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GUÍA DE TRABAJO
Versión: 1
Código: DA-FO-431
ÁREA: CIENCIAS NATURALES Y EDUCACIÓN AMBIENTAL (Química)
GRADO:_10°__
JORNADA: M - T
SEMESTRE: __I___
FECHA:_______________
TEMA: Estructura atómica
TIPO DE GUÍA: Conceptual
INDICADOR DE DESEMPEÑO: Explica situaciones químicas sobre clasificación, estructura y
propiedades de la materia a partir del concepto de teoría atómica
TIEMPO (Número de Semanas): 3
El átomo
Los modelos cuánticos del átomo son necesarios para comprender la estructura electrónica de los
átomos -justificando su ordenación en el sistema periódico y los enlaces de las moléculas, de donde
deriva el impresionante desarrollo de la Química. También lo son para explicar las propiedades
eléctricas, magnéticas y en general, la naturaleza de los sólidos, base de la moderna electrónica.
¿Qué es un modelo atómico?
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.
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 comportan los
átomos.
MODELOS ATÓMICOS
Modelo atómico de Dalton
John Dalton (1766-1844). Químico y físico británico. Creó una importante teoría atómica de la
materia. En 1803 formuló la ley que lleva su nombre y que resume las leyes cuantitativas de la
química (ley de la conservación de la masa, realizada por Lavoisier; ley de las proporciones
definidas, realizada por Louis Proust; ley de las proporciones múltiples, realizada por él mismo). Su
teoría se puede resumir en:
1.- Los elementos químicos están formados por partículas muy pequeñas e indivisibles llamadas
átomos.
2.- Todos los átomos de un elemento químico dado son idénticos en su masa y demás propiedades.
3.- Los átomos de diferentes elementos químicos son distintos, en particular sus masas son
diferentes.
4.- Los átomos son indestructibles y retienen su identidad en los cambios químicos.
5.- Los compuestos se forman cuando átomos de diferentes elementos se combinan entre sí, en una
relación de números enteros sencilla, formando entidades definidas (hoy llamadas moléculas).
Esto quería decir que un átomo de oxígeno más un átomo de hidrógeno daba un átomo o molécula
de agua.
La formación de agua a partir de oxígeno e hidrógeno supone la combinación de átomos de estos
elementos para formar "moléculas" de agua. Dalton, equivocadamente, supuso que la molécula de
agua contenía un átomo de oxígeno y otro de hidrógeno.
Dalton, además de esta teoría creó la ley de las proporciones múltiples. Cuando los elementos se
combinan en más de una proporción, y aunque los resultados de estas combinaciones son
compuestos diferentes, existe una relación entre esas proporciones.
Cuando dos elementos se combinan para formar más de un compuesto, las cantidades de uno de
ellos que se combina con una cantidad fija del otro están relacionadas entre sí por números enteros
sencillos.
A mediados del siglo XIX, unos años después de que Dalton enunciara se teoría, se desencadenó
una serie de acontecimientos que fueron introduciendo modificaciones al modelo atómico inicial.
De hecho, el mundo atómico es tan infinitamente pequeño para nosotros que resulta muy difícil su
conocimiento. Nos hallamos frente a él como si estuviésemos delante de una caja cerrada que no se
pudiese abrir. Para conocer su contenido solamente podríamos proceder a manipular la caja
(moverla en distintas direcciones, escuchar el ruido, pesarla...) y formular un modelo de acuerdo con
nuestra experiencia. Este modelo sería válido hasta que nuevas experiencias nos indujeran a
cambiarlo por otro. De la misma manera se ha ido construyendo el modelo atómico actual; de Dalton
hasta nuestros días se han ido sucediendo diferentes experiencias que han llevado a la formulación
de una serie de modelos invalidados sucesivamente a la luz de nuevos acontecimientos.
Modelo Atómico De Thomson
Joseph John Thomson fue un científico británico que vivió entre los años 1856 y 1940 que descubrió
el electrón y los isótopos. Ganó el Premio Nobel de Física en 1906 y su teoría sobre el átomo decía
que los átomos estaban compuestos por electrones de carga negativa en un átomo positivo, es decir,
como si tuviéramos una bola cargada positivamente rellena de electrones (carga negativa), también
conocido como Modelo del Pudin De Pasas porque parece un bizcocho relleno de pasas.
