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ASIGNATURA: QUÍMICA GRADO: 10 GRADO 
GUÍA No. 
 
 TEMA: 
 
ESTRUCTURA ATÓMICA 
DOCENTE(S): 
 
JUAN FERNANDO TABORDA CANO FECHA: 
 
MARZO / 2021 
 
EL ÁTOMO. 
El término átomo proviene de una palabra griega que significa “indivisible”, hace más de dos mil años un grupo de filósofos 
griegos creo el primer modelo atómico, atribuido a Demócrito (470-380 A.C.) quien consideraba que la materia no se puede 
seguir dividiendo después de llegar al elemento básico e indivisible: el átomo. 
Los prominentes físicos Dalton, Bohr, Einstein y Rutherford no fueron los primeros en hablar del átomo, de hecho la misma 
palabra “átomo” fue creada por el filósofo Griego Leucipo de Mileto y su discípulo Demócrito 450 años antes de Cristo. 
 
Principios fundamentales del Modelo atómico de Demócrito. 
1- Estos átomos son físicamente indivisibles. 
2- Entre cada átomo hay un espacio vacío. 
3- Los átomos son indestructibles. 
4- Los átomos están continuamente en movimiento. 
5- Hay muchos tipos de átomos. 
Como consecuencia de estas afirmaciones, los filósofos creían que la solidez de un material dependía del tipo de átomo 
del que estaba hecho y de la unión entre dichos átomos. Por lo que suponían que los átomos del agua eran diferentes a 
los de una roca por citar un ejemplo. 
A Demócrito se le considera el padre del átomo y pese a ser un modelo muy primitivo comparado con lo que conocemos 
actualmente. 
Demócrito y su maestro Leucipo fueron los creadores de este concepto. Este grupo de filósofos griegos fundó una corriente 
filosófica conocida como el Atomismo que afirmaba que toda la materia consistía de dos cosas, átomos y vacío. Aunque 
este modelo era plenamente filosófico, sin base física, fue una muy buena aproximación para explicar los diferentes 
materiales, los atomistas creían que existían varios tipos de átomos y a la vez el vacío entre ellos era variable. 
 
Platón posiblemente tenía algún conflicto personal con Demócrito ya que pretendía que todos sus escritos fueran 
eliminados, independientemente de la argumentación filosófica en contra de los mismos. Por otro lado, el discípulo de 
Platón, Aristóteles estaba consciente de la obra de Demócrito aunque no estaba de acuerdo con ella. Por ejemplo, 
Aristóteles afirmó que los elementos básicos tierra, fuego, aire y agua, no estaban hechos de átomos. Y aunque sus 
argumentos indicaron una clara oposición al atomismo de Demócrito, incluirlos en sus trabajos indica que el atomismo era 
tomado muy en serio por la élite de filósofos de Grecia. Más tarde, otros filósofos como Epicuro y su discípulo Lucrecio, 
retomaron el atomismo con algunas variantes. 
 
Modelo Atómico de Dalton. 
JOHN DALTON. 6 de septiembre de 1766 – 27 de julio de 1844 
Modelo, También conocido como el modelo de la bola de billar. Desarrollado en 1804. 
Después del Atomismo y las corrientes filosóficas Griegas, pasaron más de 2 mil años para que otra teoría atómica 
trascendiera en el mundo científico y ésta salió de los estudios de John Dalton, en 1804, John Dalton, basado en las ideas 
de los Atomistas, según algunos historiadores, presentó un modelo atómico que finalmente tuvo resonancia en los físicos 
de la época, era un científico y su modelo fue el resultado de las conclusiones de varios experimentos que realizó con 
gases. 
Principios básicos del modelo atómico de Dalton. 
1- Toda la materia está hecha de átomos. 
2- Los átomos son indivisibles e indestructibles. 
3- Todos los átomos de un elemento dado son idénticos . 
4- Los átomos de diferentes elementos varían en masa y propiedades. 
5- Los compuestos están formados por una combinación de dos o más tipos diferentes de átomos. 
6- Una reacción química es una reorganización de átomos. 
 
