MODELOS
ATOMICOS–ESTRUCTURA-NIVELES-CONFIGURACIÓN-PRINCIPIOS
Se ha dicho que el campo de estudio de la química es la materia del
universo, que el universo es un gran conjunto de mezclas. El estudio de éstas nos conduce al estudio de átomos y moléculas, lo cual nos permite explicar las propiedades y el comportamiento de la materia en general, hechos que han servido al hombre para transformarla en su beneficio. La sgte figura explica en forma simplificada y en secuencia los componentes del
macrocosmos hasta llegar al universo microscópico, el mundo de las moléculas y los átomos.
UNIVERSO TIERRA MEZCLAS COMPUESTOS ELEMENTOS
MEZCLAS MOLÉCULAS - ÁTOMOS
MACROCOSMOS MICROCOSMOS
La existencia del Universo macroscópico La estructura y comportamiento del Universo microscópico
Se explica a través de
Reseña sobre la concepción y origen de la materia
Siempre ha sido una inquietud para el hombre conocer la naturaleza de la materia, su esencia y su comportamiento. Los primeros que trataron de obtener información al respecto fueron los filósofos griegos quienes describieron sus observaciones y teorías sobre los fenómenos naturales. Mediante la observación, el análisis y su gran capacidad de asombro trataban de dar identidad y sentido a su existencia y de todo lo que les rodeaba. Sin contar con instrumentos o tecnología para llevar a cabo sus observaciones y análisis, demostraban sus ideas con procedimientos mentales lógicos.
Los filósofos griegos discutieron mucho sobre la naturaleza de la materia. ¿Qué ocurriría si dividiéramos un trozo de materia muchas veces?
¿Llegaríamos hasta una parte indivisible o podríamos seguir dividiendo sin parar? Los filósofos de la antigua Grecia discutieron bastante sobre este tema. El problema es que estos filósofos no utilizaban ni la medición ni la experimentación para llegar a conclusiones, por tanto, no seguían las fases del método científico.
De esta forma, se establecieron dos teorías: atomista y continuista.
Teoría atomista:
En el siglo V a.C., Leucipo pensaba que sólo había un tipo de materia. Sostenía, además, que si dividíamos la materia en partes cada vez más pequeñas, acabaríamos encontrando una porción que no se podría seguir dividiendo. Un discípulo suyo, Demócrito, bautizó a estas partes indivisibles de materia con el nombre de átomos, término que en griego significa “que no se puede dividir”. Para el año 400 a. de C. Demócrito y Leucipo
propusieron la primera teoría atómica llamada la "Discontinuidad de la Materia".
Los atomistas pensaban que:
Todo está hecho de átomos. Si dividimos una sustancia muchas veces, llegaremos a ellos.
Las propiedades de la materia varían según como se agrupen los átomos.
Los átomos no pueden verse porque son muy pequeños. Los átomos son eternos.
Las propiedades de la materia varían según el agrupamiento de los átomos.
Teoría continuista:
Aproximadamente del año 400 antes de Cristo hasta finales de 1500, el átomo fue olvidado. Aristóteles había creído que toda la materia estaba
hecha de cuatro elementos: fuego, agua, tierra y aire, esta teoría se llamó continuista. Como Aristóteles era un sabio, la gente aceptaba la teoría de los cuatro elementos y el avance del estudio de la materia quedó estancado durante varios siglos.
Los continuistas pensaban que:
Los átomos no existen. No hay límite para dividir la materia.
Si las partículas, llamadas átomos, no pueden verse, entonces es que no existen.
Todas las sustancias están formadas por las combinaciones de los 4 elementos básicos: agua, aire, tierra y fuego.