Modelo Atómico de Rutherford
Tras el descubrimiento del Protón, Rutherford formuló su modelo atómico. En 1911, Rutherford
empleó las partículas alfa para determinar la estructura interna de la materia. A partir de ese
experimento dedujo que:
La mayoría de las partículas atraviesan la lámina sin desviarse (99,9%).
Algunas partículas se desvían (0,1%).
Al ver que no se cumplía el modelo propuesto por Thomson, Rutherford formuló el modelo nuclear
del átomo. Según este modelo, el átomo está formado por un núcleo y una corteza:
En el núcleo se concentra casi la totalidad de la masa del átomo, y tiene carga positiva.
La corteza está formada por los electrones, que giran alrededor del núcleo describiendo órbitas
circulares (sistema solar en miniatura)
Así mismo, también dijo que la materia es neutra, ya que la carga positiva del núcleo y la negativa de
la corteza se neutralizan entre sí.
Rutherford dedujo que:
La materia está casi vacía; el núcleo es 100.000 veces más pequeño que el radio del átomo. La
mayoría de las partículas alfa no se desvían porque pasan por la corteza, y no por el núcleo. Las que
pasan cerca del núcleo se desvían porque son repelidas. Cuando el átomo suelta electrones, el
átomo se queda con carga negativa, convirtiéndose en un ión negativo; pero si, por el contrario, el
átomo gana electrones, la estructura será positiva y el átomo se convertirá en un ión negativo. El
átomo es estable.
Max Planck y la teoría cuántica
Max Karl Ernst Ludwig Planck nació el 23 abril de 1858, en Kiel, Schleswig-Holstein, Alemania. Fue
premiado con el Nobel y considerado el creador de la teoría cuántica. Albert Einstein dijo: "Era un
hombre a quien le fue dado aportar al mundo una gran idea creadora". De esa idea creadora nació la
física moderna.
En 1900 Planck formuló que la energía se radia en unidades pequeñas separadas que llamamos
cuantos.
Avanzando en el desarrollo de esta teoría, descubrió una constante de naturaleza universal que se
conoce como la constante de Planck. La ley de Planck establece que la energía de cada cuanto es
igual a la frecuencia de la radiación multiplicada por la constante universal. Sus descubrimientos, sin
embargo, no invalidaron la teoría de que la radiación se propagaba por ondas. Los físicos en la
actualidad creen que la radiación electromagnética combina las propiedades de las ondas y de las
partículas.
Los descubrimientos de Planck, que fueron verificados posteriormente por otros científicos, fueron el
nacimiento de un campo totalmente nuevo de la física, conocido como mecánica cuántica y
proporcionaron los cimientos para la investigación en campos como el de la energía atómica.
Reconoció en 1905 la importancia de las ideas sobre la cuantificación de la radiación
electromagnética expuestas por Albert Einstein, con quien colaboró a lo largo de su carrera.
El propio Planck nunca avanzó una interpretación significativa de sus quantums. En 1905 Einstein,
basándose en el trabajo de Planck, publicó su teoría sobre el fenómeno conocido como efecto
fotoeléctrico. Dados los cálculos de Planck, Einstein demostró que las partículas cargadas absorbían
y emitían energías en cuantos finitos que eran proporcionales a la frecuencia de la luz o radiación.
En 1930, los principios cuánticos formarían los fundamentos de la nueva física.
El efecto fotoeléctrico y el espectro electromagnético de Maxwell
Físico teórico escocés Es descendiente de una antigua familia escocesa, en 1850, ingresó a la
universidad de Cambridge como alumno privado de William Hopkins, el instructor matemático más
hábil de su tiempo. En 1856 fue nombrado en la cátedra de filosofía natural en Marichal College en
Aberdeen, donde combinó sus clases con investigaciones sobre la electricidad.
A partir de las relaciones encontradas por Faraday entre la luz, el magnetismo y la electricidad, y de
su hallazgo de los campos magnéticos, Maxwell formuló 4 ecuaciones que describían todo el
comportamiento de la electricidad y el magnetismo. Probó entonces que ambos fenómenos eran
parte de una sola interacción electromagnética.
Confirmó además que, al producirse vibraciones en el campo electromagnético, se originan
ondulaciones que se desplazan a la velocidad de la luz. Cuando la vibración tiene la velocidad
adecuada se crea la luz, de modo que esta puede ser considerada como un ejemplo de radiación
electromagnética. Pero dependiendo de la velocidad de la vibración, las ondas generadas pueden
ser visibles o invisibles (infrarrojas o ultravioletas) es decir, que existe un espectro
electromagnético en el que la luz visible apenas ocupa un pequeño sector.