Consideraciones adicionales del Modelo de Dalton. 
Adicionalmente a estos principios básicos, Dalton propuso que los átomos de dos elementos que interactúan entre sí para 
formar moléculas, obedecen la Ley de Conservación de la Masa. Lo que significa que el número y las clases de átomos 
que contienen las moléculas son iguales al número y tipo de átomos de los productos usados en la reacción química. 
 
https://www.geoenciclopedia.com/albert-einstein/
https://www.geoenciclopedia.com/modelo-atomico-de-democrito/
Otro importante aspecto de su teoría fue la Ley de Proporciones Múltiples que indica que, al combinar los átomos de 
dos elementos, solo se pueden combinar de acuerdo a una relación de números enteros como 1:1, 2:1, 2:2, etc. Por 
ejemplo, el agua H2O se combina en la proporción 2:1, lo que significa que tiene dos átomos de hidrógeno y uno de oxígeno. 
Por lo tanto, ninguna otra proporción de estos elementos puede usarse para producir agua. 
Limitaciones y Errores en la Teoría de Dalton. 
Dalton pensaba que los átomos de todos los elementos permanecían individuales por lo que no pudo percatarse que en 
algunos elementos los átomos existen en moléculas, como por ejemplo el oxígeno puro que existe como O2 (o sea una 
molécula del mismo elemento con dos átomos de oxígeno). 
También pensó erróneamente que el compuesto más simple entre dos elementos es siempre un átomo de cada uno. Esto 
lo llevó a concluir que el agua era HO en vez de H2O. 
 
Modelo Atómico de Thomson. 
JOSEPH JOHN THOMSON.18 de Diciembre de 1856 – 27 de julio de 1844 
Modelo, También conocido como el modelo Pudín con pasas. Desarrollado en 1904. 
Sir Joseph John Thomson fue un científico británico que descubrió la primera partícula subatómica, el electrón. J.J. 
Thomson descubrió partículas cargadas negativamente mediante un experimento de tubo de rayos catódicos en el año 
1897. 
Como consecuencia de este descubrimiento, y considerando que aún no se tenía evidencia del núcleo de átomo, Thomson 
pensó que los electrones se encontraban inmersos en una sustancia de carga positiva que contrarrestaba la carga negativa 
de los electrones, ya que los átomos tienen carga neutral. 
Características del modelo atómico de Thomson 
1- Un átomo se asemeja a una esfera con materia de carga positiva y con electrones (partículas cargadas negativamente) 
presentes dentro de la esfera. 
2- 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. 
3- Para tener átomos con carga neutra, los electrones deberían estar inmersos en una sustancia con carga positiva. 
4- Aunque no era parte explícita del modelo, este modelo no tenía núcleo atómico. 
 
Limitaciones y Errores del modelo atómico de Thomson 
- El modelo atómico de Thomson no pudo explicar cómo se mantiene la carga en los electrones dentro del átomo. Tampoco 
pudo explicar la estabilidad de un átomo. 
- La teoría no mencionó nada sobre el núcleo del átomo. 
- Los protones y los neutrones aún no eran descubiertos y Thomson un científico serio se basó principalmente en crear 
una explicación con los elementos científicamente probados en la época. 
- Fue rápidamente descartado por los experimentos de la lámina de oro. 
- En este experimento se demostró que debería existir algo dentro del átomo con una fuerte carga positiva y mayor masa, 
el núcleo. 
 
Modelo Atómico de Rutherford 
ERNEST RUTHERFORD. Vivió desde: 20 de agosto de 1871 – 19 de octubre de 1937. 
Modelo, También llamado el modelo planetario. Desarrollado en 1911. 
Geiger y Marsden, ayudantes de Rutherford 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. 
 
El experimento consistía en bombardear con partículas alfa una 
lámina delgada de oro de 100 nm de espesor. Las partículas alfa 
eran iones, o sea átomos sin electrones por lo que solamente tenían 
protones y neutrones y en consecuencia una carga positiva. Si el 
modelo de Thomson era correcto,las partículas alfa atravesarían 
los átomos de oro en línea recta. 
Para estudiar la deflexión causada a las partículas alfa, colocó un 
filtro fluorescente de sulfuro de zinc alrededor de la fina lámina de 
oro donde pudieron observar que, aunque algunas partículas 
atravesaban los átomos de oro en línea recta, pero otras eran 
desviadas en direcciones aleatorias. 
 