Durante todo el período que estuvo dominado por la teoría de Aristóteles de los cuatro elementos no hubo químicos que se dedicaran a investigar los secretos de la materia, había en cambio, alquimistas, personas que buscaban la forma de transformar el plomo, un metal barato y abundante, en oro. Aristóteles sugirió que eso podría ser posible, ya que, según él, todos los metales estaban formados de los mismos cuatro elementos. Finalmente, casi dos mil años después de Aristóteles, un joven matemático italiano llamado Galileo empezó a analizar todas las teorías antiguas. Lo más importante de aquello resultó que él, por medio de sus experimentos, ofreció probar que muchas de las teorías científicas de Aristóteles eran erróneas. En el siglo XVII, un francés llamado Pierre Gassendi sugirió que la teoría atómica de
Demócrito podría ser cierta. Al pasar el tiempo, más hombres empezaron a estar de acuerdo con él, pero era difícil creer en los átomos, porque todos se realizaban una serie de preguntas: "¿Cómo son los átomos?" "¿Qué aspecto tienen?" "¿Qué los mantiene agrupados?" "¿Existen tantas clases diferentes de átomos como objetos distintos hay en el mundo?""¿Están formadas todas las cosas de la Tierra por una misma clase de átomos , solo que estos están agrupados de distinta forma.
ÉPOCA CIENTÍFICO CONSIDERACIÓN SOBRE LA ESENCIA DEL UNIVERSO
624 – 546 A. C. Tales de Mileto Agua
610 – 547 A. C. Anaximandro Lo indefinido 588 – 524 A. C. Anaximandro de
Mileto
Aire
510 – 470 A. C. Parménides Todo lo eterno, sentido o razón.
535 – 475 A. C. Heráclito Fuego, fuerza viva que todo lo crea y todo lo destruye. 490 – 430 A. C. Empédocles Todos los fenómenos naturales, están integrados por
elementos cuya unión o separación está determinada por 2 grandes fuerzas , amor-odio.
500 – 328 A. C. Anaxágoras Fuerza ordenadora, espíritu o entendimiento, considera semillas o partes mínimas de aire , agua , fuego y tierra 460 – A.C. Leucipo Habla de la cosmogonía de los átomos retomándolos
como los 4 elementos aire, agua , fuego y tierra
460 – 370 A. C. Demócrito Hacia 400 a. C. Propone que la materia está compuesta porparticulas pequeñas e indivisibles de diferentes formas y tamaños que al cambiarse en distintas proporciones , forman todo. Desarrolla una explicación atomística. 384 – 322 A. C. Aristóteles Rechaza la teoría de Demócrito y propone que el origen de
todo era el agua , aire , tierra y fuego ( Teoría que perduró casi 2000 años).
200 – XVIII D. C. Alquimistas Con la búsqueda de la piedra filosofal y el elíxir de la vida,desarrollan técnicas de análisis e inventan aparatos para sus experimentos.
1743-1794 Lavoisier. Con su ley de conservación de la masa inicia la química como ciencia.
Para ubicarnos en la época, a continuación se presentan algunos hechos que propiciaron el surgimiento de la Teoría Atómica de Dalton:
Epoca Acontecimientos
Finales del Época de la alquimia, destaca la teoría del flogisto desarrollada por Stahl.
siglo XV
Época de la Iatroquímica, se diseñan instrumentos de análisis químico, se preparan destilados de sustancias puras como el ácido benzoico . Un científico importante es Paracelso.
siglo XVII Se reconoce que los cuerpos pueden cargarse eléctricamente y se descubre el capacitor.
1661
1750 Descubrimiento de Galvani
1756 Black descubre el bióxido de carbono (CO2) llamado entonces aire fijado. 1766 Cavendish descubre el hidrógeno (H2).
1772 Rutherford descubre el nitrógeno (N2) o aire flogistado. 1771 – 1774 Escheele y Priestley descubren el oxígeno o aire deflogistado
Lavoisier en Francia y Lomonosov en Rusia, usan la balanza en sus experimentos para averiguar las transformaciones de la masa en las reacciones químicas
para averiguar las transformaciones de la masa en las reacciones químicas. Hasta antes de Lavoisier enuncia la ley de la conservación de la masa.
1800 Charles enuncia su ley de los gases.
Coulomb enuncia la ley de las atracciones electrostáticas. Volta diseña la pila voltaica.
Se conocen las leyes ponderales de la química. Surge la teoría atómica de Dalton.
