Uudd 1 Estructura de La Materia

8/8/2019 Uudd 1 Estructura de La Materia

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Química 2ºBachillerato



Contenidos

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1.- Teoría atómica de Dalton

2.- Evolución histórica de los modelos atómicos2.1. Modelo atómico de Thomson.

2.2. Modelo atómico de Rutherford

2.3. Radiación electromagnética. Espectros atómicos

2.4. Teoría cuántica de Planck

2.5. Efecto fotoeléctrico2.6. Modelo atómico de Bohr

- Correcciones al modelo atómico de Bohr: Números cuánticos

2.4.Mecánica Cuántica. Modelo Actual

3.- Orbitales y números cuánticos

3.1. Forma de los orbitales3.2. Energía de los orbitales

4.- Configuración electrónica



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John Dalton publicó en 1808 su Teoría Atómica quepodemos resumir :

La materia está formada por partículas muypequeñas, llamadas átomos , que son indivisibles eindestructibles.

Los átomos se combinan entre si enrelaciones sencillas para formar compuestos.

Los cuerpos compuestos están formados por átomos diferentes. Las propiedades delcompuesto dependen del número y de la clase deátomos que tenga.

Todos los átomos de un mismo elemento tienen lamisma masa atómica.

1.- Teoría atómica de Dalton



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Joseph John Thomson ,físico Británico, estudió las propiedadeseléctricas de la materia, especialmente la de los gases.

Descubrió que los rayoscatódicos estaban formados por

partículas cargadasnegativamente (hoy en díallamadas electrones), de las quedeterminó la relación entre sucarga y masa. En 1906 le fueconcedido el premio Nóbel por

sus trabajos.

Millikan calculó experimentalmente elvalor de la carga eléctrica negativa de unelectrón mediante su experimento congotas de aceite entre placas de uncondensador. Dió como valor de dichacarga e = 1,6 * 10 -19 culombios.

2.1. Modelo atómico de Thomson.

2.- Evolución histórica de los modelos atómicos



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homson define así su modelo de átomo :

Considera el átomo como una gran esfera

con carga eléctrica positiva, en la cual sedistribuyen los electrones como pequeñosgranitos (de forma similar a las semillas enuna sandía)

Modelo atómico de Thomson

Modelo atómico de Thomson

Concebía el átomo como una esfera de carga positiva uniformeen la cual están incrustados los electrones.



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Tras las investigaciones de Geiger y Mardsensobre la dispersión de partículas alfa al incidirsobre láminas metálicas, se hizo necesario larevisión del modelo atómico de Thomson, querealizó Rutherford entre 1909-1911.

Puesto que las partículas alfa y beta atraviesanel átomo, un estudio riguroso de la naturalezade la desviación debe proporcionar cierta luzsobre la constitución de átomo, capaz deproducir los efectos observados.

Las investigaciones se produjeron tras el descubrimiento de laradioactividad y la identificación de las partículas emitidas enun proceso radiactivo.

ErnestRutherford,

(1871-1937)

2.2. Modelo atómico de Rutherford



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Experimento para determinar la constitución delátomo

Experimento para determinar la constitución delátomo

La mayoría de los rayos alfa atravesaba

la lámina sin desviarse, porque lamayor parte del espacio de un átomoes espacio vacío.

Algunos rayos se desviaban, porque pasan muycerca de centros con carga eléctrica del mismotipo que los rayos alfa (CARGA POSITIVA).

Muy pocos rebotan, porque chocanfrontalmente contra esos centros de

carga positiva.



8

El Modelo Atómico de Rutherford quedóasí:

El Modelo Atómico de Rutherford quedóasí:

Todo átomo está formado porun núcleo y corteza.

El núcleo, muy pesado, y de muypequeño tamaño, formado por unnúmero de protones, donde seconcentra toda la masa atómica.

Existiendo un gran espacio vacíoentre el núcleo y la corteza donde semueven los electrones.

NÚMERO ATÓMICO= número deprotones del núcleo que coincide conel número de electrones si el átomoes neutro.

NÚMERO ATÓMICO= número deprotones del núcleo que coincide conel número de electrones si el átomoes neutro.



