Profundizando en el área de la química (página 9)

      Una serie de
experimentos iniciados en 1887 demostró que el efecto fotoeléctrico externo
tenía determinadas características que no podían explicarse por las teorías de
aquella época, que consideraban que la luz y todas las demás clases de
radiación electromagnética se comportaban como ondas. Por ejemplo, a medida que
la luz que incide sobre un metal se hace más intensa, la teoría ondulatoria de
la luz sugiere que en el metal se liberarán electrones con una energía cada vez
mayor.

      Sin embargo,
los experimentos mostraron que la máxima energía posible de los electrones
emitidos sólo depende de la frecuencia de la luz incidente, y no de su
intensidad.

     En 1905, para
tratar de explicar el mecanismo del efecto fotoeléctrico externo,  Einstein sugirió que podría considerarse que
la luz se comporta en determinados casos como una partícula, y que la energía
de cada partícula luminosa, o fotón, sólo depende de la frecuencia de la luz.
Para explicar el efecto fotoeléctrico externo, Einstein consideró la luz como
un conjunto de 'proyectiles' que chocan contra el metal. Cuando un electrón
libre del metal es golpeado por un fotón, absorbe la energía del mismo. Si el
fotón tiene la suficiente energía, el electrón es expulsado del metal. La
teoría de Einstein explicaba muchas características del efecto fotoeléctrico
externo, como por ejemplo el hecho de que la energía máxima de los electrones
expulsados sea independiente de la intensidad de la luz. Según la teoría de
Einstein, esta energía máxima sólo depende de la energía del fotón que lo
expulsa, que a su vez sólo depende de la frecuencia de la luz. La teoría de
Einstein se verificó por experimentos posteriores. Su explicación del efecto
fotoeléctrico, con la demostración de que la radiación electromagnética puede
comportarse en algunos casos como un conjunto de partículas, contribuyó al
desarrollo de la teoría cuántica.

F.
MODELO ATÓMICO DE BOHR (1913)

      Niels Bohr
descubrió que los electrones de un átomo sólo pueden tener determinados valores
de energía. Propuso que la energía de un electrón estaba relacionada con la
distancia de su órbita al núcleo. Por tanto, los electrones sólo giraban en
torno al núcleo a determinadas distancias, en "órbitas cuantizadas", que correspondían a las energías
permitidas.

    
El modelo nuclear del átomo de Rutherford, en el que el átomo se ve como
un núcleo compacto rodeado por un enjambre de electrones más ligeros. El modelo
de átomo de Bohr utilizó la teoría cuántica y la constante de Planck.

    
El modelo de Bohr establece que un átomo emite radiación
electromagnética sólo cuando un electrón del átomo salta de un nivel cuántico a
otro.

    Este modelo es estrictamente un modelo del
átomo de hidrógeno tomando como punto de partida el modelo de Rutherford, Niels
Bohr trata de incorporar los fenómenos de absorción y emisión de los gases, así
como la nueva teoría de la cuantización de la energía desarrollada por Max
Planck y el fenómeno del efecto fotoeléctrico observado por  Einstein.

“El átomo es un pequeño sistema solar con un núcleo en el
centro y electrones moviéndose alrededor del núcleo en orbitas bien definidas.”

     Las orbitas están cuantizadas (los e-
pueden estar solo en ciertas orbitas). Cada orbita tiene una energía asociada.
La más externa es la de mayor energía.

     Los electrones no radian energía (luz) mientras
permanezcan en orbitas estables. Los electrones pueden saltar de una a otra
orbita. Si lo hace desde una de menor energía a una de mayor energía absorbe un
cuanto de energía (una cantidad) igual a la diferencia de energía asociada a
cada orbita. Si pasa de una de mayor a una de menor, pierde energía en forma de
radiación (luz).

     El mayor éxito de Bohr fue dar la
explicación al espectro de emisión del hidrogeno. Pero solo la luz de este
elemento. Proporciona una base para el carácter cuántico de la luz, el fotón es
emitido cuando un electrón cae de una orbita a otra, siendo un pulso de energía
radiada.

     Bohr no puede explicar la existencia de
orbitas estables y para la condición de cuantización y  encontró que el momento angular del electrón
es h/2π por un método que no puede justificar.