El efecto fotoeléctrico
La emisión de electrones por metales iluminados con luz de determinada frecuencia fue observada a
finales del siglo XIX por Hertz y Hallwachs. El proceso por el cual se liberan electrones de un
material por la acción de la radiación se denomina efecto fotoeléctrico o emisión fotoeléctrica. Sus
características esenciales son:

Para cada sustancia hay una frecuencia mínima o umbral de la radiación electromagnética por
debajo de la cual no se producen fotoelectrones por más intensa que sea la radiación.

La emisión electrónica aumenta cuando se incrementa la intensidad de la radiación que incide
sobre la superficie del metal, ya que hay más energía disponible para liberar electrones.
En los metales hay electrones que se mueven más o menos libremente a través de la red cristalina,
estos electrones no escapan del metal a temperaturas normales por que no tienen energía suficiente.
Calentando el metal es una manera de aumentar su energía. Los electrones "evaporados" se
denominan termoelectrones, este es el tipo de emisión que hay en las válvulas electrónicas. Vamos
a ver que también se pueden liberar electrones (fotoelectrones) mediante la absorción por el metal
de la energía de radiación electromagnética.
El objetivo de la práctica simulada es la determinación de la energía de arranque de los electrones
de un metal, y el valor de la constante de Planck. Para ello, disponemos de un conjunto de lámparas
que emiten luz de distintas frecuencias y placas de distintos metales que van a ser iluminadas por la
luz emitida por esas lámparas especiales.
Espectro electromagnético
La mayoría de las ondas electromagnéticas son originadas a partir de vibraciones de los electrones,
la cual genera perturbaciones que hace variar sus campos eléctricos y magnéticos. Estos son
perpendiculares entre sí. Respecto del movimiento de la perturbación, se trata de una onda
transeversal. Es por esta razón que los electrones emiten energía en forma de onda
electromagnética, tal como los rayos X, los rayos ultravioletas, la luz visible, los rayos infrarrojos, las
microondas o las ondas de radio y televisión. Todas ellas están clasificadas y ordenas de manera
creciente en función de la longitud de onda y la frecuencia.
Los rayos X son una radiación electromagnética de la misma naturaleza que las ondas de radio, las
ondas de microondas, los rayos infrarrojos, la luz visible, los rayos ultravioleta y los rayos gamma. La
diferencia fundamental con los rayos gamma es su origen: los rayos gamma son radiaciones de
origen nuclear que se producen por la des excitación de un nucleón de un nivel excitado a otro de
menor energía y en la desintegración de isótopos radiactivos, mientras que los rayos X surgen de
fenómenos extranucleares, a nivel de la órbita electrónica, fundamentalmente producidos por
desaceleración de electrones. La energía de los rayos X en general se encuentra entre la radiación
ultravioleta y los rayos gamma producidos naturalmente. Los rayos X son una radiación
ionizante porque al interactuar con la materia produce la ionización de los átomos de la misma, es
decir, origina partículas con carga (iones).
La radiación
infrarroja, radiación
térmica
o
radiación IR es un
tipo de radiación
electromagnética de mayor longitud de onda que la luz visible, pero menor que la de las microondas.
Consecuentemente, tiene menor frecuencia que la luz visible y mayor que las microondas. Su rango
de longitudes de onda va desde unos 0,7 hasta los 100 micrómetros.1 La radiación infrarroja es
emitida por cualquier cuerpo cuya temperatura sea mayor que 0 Kelvin, es decir, −273,15 grados
Celsius (cero absoluto).
Los infrarrojos son clasificados, de acuerdo a su longitud de onda, de este modo:



infrarrojo cercano (de 800 nm a 2500 nm)
infrarrojo medio (de 2.5 µm a 50 µm)
infrarrojo lejano (de 50 µm a 1000 µm)
La materia, por su caracterización energética (véase cuerpo negro) emite radiación. En general, la
longitud de onda donde un cuerpo emite el máximo de radiación es inversamente proporcional a la
temperatura de éste (Ley de Wien). De esta forma la mayoría de los objetos a temperaturas
cotidianas tienen su máximo de emisión en el infrarrojo. Los seres vivos, en especial los mamíferos,
emiten una gran proporción de radiación en la parte del espectro infrarrojo, debido a
su calor corporal.
