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Línea de tiempo: Modelos Atómicos 
Demócrito (450 a. c) 
 Teoría Atómica 
de Dalton1808 
 
Modelo de Thomson 1904 
Budín de pasas 
Modelo de Rutherford 1911 
 Modelo 
Atómico de 
Bohr1913 
 
Fuente de energía 
 ∆V o ∆Q 
 Bohr Postula que: 
Al pasar el electrón de un nivel de 
energía a otro, se absorbe o se libera 
Un cuanto. 
Este valor se relaciona con la frecuencia 
Absorbida o emitida. 
 
 
E= h*v 
Hipotesis de planck 
Naturaleza dual de la luz 
Emisión 
O absorción 
De energía 
DISCONTINUA 
Cuanto de energía 
 O fotón 
COMPORTAMIENTO 
DUAL 
ONDA 
 
 
 
PARTICULA 
Refracción 
interferencia 
ESPECTROS DE EMISIÓN 
H 
 Introducción al modelo 
mecano cuántico 
Surgió alrededor de 1925, como 
resultados de los trabajos realizados por 
diversos investigadores. Este modelo nos 
permite explicar la composición del 
átomo y algunos fenómenos físicos de las 
partículas que lo constituyen. 
 Autores que aportaron al 
modelo Mecano cuántico 
Max Planck 
Werner 
Heisenberg 
Erwin 
Schrödinger 
Louis De 
Broglie 
 Aportes de Max Plank 
Al plantear la teoría cuántica en los 1900 da 
un giro en los conocimientos de la física. Este 
científico plantea que los átomos y moléculas 
emitían o absorbían energía. 
A esta energía emitida o 
absorbida de radiación 
electromagnética la llamo 
cuanto. 
Desde este 
científico surge 
un nuevo campo 
en la física. La 
mecánica 
cuántica. 
Cuantos…… 
E= h*v 
 Aportes De Broglie 
En 1924, este científico llega a la conclusión que 
los electrones tienen un comportamiento dual. Se 
sabe que cualquier partícula que tenga masa y 
que se mueva con cierta velocidad se comporta 
como onda. 
COMPORTAMIENTO 
DUAL 
ONDA 
 
 
PARTICULA 
Refracción 
interferencia 
 Aportes de Schrödinger 
En 1927, Erwin Schrödinger, 
alumno de Bohr, logra representar 
el comportamiento del electrón 
mediante una ecuación de onda. 
 