       Bohr incorporó la idea a su modelo
atómico, en el que los electrones sólo podrían orbitar alrededor del núcleo en
órbitas circulares determinadas, con una energía y un momento angular fijos, y
siendo proporcionales las distancias del núcleo a los respectivos niveles de
energía.

     Según este modelo, los átomos no podrían
describir espirales hacia el núcleo porque no podrían perder energía de manera
continua; en cambio, sólo podrían realizar "saltos cuánticos"
instantáneos entre los niveles fijos de energía. Cuando esto ocurre, el átomo
absorbe o emite luz a una frecuencia proporcional a la diferencia de energía (y
de ahí la absorción y emisión de luz en los espectros discretos).

      Arnold Sommerfeld amplió el átomo de Bohr
en 1916 para incluir órbitas elípticas, utilizando una cuantificación de
momento generalizado.

El modelo de
Bohr-Sommerfeld  era muy difícil de
utilizar, pero a cambio hacía increíbles predicciones de acuerdo con ciertas
propiedades espectrales. Sin embargo, era incapaz de explicar los átomos
multielectrónicos, predecir la tasa de transición o describir las estructuras
finas e hiperfinas.

MODELO DE BOHR

RESUMEN:

          Para explicar la estructura del
átomo, el físico danés Niels Bohr desarrolló en 1913, una hipótesis conocida
como teoría atómica de Bohr. Este supuso que los electrones están dispuestos en
capas definidas, o niveles cuánticos, a una distancia considerable del núcleo.
La disposición de los electrones se denomina configuración electrónica. El
número de electrones es igual al número atómico del átomo: el hidrógeno tiene
un único electrón orbital, el helio dos y el uranio 92. Las capas electrónicas
se superponen de forma regular hasta un máximo de siete, y cada una de ellas
puede albergar un determinado número de electrones.

      La primera capa está completa cuando
contiene dos electrones, en la segunda cabe un máximo de ocho, y las capas
sucesivas pueden contener cantidades cada vez mayores. Ningún átomo existente en
la naturaleza tiene la séptima capa llena. Los "últimos" electrones,
los más externos o los últimos en añadirse a la estructura del átomo,
determinan el comportamiento químico del átomo.

      Todos los gases inertes o nobles (helio,
neón, argón, criptón, xenón y radón) tienen llena su capa electrónica externa.
No se combinan químicamente en la naturaleza, aunque los tres cases nobles más
pesados (criptón, xenón y radón) pueden formar compuestos químicos en el
laboratorio. Por otra parte, las capas exteriores de los elementos como litio,
sodio o potasio solo contienen un electrón. Estos elementos se combinen con
facilidad con otros elementos (Transfiriéndoles su electrón más externo) para
formar numerosos compuestos químicos. De forma equivalente, a los elementos
como el flúor, el cloro o el bromo sólo les falta un electrón para que su capa
exterior esté completa. También se combinan con facilidad con otros elementos
de los que obtienen electrones.

     Las capas atómicas no se llenan
necesariamente de electrones de forma consecutiva. Los electrones de los
primeros 18 elementos de la tabla periódica se añaden de forma regular,
llenando cada capa al máximo antes de iniciar una nueva capa. A partir del
elemento decimonoveno, el electrón más externo comienza una nueva capa antes de
que se llene por completo la capa anterior. No obstante, se sigue manteniendo
una regularidad, ya que los electrones llenan las capas sucesivas con una
alternancia que se repite. El resultado es la repetición regular de las propiedades
químicas de los átomos, que se corresponde con el orden de los elementos en la
tabla periódica.

     Resulta cómodo visualizar los electrones
que se desplazan alrededor del núcleo como si fueran planetas que giran en
torno al Sol. No obstante, esta visión es mucho más sencilla que la que se
mantienen actualmente. Ahora se sabe que es imposible determinar exactamente la
posición de un electrón en el átomo sin perturbar su posición. Esta
incertidumbre se expresa atribuyendo al átomo una forma de nube en la que la
posición de un electrón se define según la probabilidad de encontrarlo a una
distancia determinada del núcleo. Esta visión del átomo como "nube de
probabilidad", ha sustituido al modelo de sistema solar.

MODELO DE BOHR.

1) El electrón no
emite energía cuando se encuentra en unas órbitas estables, denominadas órbitas
estacionarias.

2) En esas órbitas
estacionarias el momento angular de electrón es un múltiplo entero de 

m* v* r = Momento angular

m = Masa del electrón

v = velocidad

R =Radio de la órbita.