Los resultados inesperados del experimento, hicieron concluir a 
Rutherford que el átomo tenía un centro con una fuerte carga positiva 
que cuando una partícula alfa intentaba pasar era rechazada por esta 
estructura central. 
Considerando la cantidad de partículas reflejadas y las que no lo 
eran, pudo determinar el tamaño de ese núcleo comparado con la 
órbita de los electrones a su alrededor y también pudo concluir que 
la mayor parte del espacio de un átomo está vacío. 
Adicionalmente, algunas de las partículas alfa fueron desviadas por 
la lámina de oro en ángulos muy pequeños, y por lo tanto pudo 
concluir que la carga positiva en un átomo no está uniformemente 
distribuida. La carga positiva en un átomo se concentra en un 
volumen muy pequeño. 
Finalmente, como muy pocas de las partículas alfa se desviaron hacia atrás, es decir, como si hubieran rebotado pudo 
deducir que el volumen ocupado por las partículas cargadas positivamente en un átomo es muy pequeño en comparación 
con el volumen total de un átomo. 
Principios básicos del modelo atómico de Rutherford. 
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 papeles iniciales, pero lo hizo a partir de 1912. 
3- Los electrones con carga eléctrica negativa, giran alrededor del núcleo. 
4- Los electrones gira 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. 
 
Limitaciones y Errores en el modelo de Rutherford. 
De acuerdo a las leyes de Newton era algo imposible y tampoco explicaba un aspecto importante de las leyes de Maxwell. 
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 Atómico de Bohr. 
NIELS BOHR. 7 de octubre de 1885 – 18 de noviembre de 1962. 
También llamado el modelo Rutherford-Bohr. Desarrollado en 1913. 
Aunque el modelo de Rutherford fue exitoso y revolucionario, tenía algunos conflictos 
con las leyes de Maxwell y con las leyes de Newton lo que implicaría que todos los 
átomos fueran inestables. 
En el modelo de Rutherford, lo electrones en movimiento con carga eléctrica negativa 
deberían emitir radiación electromagnética de acuerdo a las leyes de 
Electromagnetismo, lo que haría que esa pérdida de energía hiciera que los electrones 
redujeran su órbita moviéndose en espiral hacia el centro hasta colapsar con el núcleo. 
El modelo de Bohr resolvió esta problemática indicando que los electrones orbitan 
alrededor del núcleo, pero en ciertas orbitas permitidas con una energía específica 
proporcional a la constante de Planck. 
Estas órbitas definidas se les refirió como capas de energía o niveles de energía. En 
otras palabras, la energía de un electrón dentro de un átomo no es continua, sino 
“cuantificada”. Estos niveles están etiquetados con el número cuántico n (n = 1, 2, 3, 
etc.) 
Este modelo de niveles de energía, significaba que los electrones solo pueden ganar o perder energía saltando de una 
órbita permitida a otra y al ocurrir esto, absorbería o emitiría radiación electromagnética en el proceso. 
Principios básicos del modelo atómico de Bohr. 
1- Las partículas con carga positiva se encuentran en un volumen muy pequeño comparado con el tamaño del átomo y 
contienen la mayor parte de la masa del átomo. 
2- Los electrones con carga eléctrica negativa, giran alrededor del núcleo en órbitas circulares. 
3- Los electrones orbitan el núcleo en órbitas que tienen un tamaño y energía establecidos. Por lo tanto, no existen en un 
estado intermedio entre las órbitas. 
4- La energía de la órbita está relacionada con su tamaño. La energía más baja se encuentra en la órbita más pequeña. 
Cuanto más lejos esté el nivel de energía del núcleo, mayor será la energía que tiene. 
5- Los niveles de energía tienen diferentes números de electrones. Cuanto menor sea el nivel de energía, menor será la 
cantidad de electrones que contenga, por ejemplo, el nivel 1 contiene hasta 2 electrones, el nivel 2 contiene hasta 8 
electrones, y así sucesivamente. (2n2) 
6- La energía se absorbe o se emite cuando un electrón se mueve de una órbita a otra. 
Limitaciones y Errores en el modelo de Bohr 
El modelo no da ninguna razón por la cual los electrones se limitan únicamente a órbitas específicas. 
Asumió que los electrones tienen un radio y una órbita conocidos, algo que el Principio de Incertidumbre de Werner 
Heisenberg desmentiría una década más tarde. 
El modelo atómico de Bohr era capaz de modelar el comportamiento de los electrones en átomos de hidrógeno, pero no 
era tan exacto cuando se trataba de elementos con mayor cantidad de electrones. 
Este modelo también tenía conflictos para explicar el efecto Zeeman. Este efecto que se observa cuando las líneas 
espectrales se dividen en dos o más en presencia de un campo magnético externo y estático. 
De la misma forma, este modelo proporciona un valor incorrecto para el momento angular orbital del estado fundamental. 
Esto llevaría al modelo de Bohr a ser reemplazado por la teoría cuántica años más tarde, como consecuencia del trabajo 
de Heisenberg y Schrodinger. 
 