La potencia emitida en forma de calor por un cuerpo humano, por ejemplo, se puede obtener
fácilmente a partir de la superficie de su piel (unos 2 metros cuadrados) y su temperatura corporal
(unos 37ºC, es decir 310ºK), por medio de la Ley de Stefan-Boltzmann, y resulta ser de alrededor de
1000 vatios.
Radiación alfa (α)
Consiste en la emisión de partículas alfa (partículas cargadas positivamente compuestas por
dos protones y dos neutrones, siendo por tanto equivalentes a un núcleo de helio) por un núcleo
atómico. Cuando ocurre esta emisión, la masa del átomo en decaimiento disminuye cuatro unidades
y su número atómico disminuye en dos. Son desviadas por campos magnéticos y eléctricos. Son
muy ionizantes aunque poco penetrantes, la radiación alfa es bloqueada por apenas unos
centímetros de aire o finas láminas de algunos sólidos.
Radiación beta (β)
Consiste en la emisión de electrones (beta negativas) o positrones (beta positivas) que provienen de
la desintegración de los neutrones o protones de un núcleo en un estado excitado. Cuando ocurre
esta emisión el número atómico aumenta o disminuye en una unidad y la masa atómica se mantiene
constante. Esta radiación es desviada por campos magnéticos. Su poder de ionización no es tan
elevado como el de la anterior, sin embargo es más penetrante, puede ser bloqueada por finas
láminas de muchos sólidos.
Radiación gamma (ϒ)
Consiste en la emisión de ondas electromagnéticas de longitud de onda corta. Es la radiación más
penetrante, se necesitan capas muy gruesas de plomo o bario, u hormigón para detenerla o reducir
su intensidad.
Modelo Atómico de Böhr
Tras el descubrimiento del neutrón, en 1913 Niel Böhr intentó mejorar el modelo atómico de
Rutherford aplicando las ideas cuánticas de Planck a su modelo. Para realizar su modelo atómico se
valió del átomo de hidrógeno; describió el átomo de hidrógeno con un protón como núcleo y con un
electrón girando a su alrededor. Las nuevas ideas sobre la cuantización de la energía son las
siguientes:
El átomo está cuantizado, ya que solo puede poseer unas pocas y determinadas energías.
El electrón gira en unas órbitas circulares alrededor del núcleo, y cada órbita es un estado
estacionario que va asociado a un número natural, “n” (núm. cuántico principal), y toma valores del 1
al 7. Así mismo, cada nivel “n” está formado por distintos subniveles, “l”. Y a su vez, éstos se
desdoblan en otros (efecto Zeeman), “m”. Y por último, hay un cuarto número cuántico que se refiere
al sentido, “s”. Los niveles de energía permitidos son múltiplos de la constante de Planck.
Cuando un electrón pasa de un nivel de energía a otro, se absorbe o se emite energía.
Cuando el electrón está en n=1 se dice que está en el nivel fundamental (nivel de mínima energía); al
cambiar de nivel el electrón absorbe energía y pasa a llamarse electrón excitado.
Böhr situó a los electrones en lugares exactos del espacio. Es el modelo planetario de Böhr.
RELACIONES CUANTITATIVAS DE LAS PARTÍCULAS SUBATÓMICAS
Número atómico y Número másico
Los átomos están formados por un núcleo (formado por protones y neutrones), de tamaño
reducido y cargado positivamente, rodeado por una nube de electrones, que se encuentran en
la corteza.
El número de protones que existen en el núcleo, es igual al número de electrones que lo
rodean. Este número es un entero, que se denomina número atómico y se designa por la
letra, "Z".
La suma del número de protones y neutrones en el núcleo se denomina número másico del
átomo y se designa por la letra, "A".
El número de neutrones de un elemento químico se puede calcular como A-Z, es decir, como la
diferencia entre el número másico y el número atómico. No todos los átomos de un elemento
dado tienen la misma masa. La mayoría de los elementos tiene dos ó más isótopos, átomos
que tienen el mismo número atómico, pero diferente número másico. Por lo tanto la diferencia
entre dos isótopos de un elemento es el número de neutrones en el núcleo. En un elemento
natural, la abundancia relativa de sus isótopos en la naturaleza recibe el nombre de abundancia
isotópica natural. La denominada masa atómica de un elemento es una media de las masas de
sus isotópos naturales ponderada de acuerdo a su abundancia relativa.