Los valores obtenidos al resolver la ecuación de onda, representan los 
orbitales atómicos (regiones de alta probabilidad de encontrar 
electrones en torno al núcleo), distintas a las orbitas fijas y estacionarias 
planteadas por Bohr. 
 Aportes de Heisenberg 
En 1928, Heisenberg, concluye que es imposible 
determinar con exactitud la posición y velocidad 
de una partícula, ya que mientras más exacta sea 
la determinación de una, más inexacta será la 
otra. (Principio de incertidumbre) 
Conclusiones del modelo 
mecano- cuántico 
 En el átomo, los electrones se encuentran 
ocupando diferentes orbitales atómicos. Estos 
orbitales se agrupan en niveles de energía. 
 Un orbital atómico es una región del espacio 
que se encuentra alrededor del núcleo en la que 
existe mayor probabilidad de encontrar un 
electrón. 
 Propiedades del electrón 
Electrón 
Comportamiento Masa Carga Espín 
El electrón se 
comporta como una 
partícula y como 
onda a la vez, por 
eso no puede 
determinarse su 
ubicación con 
exactitud. Pero si la 
probabilidad de 
encontrarlo en una 
zona. 
La Masa del 
electrón es 
9,1 x10-28g. Es 
muy pequeña 
de hecho 
equivale a 1840 
veces la masa 
del protón. 
Fue Robert A. 
Milllikan quien 
establece que la 
carga del electrón 
es 
-1,60 x10-19 C 
C=Coulomb 
El electrón puede 
girar y mostrarse 
en diversas 
direcciones, 
provocando un 
campo magnético. 
A este movimiento 
se llama Espín 
Analogía para entender los 
números cuánticos 
Para entender mejor que 
son los números cuánticos 
utilizaremos como ejemplo 
la ubicación de una 
persona para entrar al 
estadio con una entrada 
numerada 
Analogía para entender los 
números cuánticos 
Paso 1: En primer lugar observo la entrada y 
me fijo en que nivel o gradería esta mi asiento 
(los niveles me indican cuan cerca o lejos estoy 
del escenario) 
Nivel 1 
Nivel 2 
Nivel 3 
Nivel 4 
Nivel 5 
Nivel 6 
Nivel 7 
Nivel 8 
Analogía para entender los 
números cuánticos 
Paso 2: Después de encontrar el nivel, debo 
encontrar la fila dentro de ese nivel. (subnivel) 
Nivel 1 
Nivel 2 
Nivel 3 
Nivel 4 
Nivel 5 
Nivel 6 
Nivel 7 
Nivel 8 
Fila 1.A 
Fila 1.B 
Analogía para entender los 
números cuánticos 
Paso 3: Luego de localizar la fila, debo buscar el 
numero de asiento. (orbital) 
Nivel 1 
Nivel 2 
Nivel 3 
Nivel 4 
Nivel 5 
Nivel 6 
Nivel 7 
Nivel 8 
Fila A 
Fila B 
Asientos 
del 1 al 10 
Asientos 
del 11 al 20 
Analogía para entender los 
números cuánticos 
Paso 4: Una vez en el asiento, la persona puede 
ver el concierto sentada o de pie (tiene relación 
a la orientación) 
Nivel 1 
Nivel 2 
Nivel 3 
Nivel 4 
Nivel 5 
Nivel 6 
Nivel 7 
Nivel 8 
Fila A 
Fila B 
Asientos 
del 1 al 10 
Asientos 
del 11 al 20 
Analogía para entender los 
números cuánticos 
Nivel Gradería del estadio 
Subnivel Fila del estadio 
Orbital Asiento del estadio 
Electrón Orientación en que observo el Concierto 
Asociación con respecto al estadio 
Al resolver las ecuaciones de la mecánica cuántica 
(ecuación de onda de Schrödinger), aparecen unos 
números que marcan el comportamiento de los electrones 
en el átomo: Números cuánticos 
Números cuánticos 
Numero cuántico 
principal (n) 
Numero cuántico 
secundario(l) 
Numero cuántico 
magnético (m) 
Numero cuántico 
espín (s) 
Número cuántico 
principal (n) 
Este número corresponde a cada uno de los 
niveles o capas de energía del átomo. 
Los niveles de energía dependen de cuan 
cerca estén del núcleo: mientras más cerca, 
menor es la energía. 
A mayor valor de n: 
 Mayor es la energía del nivel 
 Mayor es la distancia del electrón al núcleo. 
 Mayor es la energía del electrón. 
Número cuántico 
Secundario (ℓ ) 
 Es conocido también como numero cuántico del 
momento angular, este número determina la 
distribución que adopta la nube electrónica y la forma 
geométrica del orbital. Cada nivel de ℓ representa un 
determinado orbital atómico, como se muestra a 
continuación. 
El valor de ℓ depende 
del n y se relaciona a 
través de la siguiente 
formula: 
ℓ=0,1 …(n-1) 
¡OJO! 
Número cuántico 
Secundario (ℓ ) 
 Por lo tanto el número cuántico secundario nos 
dice los subniveles que hay dentro del nivel 
atómico, como se observa a continuación: 
Formas de los 
orbitales atómicos (ℓ ) 
Un orbital describe una distribución especifica de la 
densidad electrónica en el espacio. Como se muestra a 
continuación: 
ORBITAL DE TIPO s Su forma es esférica y es 
el orbital de más baja 
energía. A medida que 
aumenta el nivel, crece 
el tamaño del orbital S. 
Número cuántico 
Secundario (ℓ ) 
ORBITAL DE TIPO p 
ORBITAL DE TIPO d 
Posee una simetría de esfera achatada la orientación esta 
dada por el eje cartesiano. 
Posee una simetría elíptica y 5 tipos de orbitales d. 
Número cuántico 
Secundario (ℓ ) 
ORBITAL DE TIPO f Posee una simetría elíptica y 7 tipos de orbitales f. 
Número cuántico 
Magnético (m) 
Determina la orientación del orbital atómico 
y la regula frente a un campo magnético 
externo. Este numero depende del azimutal y 
toma valores desde –ℓ hasta + ℓ pasando por 
0. 
Número cuántico 
 Espín (s) 
Describe el sentido de la rotación del electrón en torno a su 
propio eje (imaginario). Se distinguen dos tipos de spin: 
negativo y positivo, según giren en el sentido que lo hacen los 
punteros de un reloj o en sentido contrario respectivamente. 
Si el electrón fuese considerado 
como una esfera tendría dos 
sentidos de rotación: horario y 
antihorario. Se acostumbra asociar 
a estos dos sentidos los siguientes 
números -1/2 y +1/2 
Notación cuántica 
En resumen, un electrón puede ser representado 
simbólicamente por: 
3p1 
Indica el número cuántico principal 
Indica el número cuántico secundario 
Indica la cantidad de electrones 
existentes en un tipo de orbital 
Ejercicios de Nº Cuánticos 
Determine los números cuánticos del ultimo electrónque ingresa a los orbitales (utiliza la notación cuántica 
para recordar n , l, ml y ms: 
1. 2p5 
2. 3s1 
3. 5s1 
4. 6d7 
5. 7s2 
6. 3d5 
 
7. 
8. 6𝑑9 
9. 5𝑓12 
10. 8𝑠2 
11. 7𝑝3 
12. 2𝑠2 
4𝑝6 
Principio de mínima energía 
 o principio de Aufbau. 
 Para un átomo el estado fundamental es el más estable. 
 