Modelo Atómico de Sommerfeld 
Arnold Sommerfeld, 5 de Disciembre 1868-26 de Abril de 1951 
El modelo atómico de Sommerfeld es una versión mejorada del modelo de 
Bohr, en el cual se explica el comportamiento de los electrones mediante la 
existencia de diferentes niveles energéticos dentro del átomo. Publicó en 1916 
su propuesta explicando las limitaciones de ese modelo aplicando la teoría de 
la relatividad de Einstein. 
Arnold Sommerfeld concluyó que la diferencia de energía entre los electrones 
—a pesar de que estos estuviesen en un mismo nivel energético— se debía a 
la existencia de subniveles energéticos dentro de cada nivel. 
Sommerfeld se basó en la Ley de Coulomb para enunciar que, si un electrón es 
sometido a una fuerza inversamente proporcional al cuadrado de la distancia, la 
trayectoria descrita debería ser elíptica y no estrictamente circular. 
Además, se basó en la teoría de la relatividad de Einstein para darle un tratamiento distinto a los electrones, y evaluar su 
comportamiento en función de las velocidades alcanzadas por dichas partículas fundamentales. 
Postulados 
Tras varios meses de estudios aplicando la ley de Coulomb y la teoría de la relatividad para explicar las deficiencias del 
modelo de Bohr, en 1916 Sommerfeld anunció dos modificaciones básicas sobre el citado modelo: 
– Las órbitas de los electrones pueden ser circulares o elípticas. 
– Los electrones alcanzan velocidades relativistas; esto es, valores cercanos a la velocidad de la luz. 
Sommerfeld definió dos variables cuánticas que permiten describir el momento angular orbital y la forma del orbital para 
cada átomo. Estas son: 
Número cuántico principal “n”Cuantiza el semieje mayor de la elipse descrita por el electrón. 
Número cuántico secundario “I” 
Cuantiza el semieje menor de la elipse descrita por el electrón. 
Este último valor, también conocido como número cuántico azimutal, fue designado con la letra “l” y adquiere valores que 
van desde 0 hasta n-1, siendo n el número cuántico principal del átomo. 
Dependiendo del valor del número cuántico azimutal, Sommerfeld asignó diferentes denominaciones para las órbitas, tal 
como se detalla a continuación: 
– l=0 → orbitales S. 
– l=1 → orbital principal u orbital p. 
– l=2 → orbital difuso u orbital d. 
– l=3 → orbital fundamental u orbital f. 
Además, Sommerfeld indicó que el núcleo de los átomos no era estático. De acuerdo con el modelo propuesto por él, tanto 
el núcleo como los electrones se mueven alrededor del centro de masa del átomo. 
 
Limitaciones 
Las principales deficiencias del modelo atómico de Sommerfeld son las siguientes: 
– La suposición de que, el momento angular se cuantiza como: un producto de la masa por la velocidad y el radio del 
movimiento, es falsa. El momento angular depende de la naturaleza de la onda del electrón. 
– El modelo no especifica qué desencadena el salto de un electrón de una órbita a otra, así como tampoco puede describir 
el comportamiento del sistema durante la transición del electrón entre órbitas estables. 
https://www.lifeder.com/modelo-atomico-bohr/
https://www.lifeder.com/modelo-atomico-bohr/
– Bajo los preceptos del modelo, es imposible conocer la intensidad de las frecuencias de emisión espectral. 
 
