned, 9, 161-165.
BENSAUDE-VICENT, B.; STENGERS, I. 1997. Historia de la química. Madrid:
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Noland, T. (s.f). Breve biografía de Rutherford. Recuperado el 28 de noviembre de 2021
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