3) El electrón solo
emite energía cuando pasa a una órbita más cercana al núcleo, si ocurre lo
contrario absorbe energía.

LOUIS DE BROGLI (1924)

     
Trató de racionalizar la doble naturaleza de la materia y la energía,
comprobando que las dos están compuestas de corpúsculos y tienen propiedades
ondulatorias y  descubrió  la naturaleza ondulatoria de los electrones.
Propuso que todos los objetos —particularmente
las partículas subatómicas, como los electrones— podían tener propiedades de
ondas.

Determino la
longitud de onda para el electrón por medio:

PRINCIPIO DE INCERTIDUMBRE DE HEISENBERG (1927)

     
Este principio afirma que es imposible medir simultáneamente de forma
precisa la posición y el momento lineal de una partícula subatómica. Se deben
emplear probabilidades para referirse a cualquier parámetro que caracteriza una
partícula subatómica.

      Werner Heisenberg indicó que, puesto que
una función de onda está determinada por el tiempo y la posición, es imposible
obtener simultáneamente valores precisos tanto para la posición como para el
momento de la partícula para cualquier punto dado en el tiempo. Este principio
fue conocido como principio de incertidumbre de Heisenberg.

      Los cinco orbitales atómicos de un átomo
de neón, separados y ordenados en orden creciente de energía. En cada orbital
caben como máximo dos electrones, que están la mayor parte del tiempo en las
zonas delimitadas por las "burbujas".

Este nuevo enfoque
invalidaba por completo el modelo de Bohr, con sus órbitas circulares
claramente definidas

MODELO MECANOCUÁNTICO.

Principio de indeterminación de Heinsenberg.

    
No se puede conocer, con exactitud y a la vez la posición del electrón y
su velocidad.

En
este modelo en vez de hablar de un conjunto de ondas se habla de orbitales.
Orbitales en la región del espacio donde es máxima la probabilidad de encontrar
un electrón. Es necesario definir para obtener los orbitales cuatro números
cuánticos.

G. MODELO DE SCHRODINGER

    
Según el modelo propuesto, los electrones no giran en torno al núcleo,
sino que se comportan más bien como ondas que se desplazan alrededor del núcleo
a determinadas distancias y con determinadas energías. Este modelo resultó ser
el más exacto: los físicos ya no intentan determinar la trayectoria y posición
de un electrón en el átomo, sino que emplean ecuaciones que describen la onda
electrónica para hallar la región del espacio en la que resulta más probable
que se encuentre el electrón.

     El modelo moderno del átomo describe las
posiciones de los electrones en un átomo en términos de probabilidades. Un
electrón se puede encontrar potencialmente a cualquier distancia del núcleo,
pero —dependiendo de su nivel de energía— tiende a estar con más frecuencia en
ciertas regiones alrededor del núcleo que en otras; estas zonas son conocidas
como orbitales atómicos.

     En el modelo de Schrödinger se abandona la
concepción de los electrones como esferas diminutas con carga que giran en
torno al núcleo, que es una extrapolación de la experiencia a nivel
macroscópico hacia las diminutas dimensiones del átomo. En vez de esto,
Schrödinger describe a los electrones por medio de una función de onda, el
cuadrado de la cual representa la probabilidad de presencia en una región
delimitada del espacio. Esta zona de probabilidad se conoce como orbital.

MODELO ATÓMICO
MODERNO

PRACTICA TEMA I. MODELOS ATÓMICOS

PARTE A. COMPLETE.

     Complete los espacios en blanco
con el nombre de los científicos que dieron sus aportes por medio de modelos
atómicos y así explicar la conformación del átomo

RESPUESTA BREVE

1. Que propone la teoría atómica. Describa sus tres
   postulados
2. Describa el modelo del Pudín propuesto por Thomson
3. Describa el modelo planetario propuesto por Ernest
   Rutherford

        PARTE B. SELECCIÓN.

1. Lea las siguientes
   proposiciones relacionadas con algunos aportes a la concepción del modelo
   atómico.

¿Cuáles números corresponden a
las proposiciones que son correctas?

A)        
1 y 2

B)        
1 y 3

C)        
2 y 3

D)       
1, 2 y 3

2. ¿En cuál opción se ubica un
   aporte de Dalton al conocimiento de la estructura atómica?

A)        
Descubrió nuevos elementos.