Durante la Se determina la composición del agua por electrólisis. primera mitad Se descubren los metales sodio (Na) y potasio (K).
del siglo XIX
Surgen las leyes de la electricidad: Ley de Ohm, Ley de Ampere, Primera Ley de Faraday . Este científico encontró la relación entre cantidad de carga eléctrica y cantidad de sustancias que reacciona en una electrólisis.
Epoca ACONTECIMIENTOS
Se enuncia la ley de los volúmenes de combinación. siglo XIX Surge la Hipótesis de Avogadro.
Berzelius propone la simbología única para los elementos químicos. Surge el concepto de valencia.
Canizzaro acepta la idea de Avogadro sobre la existencia de elementos diatómicos. Construye una tabla de pesos atómicos. Se desarrolla la síntesis de compuestos orgánicos a partir de la
Se enuncia la teoría cinética molecular.
Surge la química orgánica estructural, la estereoquímica y la
química de coordinación.
Se determina el Número de Avogadro.
1865 Mendeleiev clasifica a los elementos por sus pesos atómicos. 1869 Se enuncian las Leyes del electromagnetismo de Maxwell. Generación comercial de electricidad.
Teoría de la disociación electrolítica de Arrhenius.
1895 Lámpara de Edison.
1896 Experimentos con tubos de descarga 1899 Descubrimiento de los Rayos X Descubrimiento de la radiactividad. Descubrimiento del ELECTRÓN *
Modelo atómico de Dalton: La primera teoría atómica con carácter científico
fue propuesta por el químico británico Dalton (1766-1844) en 1808.Dalton leyó los textos de Lavoisier, Boyle y otros científicos. Consideraba que todas las sustancias estaban formadas por partículas minúsculas e indivisibles que no eran observables. Los postulados de su teoría son las siguientes:
Los elementos están constituidos por átomos, que son partículas materiales independientes, inalterables e indivisibles.
Los átomos de un mismo elemento son iguales en masa y en le resto de propiedades.
Los átomos de distintos elementos tienen diferentes masas y propiedades
Los compuestos se forman por la unión de los átomos de los
correspondientes elementos según una relación numérica sencilla y constante.
En las reacciones químicas, los átomos ni se crean ni se destruyen, solamente se redistribuyen para formar nuevos compuestos.
Estas ideas de Dalton suponen el primer modelo teórico para explicar la química moderna. El principal argumento sobre la validez de la teoría atómica de Dalton era que permitía interpretar de forma lógica todas las leyes ponderales. Posteriormente el químico sueco Jakob Berzelius (1779-1848) determino las masas atómicas de algunos elementos, con lo cual la inclusión del átomo como unidad básica en la estructura de la materia fue un hecho aceptado por la sociedad científica.
Fenómenos eléctricos:
Una vez aceptada la teoría atómica de la materia, los
fenómenos de electrización y electrólisis pusieron de manifiesto, por un lado, la naturaleza eléctrica de la materia y, por otro, que el átomo era divisible; es decir, que estaba formado por otras partículas fundamentales más pequeñas. Para explicar estos fenómenos, los científicos idearon un modelo según el cual los fenómenos eléctricos son debidos a una propiedad de la materia llamada carga eléctrica.
Las propiedades de los cuerpos eléctricos se deben a la existencia de dos tipos de cargas: positiva y negativa.
Dos cuerpos que hayan adquirido una carga del mismo tipo se repelen, mientras que si poseen carga de distinto tipo se atraen. En general, la
materia es eléctricamente neutra, es decir, tiene la misma cantidad de cada tipo de carga. Si adquiere carga, tanto positiva como negativa, es porque tiene más cantidad de un tipo que de otro.
A comienzos del siglo XIX se presentaba la siguiente situación:
Dalton había demostrado que la materia estaba formada por átomos. Existían experiencias de fenómenos eléctricos que demostraban que la
materia podía ganar o perder cargas eléctricas
Por tanto, esas cargas eléctricas debían de estar de alguna forma en el interior de los átomos. Si esto era cierto, la teoría de Dalton era errónea, ya que decía que los átomos eran indivisibles e inalterables.