Modelo Atómico de Schrödinger 
Erwin Rudolf Josef Alexander Schrödinger, físico austríaco, (12 de agosto de 1887 – id., 4 de enero de 1961), Estableció 
el denominado modelo mecánico-cuántico. 
Postulados 
El modelo atómico de Schrödinger fue desarrollado por Erwin Schrödinger en 1926. Esta propuesta es conocida como el 
modelo mecánico cuántico del átomo, y describe el comportamiento ondulatorio del electrón. 
Para ello, el destacado físico austríaco se fundamentó en la hipótesis de Broglie, quien enunció que cada partícula en 
movimiento está asociada a una onda y puede comportarse como tal. 
Schrödinger sugirió que el movimiento de los electrones en el átomo correspondía a la dualidad onda-partícula, y en 
consecuencia, los electrones podían movilizarse alrededor del núcleo como ondas estacionarias. 
Schrödinger, quien fue galardonado con el Premio Nobel en 1933 por sus aportes a la teoría atómica, desarrolló la ecuación 
homónima para calcular la probabilidad de que un electrón se encuentre en una posición específica. 
 
Características del modelo atómico de Schrödinger 
- Describe el movimiento de los electrones como ondas estacionarias. 
- Los electrones se mueven constantemente, es decir, no tienen una 
posición fija o definida dentro del átomo. 
- Este modelo no predice la ubicación del electrón, ni describe la ruta que 
realiza dentro del átomo. Sólo establece una zona de probabilidad para ubicar 
al electrón. 
- Estas áreas de probabilidad se denominan orbitales atómicos. Los 
orbitales describen un movimiento de traslación alrededor del núcleo del 
átomo. 
- Estos orbitales atómicos tienen diferentes niveles y sub-niveles de energía, 
y pueden definirse entre nubes de electrones. 
- El modelo no contempla la estabilidad del núcleo, sólo se remite a explicar 
la mecánica cuántica asociada al movimiento de los electrones dentro del átomo. 
 
El edificio de la nueva mecánica cuántica se basa en tres pilares: la teoría de Planck, y en otros dos principios 
fundamentales, la dualidad onda-corpúsculo de De Broglie y el principio de incertidumbre de Heisemberg. 
El modelo atómico actual llamado "modelo orbital" o "cuántico - ondulatorio" se basa en: 
1- La dualidad onda-corpúsculo: Louis de Broglie. (1924) postula que el electrón y toda partícula material en movimiento 
tienen un comportamiento ondulatorio. 
2- El principio de incertidumbre de Heisenberg (1927) establece la imposibilidad de determinar simultáneamente y con 
precisión la posición y el momento lineal de una partícula en un momento dado. Ya no se podría decir dónde se encontraría 
con exactitud una partícula, como máximo se podría llegar a precisar el punto en dónde se hallaría con mayor probabilidad. "Es 
imposible determinar simultáneamente y con exactitud, la posición y la velocidad del electrón". 
3- La naturaleza ondulatoria del electrón permite que este sea descrito por una ecuación de ondas. Schrödinger (1926) 
formuló una ecuación (ecuación de ondas de Schrödinger) que describe el comportamiento y la energía de las partículas 
subatómicas. Esta ecuación incorpora tanto el comportamiento de partícula, en términos de la masa m, como el de onda, 
en términos de una función de onda Ψ, que depende de la ubicación del sistema en el espacio. 
 
Cada solución de la ecuación de ondas de Schrödinger describe un posible estado del electrón, que se denomina orbital 
atómico, concepto análogo al de órbita en el modelo de Bohr. 
El valor tan bajo de la constante de Planck h=6,626·10-34 J·s impide percibir el comportamiento ondulatorio de la 
materia en objetos grandes o cotidianos, ya que la longitud de onda asociada es tan pequeña que dicho comportamiento 
resulta indetectable. 
 
En la descripción de un átomo en el contexto de la mecánica cuántica, se sustituye el concepto de órbita por el de orbital 
atómico. Un orbital atómico es la región del espacio alrededor del núcleo en el que la probabilidad de encontrar un 
electrón es máxima. 
 
Aunque con la mecánica cuántica queda claro que no se puede saber con certeza dónde se encuentra un electrón, sí 
define la región en la que puede encontrarse en un momento dado. El cuadrado de la función de onda, Ψ2, define la 
distribución de densidad electrónica alrededor del núcleo. Este concepto de densidad electrónica, da la probabilidad de 
encontrar un electrón en una cierta región del átomo, llamada orbital. Las regiones de alta densidad electrónica representan 
la mayor probabilidad de localizar un electrón, mientras que lo contrario se aplica a regiones de baja densidad electrónica. 
 
La solución matemática de la ecuación de Schrödinger precisa de tres números cuánticos. Cada trío de valores de 
estos números describe un orbital. 
 