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- Los electrones giran a grandes distancias del núcleo demodo que su fuerza centrífuga es igual a la atracciónelectrostática, pero de sentido contrario. Al compensar con lafuerza electrostática la atracción del núcleo evita caer contra ély se mantiene girando alrededor.

En 1932 el inglés Chadwik al bombardearátomos con partículas observó que se emitíauna nueva partícula sin carga y de masa similaral protón, acababa de descubrir el NEUTRÓN

En el núcleo se encuentran los neutrones y losprotones.

- Puesto que la materia es neutra el núcleo deberá tener unnúmero de cargas positivas protones ( número atómico=Z ) igualal de electrones corticales. En el núcleo es donde están tambiénlos neutrones



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Partícula

Carga

Masa

PROTÓNp+

+1 unidadelectrostáticade carga = 1,6.10-19 C

1 unidad atómicade masa(u.m.a.) =1,66 10-

27 kg

NEUTRON n

0 no tiene

cargaeléctrica, esneutro

1 unidad atómicade masa

(u.m.a.) =1,6610-27 kg

ELECTRÓN e-

-1 unidadelectrostáticade carga =-1,6.10-19 C

Muy pequeña ypor tantodespreciablecomparada con la

de p+ y n 1/1840umas

p11

n

1

0

e01−

PARTÍCULASFUNDAMENTALES

PARTÍCULASFUNDAMENTALES

Los protones y neutrones determinan la masa de los átomos y loselectrones son los responsables de las propiedades químicas.

Los protones y neutrones determinan la masa de los átomos y loselectrones son los responsables de las propiedades químicas.

NÚCLEO = Zonacentral del átomo dondese encuentran protones yneutrones

CORTEZA =Zona queenvuelve al núcleo dondese encuentranmoviéndose loselectrones

NÚCLEO = Zonacentral del átomo dondese encuentran protones yneutrones

CORTEZA =Zona queenvuelve al núcleo dondese encuentranmoviéndose loselectrones



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NÚMERO ATÓMICO (Z) al número de protones que tiene un átomo. Coincide

con el número de electrones si el átomo está neutro. Todos los átomos de un mismo

elemento tienen el mismo número de protones, por lo tanto, tienen el mismo número

atómico.

NÚMERO ATÓMICO (Z) al número de protones que tiene un átomo. Coincide

con el número de electrones si el átomo está neutro. Todos los átomos de un mismo

elemento tienen el mismo número de protones, por lo tanto, tienen el mismo número

atómico.

NÚMERO MÁSICO (A) a la suma de los protones y los neutrones que tiene unátomo. Es el número entero más próximo a la masa del átomo medida en unidadesde masa atómica (la masa de la Tabla periódica redondeada).

NÚMERO MÁSICO (A) a la suma de los protones y los neutrones que tiene unátomo. Es el número entero más próximo a la masa del átomo medida en unidadesde masa atómica (la masa de la Tabla periódica redondeada).

Un átomo se representa por:

Su símbolo = una letra mayúscula o dos letras, laprimera mayúscula que derivan de su nombre.Ca , H , Li, S, He....

Su número atómico (Z) que se escribe abajo a laizquierda.

Su número másico (A) que se escribe arriba a laizquierda.

X A

Z



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ISÓTOPOS a átomos de un mismo elemento que se diferencian en el número deneutrones. Tienen por tanto el mismo número atómico(Z) pero diferente númeromásico(A).

ISÓTOPOS a átomos de un mismo elemento que se diferencian en el número deneutrones. Tienen por tanto el mismo número atómico(Z) pero diferente númeromásico(A).

IONES a átomos o grupos de átomos que poseen carga eléctrica porque hanganado o perdido electrones. Pueden ser:

CATIONES si poseen carga positiva y, por tanto, se han perdido electrones.ANIONES si poseen carga negativa y , por tanto, se han ganado electrones.

IONES a átomos o grupos de átomos que poseen carga eléctrica porque hanganado o perdido electrones. Pueden ser:

CATIONES si poseen carga positiva y, por tanto, se han perdido electrones.ANIONES si poseen carga negativa y , por tanto, se han ganado electrones.