B)        
Propuso una teoría atómica.

C)        
Propuso una tabla periódica.

D)       
Descubrió las triadas.

3. Lea los siguientes aportes
   sobre modelos atómicos.

Concibe al átomo rodeado de
electrones que se mueven en niveles de energía.

Concibe  al átomo con un núcleo muy pequeño y en donde
se encuentra concentrada casi toda su masa.

¿Cuáles científicos
contribuyeron  con estos aportes al
modelo atómico en orden   respectivo?

A)        
Dalton y Thomson.

B)        
Thomson y Dalton.

C)        
Rutherford y Bohr.

D)       
Bohr y Rutherford.

4. Lea el siguiente texto.

Científico
que propone la naturaleza de onda y de partícula del electrón.

          ¿Cuál es el apellido del científico,
que  hace el aporte al modelo atómico, al
que se refiere el texto?

A) De Broglie.

B) J. Thomson.

C)            Schrödinger.

   D)             E. Rutherford.

5. A continuación se presentan
   algunos aportes al modelo atómico.

1  Concluyó que el átomo consta de un
centro  másivo llamado núcleo.

2  Señaló que los electrones se ubican en
niveles de energía definidos.

3 
Utilizando un tubo de rayos catódicos, logró  determinar la existencia de partículas  negativas.

Los aportes
descritos fueron planteados por

A)   
1-Demócrito, 2-Rutherford y
3-Dalton.

B)   
1-Rutherford, 2-Bohr  y 3-Thomson.

C)   
1-Thomson, 2-Bohr y 3-Rutherford.

D)   
1-Dalton, 2-Bohr y 3-Thomson.

6. Lea los siguientes nombres de
   leyes.

Ley de conservación de la materia

Ley de las proporciones definidas

Ley de las proporciones múltiples

¿Quién propuso el modelo atómico que retomó las leyes anteriores, para
exponer su modelo?

A)       
Bohr.

B)       
Dalton.

C)      
Thomson.

D)      
Demócrito.

7. A continuación se presentan
   algunos aportes que contribuyeron 
   con el modelo actual de átomo, identificados con los números I, II
   y III.

I.-   
Utilizando un tubo de rayos catódicos, logró determinar la existencia de
partículas  negativas.

II.- 
Señaló que los electrones se ubican en niveles de energía definidos.

III.- Concluyó que el átomo consta de
una parte central  masiva llamada núcleo.

Los aportes
descritos fueron planteados, en orden respectivo, por

A)        
Demócrito, Rutherford y Dalton.

B)        
Rutherford, Bohr y Thomson.

C)        
Thomson, Bohr y Rutherford.

D)       
Dalton, Bohr y Thomson.

8. A continuación se presentan
   algunos aportes al modelo atómico.

I.- Utilizando un tubo de rayos catódicos, logró determinar la existencia
de partículas  negativas.

II.- Señaló que los electrones se ubican en niveles de energía definidos.

III.- Concluyó que el átomo consta de un centro masivo llamado núcleo.

Los aportes
descritos fueron planteados por

         A)     
I-Demócrito, II-Rutherford y III-Dalton.

         B)     
I-Rutherford, II-Thomson y III-Bohr.

         C)     
I-Thomson, II-Bohr y III-Rutherford.

         D)     
I-Dalton, II-Bohr y III-Thomson.

9. Lea el siguiente texto.

Desarrolla la mecánica ondulatoria, para resolver de
manera general los problemas que se presentan en la constitución de los átomos.

¿Quién realizó el aporte anterior?

A)        
Schrödinger.

B)        
Heisenberg.

C)        
Rutherford.

D)       
Thomson.

10. El científico que
    experimentalmente demostró la existencia del núcleo  atómico se denomina

A)         Thomson.

B)         De Broglie.

C)         Rutherford.

D)        Heisemberg.

11. Lea el siguiente texto.

Su modelo fue desarrollado aproximadamente entre 1803 y 1808.  Se basó en las leyes de la Conservación
de la Materia
y de las Proporciones Constantes y Múltiples; de esta manera encontró suficientes
pruebas para sustentar su modelo atómico.

El modelo
atómico a que se refiere el texto, fue planteado por

A)        
Rutherford.

B)        
Demócrito.

C)        
Thomson.

D)       
Dalton.

12. Lea la siguiente información.

·        
Los electrones de los átomos están localizados en órbitas o niveles de
energía alrededor del núcleo.