A = masa atómica del elemento natural
Ai = masa atómica de cada isótopo
xi = porcentaje de cada isótopo en la
mezcla
La nube de carga electrónica constituye casi todo el volumen del átomo, pero, sólo representa
una pequeña parte de su masa. Los electrones, particularmente la masa externa determinan la
mayoría de las propiedades mecánicas, eléctricas, químicas, etc., de los átomos, y así, un
conocimiento básico de estructura atómica es importante en el estudio básico de los materiales
de ingeniería.
Ejemplo 1:
Para el carbono Z=6. Es decir, todos los átomos de carbono tienen 6 protones y 6 electrones.
El carbono tiene dos isótopos: uno con A=12, con 6 neutrones y otro con número másico 13 (7
neutrones), que se representan como:
El carbono con número másico 12 es el más común (~99% de todo el carbono). Al otro isótopo
se le denomina carbono-13.
Ejemplo 2.
El hidrógeno presenta tres isótopos, y en este caso particular cada uno tiene un nombre
diferente
Hidrógeno
deuterio
tritio
La forma más común es el hidrógeno, que es el único átomo que no tiene neutrones en su
núcleo.
Otro ejemplo son los dos isótopos más comunes del uranio:
los cuales se denominan uranio-235 y uranio-238.
En general las propiedades químicas de un elemento están determinadas fundamentalmente
por los protones y electrones de sus átomos y en condiciones normales los neutrones no
participan en los cambios químicos. Por ello los isótopos de un elemento tendrán un
comportamiento químico similar, formarán el mismo tipo de compuestos y reaccionarán de
manera semejante.
Masa atómica
La masa atómica relativa de un elemento, es la masa en gramos de 6.02 *10 23 átomos (número
de Avogadro, NA) de ese elemento, la masa relativa de los elementos de la tabla periódica
desde el 1 hasta el 105 está situada en la parte inferior de los símbolos de dichos elementos. El
átomo de carbono, con 6 protones y 6 neutrones, es el átomo de carbono 12 y es la masa
de referencia para las masas atómicas. Una unidad de masa atómica (u.m.a), se define
exactamente como 1/12 de la masa de un átomo de carbono que tiene una masa 12 u.m.a. una
masa atómica relativa molar de carbono 12 tiene una masa de 12 g en esta escala. Un mol
gramo (abreviado, mol) de un elemento se define como el numero en gramos de ese elemento
igual al número que expresa su masa relativa molar. Así, por ejemplo, un mol gramo de
aluminio tiene una masa de 26.98 g y contiene 6.023*1023 átomos.
IÓN-CATIÓN Y ANIÓN
En química, se define al ion o ión como un átomo o molécula que perdió su neutralidad eléctrica
por que ha ganado o perdido electrones de su dotación, originalmente neutra, fenómeno que se
conoce como ionización.
Los cationes (iones cargados positivamente) y aniones (iones cargados negativamente) se
forman cuando un metal pierde electrones, y los no metales ganan esos electrones. La
atracción electrostática entre positivos y negativos atrae las partículas entre sí y crea un
compuesto iónico, por ejemplo el cloruro de sodio.
Un metal reacciona con un no metal para formar un enlace iónico. A menudo se puede determinar
la carga por un ion que normalmente ha teniendo por la posición del elemento en la tabla periódica:

Los metales alcalinos (los elementos IA) pierden un electrón para formar un catión con una
carga 1+.

Los metales alcalinos de la tierra (los elementos IIA) pierden dos electrones para formar un
catión 2+.

El aluminio, un miembro de la familia IIIA, pierde tres electrones para formar un catión 3+.

Los halógenos (elementos VIIA) tienen siete electrones de valencia. Todos los halógenos
ganan un electrón para llenar su nivel de energía de valencia. Y todos ellos forman un anión con
una sola carga negativa.

Los elementos VIA ganan dos electrones para formar aniones con una carga 2-.

Los elementos VA ganan tres electrones para formar aniones con una carga de 3-.
Ejemplos de Iones: Cl-, S2-, CN-, K+, Mg2+,Al3+ ,Cr2+ ,Fe3+ ,Mn2+ ,F− ,P3− ,O2− ,I−
Modelo Actual del átomo.