Cuando un elemento

está formado por varios

isótopos, su masa

atómicase establece como unamedia

ponderada de lasmasas de

sus isótopos



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Crítica del modelo de Rutherford: Crítica del modelo de Rutherford:

Fue fundamental la demostración de la discontinuidad de lamateria y de los grandes vacíos del átomo. Por lo demás,

presenta deficiencias y puntos poco claros:- Según la ya probada teoría electromagnética de Maxwell, al ser elelectrón

una partícula cargada en movimiento debe emitir radiaciónconstante ya que crea un campo magnético y por tanto, perderenergía.

Esto debe hacer que disminuya el radio de su órbita y el electrónterminaría por caer en el núcleo; el átomo sería inestable. Por lo tanto,no se puede simplificar el problema planteando, para un electrón, quela fuerza electrostática es igual a la centrífuga debe haber algo más.

-Era conocida en el momento de diseñar su teoría la hipótesis de

Planck que no la tuvo en cuenta.-Tampoco es coherente con los resultados de los espectros atómicos.

Los experimentos de Rutherford eran definitivos, pero elplanteamiento era incompleto y lógicamente, también loscálculos.



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• Una onda electromagnética consiste en la oscilación de un campo eléctrico y

otro magnético en direcciones perpendiculares, entre sí, y a su vez,perpendiculares ambos a la dirección de propagación.

• Viene determinada por su frecuencia (ν ) y por su longitud de onda (λ )

relacionadas entre sí por:

=

c ν

λ

C= velocidad depropagación de la luz

=3.108

m/s

C= velocidad depropagación de la luz=3.108m/s Propagació

n

λ =LONGITUD DEONDA: distancia entredos puntosconsecutivos de laonda con igual estadode vibraciónν = FRECUENCIA:número de oscilacionespor unidad de tiempo

λ

2.3. Radiación electromagnética. Espectros atómicos



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ν

λ

Espectro continuo de la luz es la descomposición de la luz en todassu longitudes de onda mediante un prisma óptico.

ESPECTRO ELECTROMAGNÉTICO:Es el conjunto de todas lasradiaciones electro-magnéticas desde muy bajas longitudes de ondas

(rayos γ 10 –12 m) hasta kilómetros (ondas de radio)



Cuando la radiaciónatraviesa un gas, este

absorbe una parte, elresultado es el espectrocontinuo pero con rayasnegras donde falta laradiación absorbida.

Espectro deabsorción

Espectro de absorción: seobtiene cuando un haz de

luz blanca atraviesa unamuestra de un elementoy, posteriormente, la luzemergente se hace pasarpor un prisma (quesepara la luz en lasdistintas frecuencias quela componen)

ESPECTRO DE ABSORCIÓNESPECTRO DE ABSORCIÓN

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Espectro de emisión

ESPECTRO DEEMISIÓN

ESPECTRO DEEMISIÓN

Cuando a los elementosen estado gaseoso se lessuministra energía

(descarga eléctrica,calentamiento...) éstosemiten radiaciones dedeterminadas longitudesde onda.

Estas radiacionesdispersadas en un prismade un espectroscopio se

ven como una serie derayas, y el conjunto de lasmismas es lo que se conocecomo espectro deemisión.

Espectro de emisión: se obtiene cuando una muestragaseosa de un elemento se calienta hasta altas

temperaturas y se hace pasar la luz emitida a travésde un prisma

17



18

Cada elemento tiene un espectro característico; por tanto,un modelo atómico debería ser capaz de justificar elespectro de cada elemento.

Cada elemento tiene un espectro característico; por tanto,un modelo atómico debería ser capaz de justificar elespectro de cada elemento.

El espectro de emisión de un elemento es el negativo del espectro de absorción:a la frecuencia a la que en el espectro de absorción hay una línea negra, en el deemisión hay una línea emitida ,de un color, y viceversa



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cobrecobre

ALGUNOS ESPECTROS DE EMISIÓN(ensayo a la llama)

ALGUNOS ESPECTROS DE EMISIÓN(ensayo a la llama)

cobaltocobalto

Cada elemento presenta un espectro de emisión diferenteidentificable a simple vista mediante el ensayo a la llama.