Descubrimiento del electrón:
Es la primera partícula subatómica que se detecta. El físico J. J. Thomson realizó experiencias en tubos de descarga de gases. Observó que se emitían unos rayos desde el polo negativo hacia el positivo, los llamó rayos catódicos.
Al estudiar las partículas que formaban estos rayos observó que eran las mismas siempre, cualquiera que fuese el gas del interior del tubo. Por tanto, en el interior de todos los átomos existían una o más partículas con carga negativa llamadas electrones.
Descubrimiento del protón:
El físico alemán E. Goldstein realizó algunos experimentos 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. 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.
A finales del siglo XIX y principios del XX, una serie de experimentos
permitieron identificar las partículas responsables de la carga negativa (el electrón) y de la carga positiva (el protón). Estos experimentos
proporcionaron los datos siguientes sobre la estructura de la materia: El átomo contiene partículas materiales subatómicas.
Los electrones tienen carga eléctrica negativa y masa. Cada electrón posee una carga eléctrica elemental.
Los protones tienen carga eléctrica positiva y mayor masa.
Como el átomo es eléctricamente neutro, hay que suponer que el número de cargas eléctricas negativas (electrones) es igual al número de cargas positivas (protones).
Modelo atómico de Thomson:
El físico J.J. Thomson (1856-1940) demostró, en 1897, que en las descargas eléctricas en gases se producían partículas con carga eléctrica negativa que eran idénticas para cualquier gas. Thomson denominó a estas partículas electrones y concluyó que el electrón era un constituyente fundamental de átomo.
Thomson propuso un modelo de átomo formado por unas partículas con carga eléctrica negativa (electrones), inmerso en un fluido de carga eléctrica positiva, que daba como resultado un átomo eléctricamente neutro. Este modelo es coherente con los experimento de tubos de descargas vistos antes.
El descubrimiento del electrón indicaba que el átomo no es indivisible y que está constituido por partículas subatómicas, algunas con carga eléctrica. Aun así ,las consecuencias derivadas del experimento de Rutherford ,explicado en el próximo apartado, obligaron a desestimarla.
Fluido con carga positiva Electrones
El modelo de Thomson fue bastante valorado ya que era capaz de explicar los siguientes fenómenos:
La electrización: el exceso o defecto de electrones que tenga un cuerpo es el responsable de su carga negativa o positiva.
La formación de iones: Un ion es un átomo que ha ganado o perdido uno o más electrones. Los electrones se pierden o se ganan con relativa facilidad, de manera que su número dentro del átomo puede variar, mientras que el número de protones es fijo siempre para cada átomo. Si un átomo pierde uno ó más electrones adquiere carga neta positiva (catión) y si gana uno ó más electrones adquiere carga neta negativa (anión).
El experimento de Rutherford:
El científico Ernst Rutherford investigó las propiedades de las sustancias radiactivas, y en particular, la naturaleza de las partículas alfa, que se
obtienen de las desintegraciones radioactivas. A fin de obtener información acerca de la estructura de los átomos, propone un experimento consistente en bombardear con partículas alfa una lámina de oro. En 1911, E. Rutherford y sus colaboradores bombardearon una fina lámina de oro con partículas alfa, procedentes de un material radiactivo, a gran velocidad.
Rutherford esperaba que las partículas alfa, atravesaran la lámina con
facilidad, ya que tendrían la carga positiva uniformemente distribuida, como decía el modelo postulado por Thomson.
Observó que eso era lo que sucedía para la mayor parte de dichas partículas, pero, para su sorpresa, algunas se desviaban e incluso unas pocas rebotaban en la lámina.
Rutherford elaboró una serie de conclusiones:
Supone que la materia está prácticamente hueca, pues la mayor parte de las partículas alfa la atraviesan sin desviarse.
Deduce que las partículas alfa rebotan debido a las repulsiones
electrostáticas que sufren al pasar cerca de las cargas positivas. Ya que esto ocurre muy raramente, es preciso que dichas cargas ocupen un espacio muy pequeño en el interior del átomo, al cual denomina
núcleo; éste constituye la parte positiva del átomo y contiene casi toda su masa
Postula la existencia de partículas neutras en el núcleo para evitar la inestabilidad por repulsión entre los protones.