• Los
  electrones en las órbitas más cercanas al núcleo, tienen menor energía que
  aquellos en órbitas más alejadas del núcleo.

La información anterior hace alusión a los aportes al modelo atómico dado
por

A)        
Edwin Schröndinger.

B)        
Ernest Rutherford.

C)        
Louis de Broglie.

D)       
Niels Bohr.

13. Lea la siguiente información.

                                                            Científico  francés que propone y muestra,
matemáticamente, la dualidad onda -partícula 
para el electrón.

La información suministrada en el
texto se refiere a

A)           
W. Heisenberg.

B)           
L. de Broglie.

C)           
Schödinger.

D)          
J. Dalton.

14. Lea la siguiente información.

¿Cuáles son los apellidos de los
científicos que dieron estos aportes al modelo atómico?

A)       
1-Rutherford – 2-Heisenberg –
3-Bohr.

B)       
1-Dalton – 2-Thomson –
3-Rutherford.

C)       
1-Schrödinger – 2-Dalton –
3-Bohr.

D)       
1-Dalton – 2-Rutherford – 3-Bohr.

15. El siguiente texto,

Modelo basado en el electrón
ondulatorio, en el cual por medio

de una ecuación matemática,
relaciona la energía del electrón

con la probabilidad de que este
ocupe un  volumen dado cerca

del núcleo

hace referencia a un aporte al modelo 
de átomo formulado por

A)        
Erwin Schrödinger.

B)        
Ernest Rutherford.

C)        
John Dalton.

D)       
Niels Bohr.

16. Lea las siguientes
    proposiciones.

¿Cuál es el apellido del científico que propuso el modelo atómico a que
corresponden los enunciados anteriores?

A)        
Borh.

B)        
Dalton.

C)        
Thomson.

D)       
Demócrito.

17. Observe el siguiente dibujo
    relacionado con algunos aportes al modelo atómico.

    Los dibujos anteriores
corresponden en el orden 1, 2 y 3
a los aportes formulados por los   científicos llamados

A)        
Thomson, Rutherford y Schrödinger.

B)        
Demócrito, Bohr y Schrödinger.

C)        
Dalton, Rutherford y Bohr.

D)       
Thomson, Bohr y Dalton.

18. El científico que desarrolló
    una ecuación de probabilidad que incluye: las propiedades de onda, la
    naturaleza de partículas y las restricciones cuánticas de los electrones,
    se llama

A)              
Bohr.

B)              
Thomson.

C)              
Rutherford.

D)             
Schrödinger.

19. Lea las siguientes
    proposiciones relacionadas con algunos aportes a la concepción del modelo
    atómico.

¿Cuáles números corresponden a
aportes dados por Thomson al modelo atómico?

A)      
3 y 4

B)      
2 y 3

C)      
1 y 3

D)      
1 y 2

20. Lea con atención el siguiente
    texto referente a un aporte al modelo atómico actual.

La materia está formada por átomos, (los de un elemento son distintos a los
de otro elemento). Las reacciones químicas ocurren cuando átomos de diferentes
elementos químicos se combinan entre sí en una proporción fija.

¿Quién propuso el aporte anterior?

A)        
Borh.

B)        
Dalton.

C)        
Thomson.

D)       
Demócrito.

21. Lea la siguiente información.

La información anterior, en el
orden 1 y 2, corresponde a aportes al modelo atómico propuesto por

A)           
Demócrito y Heisenberg.

B)           
De Broglie y Dalton.

C)           
Borh y Schödinger.

D)          
Rutherford y Bohr.

TEMA
II:

Estructura del átomo

CONFIGURACIÓN
ELECTRÓNICA

 OBJETIVO:

-       Aplicar el
principio de exclusión de Pauli y la regla de Hund en la construcción de las
configuraciones electrónicas, considerando el modelo atómico actual.

    
La
Configuración electrónica o Estructura electrónica, es la
organización o distribución espacial de los electrones en un átomo en su estado
mínimo de energía o basal, que determina las propiedades químicas del mismo.

NÚMEROS CUÁNTICOS

    
Son parámetros numéricos que establecen la configuración electrónica de
los átomos. Permiten calcular la energía del electrón y predecir el área
alrededor del núcleo donde se puede encontrar. Son cuatro, los dos primeros ( n
y l ) indican la energía del e- y los
otros dos (ml y ms) indican los estados magnéticos del
e-.