21

• Serie Balmer hastan=2: aparece en la zona

visible del espectro.• Serie Lyman hasta

n=1: aparece en la zona

ultravioleta del

espectro.

• Serie Paschen n=3

• Serie Bracket

n=4

• Serie Pfund

n=5

Aparecen

en la zonainfrarroja

del

espectro

(R = 1,0968 x 107 m–1 )

= × −

2 2

1 2

1 1 1R

n nC

ʋ=



22

La teoría cuántica se refiere a laenergía:

Cuando la energía está en forma de radiación electromagnética (es decir,de una radiación similar a la luz), se denomina energía radiante y su

unidad mínima recibe el nombre de fotón. La energía de un fotónviene dada por la ecuación de Planck :

E = h · νE = h · ν h: constante de Planck = 6.62 · 10-34 Joule · segundoν : frecuencia de la radiación

Cuando una sustancia absorbe o emite energía,no puede absorberse o emitirse cualquier cantidad de energía, sino que definimos unaunidad mínima de energía, llamada cuanto (queserá el equivalente en energía a lo que es elátomo para la materia).

O sea cualquier cantidad de energía que seemita o se absorba deberá ser un númeroentero de cuantos.

La materia y la energía sondiscontínuas

2.4. Teoría cuántica de Planck



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Electrones

ÁnodoCátodo

• Consiste en la emisión de electrones por la superficie deun metal cuando sobre él incide luz de frecuencia

suficientemente elevada• La luz incide sobre el cátodo (metálico) produciendo la

emisión de e− que llegan al ánodo y establecen unacorriente que es detectada por el amperímetro

• La física clásica no explica que la energía cinética

máxima de los e−

emitidos dependa de la frecuencia dela radiación incidente, y que por debajo de unafrecuencia llamada frecuencia umbral, no existaemisión electrónica

• Einstein interpretó el fenómeno aplicando el principio de conservación de la energía yla teoría de Planck:

hν es la energía luminosa que llega al metal, Ec es la energía cinéticamáxima del electrón emitido y h ν

0es la energía mínima, energía umbral

(trabajo de extracción) para desalojar al electrón de la superficie metálica

h ν = h ν 0 +Ec

2.5. Efecto fotoeléctrico



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El modelo atómico de Rutherford llevaba aunas conclusiones que se contradecían

claramente con los datos experimentales.

La teoría de Maxwell echaba por tierra elsencillo planteamiento matemático delmodelo de Rutherford.

El estudio de las rayas de los espectrosatómicos permitió relacionar la emisión deradiaciones de determinada “λ ” (longitud deonda) con cambios energéticos asociados a

saltos entre niveles electrónicos.

La teoría de Planck le hizo ver que la energía no era algo continuosino que estaba cuantizada en cantidades h ν .

2.6. Modelo atómico de Bohr ( ¿En qué se basó?)



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Segundo postulado:Sólo son posibles aquellas órbitas en lasque el electrón tiene un momento angularque es múltiplo entero de h /(2 · π)

Así, el primer postulado nos indica que elelectrón no puede estar a cualquier

distancia del núcleo, sino que sólo hayunas pocas órbitas posibles, las cualesvienen definidas por los valorespermitidos para un parámetro que sedenomina número cuántico principal n.

Primer postulado:El electrón gira alrededor del núcleo en órbitas circulares sin emitirenergía radiante llamadas ÓRBITAS ESTACIONARIAS. Cuando el

átomo se encuentra en ésta situación se dice que está enESTADO ESTACIONARIO y si ocupa el nivel de energía más bajo sedice que está en ESTADO FUNDAMENTAL.