En el año 1927, E.Schrödinger (Premio Nobel de Física 1933), formula la Mecánica
Ondulatoria, y W. Heisenberg (Premio Nobel de Física 1932) la Mecánica de Matrices. Ambas
mecánicas inician un nuevo camino en el conocimiento de la estructura atómica, y ampliadas
por Born, Jordan, Dirac y otros han dado lugar a lo que actualmente se denomina Mecánica
Cuántica. Frente al determinismo de la mecánica clásica, la mecánica cuántica, es
esencialmente probabilística y utiliza un aparato matemático más complicado que la mecánica
clásica. Actualmente, el modelo atómico que se admite es el modelo propuesto por la mecánica
cuántica (modelo de Schrödinger).
El modelo de Bohr es un modelo unidimensional que utiliza un número cuántico (n) para
describir la distribución de electrones en el átomo. El modelo de Schrödinger permite que el
electrón ocupe un espacio tridimensional. Por lo tanto requiere tres números cuánticos para
describir los orbitales en los que se puede encontrar al electrón, según la ecuación de Hamilton,
trabajada en términos de funciones de onda.
Las soluciones, o funciones de onda, ( ), son funciones matemáticas que dependen de unas
variables que sólo pueden tomar valores enteros. Estas variables de las funciones de onda se
denominan números cuánticos: número cuántico principal, (n), angular (l) y número cuántico
magnético (ml). Estos números describen el tamaño, la forma y la orientación en el espacio de
los orbitales en un átomo.
El número cuántico principal (n) describe el tamaño del orbital, por ejemplo: los orbitales para
los cuales n=2 son más grandes que aquellos para los cuales n=1. Puede tomar cualquier valor
entero empezando desde 1: n=1, 2, 3, 4, etc.
El número cuántico del momento angular orbital (l) describe la forma del orbital atómico.
Puede tomar valores naturales desde 0 hasta n-1 (siendo n el valor del número cuántico
principal). Por ejemplo si n=5, los valores del pueden ser: l= 0, 1, 2, 3, 4. Siguiendo la antigua
terminología de los espectroscopistas, se designa a los orbitales atómicos en función del valor
del número cuántico secundario, l, como:
l=0
orbital s (sharp)
l=1
orbital p (principal)
l=2
orbital d (diffuse)
l=3
orbital f (fundamental)
El número cuántico magnético (ml), determina la orientación espacial del orbital. Se denomina
magnético porque esta orientación espacial se acostumbra a definir en relación a un campo
magnético externo. Puede tomar valores enteros desde -l hasta +l. Por ejemplo, si l=2, los
valores posibles para m son: ml=-2, -1, 0, 1, 2.
El número cuántico de espín (s), sólo puede tomar dos valores: +1/2 y -1/2.
Capas y Subcapas principales
Todos los orbitales con el mismo valor del número cuántico principal, n, se encuentran en la
misma capa electrónica principal o nivel principal, y todos los orbitales con los mismos valores
de n y l están en la misma subcapa o subnivel.
El número de subcapas en una capa principal es igual al número cuántico principal, esto es,
hay una subcapa en la capa principal con n=1, dos subcapas en la capa principal con n=2, y así
sucesivamente. El nombre dado a una subcapa, independientemente de la capa principal en la
que se encuentre, está determinado por el número cuántico l, de manera que como se ha
indicado anteriormente: l=0 (subcapa s), l=1 (subcapa p), l=2 (subcapa d) y l=3 (subcapa f).
El número de orbitales en una subcapa es igual al número de valores permitidos de m l para un
valor particular de l, por lo que el número de orbitales en una subcapa es 2l+1. Los nombres de
los orbitales son los mismos que los de las subcapas en las que aparecen.
orbitales s
orbitales p
orbitales d
orbitales f
l=0
l=1
l=2
l=3
ml=0
ml=-1, 0, +1
ml=-2, -1, 0, +1, +2
ml=-3, -2, -1, 0, +1, +2,
+3
Configuraciones electrónicas
Escribir la configuración electrónica de un átomo consiste en indicar cómo se distribuyen sus
electrones entre los diferentes orbitales en las capas principales y las subcapas. Muchas de las
propiedades físicas y químicas de los elementos pueden relacionarse con las configuraciones
electrónicas.
Esta distribución se realiza apoyándonos en tres reglas: energía de los orbitales, principio de
exclusión de Pauli y regla de Hund.
Energía de los orbitales.