A. PRINCIPAL (n):

    
Indica el nivel principal de energía, toma valores enteros positivos (n=
1, 2, 3,4…). Establece la relación de la distancia promedio que va del e- al
núcleo en un orbital en particular. A mayor n, mayor energía del e-. En su
estado de reposo el e- tiene el nivel de energía mas bajo (n=1).

B. SECUNDARIO, AZIMUTAL O DE MOMENTO ANGULAR (l):

    
Determina la forma del orbital o la nube electrónica del e-, indica los
subniveles de energía donde se localizan los e-, que se designan con las letras
s, p, d, f y g. Toma valores enteros desde cero hasta n-1 ( l=1, 2, 3…..n-1).

C. MAGNÉTICO ( ml
):

    
Esta relacionado con la orientación espacial de los orbitales o la nube
electrónica alrededor del núcleo. Depende del valor de l, toma los valores
enteros comprendidos entre  –l y +l;
incluyendo al cero. Por ejemplo para l=1,
ml= -1, 0, 1. Un orbital puede
albergar como máximo 2 e- que giran sobre sí mismos de manera diferente. El
número de orbitales se determina por (2l
+ 1) y el número de e- por 2(2l + 1).
Por ejemplo, para l=2 se tiene       5
orbitales y 10 e-.

D. DEL SPIN  ( ms
):

    
Indica el sentido en que gira un e- sobre su propio eje, es decir
alrededor de si mismo dependiendo de momento magnético.

ORBITALES ATÓMICOS

    
Es la región espacial (tridimensional) del átomo donde la probabilidad
de encontrar un e- es mayor  (90%). Los
orbitales pueden tener distintas formas de acuerdo con los niveles energéticos
de los e- (número cuántico l). Los
orbitales aumentan su volumen conforme aumenta el número cuántico principal (n)
y por lo tanto la probabilidad de encontrar el e- estará más alejada del
núcleo. El número máximo de e- por orbital es de 2.

      Un orbital describe la región del espacio
que circunda el núcleo de un átomo y en la cual se da la probabilidad máxima de
encontrar un electrón (orbital atómico).      
La distribución de probabilidades puede representarse matemáticamente
mediante funciones de onda que reciben el nombre de orbitales y que pueden ser
descritas gráficamente como figuras fuera de cuyo contorno la probabilidad de
encontrar un electrón es mínima.

     Hay orbitales de forma esférica (tipo s),
como en el caso del único electrón del átomo de hidrógeno, el más sencillo;
orbitales de forma toroidal o de ocho (tipo p), que, a diferencia de los
orbitales s, son múltiples y orientables en el espacio según los tres ejes
cartesianos, y orbitales aún más complejos (tipo d y tipo f). Puede suceder
también que los orbitales de tipo s y p interactúen dando lugar a la formación
de los denominados orbitales híbridos. En un orbital puede haber un máximo de
dos electrones, en cuyo caso su espín es de signo opuesto. La energía del
orbital viene determinada por la energía de los electrones que lo ocupan. Los
orbitales moleculares están formados por orbitales atómicos y son estructuras
de una gran complejidad.

Orbitales s, p y d

    
Los orbitales atómicos son descripciones matemáticas de la probabilidad
de encontrar en un lugar determinado los electrones de un átomo o molécula.
Estas descripciones se obtienen resolviendo la llamada ecuación de Schrödinger.
Los orbitales mostrados ilustran la distribución espacial de electrones con
momento angular progresivamente mayor (s, p, d, f). Nunca puede haber más de
dos electrones en un mismo orbital. La distribución global de los electrones de
un átomo es la suma de muchos orbitales semejantes.

Forma de los orbitales

1. Subnivel s (Sharp):

    – Tiene un
orbital con simetría esférica y no direccional. 
(     )

    – Se
presenta para valores de l=0

2. Subnivel p (principal):

     – Posee 3
orbitales con dos lóbulos cada uno y con tres orientaciones posibles            (px, py, pz)   

     – (     ) (    
) (     )  

3. Subnivel d (difusse):

     –
Constituido por 5 orbitales   (     ) (    
) (     ) (     ) (    
)

     – Un
orbital presenta un doble lóbulo rodeado por un anillo, los otros orbitales
tienen              cuatro lóbulos.