MODELO ATÓMICO DE BÖHRMODELO ATÓMICO DE BÖHR

Momento angular: L= r.m.v

r=radio de la órbita, m=masa del electrón y v= velocidad que



26

• En las órbitas ESTACIONARIAS los electrones se mueven sin perder energía

r n = n h2π mv

n = númerocuántico principal

r =radio de la órbita

h = cte

de Planck=6,62.10-34 J.s

k = Cte de Coulombm = masa del e-

q =carga del e-

V=velocidad del electrón en laórbita

Los radios de las órbitas están cuantizados ( su valor

depende de n)

r

mV F c

2

=

2

2

r

kq F e =

2

22

r

kq

r

mV =

π 2

hnrmV =

r n = n2 a0



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Tercer Postulado

La energía liberada al caer el electrón desde una órbita a otra de menorenergía se emite en forma de fotón, cuya frecuencia viene dada por laecuación de Planck :

Ea - Eb = h · ν

Así, cuando el átomo absorbe (o emite) una radiación, el electrónpasa a una órbita de mayor (o menor) energía, y la diferencia entreambas órbitas se corresponderá con una línea del espectro atómicode absorción (o de emisión).

Un electrón podrá saltar de una órbita a otra absorbiendo o emitiendo laenergía necesaria, que corresponde a la diferencia energética de las

órbitas.

Rh = cte Rydberg = 2,180·10-18 J

n = número cuántico principal ,número entero (1,2,3....)2

H

n

RE −



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Niveles permitidos según el modelo de Bohr

(calculados para el átomo de hidrógeno)Niveles permitidos según el modelo de Bohr

(calculados para el átomo de hidrógeno)

n = 1 E = –21,76 · 10 –19 J

n = 2 E = –5,43 · 10 –19 J

n = 3 E = –2,42 · 10 –19 J

E n e r g í

a

n = 4 E = –1,36 · 10 –19 Jn = 5 E = –0,87 · 10 –19 Jn = ∞ E = 0 J



29

•Si un electrón asciende desde una órbita ni a otra de mayor energía n j debe absorber unacantidad de energía igual a: ∆ E = E(n j) – E(ni)

•Si un electrón desciende desde una órbita n j a otra de menor energía ni, ladiferencia de energía se emite en el salto∆ E = E(n j) – E(ni)

Según el valor de sulongitud de onda, las radiacioneselectromagnéticasse dividen en: rayosgamma, rayos X,ultravioleta, visible,infrarrojo,microondas, ondas deradio

La energía intercambiada por un electrón en un salto puede adoptar la forma deradiación electromagnética, que puede considerarse una onda o un chorro departículas llamadas fotones cuya energía es proporcional a la frecuencia deradiación ( ν ):

E =

hνλ

=c

h



30

•Si un electrón asciende desde una órbita ni a otra de mayor energía n j debe absorber unacantidad de energía igual a: ∆ E = E(n j) – E(ni)

•Si un electrón desciende desde una órbita n j a otra de menor energía ni, ladiferencia de energía se emite en el salto∆ E = E(n j) – E(ni)

La energía intercambiada por un electelectromagnética, que puede considerarse una onda oun chorro de partículas llamadas fotones cuya energía es proporcional a la frecuencia deradiación ( ν ):rón en un salto puede adoptar la forma de radiación

E =hν λ

=c

hEl modelo atómico de Bohr

explica satisfactoriamente elespectro del átomo de

hidrógeno

•Los espectros de

absorción seoriginan cuando loselectrones absorbenla energía de losfotones y asciendendesde un nivel (ni)

hasta otro de mayor energía (n j)



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•Los espectros de emisión se deben a las radiaciones emitidas cuando unelectrón “excitado” en un nivel alto (n j) desciende a otro nivel de energíainferior (ni)

•La conservación de la energía exige que la energía del fotón absorbido oemitido sea igual a la diferencia de energía de las órbitas entre las que seproduce el salto del electrón

( ) ( ) νhnEnEEi j

•Sólo se emiten fotones cuya energía coincide con la diferencia de energía entredos niveles permitidos: por ello, el espectro consta solo de determinadasfrecuencias, ν , que verifican:

( ) ( )

h

nEnE i j −=



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De acuerdo con el modelo de Bohr, la energía de las diferentes órbitas viene dada

por :

( ) 2n

Rn E H =

Que coincide con la fórmula obtenida experimentalmente porlos espectroscopistas para el espectro del hidrógeno

Los espectroscopistas habían calculado y estudiado a fondo las rayas del

espectro atómico más sencillo, el del átomo de hidrógeno. Cada uno estudióun grupo de rayas del espectro.