Los electrones ocupan los orbitales de forma que se minimice la energía del átomo. El orden
exacto de llenado de los orbitales se estableció experimentalmente, principalmente mediante
estudios espectroscópicos y magnéticos, y es el orden que debemos seguir al asignar las
configuraciones electrónicas a los elementos. El orden de llenado de orbitales es:
1s22s22p63s23p64s23d104p65s24d105p66s24f145d106p67s25f146d107p6
Para recordar este orden más fácilmente se puede utilizar el diagrama siguiente:
Empezando por la línea superior, sigue las flechas y el orden obtenido es el mismo que en la
serie anterior. Debido al límite de dos electrones por orbital, la capacidad de una subcapa de
electrones puede obtenerse tomando el doble del número de orbitales en la subcapa. Así, la
subcapa s consiste en un orbital con una capacidad de dos electrones; la subcapa p consiste
en tres orbitales con una capacidad total de seis electrones; la subcapa d consiste
en cinco orbitales con una capacidad total de diez electrones; la subcapa f consiste
en siete orbitales con una capacidad total de catorce electrones.
En un determinado átomo los electrones van ocupando, y llenando, los orbitales de menor
energía; cuando se da esta circunstancia el átomo se encuentra en su estado fundamental. Si
el átomo recibe energía, alguno de sus electrones más externos pueden saltar a orbitales de
mayor energía, pasando el átomo a un estado excitado
Principio de exclusión de Pauli.
En un átomo no puede haber dos electrones con los cuatro números cuánticos iguales.
Los tres primeros número cuánticos, n, l y ml determinan un orbital específico. Dos electrones,
en un átomo, pueden tener estos tres números cuánticos iguales, pero si es así, deben tener
valores diferentes del número cuántico de espín. Podríamos expresar esto diciendo lo siguiente:
en un orbital solamente puede estar ocupado por dos electrones y estos electrones deben tener
espines opuestos.
Regla de Hund.
Al llenar orbitales de igual energía (los tres orbitales p, los cinco orbitales d, o los siete orbitales
f) los electrones se distribuyen, siempre que sea posible, con sus espines paralelos, es decir,
desapareados.
Ejemplo:
La estructura electrónica del 7N es: 1s2 2s2 2px1 2py1 2pz1
El principio aufbau o de construcción
Para escribir las configuraciones electrónicas utilizaremos el principio aufbau. Aufbau es una
palabra alemana que significa "construcción progresiva"; utilizaremos este método para asignar
las configuraciones electrónicas a los elementos por orden de su número atómico creciente.
Veamos por ejemplo como sería la configuración electrónica para Z=11-18, es decir, desde Na
hasta el Ar:
Cada uno de estos elementos tiene las subcapas 1s, 2s y 2p llenas. Como la configuración
1s22s22p6 corresponde a la del neón, la denominamos "configuración interna del neón" y la
representamos con el símbolo químico del neón entre corchetes, es decir, [Ne]. Los electrones
que se sitúan en la capa electrónica del número cuántico principal más alto, los más exteriores,
se denominan electrones de valencia. La configuración electrónica del Na se escribe en la
forma denominada "configuración electrónica abreviada interna del gas noble" de la siguiente
manera:
Na: [Ne]3s1 (consta de [Ne] para la configuración interna del gas noble y 3s 1 para la
configuración del electrón de valencia.
REFERENCIAS BIBLIOGRÁFICAS
http://www.eis.uva.es/~qgintro/atom/atom.html
ERRORES CONCEPTUALES EN LOS MODELOS ATOMICOS CUANTICOS SOLBES, J.");
CALATAYUD, M."); CLIMENT, J?' y NAVARRO, J .'4) (1) IB de Segorbe, (2) IB Sorolla, (3) CP Padre
Manjón, (4) Facultad de Ciencias Físicas, Valencia.
http://www.areaciencias.com/quimica/modelos-atomicos.html
http://thales.cica.es/rd/Recursos/rd99/ed99-0280-01/ejem3-parte1.html#Dalton1
https://www.tplaboratorioquimico.com/quimica-general/teoria-atomica/los-modelos-atomicos.html
http://www.monografias.com/trabajos61/modelos-atomicos/modelos-atomicos2.shtml
http://electromagnetismo.idoneos.com/maxwell/
http://www.astromia.com/biografias/planck.htm
http://www.sc.ehu.es/sbweb/fisica/cuantica/fotoelectrico/fotoelectrico.htm
http://www.carbotecnia.info/encyclopedia/aniones-y-cationes/
http://divquim.sharepoint.com/Pages/Anionesycationes.aspx