4. Subnivel f (fundamental):

     -Formado
por 7 orbitales multilobulares. (   )
(   ) (  
) (   ) (   ) (  
) (   )

CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA

     Es la
distribución, más probable y estable, de los e- en los orbitales disponibles de
un átomo. Se basa en una serie de lineamientos o principios que rigen la
distribución electrónica en la nube atómica. El modelo de la mecánica
ondulatoria solo fue capaz de determinar con gran precisión la ubicación de 1
e- del átomo de hidrogeno (1H=1s1) que posee 1 protón y 1
electrón, pero fallo en átomos con mas electrones y protones, solamente
aproximaciones. Basados en el modelo para el hidrógeno y extendido a sistemas
mas complejos se han establecido los siguientes principios:

1. PRINCIPIO DE EXCLUSIÓN DE PAULI:

     Establece
que “en un mismo átomo no pueden existir dos e- 
que tengan los cuatro números cuánticos iguales”. Los giros de los 2 e-
en un mismo orbital deben tener valores opuestos (-1/2 y +1/2), por que cargas
iguales se repelan siempre.

2. PRINCIPIO  O REGLA DE HUND O DE
MULTIPLICIDAD MÁXIMA DE CARGA

     Aclara que
los e- que pertenezcan al mismo subnivel se disponen de manera que exista el
mayor número de e- desapareados con el mismo valor de giro. Cuando un orbital
contiene únicamente un e-, esta desapareado. Cuando hay disponibles varios
orbitales del mismo tipo, los e- se acomodan de uno en uno en spines paralelos,
en cada orbital, hasta semillenar los orbitales (1 e- cada uno) y luego se van
apareando hasta completarlos (2 e- cada uno).

3. PRINCIPIO DE CONSTRUCCION PROGRESIVAO DE DESARROLLO ( AUFBAU)

      Establece que el e- que distingue un elemento del anterior, se ubica en el
orbital atómico de menor energía disponible. Se determina la distribución de
los  e- en los diferentes niveles y
subniveles, que va del menor al de mayor energía en el siguiente orden:

Existen dos excepciones en el orden de llenado que se
presentan en el subnivel 5d1 y 6d1 que reciben 1 e- antes
de que se llene el subnivel 4f
y 5f.

SISTEMA nlx

     Se usa para
representar la ubicación de los e- en los niveles y subniveles de energía.

  Te= tronco electrónico= configuración electrónica del
gas noble más cercano

  DIAGRAMA DE
ORBITALES  

PRACTICA TEMA II.

NÚMEROS
CUÁNTICOS Y ESTRUCTURA ELECTRÓNICA

PARTE A.

1.         Dadas  las siguientes afirmaciones
acerca del  modelo atómico:

I.             
permite
ubicar perfectamente el electrón a una distancia determinada del núcleo.

II.         permite ubicar exactamente
al electrón en una zona del espacio alrededor del núcleo.

III.         permite determinar la
energía de un electrón.

       IV.        da la distancia y zona del espacio más probable alrededor del
núcleo donde es posible  encontrar el
electrón.

            La o las que corresponden al modelo
mecánico cuántico es o son: ______________ 

2.         El experimento realizado por Rutherford para descubrir la
naturaleza del átomo permitió demostrar que

I.          la distribución de la
materia en el átomo es continua.

II.         el núcleo del átomo ocupa
la mayoría del espacio total ocupado por el átomo.

III.         el átomo es
eléctricamente neutro.

IV.        la carga positiva del átomo
está concentrada en el núcleo

De las afirmaciones anteriores la verdadera es la: ___________           

3.         La región en el espacio alrededor
del núcleo de un átomo en la cual hay una alta probabilidad de encontrar no más
de dos electrones se denomina

a)  núcleo            b) volumen atómico                c) orbital         
d)  nivel de energía

4.                     El modelo de la mecánica cuántica para el átomo
de hidrógeno establece que el electrón se desplaza alrededor del núcleo por
regiones en donde es más probable encontrarlo. Esta región recibe el nombre
de_______________________                                                   

5.         El número
cuántico que define la orientación
de la nube electrónica es: _________  

6.         El valor del número cuántico “l”   permite determinar______________________

7.         Los valores de los números cuánticos asociados con la
simbología 3p son: _______ y
_______   

8.         El valor “ml” o número cuántico magnético permite determinar
___________________________

9. El número cuántico que define la forma
de la nube electrónica es: 
__________