= × −

2 2

1 2

1 1 1R

n nC

ʋ=

Ea - Eb = h · ν ν = (Ea - Eb )/h

(R = 1,0968 x 107 m–1)

Por tanto, las frecuencias de las líneas del espectro satisfacen la ecuación:

−= 2

2

2

1

11

nnh

R H

ν

constante de Rydberg

RH = 2,18 x 10-18

J(para el hidrógeno)



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34

• Serie Balmer hastan=2: aparece en la zona

visible del espectro.• Serie Lyman hasta

n=1: aparece en la zona

ultravioleta del

espectro.

• Serie Paschen

n=3• Serie Bracket

n=4

• Serie Pfund

n=5

Aparecen

en la zonainfrarroja

del

espectro

−=

2

2

2

1

11

nnh

R H ν

constante de RydbergRH = 2,18 x 10-18 J

(para el hidrógeno)



CORRECCIONES AL MODELO ATÓMICO DE BÖHR: NÚMEROS CUÁNTICOS.CORRECCIONES AL MODELO ATÓMICO DE BÖHR: NÚMEROS CUÁNTICOS.

En el modelo original de Böhr, se precisa un único parámetro (elnúmero cuántico principal, n), que se relaciona con el radio de laórbita circular que el electrón realiza alrededor del núcleo, y tambiéncon la energía total del electrón. n indica los diferentes niveleselectrónicos (órbitas estacionarias en el modelo de Bohr).

Los valores que puede tomar este número cuántico principalson los enteros positivos: 1, 2, 3...

Sin embargo, pronto fue necesario modificar el modelo para adaptarlo alos nuevos datos experimentales, aparición de nuevas rayas espectralescon lo que se introdujeron otros tres números cuánticos paracaracterizar al electrón:

número cuántico secundario o azimutal (l)número cuántico magnético (m)número cuántico de espín (s)

número cuántico secundario o azimutal (l)número cuántico magnético (m)número cuántico de espín (s)

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Número cuántico secundario o azimutal (l):corrección de Sommerfeld

Número cuántico secundario o azimutal (l):corrección de Sommerfeld

En 1916, Sommerfeld modificó el modelo de Böhr considerando que las órbitasdel electrón no eran necesariamente circulares, sino que también eran posiblesórbitas elípticas; esta modificación exige disponer de dos parámetros paracaracterizar al electrón.

Una elipse viene definida por dos parámetros, que son los valores de sussemiejes mayor y menor. En el caso de que ambos semiejes sean iguales, laelipse se convierte en una circunferencia.

Así, introducimos el número cuántico secundario o azimutal (l), cuyos valorespermitidos son: L= 0, 1, 2, ..., n – 1

Por ejemplo, si n = 3, los valores que puede tomar L serán: 0, 1, 2

El desdoblamiento de algunas rayas espectrales observado con las

mejoras técnicas de algunos espectroscopios llevó a la necesidad de justificar estas nuevas rayas y por tanto de corregir el modelo de Bohr.

Número cuántico magnético

Número cuántico magnético



37

Número cuántico magnético(m).

Número cuántico magnético(m).

Indica las posibles orientaciones en el espacio que puede adoptar la órbita delelectrón cuando éste es sometido a un campo magnético externo (efectoZeemann). Valores permitidos: - L, ..., 0, ..., + L

Por ejemplo, si el número cuántico secundario vale L= 2, los valorespermitidos para m serán: -2, -1, 0, 1, 2

El efecto Zeemann se debe a que cualquier carga eléctrica en movimiento creaun campo magnético; por lo tanto, también el electrón lo crea, así que deberásufrir la influencia de cualquier campo magnético externo que se le aplique.

Aplicando un campo magnético a los espectros atómicos las rayas se desdoblanlo que indica que deben existir diferentes orientaciones posibles .

Número cuántico de espín (s).Número cuántico de espín (s).

Indica el sentido de giro del electrón en torno a su propio eje. Puede tomar sólodos valores para el electrón: +1/2, -1/2.