En 1911, Rutherford introduce el modelo planetario, el átomo se divide en: Un núcleo central, que contiene los protones y neutrones (y por tanto
allí se concentra toda la carga positiva y casi toda la masa del átomo). Una corteza, formada por los electrones, que giran alrededor del
núcleo en órbitas circulares.
Los experimentos de Rutherford demostraron que el núcleo es muy pequeño comparado con el tamaño de todo el átomo; el átomo está prácticamente hueco.
Pero la teoría de Rutherford se contradecía con las leyes del electromagnetismo de Maxwell, las cuales estaban ampliamente
comprobadas mediante numerosos datos experimentales. Según las leyes de Maxwell, una carga eléctrica en movimiento (como es el electrón) debería emitir energía continuamente en forma de radiación, con lo que llegaría un momento en que el electrón caería sobre el núcleo y la materia se destruiría; esto debería ocurrir en un tiempo muy breve.
El descubrimiento del protón:
Mediante diversos experimentos se comprobó que la masa de protones y electrones no coincidía con la masa total del átomo; por tanto, el físico E. Rutherford supuso que tenía que haber otro tipo de partícula subatómica en el interior de los átomos.
Estas partículas se descubrieron en 1932 por el físico J. Chadwick. Al no tener carga eléctrica recibieron el nombre de neutrones. El hecho de no tener carga eléctrica hizo muy difícil su descubrimiento.
Los neutrones son partículas sin carga y de masa algo mayor que la masa de un protón.
Particula Simbolo Carga Masa Kg Ubicación Electrón e 1+ 9.09x10-31 Periferia
Protón p+ 1- 1.672x10-27 Núcleo Neutrón 0 0 1.674x10-27 Núcleo
Núcleo y corteza de los átomos:
Así se completó la estructura atómica. Consta de un núcleo positivo, en donde se hallan los protones y neutrones, en conjunto llamados nucleones, y una zona cortical (o simplemente corteza), por donde giran los electrones al torno al núcleo.
Existen dos conceptos que caracterizan los núcleos atómicos:
El numero másico: es el número de partículas que hay en su núcleo ,
es decir, la suma del número de protones (Z) y del número de neutrones (n).Se simboliza con la letra A.
El número atómico: indica el número de protones que hay en el núcleo
de un átomo. Coincide con el número de electrones si el átomo es neutro. Se simboliza con la letra Z.
Los isótopos difieren entre sí en el número de neutrones, razón por la cual
también difieren en sus masas atómicas (el 37Cl es más pesado que el 35Cl).Debido a que las propiedades químicas de un elemento dependen de su número atómico (Z), los isótopos poseen propiedades químicas
semejantes. Los isótopos de un mismo elemento se presentan en la naturaleza en distintas proporciones. Algunos elementos existen en la naturaleza en una sola forma isotópica (sodio, flúor), pero la
mayoría tienen más de un isótopo.
Se denominan Isóbaros a los átomos de diferentes elementos que poseen igual número másico y diferente número atómico
Se denominan Isótonos a los átomos de diferentes elementos que tienen igual número de neutrones
Se denominan Isómeros a los átomos de un mismo elemento (=Z) que con igual número másico (=A), difieren en un nivel energético
Modelo atómico de Bohr:
En la primera mitad del siglo XX se realizaron unos descubrimientos que no podían ser explicados con el modelo de Rutherford. El físico N. Bohr propone un modelo en el que los electrones sólo pueden ocupar ciertas órbitas
circulares. Los electrones se organizan en capas y, en cada capa tendrán una cierta energía, llenando siempre las capas inferiores (de menor energía) y después las superiores.
El modelo de Borh se basa en tres postulados:
El electrón gira en torno al núcleo en órbitas circulares de energía fija. Solo existen órbitas en las que los electrones tienen valores de energía
determinados. Por eso, las órbitas se llaman también niveles de energía, designados con la letra n= 1, 2, 3,4…
Cuando el electrón pasa de un nivel de energía superior a otro de energía inferior, la diferencia de energía se emite como luz. El físico alemán A.Sommerfeld (1868-1951), discípulo de Bohr, propuso una ampliación del modelo atómico de su maestro. Sommerfeld supuso que cada nivel de energía estaba subdividido a su vez en un conjunto
de subniveles próximos en energía. Así, cada nivel tenía tantos subniveles como indicaba su número y podían albergar un número máximo de electrones.
