RADIOCTIVIDAD: konrad roentgen anuncio eldescubrimineto de los rayos x, son emisionesde energía q se producen de modo finito en algunas sustancias, que tienen poco poder de penetración. H. Becquerel y m. Y p. Curie descubren una nueva emisión de energía mucho mas intensa a la cual llamaron radiactividad, demostrando q esta radiación era proporcional a la cantidad de uranio de muestra. Hay 3 tipos: -rayos beta: becquerel demuestra q eran una corriente de e- (rayos catodicos) -rayos alfa: Rutherford sugiere q son partículas de carga +. Hay sabems q son núcleos de He2+. -rayos y: paúl vilard indica q tiene naturaleza energética mayor q los rayos x. No están formados por partículas materiales. –EXPERIENCIA DE Rutherford: estudiando el comportamiento de las partículas alfa, diseña unos de los experimentos mas famosos de la física moderna. Losresultados obtenidos son: -la inmensa mayoría atraviesan la lamina de oro. -solo una de cada 20000 atraviesan la lamina pero se desvían in cierto ángulo (fenómeno de dispersión) -1 de cada 100000 no son capaces de atravesar la lamina de Au. –MODELO Atómico DE Rutherford: tiene 3 puntos principales: -el átomo consta d una parte cntral llamada nucleocon casi toda la masa y tosa la carga +. -los e- se encuentran en la corteza girando en orbitas circulares alrededor del núcleo a v tal q la fuerza centrifuga del e- en su giro se compensa con la f de atracción electroestatica con el. – para mantener la neutralidad del átomo, el nº de cargas + del núcleo es compenso la carga negativa de los electrones de la corteza. el protón es aprox. 1836 veces mas pesado q el e- y k la carga d ambas partículas es la misma, solo qd diferente signo. Rutherford sugirió que en los núcleos de los átomos existen otras partículas de masa casi igual a la del protón, pero sin carga eléctrica (denominados NEUTRONES)
. Hubo que esperar a 1932 para que James Chadwick (1891-1974. PN Física 1935)
pudiera identificarlos experimentalmente mediante el bombardeo de átomos de berilio con partículas a y cerciorarse que se emitía una nueva partícula sin carga y cuya masa era aproximadamente la del protón. Núcleo Atómico: Se denomina Z (NÚMERO ATÓMICO) AL NÚMERO DE PROTONES QUE CONTIENE EL NÚCLEO DE CUALQUIER ÁTOMO,
EL NÚCLEO DE CUALQUIER ELEMENTO SE REPRESENTA, POR CONVENIO, DE LA SIGUIENTE MANERA: AZX DONDE X ES EL SÍMBOLO DEL ELEMENTO AL CUAL PERTENECE EL NÚCLEO. Todos los núcleos qutengan el mismo número Z representan al mismo elemento químico. Así, al analizar el núcleo 3717Cl, sabemos que este núcleo de cloro tiene 17 protones (todos los núcleos de cloro tienen 17 protones), y además 37 – 17 = 20 neutrones. LOS ÁTOMOS DEL MISMO ELEMENTO QUE SE DIFERENCIAN EN EL NÚMERO DE NEUTRONES PRESENTES EN EL NÚCLEO SE DENOMINAN ISÓTOPOS. Cuando un haz de luz blanca pasa a través de un prisma se dispersa, dando lugar a un conjunto de luces de distintos colores: rojo, naranja, amarillo, verde, azul y violeta y toda la gama de colores intermedios, formando así lo que se denomina el espectro visible.
Por lo tanto la luz blanca está compuesta de infinidad de colores o radiaciones electromagnéticas simples.
Todas estas radiaciones electromagnéticas constituyen el espectro “visible”, que en realidad es sólo una manera de transmitir energía.
Hoy en día se conoce la totalidad de las posibles radiaciones que constituyen lo que se conoce como el “espectro electromagnético”, del cual, la zona visible es muy pequeña.
los alemanes Gustav Kirchhoff (1821-1887) y Robert Bunsen (1811-1899) descubren que al arder una sustancia pura emite una luz carácterística, típica de cada sustancia. Dispersando esta luz haciéndola atravesar un prisma, se obtiene una imagen típica de la sustancia, un espectro, que sirve para identificarla, algo sí como sus huellas luminosas.