38

n = 1, 2, 3, 4, ... (nº de capa o nivel)

l = 0, 1, 2, ... (n – 1) (forma del orbita o subnivel)

m = – l, ... , 0, ... l (orientación orbita o orbital)

s = – ½ , + ½ (spín rotación del electrón )

Cada electrón viene determinado por 4 números cuánticos: n, l, m y s (los tres

primeros determinan cada orbita, y el cuarto “s” sirve para diferenciar a cada uno de

los dos e – que componen el mismo).

Los valores de éstos son los siguientes:

número cuántico principal (n)número cuántico secundario o azimutal (l)número cuántico magnético (m)

número cuántico de espín (s)

número cuántico principal (n)número cuántico secundario o azimutal (l)número cuántico magnético (m)

número cuántico de espín (s)



39

La mecánica cuántica surge ante la imposibilidad de dar una explicaciónsatisfactoria, con el modelo de Bohr, a los espectros de átomos con más de un

electrón

Heisenberg propuso la imposibilidad de

conocer con precisión, y a la vez, la

posición y la velocidad de una

partícula. Se trata al electrón como una

onda y se intenta determinar la

probabilidad de encontrarlo en un punto

determinado del espacio

De Broglie sugirió que un electrónpuede mostrar propiedades de onda.La longitud de onda asociada a unapartícula de masa m y velocidad v,viene dada por :

donde h es la constante de Planck

mv

h=λ

Se fundamenta en dos hipótesis

• La dualidad onda corpúsculo• Principio de incertidumbre de

Heisenberg

2.4.Mecánica Cuántica. Modelo Actual

á á ú



40

MODELO ACTUALMODELO ACTUALEl átomo está formado por un núcleodonde se encuentran los neutrones ylos protones y los electrones giranalrededor en diferentes orbitales.

Un orbital es una solución de la ecuación de ondas aplicada a un átomo.Determina la región del espacio en el átomo donde hay una probabilidad

muy alta de encontrar a los electrones

La función de onda no permite saber en qué punto del espacio se encuentra elelectrón en cada momento, pero sí la probabilidad de encontrarlo en una región

determinada

La probabilidad de encontrar al electrón dentrode la región dibujada es del 90%

Mientras que en el modelo de Bohr cadanivel corresponde a una única órbita,ahora puede haber varios orbitalescorrespondientes a un mismo nivel

energético

En el átomo de hidrógeno hay n2 orbitales en el nivel de energía n-ésimo.Al valor n se le denomina número cuántico principal



Ejemplo: a) Establezca cuáles de las siguientes series de númeroscuánticos serían posibles y cuáles imposibles para especificar el

estado de un electrón;b) diga en que tipo de orbital atómico estarían situados los que sonposibles

Series n l ms

I 0 0 0 +½

II 1 1 0 +½ III 1 0 0 –½

IV 2 1 –2 +½

V 2 1 –1 +½

• Imposible. (n < 1)

• Imposible. (l = n)

• Posible. Orbital “1 s”

• Imposible (m ≠ -1,0,1)• Posible. Orbital “2 p”

b l ú á



42

En átomos polielectrónicos, los n2 orbitales del nivel n dejan de tener todosla misma energía y se separan en diferentes subniveles

Al pasar de Z=1 a Z>1, el nivel de energía n se separa en n subniveles. El número deorbitales en un subnivel dado es igual a (2L + 1)

• El número de subniveles que hay en un nivel depende del valor de npara n=1 (primer nivel de energía principal) ⇒un subnivelpara n=2 (segundo nivel de energía principal) ⇒dos subnivelespara n=n (n-ésimo nivel de energía principal) ⇒n subniveles

cuántico secundario, l, y se nombran mediante una letra

para n = 3 ⇒

para n = 1 ⇒

para n = 2 ⇒

• Los distintos subniveles se diferencian por medio de un parámetro, denominado número

l=0 ⇒ letra s

l=0 ⇒ letra s

l=1 ⇒ letra pl=2 ⇒ letra d

l=0 ⇒ letra sl=1

⇒ letra p

3.- Orbitales y números cuánticos

Nomenclatura de los subniveles



43

Nomenclatura de los subniveles

Valor de l

Letras

0

s

1 2 3

p d f



44

1s

3 1 F d l bit l



45

• Orbitales p (l=1)

