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:  __________