Lo que realmente hicieron
fue estudiar las señales luminosas de los átomos excitados de diferentes sustancias, mediante la llama del mechero ideado por Bunsen
Una vez excitados y en estado gaseoso, los átomos emiten una radiación carácterística, que solo contiene determinadas longitudes de onda: este es el ESPECTRO DE EMISIÓN DE LA SUSTANCIA ESTUDIADA.
MODELO ATÓMICO DE BOHR:
Niels Bohr (1885-1962. PN Física 1922) se apuntó un gran triunfo en 1913 al explicar el espectro del hidrógeno. La clave del éxito consistíó en aplicar al modelo de Rutherford la teoría cuántica dada por Max Planck POSTULADOS DE BOHR llegó a la conclusión de que LA ENERGÍA NO ES DIVISIBLE INDEFINIDAMENTE SINO QUE EXISTEN ÚLTIMAS PORCIONES DE ENERGÍA A LAS LLAMO CUANTOS. La radiación emitida (o absorbida) por un cuerpo sólo puede ser un número entero de cuantos. desarrolló su modelo en tres postulados:PRIMER POSTULADO. EL ÁTOMO CONSTA DE UNA PARTE CENTRAL (NÚCLEO) EN LA QUE SE HALLA LOCALIZADA LA CARGA POSITIVA, ASÍ COMO LA CASI TOTALIDAD DE LA MASA. EN TORNO A ESTE NÚCLEO CENTRAL Y A GRAN DISTANCIA DE ÉL, GIRA EL ELECTRÓN EN ORBITAS CIRCULARES SIN EMITIR NI ABSORBER ENERGÍA RADIANTE, LLAMADAS ÓRBITAS ESTACIONARIAS.
Este postulado en realidad resulta ser el modelo de E. Rutherford, pero con la presencia de estas órbitas estacionarias.
SEGUNDO POSTULADO.
BOHR PROPUSO QUE EL ÁTOMO ESTABA CUANTIZADO, ES DECIR, QUE SÓLO PODÍA TENER CIERTAS CANTIDADES DE ENERGÍA PERMITIDAS. ESTO IMPLICA QUE EL ELECTRÓN NO PUEDE GIRAR A CUALQUIER DISTANCIA ALREDEDOR DEL NÚCLEO, SINO EN CIERTAS ÓRBITAS SOLAMENTE (A DIFERENCIA DEL MODELO DE Rutherford), TODAS LAS DEMÁS ÓRBITAS LE SERÁN PROHIBIDAS.
DE LAS INFINITAS ÓRBITAS DADAS POR EL POSTULADO ANTERIOR SÓLO SON POSIBLES AQUELLAS EN LAS QUE EL MOMENTO ANGULAR DEL ELECTRÓN ES UN MÚLTIPLO ENTERO DE LA CANTIDAD 
.
TERCER POSTULADO.
CUANDO UN ELECTRÓN PASA DE UNA ÓRBITA A OTRA ABSORBE O EMITE ENERGÍA EN FORMA DE FOTONES, EN UNA CANTIDAD IGUAL A DE = h f.
INTERPRETACIÓN DE LOS ESPECTROS ATÓMICOS
descubríó
que las frecuencias de la zona visible del espectro del átomo de hidrógeno
responden a la fórmula:
CUANDO EL ELECTRÓN SALTA DE UNA ÓRBITA DE MAYOR A OTRA DE MENOR ENERGÍA (MÁS CERCANA AL NÚCLEO), LA DIFERENCIA DE ENERGÍA SE EMITE EN FORMA DE FOTÓN, CUYA FRECUENCIA VIENE DADA POR LA ECUACIÓN DE PLANCK. ASÍ SE EXPLICA QUE EN EL ESPECTRO DEL ÁTOMO SÓLO APAREZCAN UNAS CUANTAS FRECUENCIAS.
Balmer obtuvo su fórmula de una forma empírica, gracias a su habilidad matemática, pero no pudo dar justificación alguna de la misma, y, es más, todos los intentos que se hicieron por la comunidad científica de su época para interpretar teóricamente la fórmula de Balmer fracasaron.
EL GRAN TRIUNFO DEL MODELO ATÓMICO DE BOHR ES QUE JUSTIFICA LA FÓRMULA EMPÍRICA DE BALMER Y, POR TANTO, INTERPRETA EL ESPECTRO DEL ÁTOMO DE HIDRÓGENO.