- tienen forma de elipsoides de revolución y se diferencian sólo en la orientación en elespacio

- un electrón que se encuentre en un orbital px pasa la mayor parte del tiempo en lasproximidades del eje X. Análogamente ocurren con py y pz

- los tres orbitales np tienen igual forma y tamaño

• Orbitales s (l=0)

- tienen forma esférica

- la probabilidad de encontrar alelectrón es la misma en todas lasdirecciones radiales

- la distancia media del electrón alnúcleo sigue el orden 3s > 2s > 1s

3.1. Forma de los orbitales



46

• Orbitales d (l=2)

- tienen forma de elipsoides de revolución

- tienen direcciones y tamaños distintos a los p

El valor de n afecta al tamaño del orbital, pero no a suforma. Cuanto mayor sea el valor de n, más grande es

el orbital



47

3 2 E í d l bit l



48

La energía de un orbital depende de los valores de los números cuánticosprincipal y secundario pero no del magnético, por tanto todos los orbitales de unmismo subnivel tienen la misma energía

Conforme se van llenando de electrones, la repulsión entre estos modifica laenergía de los orbitales y todos disminuyen su energía (se estabilizan) al

aumentar Z, pero unos más que otros, y esto origina que su orden energético nosea constante

3.2. Energía de los orbitales



49

Regla de llenado de Hund: la energía de un orbital en orden a sullenado es tanto menor cuanto más pequeña sea la suma (n+l).Cuando hay varios orbitales con igual valor de n+l, tiene mayor energía aquel que tenga menor valor de n

La energía de un orbital perteneciente a un átomo polielectrónico no es única. Sinembargo, en referencia a su sucesivo llenado, el orden de energía a utilizar es elsiguiente:



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Se llama CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA de un átomo a la distribución de

sus electrones en los diferentes orbitales , teniendo en cuenta que se van llenando enorden creciente de energía y situando 2 electrones como máximo en cada orbital.

Se llama CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA de un átomo a la distribución de

sus electrones en los diferentes orbitales , teniendo en cuenta que se van llenando enorden creciente de energía y situando 2 electrones como máximo en cada orbital.

LA TABLA PERIÓDICA SE ORDENA SEGÚN EL NÚMERO ATÓMICO,como es el número de protones pero coincide con el deelectrones cuando el átomo es neutro, la tabla periódica quedaordenada según las configuraciones electrónicas de losdiferentes elementos.

4.- Configuración electrónica



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Se siguen los siguientes principios:

• Principio de mínima energía (aufbau)

• Principio de máxima multiplicidad (regla de Hund)• Principio de exclusión de Pauli.

Principio de mínimaenergía (aufbau)

• Se rellenan primero los niveles con menor energía.

• No se rellenan niveles superiores hasta que noestén completos los niveles inferiores.

• Cuando un nivel electrónico tenga varios orbitales conla misma energía, los electrones se van colocando lomás desapareados posible en ese nivel electrónico.

• No se coloca un segundo electrón en uno de dichosorbitales hasta que todos los orbitales de dicho nivelde igual energía están semiocupados (desapareados).

“No puede haber dos electrones con los cuatronúmeros cuánticos iguales en un mismo átomo”

Principio deexclusión de Pauli

Principio de máximamultiplicidad (regla

de Hund



52

ElementoOrbitales

1s 2s 2px 2py 2pz 3sConfiguración electrónica



53



Bibliografía

Química. Raymond Chang. 7º Edición. EditorialMc Graw Hill.

Química. Atkins P.W, Jones L. 3º Edición.Editorial Omega.

Química 2º Bachillerato. Editorial Mc Graw Hill.http://sites.google.com/site/fisicayquimicaribera/qu

http://www.ffyb.uba.ar/qcagral/

http://fresno.pntic.mec.es/~fgutie6/index.htm

http://sites.google.com/site/fisicayquimicaribera/quimica2bachillierato





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