El nivel n= 1 tiene un solo subnivel, denominado “1s”. El nivel n= 2 tiene dos subniveles, denominados “2s”y “2p”.
El nivel n= 3 tiene tres subniveles, denominados “3s”, “3p” y “3d”. El nivel n= 4 tienes cuatro subniveles, denominados “4s”, “4p”, “4d” y
“4f”.
Nivel ( n ) 1 2 3 4
Sub niveles s s p s p d s p d f
Electrones x subnivel 2 2 6 2 6 10 2 6 10 14
Electrones x nivel 2 8 18 32
La distribución de los electrones en las capas se denomina configuración electrónica.
La configuración electrónica de un átomo es el modo en que están
distribuidos los electrones alrededor del núcleo de ese átomo. Es decir, cómo se reparten esos electrones entre los distintos niveles y orbitales.
Para recordar el orden de llenado de los orbitales se aplica el diagrama de Möeller. Debes seguir el orden de las flechas para ir añadiendo electrones.
1𝑠2 2𝑠2 2𝑝6 3𝑠2 3𝑝6 3𝑑10 4𝑠2 4𝑝6 4𝑑10 4𝑓14 5𝑠2 5𝑝6 5𝑑10 5𝑓14 6s2 6p6 6d10 7s2 7p6 8s2
Se representa por números separados por comas y entre paréntesis. Por ejemplo, el átomo de sodio tiene 11 electrones; por tanto, 2 llenan la 1ª capa, 8 quedan en la 2ª capa y el último electrón quedaría en la 3ª capa.
Modelo atómico de Schrödinger:
El físico E. Schrödinger estableció el modelo mecano-cuántico del átomo, ya que el modelo de Bohr suponía que los electrones se encontraban en órbitas concretas a distancias definidas del núcleo; mientras que, el nuevo modelo establece que los electrones se encuentran alrededor del núcleo ocupando posiciones más o menos probables, pero su posición no se puede predecir con exactitud.
Si representamos con puntos las distintas posiciones que va ocupando un electrón en su movimiento alrededor del núcleo, obtendremos el orbital.
Modelo Atomico
Actual
Núcleo
Protones(p) elementos químicos Carga + base de los
Neutrones (n)
No tiene carga
Corteza Electrones (e) Se encuentra en orbitales
Es la zona del espacio que rodea el núcleo
donde es probable encontrar un electron
Dentro de cada nivel existen subnivels o
Números cuánticos
Los números cuánticos, son valores numéricos enteros que permiten identificar al electrón y situarlo dentro del átomo. Son cuatro los números cuánticos: n, l, m y s.
En este nivel no preocupa el tratamiento matémático de la ecuación de onda, pero es importante conocer sus implicaciones para poder comprender el nuevo modelo atómico.
Forma condensada o simplificada: indica nivel, subnivel y número de electrones.
N l x ( exponente )
# de electrones
Subnivel de energía del electrón Nivel de energía del electrón
El número cuántico principal: n = 1, 2, 3, 4...
El numero cuántico principal n, determina la energía del electrón, un
aumento en n significa un aumento de energía. El valor de n es también una medida del tamaño del orbital. Puede tener cualquier valor entero desde 1 hasta el infinito. Este número cuántico sitúa al electrón en un determinado nivel de energía.
El número cuántico Azimutal o secundario: l = 0, 1, 2, 3, ..., n - 1
El número cuántico secundario se relaciona con la forma del orbital y además permite situar al electrón en un determinado subnivel de energía.
Los valores de l (ele) dependen de n y pueden ser: l = 0,1, 2, 3...hasta n-1. Cada valor de l corresponde a un tipo de subnivel y forma del orbital.
Formas de los orbitales
Orbitales s y p: Los orbitales s son de forma circular, en ellos los electrones
giran a igual distancia del núcleo. Los orbitales p tienen forma elíptica concéntrica, en ellos los electrones modifican su distancia con respecto al núcleo, por lo que son de mayor energía.