MODELO ATÓMICO DE BOHR:
Niels Bohr (1885-1962. PN Física 1922) se apuntó un gran triunfo en 1913 al explicar el espectro del hidrógeno. La clave del éxito consistíó en aplicar al modelo de Rutherford la teoría cuántica dada por Max Planck POSTULADOS DE BOHR llegó a la conclusión de que LA ENERGÍA NO ES DIVISIBLE INDEFINIDAMENTE SINO QUE EXISTEN ÚLTIMAS PORCIONES DE ENERGÍA A LAS LLAMO CUANTOS. La radiación emitida (o absorbida) por un cuerpo sólo puede ser un número entero de cuantos. desarrolló su modelo en tres postulados: -PRIMER POSTULADO. EL ÁTOMO CONSTA DE UNA PARTE CENTRAL (NÚCLEO) EN LA QUE SE HALLA LOCALIZADA LA CARGA POSITIVA, ASÍ COMO LA CASI TOTALIDAD DE LA MASA. EN TORNO A ESTE NÚCLEO CENTRAL Y A GRAN DISTANCIA DE ÉL, GIRA EL ELECTRÓN EN ORBITAS CIRCULARES SIN EMITIR NI ABSORBER ENERGÍA RADIANTE, LLAMADAS ÓRBITAS ESTACIONARIAS. Este postulado en realidad resulta ser el modelo de E. Rutherford, pero con la presencia de estas órbitas estacionarias. -SEGUNDO POSTULADO. BOHR PROPUSO QUE EL ÁTOMO ESTABA CUANTIZADO, ES DECIR, QUE SÓLO PODÍA TENER CIERTAS CANTIDADES DE ENERGÍA PERMITIDAS. ESTO IMPLICA QUE EL ELECTRÓN NO PUEDE GIRAR A CUALQUIER DISTANCIA ALREDEDOR DEL NÚCLEO, SINO EN CIERTAS ÓRBITAS SOLAMENTE (A DIFERENCIA DEL MODELO DE Rutherford), TODAS LAS DEMÁS ÓRBITAS LE SERÁN PROHIBIDAS. DE LAS INFINITAS ÓRBITAS DADAS POR EL POSTULADO ANTERIOR SÓLO SON POSIBLES AQUELLAS EN LAS QUE EL MOMENTO ANGULAR DEL ELECTRÓN ES UN MÚLTIPLO ENTERO DE LA CANTIDAD .-TERCER POSTULADO. CUANDO UN ELECTRÓN PASA DE UNA ÓRBITA A OTRA ABSORBE O EMITE ENERGÍA EN FORMA DE FOTONES, EN UNA CANTIDAD IGUAL A DE = h f. –INTERPRETACIÓN DE LOS ESPECTROS ATÓMICOS descubríó que las frecuencias de la zona visible del espectro del átomo de hidrógeno responden a la fórmula:CUANDO EL ELECTRÓN SALTA DE UNA ÓRBITA DE MAYOR A OTRA DE MENOR ENERGÍA (MÁS CERCANA AL NÚCLEO), LA DIFERENCIA DE ENERGÍA SE EMITE EN FORMA DE FOTÓN, CUYA FRECUENCIA VIENE DADA POR LA ECUACIÓN DE PLANCK. ASÍ SE EXPLICA QUE EN EL ESPECTRO DEL ÁTOMO SÓLO APAREZCAN UNAS CUANTAS FRECUENCIAS.Balmer obtuvo su fórmula de una forma empírica, gracias a su habilidad matemática, pero no pudo dar justificación alguna de la misma, y, es más, todos los intentos que se hicieron por la comunidad científica de su época para interpretar teóricamente la fórmula de Balmer fracasaron.EL GRAN TRIUNFO DEL MODELO ATÓMICO DE BOHR ES QUE JUSTIFICA LA FÓRMULA EMPÍRICA DE BALMER Y, POR TANTO, INTERPRETA EL ESPECTRO DEL ÁTOMO DE HIDRÓGENO.