 Los electrones deben ocupar los estados de más baja energía. 
 
 El llenado de los orbitales se realiza en orden creciente. 
 
 Los orbitales de mayor energía solo serán ocupados una vez que se 
ha completado la capacidad máxima de los orbitales de más baja energía. 
 
 Para seguir un orden adecuado se emplea las REGLAS DE LAS DIAGONALES. 
Reglas de las Diagonales. 
PRINCIPIO DE EXCLUSION DE PAULI 
 Este principio indica que en un átomo neutro no puede haber dos 
electrones que presenten los mismos números cuánticos( n, l ,ml, ms ). 
Debido a esto , se puede concluir que cada orbital acepta como máximo 
 dos electrones, los cuales deben tener espines contrarios. 
REGLA DE MAXIMA MULTIPLICIDAD DE HUND 
Esta regla establece que la distribución 
electrónica más estable, será aquellas 
en donde los subniveles presenten la 
mayor cantidad de espines paralelos. 
 
En este caso, los electrones van 
ocupando los subniveles de modo que 
cada electrón adicional que entra se 
ubica en orbitales diferentes con el 
mismo sentido de espín. 
REVISEMOS EL EJEMPLO: 
Primer electrón 
tercer electrón 
cuarto electrón 
quinto electrón 
sexto electrón 
segundo electrón espin + 1/2 
espin -1/2 
Configuración Electrónica 
La configuración electrónica de un elemento es la forma en la cual se distribuyen 
los electrones en los orbitales del átomo en su estado fundamental. 
El número de electrones de un átomo neutro es igual al número 
atómico Z. 
Especie Configuración electrónica 
𝐵5
11 
𝑆𝑖14
28 
𝐶𝑙17
35 
𝐹𝑒26
56 
Formación de iones 
Especie Configuración electrónica 
𝐶𝑎20
40 +2 
 
𝑂8
16 -2 
 
Configuración electrónica de los iones 
Para escribir la configuración electrónica de los iones, es necesario determinar 
la cantidad de electrones que posee la especie. 
n ℓ mℓ ms 
4𝑠1 
2𝑝4 
3𝑠2 
3𝑑5 
4𝑓3 
4𝑝5 
5𝑓8 
3. Complete la siguiente tabla: 
Actividad Propuesta 
Gases nobles Configuración electrónica 
𝐻𝑒2
4 
𝑁𝑒10
20 
𝐴𝑟18
40 
𝐾𝑟36
84 
𝑋𝑒54
131 
 
III. Escriba la configuración electrónica de los gases nobles: 
Configuración Electrónica Resumida: 
Consiste en colocar el símbolo del gas noble inmediatamente anterior entre corchetes, 
Para luego escribir la configuración electrónica de los electrones restantes. 
Gases 
nobles 
z 
𝐻𝑒2
4 
𝑁𝑒10
20 
𝐴𝑟18
40 
𝐾𝑟36
84 
𝑋𝑒54
131 
 
 [He] 
 [Ne] 
 [Ar] 
 [Kr] 
[Xe] 
Configuración extendida: 1𝑠2 2𝑠2 2𝑝6 3𝑠2 
Configuración resumida: 
3𝑝1 
IV. Escriba la configuración extendida y resumida de las siguientes especies. 
especies Configuración Extendida Conf. Resumida 
12Mg 
 
 
27Co 
 
 
53I 
 
 
56Ba 
 
 
 
 
𝑵𝟕
𝟏𝟒 
𝑴𝒈𝟏𝟐
𝟐𝟒 
 
𝑺𝟏𝟔
𝟑𝟐 -2 
 
𝑲𝟏𝟗
𝟑𝟗 
 
𝑪𝒍𝟏𝟕
𝟑𝟓 - 
 
𝑮𝒂𝟑𝟏
𝟕𝟎 +3 
 
𝑨𝒍𝟏𝟑
𝟐𝟕 +3 
 
𝑩𝒓𝟑𝟓
𝟖𝟎 
 
I. Escriba la configuración electrónica para las siguientes especies e indique 
el número de electrones del último nivel de energía. 
Actividades 
II. Determine los cuatro números cuánticos para el último electrón en las siguientes 
configuraciones electrónicas: 
Configuración electrónica n ℓ mℓ ms 
1𝑠2 2𝑠2 2𝑝6 
1𝑠2 2𝑠2 
1𝑠2 2𝑠2 2𝑝6 3𝑠2 3𝑝6 4𝑠2 
 
1𝑠2 2𝑠2 2𝑝6 3𝑠2 3𝑝6 4𝑠2 3𝑑9