Nº cuántico principal (n): puede tomar valores enteros (1, 2, 3...) y coincide con el mismo nº cuántico introducido por 
Bohr. Está relacionado con la distancia promedio del electrón al núcleo en un determinado orbital y, por tanto, con el tamaño 
de este e indica el nivel de energía. 
Nº cuántico secundario (ℓ): puede tener todos los valores desde 0 hasta n – 1. Está relacionado con la forma del orbital 
e indica el subnivel de energía. 
Nº cuántico magnético (mℓ): puede tener todos los valores desde - ℓ hasta + ℓ pasando por cero. Describe la orientación 
espacial del orbital e indica el número de orbitales presentes en un subnivel determinado. 
 
Para explicar determinadas características de los espectros de emisión se consideró que los electrones podían girar en 
torno a un eje propio, bien en el sentido de las agujas del reloj, bien en el sentido contrario. Para caracterizar esta doble 
posibilidad se introdujo el nº cuántico de espín (ms) que toma los valores de + ½ o - ½. 
- (n, ℓ, mℓ) Definen un orbital 
- (n, ℓ, mℓ, ms) Definen a un electrón en un orbital determinado 
 
ACTIVIDAD 1 
1. ¿Cuáles son las limitaciones de los modelos atómicos de Bohr y Sommerfeld? 
2. ¿Qué quiere decir la frase: “la materia y la radiación tienen naturaleza dual”? 
3. ¿Cuál es el significado físico de la función de onda? ¿Y del cuadrado de la función de onda? 
4. ¿Cómo se utiliza el concepto de densidad electrónica para describir la posición de un electrón en el tratamiento de la 
mecánica cuántica para un átomo? 
5. Señala los principios en los que se basa el modelo atómico cuántico actual. 
6. ¿Cuántos números cuánticos definen a un orbital? ¿Y a un electrón? 
7. ¿Cuáles de las siguientes designaciones deorbitales no son posibles?: 6s, 2d, 8p, 4f, 1p y 3f, escriba las razones. 
8. ¿Existe alguna diferencia entre los términos órbita y orbital? De ejemplos. 
9. ¿Por qué existen cinco tipos de orbitales d y siete tipos de orbitales f? De explicacio0nes claras. 
10. Indica cuál o cuáles de los siguientes grupos de tres valores correspondientes a los números cuánticos n, ℓ y mℓ están 
permitidos: a) (3, -1, 1); b) (3, 1, 1); c) (1, 1, 3); d) (5, 3, -3); e) (0, 0, 0); f) (4, 2, 0); g) (7, 7, 2). 
11. ¿Cuáles son los números cuánticos que caracterizan al electrón de notación 4d9? Realiza el proceso demostrativo. 
12. Un electrón de un átomo está en el nivel cuántico n = 3. Enumera los posibles valores de ℓ y mℓ. 
13. Establecer los valores de los números cuánticos y el número de orbitales presentes en cada subnivel, para los 
siguientes subniveles: a) 4p; b) 3d; c) 3s y d) 5f, realiza los procesos 
14. ¿Qué diferencias y semejanzas hay entre un orbital 1s y un orbital 2s? 
15. ¿Cuál es la diferencia entre un orbital 2px y un orbital 2py? 
15. Dadas las siguientes configuraciones electrónicas, da una explicación de las mismas en función de su posible existencia 
o no: a) 1s2 2s3 2p6; b) 1s2 2s22p4 3d1; c) 1s2 2s2 2px2 2py2; d) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1. e) 1s2 2s2 2p5 3s2 3p6 4s1 Realiza 
procesos. 
 
ACTIVIDAD 2 
1- Busca tres ejemplos de cada uno de átomos Isótopos, Isótonos, e isobaros. 
2- Establece la masa atómica para tres elementos que presenten isótopos. 
3- Establece la masa fórmula y molecular para tres ejemplos de debes escribir. 
4- Realiza la distribución electrónica, para dos ejemplos de cada región de la tabla periódica. 
5- Escribe la distribución electrónica de ejemplos diferentes que permitan ubicar los números cuánticos en los electrones 
en los siguientes niveles: 
a- El segundo electrón del segundo nivel P. 
b- El primer electrón del tercer nivel S 
c- El quinto electrón del quinto nivel d 
d- el onceavo electrón del cuarto nivel f 
 
Nota: Es importante que siga los conceptos establecidos en las diapositivas y en el complemento del taller para solucionar 
las actividades