La mecánica cuántica se basa en una serie de hechos: EFECTO FOTOELÉCTRICO: Fue descubierto por Heinrich Hertz (1857-1894) en 1887. Este investigador comprobó que al hacer incidir luz por encima de un cierto umbral de frecuencias, sobre un metal, este emitía partículas de carga negativa o electrones, cuya emisión era mayor con la intensidad de la luz, pero sólo a esas frecuencias, ya que a otras frecuencias menores, por más intenso que fuera el haz luminoso, no había emisión alguna. En 1905, Albert Einstein hizo notar que en algunos aspectos, la luz se comporta como si fuera una corriente de partículas que él llamó FOTONES y supuso que cada fotón representaba un paquete o “cuanto” de energía cuyo valor era hf. Se apoya en la famosa ecuación de Max Planck 
. De esta manera la energía es proporcional a la frecuencia de la radiación emitida.
DUALIDAD ONDA-CORPÚSCULO
Albert Einstein había puesto de manifiesto, a principios de siglo, que la luz (y la radiación electromagnética en general) considerada tradicionalmente como un fenómeno ondulatorio, podía a veces comportarse como un conjunto de partículas (fotones). ¿Sería cierto lo contrario? Louis De Briglie quien sugirió esta posibilidad. ESTE PRINCIPIO DE DUALIDADQUIERE DECIR QUE EL ESTUDIO DE UNA DETERMINADA PARTÍCULA TENEMOS DOS MANERAS DEABORDARLO. DEPENDIENDO DE SUS DIMENSIONES Y DE SU VELOCIDAD PODEMOS ESTUDIARLA COMO UN Corpúsculo O COMO LA ONDA QUE LLEVA ASOCIADA A SU MOVIMIENTO.
PRINCIPIO DE INCERTIDUMBRE DE HEISENBERGdado por Werner Heisenberg INDICA QUE ES IMPOSIBLE DETERMINAR SIMULTÁNEAMENTE LA POSICIÓN Y LA VELOCIDAD EXACTAS DE UN ELECTRÓN.
MODELO DE LA NUBE DE CARGA
La mecánica cuántica u ondulatoria, desarrollada entre 1925-27 principalmente POR ERWIN SCHRÖDINGER (1887-1961. PN Física 1933), Werner Heisenberg (1901-1976. PN 1932) y Paúl DIRAC (1902-1984. PN Física 1933), tiene su origen en la hipótesis de Louis De Broglie y engloba el principio de Heisenberg e ideas cuánticas. Se basa en la llamada ECUACIÓN DE ONDAS, complicada ecuación matemática propuesta por Schrödinger en 1926, para describir el comportamiento de partículas pequeñas como el electrón.
PRINCIPIO DE INCERTIDUMBRE DE HEISENBERGdado por Werner Heisenberg INDICA QUE ES IMPOSIBLE DETERMINAR SIMULTÁNEAMENTE LA POSICIÓN Y LA VELOCIDAD EXACTAS DE UN ELECTRÓN.
MODELO DE LA NUBE DE CARGA
La mecánica cuántica u ondulatoria, desarrollada entre 1925-27 principalmente POR ERWIN SCHRÖDINGER (1887-1961. PN Física 1933), Werner Heisenberg (1901-1976. PN 1932) y Paúl DIRAC (1902-1984. PN Física 1933), tiene su origen en la hipótesis de Louis De Broglie y engloba el principio de Heisenberg e ideas cuánticas. Se basa en la llamada ECUACIÓN DE ONDAS, complicada ecuación matemática propuesta por Schrödinger en 1926, para describir el comportamiento de partículas pequeñas como el electrón.
NÚMERO CUÁNTICO DE SPIN (s o ms), cuyos únicos valores posibles son 
1s
2s2p 3s3p 4s3d 4p 5s4d 5p 6s4f 5d 6p 7s5f 6d 7pconf. Tipo GAS NOBLE: He: 2 ; Ne: 10; Ar: 18; Kr: 36; X: 54; Rn: 86 700-647: rojo; 647-585: naranja; 585-575: amarillo; 575-491: verde; 491-424: azul; 424-400: violeta. _______________________________________________________________ N=nivel principal de la energía de un orbital y su volumen efectivo. L= subniveldeenergia de unorbital. Tipos y numero de orbitales de un nivelde energía. M: orbitales degenerados (iguales) de cada nivel. S: momento magnético intrínseco del electrón. ______________________________________________________________ AE: es la energía puesta en juego para un átomo en estado fundamental y gaseoso, darle un e- y formar el correspondiente anión gaseoso. PI: es la energía necesaria para un átomo en estado fundamental y gaseoso, arrancarle un electrón y formar el correspondiente catión gaseoso