Orbitales d: los orbitales d son cinco en total, aparecen para valores de l = 2 y
Orbitales f: Son orbitales de mayor energía, la trayectoria de los electrones
es compleja, se presentan para valores de l = 3 y los valores de m para estos orbitales son; -3, -2, -1, 0, 1, 2 y 3.
El número cuántico magnético: m = - l , 0, + l
El número cuántico m se relaciona con la orientación de los orbitales dentro de un subnivel. Los orbitales de un mismo subnivel difieren por su
orientación en el espacio y no por su energía.
Los valores de m dependen del valor de l , los cuales pueden iniciar desde -l hasta +l, incluyendo al cero.
El número de valores de m para un subnivel dado, especifica el número de orientaciones que pueden tener los orbitales de ese subnivel y por tanto el número de orbitales en ese subnivel.
El número cuántico de spin:+1/2, -1/2 Aún antes de que se propusiera el
espín electrónico, había indicios experimentales de que los electrones poseían una propiedad adicional. En 1925, los físicos holandeses George E.Uhlenbeck y Samuel A. Goudsmit, postularon que los electrones tienen una propiedad intrínseca, denominada espín electrónico, mediante el cual se considera al electrón como una esfera diminuta, que gira sobre su propio eje. Debido a que una carga en rotación produce un campo magnético, el espín o giro electrónico genera un campo magnético, cuya dirección depende del sentido de la rotación.
El espín electrónico (s) está cuantizado, y sólo tiene dos posibles valores: +1/2 y - 1/2, que se interpreta como las dos direcciones opuestas en las que puede girar el electrón. El espín del electrón se representa por medio de flechas o vectores que indican el sentido positivo ( ↑ ) o negativo ( ↓ ) del giro del electrón.
Una configuración electrónica la podemos representar de las formas siguientes:
Forma condensada o simplificada: indica nivel, subnivel y número de
electrones. Por ejemplo: 3Li 1s2, 2s1
13Al 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p1
Forma desarrollada o diagrama energético: indica nivel, subnivel, cantidad
de orbitales y electrones en éste, los orbitales para cada subnivel se representan con una línea horizontal y los electrones como flechas, en un mismo orbital deben tener spines opuestos. Ejemplo:
3Li 1s 2s
13Al ___ ___ 1s 2s 2p 3s 3p
Número Cuántico Simbolo
Principal
n Determina el nivel de energía
Azimutal o Secundario l Determina los subniveles de energía
Magnetico
m Determina el orbital de un subnivel y su posición en el espacio
Spin
s Determina el sentido de la rotación del electrón sobre su eje
mayor energía
Principio de exclusion de Pauli
“Dos electrones en un átomo no pueden tener los cuatro números cuánticos iguales”
Si dos electrones tienen iguales n, l y m por tanto se encuentran en el mismo orbital, por lo tanto es necesario que un electrón tenga un s =+1/2 y el otro un s = -1/2
Analicemos el siguiente ejemplo:
Principio de de llenado progresivo Aufbau (en alemán)
Los electrones pasan a ocupar los orbitales de menor energía, y progresivamente se van llenando los orbitales de mayor energía.Según el principio de Aufbau, la configuración electrónica de un átomo se expresa mediante la secuencia siguiente:
1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d….sigue
Regla de Hund
Los orbitales con igual nivel de energía ( se refiere a orbitales con el mismo
número cuántico n ), se llenan progresivamente de manera que siempre
exista un mayor número de electrones desapareados.
Para comprender esto analicemos a los orbitales 2p, se tienen que llenar con 4 electrones, entonces:
Electrón diferencial
Es el último electrón que se distribuye en una configuración electrónica y establece la diferencia entre un elemento y otro.
Ejemplos :
Na → Z = 11 → 1s2 2s2 2p6 3s1
Al Neón (10Ne) Z = 10 → 1s2 2s2 2p6
El potasio es Z=19 , entonces su configuración es : El silicio es Z=14 , entonces su configuración es:
