curso de quimica general parte 2: Estructura Atómi

bueno como les dije en el post anterior continuamos con le curso rápido de química general y esta vez veremos lo que es estructura atómica. 




El conocimiento de la estructura electrónica nos permite interpretar las semejanzas y diferencias entre las propiedades químicas de los elementos. Además la mayoría de las reacciones químicas implican una reorganización de la estructura electrónica externa de los átomos. En este capítulo iniciaremos el estudio de los modelos atómicos que permiten conocer la distribución de los electrones en los átomos; desde el modelo de Thomson, pasando por el modelo de Bohr hasta llegar al modelo atómico propuesto por la mecánica cuántica, modelo que es el aceptado actualmente. Destacaremos la descripción de los electrones a través de los números cuánticos y los orbitales electrónicos. 

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Introducción 

La química es probablemente la única rama de las ciencias experimentales cuyo objeto de estudio está en permanente expansión, dado que el número de nuevas moléculas, sintetizadas por el hombre crece día a día. El mundo actual y nuestra vida cotidiana están marcados por un sinnúmero de productos de síntesis, desde los materiales más diversos en forma de fibras, plásticos o colorantes, hasta los medicamentos, los plaguicidas o los fertilizantes. Gran parte de la "cultura del bienestar" se fundamenta en la puesta a disposición del hombre de estos productos que son fruto, entre otras cosas, de un profundo conocimiento de la estructura atómica y molecular. 

Los entes objeto de estudio por parte de la Química, las moléculas, son átomos enlazados entre sí para formar un edificio más complejo y con propiedades completamente distintas de las de sus constituyentes. Parece lógico que una de las primeras inquietudes de los científicos fuera conocer las características de esos constituyentes, en un primer intento para entender como se unen entre sí para formar nuevos sistemas que van desde la simplicidad de una molécula de hidrógeno a la complejidad de una proteína. Por otra parte, de nada serviría el esfuerzo de sintetizar nuevas moléculas si no fuésemos capaces de entender y explicar sus estructuras y propiedades y por ende predecir su posible comportamiento y aplicaciones. 

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Teoría atómica de la materia. 

Átomo es la porción más pequeña de la materia. 

El primero en utilizar este término fue Demócrito (filósofo griego, del año 500 a.de C.), porque creía que todos los elementos estaban formados por pequeñas partículas INDIVISIBLES. Átomo, en griego, significa INDIVISIBLE. Es la porción más pequeña de la materia. Los átomos son la unidad básica estructural de todos los materiales de ingeniería. 

En la actualidad no cabe pensar en el átomo como partícula indivisible, en él existen una serie de partículas subatómicas de las que protones neutrones y electrones son las más importantes. 

Los átomos están formados por un núcleo, de tamaño reducido y cargado positivamente, rodeado por una nube de electrones, que se encuentran en la corteza. 

ELECTRÓN 

Es una partícula elemental con carga eléctrica negativa igual a 1,602 · 10-19 Coulomb y masa igual a 9,1093 · 10-28 g, que se encuentra formando parte de los átomos de todos los elementos. 

NEUTRÓN 

Es una partícula elemental eléctricamente neutra y masa ligeramente superior a la del protón (mneutrón=1.675 · 10-24 g), que se encuentra formando parte de los átomos de todos los elementos. 

PROTÓN 

Es una partícula elemental con carga eléctrica positiva igual a 1,602 · 10-19 Coulomb y cuya masa es 1837 veces mayor que la del electrón (mprotón=1.673 · 10-24 g). La misma se encuentra formando parte de los átomos de todos los elementos. 
La nube de carga electrónica constituye de este modo casi todo el volumen del átomo, pero, sólo representa una pequeña parte de su masa. Los electrones, particularmente la masa externa determinan la mayoría de las propiedades mecánicas, eléctrica, químicas, etc., de los átomos, y así, un conocimiento básico de estructura atómica es importante en el estudio básico de los materiales de ingeniería. 

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TEORÍA ATÓMICA DE DALTON 

En el período 1803-1808, Jonh Dalton, utilizó los dos leyes fundamentales de las combinaciones químicas, es decir: la "Ley de conservación de la masa"(La masa total de las sustancias presentes después de una reacción química es la misma que la masa total de las sustancias antes de la reacción) y la "Ley de composición constante"(Todas las muestras de un compuesto tienen la misma composición, es decir las mismas proporciones en masa de los elementos constituyentes.)como base de una teoría atómica. 

La esencia de la teoría atómica de la materia de Dalton se resume en tres postulados: 
1. Cada elemento químico se compone de partículas diminutas e indestructibles denominadas átomos. Los átomos no pueden crearse ni destruirse durante una reacción química. 

2. Todos los átomos de un elemento son semejantes en masa (peso) y otras propiedades, pero los átomos de un elemento son diferentes de los del resto de los elementos. 

3. En cada uno de sus compuestos, los diferentes elementos se combinan en una proporción numérica sencilla: así por ejemplo, un átomo de A con un átomo de B (AB), o un átomo de A con dos átomos de B (AB2). 

La teoría atómica de Dalton condujo a la "Ley de las proporciones múltiples", que establece lo siguiente: 
Si dos elementos forman más de un compuesto sencillo, las masas de un elemento que se combinan con una masa fija del segundo elemento, están en una relación de números enteros sencillos. 

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Modelo atómico de Thomson: 

Los experimentos de Thomson sobre los rayos catódicos en campos magnéticos y eléctricos dieron pie al descubrimiento del electrón he hizo posible medir la relación entre su carga y su masa; el experimento de gota de aceite de Millikan proporcionó la masa del electrón; el descubrimiento de la radioactividad (la emisión espontánea de radiación por átomos) fue una prueba adicional de que el átomo tiene una subestructura. 

Una vez considerado el electrón como una partícula fundamental de la materia existente en todos los átomos, los físicos atómicos empezaron a especular sobre cómo estaban incorporadas estas partículas dentro de los átomos. 

El modelo comúnmente aceptado era el que a principios del siglo XX propuso Joseph John Thomson, quién pensó que la carga positiva necesaria para contrarrestar la carga negativa de los electrones en un átomo neutro estaba en forma de nube difusa, de manera que el átomo consistía en una esfera de carga eléctrica positiva, en la cual estaban embebidos los electrones en número suficiente para neutralizar la carga positiva. 



Modelo atómico de Rutherford. 

Para Ernest Rutherford, el átomo era un sistema planetario de electrones girando alrededor de un núcleo atómico pesado y con carga eléctrica positiva. 

El módelo atómico de Rutherford puede resumirse de la siguiente manera: 

El átomo posee un núcleo central pequeño, con carga eléctrica positiva, que contiene casi toda la masa del átomo. 

Los electrones giran a grandes distancias alrededor del núcleo en órbitas circulares. 

La suma de las cargas eléctricas negativas de los electrones debe ser igual a la carga positiva del núcleo, ya que el átomo es eléctricamente neutro. 

Rutherford no solo dio una idea de cómo estaba organizado un átomo, sino que también calculó cuidadosamente su tamaño (un diámetro del orden de 10-10 m) y el de su núcleo (un diámetro del orden de 10-14m). El hecho de que el núcleo tenga un diámetro unas diez mil veces menor que el átomo supone una gran cantidad de espacio vacío en la organización atómica de la materia. 

Para analizar cual era la estructura del átomo, Rutherford diseñó un experimento: 

El experimento consistía en bombardear una fina lámina de oro con partículas alfa (núcleos de helio). De ser correcto el modelo atómico de Thomson, el haz de partículas debería atravesar la lámina sin sufrir desviaciones significativas a su trayectoria. Rutherford observó que un alto porcentaje de partículas atravesaban la lámina sin sufrir una desviación apreciable, pero un cierto número de ellas era desviado significativamente, a veces bajo ángulos de difusión mayores de 90 grados. Tales desviaciones no podrían ocurrir si el modelo de Thomson fuese correcto. 



Representación esquemática de la dispersión de partículas a en los experimentos realizados por Rutherford con láminas de oro. El bombardeo de una lámina de oro con partículas a mostró que la mayoría de ellas atravesaba la lámina sin desviarse. Ello confirmó a Rutherford que los átomos de la lámina debían ser estructuras básicamente vacías. 


El diámetro de una moneda de 2 céntimos de euro es de 13 mm. El diámetro de un átomo de cobre es sólo 2,6 Å. ¿Cuántos átomos de cobre podrían estar dispuestos lado a lado en una línea recta sobre el diámetro de dicha moneda? 

La incógnita es el número de átomos de cobre. Podemos usar la relación siguiente: 
1 átomo de cobre=2,6 Å, como factor de conversión que relaciona el número de átomos y la distancia. 
Así, primero convertimos el valor del diámetro de la moneda a Å 
13 mm · (10-3 m/1mm)(1 Å/10-10m)=1,3 ·108Å 

1,3 ·108Å · (1 átomo de cobre/2,6 Å)=5,0·107átomos de Cu. 

Esto es, 50 millones de átomos de cobre estarían en fila sobre el diametro de una moneda de 2 céntimos de euro. 


Isótopos, número atómico y número másico: 

Los átomos están formados por un núcleo (formado por protones y neutrones), de tamaño reducido y cargado positivamente, rodeado por una nube de electrones, que se encuentran en la corteza. 

El número de protones que existen en el núcleo, es igual al número de electrones que lo rodean. Este número es un entero, que se denomina número atómico y se designa por la letra, "Z". 

La suma del número de protones y neutrones en el núcleo se denomina número másico del átomo y se designa por la letra, "A". 



El número de neutrones de un elemento químico se puede calcular como A-Z, es decir, como la diferencia entre el número másico y el número atómico. No todos los átomos de un elemento dado tienen la misma masa. La mayoría de los elementos tiene dos ó más isótopos, átomos que tienen el mismo número atómico, pero diferente número másico. Por lo tanto la diferencia entre dos isótopos de un elemento es el número de neutrones en el núcleo. En un elemento natural, la abundancia relativa de sus isótopos en la naturaleza recibe el nombre de abundancia isotópica natural. La denominada masa atómica de un elemento es una media de las masas de sus isotópos naturales ponderada de acuerdo a su abundancia relativa. 



A = masa atómica del elemento natural 

Ai = masa atómica de cada isótopo 

xi = porcentaje de cada isótopo en la mezcla 

La nube de carga electrónica constituye casi todo el volumen del átomo, pero, sólo representa una pequeña parte de su masa. Los electrones, particularmente la masa externa determinan la mayoría de las propiedades mecánicas, eléctricas, químicas, etc., de los átomos, y así, un conocimiento básico de estructura atómica es importante en el estudio básico de los materiales de ingeniería. 

Veamos una serie de ejemplos 

Para el carbono Z=6. Es decir, todos los átomos de carbono tienen 6 protones y 6 electrones. 

El carbono tiene dos isótopos: uno con A=12, con 6 neutrones y otro con número másico 13 (7 neutrones), que se representan como: 



El carbono con número másico 12 es el más común (~99% de todo el carbono). Al otro isótopo se le denomina carbono-13. 

El hidrógeno presenta tres isótopos, y en este caso particular cada uno tiene un nombre diferente 
La forma más común es el hidrógeno, que es el único átomo que no tiene neutrones en su núcleo. 

Otro ejemplo son los dos isótopos más comunes del uranio: 
los cuales se denominan uranio-235 y uranio-238. 

En general las propiedades químicas de un elemento están determinadas fundamentalmente por los protones y electrones de sus átomos y en condiciones normales los neutrones no participan en los cambios químicos. Por ello los isótopos de un elemento tendrán un comportamiento químico similar, formarán el mismo tipo de compuestos y reaccionarán de manera semejante. 
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Masa atómica 

La masa atómica relativa de un elemento, es la masa en gramos de 6.02 ·1023 átomos (número de Avogadro, NA) de ese elemento, la masa relativa de los elementos de la tabla periódica desde el 1 hasta el 105 esta situada en la parte inferior de los símbolos de dichos elementos. El átomo de carbono, con 6 protones y 6 neutrones, es el átomo de carbono 12 y es la masa de referencia para las masas atómicas. Una unidad de masa atómica (u.m.a), se define exactamente como 1/12 de la masa de un átomo de carbono que tiene una masa 12 u.m.a. una masa atómica relativa molar de carbono 12 tiene una masa de 12 g en esta escala. Un mol gramo (abreviado, mol) de un elemento se define como el numero en gramos de ese elemento igual al número que expresa su masa relativa molar. Así, por ejemplo, un mol gramo de aluminio tiene una masa de 26.98 g y contiene 6.023 ·1023 átomos. 

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La naturaleza ondulatoria de la luz: 

lgunas veces la luz se manifiesta como onda. Otras veces se manifiesta como partícula. Todo depende de las circunstancias. 


a luz es una radiación electromagnética, es decir, una onda de campos eléctricos y magnéticos. Las ondas electromagnéticas propagan energía mediante la vibración de un campo eléctrico y uno magnético perpendiculares. Las características que las definen y diferencian son: 

Longitud de onda (?). Es la distancia mínima entre dos puntos que están en el mismo estado de vibración. 
Frecuencia (?). Número de ciclos por unidad de tiempo. Su unidad en el SI es el hertz o hercio (Hz), equivalente a un (ciclo) s-1. 
La relación de la longitud de onda con la frecuencia es la siguiente: 
?=c/? 


donde c es la velocidad de la luz.(c= 3 · 108 m/s) 

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Energía cuantizada y fotones: 

Planck postuló que la emisión de radiación electromagnética se produce en forma de "paquetes" o "cuantos" de energía (fotones). Esto significa que la radiación no es continua, es decir, los átomos no pueden absorber o emitir cualquier valor de energía, sino sólo unos valores concretos. La energía correspondiente a cada uno de los "cuantos" se obtiene multiplicando su frecuencia, ?, por la cte de Plank, h (h=6,626·10-34 Julios · segundo). 

E = h · ? 

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Modelo atómico de Bohr. 

La estructura electrónica de un átomo describe las energías y la disposición de los electrones alrededor del átomo. Gran parte de lo que se conoce acerca de la estructura electrónica de los átomos se averiguó observando la interacción de la radiación electromagnética con la materia. 

Sabemos que el espectro de un elemento químico es característico de éste y que del análisis espectroscópico de una muestra puede deducirse su composición. 

El origen de los espectros era desconocido hasta que la teoría atómica asoció la emisión de radiación por parte de los átomos con el comportamiento de los electrones, en concreto con la distancia a la que éstos se encuentran del núcleo. 

El físico danés Niels Bohr ( Premio Nobel de Física 1922), propuso un nuevo modelo atómico que se basa en tres postulados: 

Primer Postulado: 

Los electrones giran alrededor del núcleo en órbitas estacionarias sin emitir energía 

Segundo Postulado: 

Los electrones solo pueden girar alrededor del núcleo en aquellas órbitas para las cuales el momento angular del electrón es un múltiplo entero de h/2p. 




siendo "h" la constante de Planck, m la masa del electrón, v su velocidad, r el radio de la órbita y n un número entero (n=1, 2, 3, ...) llamado número cuántico principal, que vale 1 para la primera órbita, 2 para la segunda, etc. 

Tercer postulado: 

Cuando un electrón pasa de una órbita externa a una más interna, la diferencia de energía entre ambas órbitas se emite en forma de radiación electromagnética. 

Mientras el electrón se mueve en cualquiera de esas órbitas no radia energía, sólo lo hace cuando cambia de órbita. Si pasa de una órbita externa (de mayor energía) a otra más interna (de menor energía) emite energía, y la absorbe cuando pasa de una órbita interna a otra más externa. Por tanto, la energía absorbida o emitida será: 


En resumen podemos decir que los electrones se disponen en diversas órbitas circulares que determinan diferentes niveles de energía. 

Bohr describió el átomo de hidrógeno con un protón en el núcleo, y girando a su alrededor un electrón. 

En éste modelo los electrones giran en órbitas circulares alrededor del núcleo; ocupando la órbita de menor energía posible, o sea la órbita más cercana posible al núcleo. 
Cada órbita se corresponde con un nivel energético que recibe el nombre de número cuántico principal, se representa con la letra " n " y toma valores desde 1 hasta 7 . 

La teoría de Bohr predice los radios de las órbitas permitidas en un átomo de hidrógeno. 

rn=n2a0, dónde n= 1, 2, 3, ... y a0=0.53 Å (53 pm) 

La teoría también nos permite calcular las velocidades del electrón en estas órbitas, y la energía. Por convenio, cuando el electrón está separado del núcleo se dice que está en el cero de energía. Cuando un electrón libre es atraído por el núcleo y confinado en una órbita n, la energía del electrón se hace negativa, y su valor desciende a 


RH es una constante que depende de la masa y la carga del electrón y cuyo valor es 2.179 · 10-18 J.



ormalmente el electrón en un átomo de hidrógeno se encuentra en la órbita más próxima al núcleo (n=1). Esta es la energía permitida más baja, o el estado fundamental. Cuando el electrón adquiere un cuanto de energía pasa a un nivel más alto (n=2,3, ...) se dice entonces que el átomo se encuentra en un estado excitado. En este estado excitado el átomo no es estable y cuando el electrón regresa a un estado más bajo de energía emite una cantidad determinada de energía, que es la diferencia de energía entre los dos niveles. 



La energía de un fotón, bien sea absorbido o emitido, se calcula de acuerdo con la ecuación de Planck. 

Representación de las órbitas 



distancia 






0,53 Å 



2,12 Å 



4,76 Å 



8,46 Å 



13,22 Å 



19,05 Å 



25,93 Å 

Nota: Con Å se designa la unidad de longitud Angstrom (en el sistema SI) y equivale a 1.0 x 10-10 metros. 

El electrón puede acceder a un nivel de energía superior pero para ello necesita "absorber" energía. Cuando vuelve a su nivel de energía original, el electrón necesita emitir la energía absorbida (por ejemplo en forma de radiación). 

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Dualidad onda-partícula. 
Teoría de De Broglie: 

En el mundo macroscópico resulta muy evidente la diferencia entre una partícula y una onda; dentro de los dominios de la mecánica cuántica, las cosas son diferentes. Un conjunto de partículas, como un chorro de electrones moviéndose a una determinada velocidad puede comportarse según todas las propiedades y atributos de una onda, es decir: puede reflejarse, refractarse y difractarse. 

Por otro lado, un rayo de luz puede, en determinadas circunstancias, comportarse como un chorro de partículas (fotones)con una cantidad de movimiento bien definida. Asi, al incidir un rayo de luz sobre la superficie lisa de un metal se desprenden electrones de éste (efecto fotoeléctrico). La energía de los electrones arrancados al metal depende de la frecuencia de la luz incidente y de la propia naturaleza del metal. 

Según la hipótesis de De Broglie, cada partícula en movimiento lleva asociada una onda, de manera que la dualidad onda-partícula puede enunciarse de la siguiente forma: una partícula de masa m que se mueva a una velocidad v puede, en condiciones experimentales adecuadas, presentarse y comportarse como una onda de longitud de onda, ?. La relación entre estas magnitudes fue establecida por el físico francés Louis de Broglie en 1924. 



cuanto mayor sea la cantidad de movimiento (mv) de la partícula menor será la longitud de onda (?), y mayor la frecuencia (?) de la onda asociada. 

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Principio de indeterminación de Heisenberg: 

W. Heisenberg ( Premio Nobel de Física 1932) enunció el llamado principio de incertidumbre o principio de indeterminación, según el cual es imposible medir simultáneamente, y con precisión absoluta, el valor de la posición y la cantidad de movimiento de una partícula. 

Esto significa, que la precisión con que se pueden medir las cosas es limitada, y el límite viene fijado por la constante de Planck. 



 : indeterminación en la posición

: indeterminación en la cantidad de movimiento

h: constante de Planck (h=6,626 · 10-34 J · s) 

Es importante insistir en que la incertidumbre no se deriva de los instrumentos de medida, sino del propio hecho de medir. Con los aparatos más precisos imaginables, la incertidumbre en la medida continúa existiendo. Así, cuanto mayor sea la precisión en la medida de una de estas magnitudes mayor será la incertidumbre en la medida de la otra variable complementaria. 

La posición y la cantidad de movimiento de una partícula, respecto de uno de los ejes de coordenadas, son magnitudes complementarias sujetas a las restricciones del principio de incertidumbre de Heisenberg. También lo son las variaciones de energía ( E) medidas en un sistema y el tiempo, t empleado en la medición. 

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Mecánica cuántica y orbitales atómicos: 

En el año 1927, E.Schrödinger ( Premio Nobel de Física 1933), apoyándose en el concepto de dualidad onda-corpúsculo enunciado por L.de Broglie (Premio Nobel de Física 1929), formula la Mecánica Ondulatoria, y W. Heisenberg ( Premio Nobel de Física 1932) la Mecánica de Matrices. Ambas mecánicas inician un nuevo camino en el conocimiento de la estructura atómica, y ampliadas por Born, Jordan, Dirac y otros han dado lugar a lo que actualmente se denomina Mecánica Cuántica. Frente al determinismo de la mecánica clásica, la mecánica cuántica, es esencialmente probabilística y utiliza un aparato matemático más complicado que la mecánica clásica. Actualmente, el modelo atómico que se admite es el modelo propuesto por la mecánica cuántica (modelo de Schrödinger). 

El modelo de Bohr es un modelo unidimensional que utiliza un número cuántico (n) para describir la distribución de electrones en el átomo. El modelo de Schrödinger permite que el electrón ocupe un espacio tridimensional. Por lo tanto requiere tres números cuánticos para describir los orbitales en los que se puede encontrar al electrón. La descripción del átomo mediante la mecánica ondulatoria está basada en el cálculo de las soluciones de la ecuación de Schrödinger (Figura 1); está es una ecuación diferencial que permite obtener los números cuánticos de los electrones. 



En esta ecuación: 

es la llamada función de onda. Contiene la información sobre la posición del electrón. También se denomina orbital, por analogía con las órbitas de los modelos atómicos clásicos. 
El cuadrado de la función de onda ||2 es la llamada densidad de probabilidad relativa del electrón y representa la probabilidad de encontrar al electrón en un punto del espacio (x, y, z). 

E es el valor de la energía total del electrón. 

V representa la energía potencial del electrón un punto (x, y, z). Por tanto, E-V es el valor de la energía cinética cuando el electrón está en el punto (x, y, z). 

Las soluciones, o funciones de onda, , son funciones matemáticas que dependen de unas variables que sólo pueden tomar valores enteros. Estas variables de las funciones de onda se denominan números cuánticos: número cuántico principal, (n), angular (l) y número cuántico magnético (ml). Estos números describen el tamaño, la forma y la orientación en el espacio de los orbitales en un átomo. 

El número cuántico principal (n) describe el tamaño del orbital, por ejemplo: los orbitales para los cuales n=2 son más grandes que aquellos para los cuales n=1. Puede tomar cualquier valor entero empezando desde 1: n=1, 2, 3, 4, etc. 

El número cuántico del momento angular orbital (l) describe la forma del orbital atómico. Puede tomar valores naturales desde 0 hasta n-1 (siendo n el valor del número cuántico principal). Por ejemplo si n=5, los valores de l pueden ser: l= 0, 1 ,2, 3, 4. Siguiendo la antigua terminología de los espectroscopistas, se designa a los orbitales atómicos en función del valor del número cuántico secundario, l, como: 

l = 0 orbital s (sharp) 

l = 1 orbital p (principal) 

l = 2 orbital d (diffuse) 

l = 3 orbital f (fundamental) 

El número cuántico magnético (ml), determina la orientación espacial del orbital. Se denomina magnético porque esta orientación espacial se acostumbra a definir en relación a un campo magnético externo. Puede tomar valores enteros desde -l hasta +l. Por ejemplo, si l=2, los valores posibles para m son: ml=-2, -1, 0, 1, 2. 

El número cuántico de espín (s), sólo puede tomar dos valores: +1/2 y -1/2. 

Capas y Subcapas principales 

Todos los orbitales con el mismo valor del número cuántico principal, n, se encuentran en la misma capa electrónica principal o nivel principal, y todos los orbitales con los mismos valores de n y l están en la misma subcapa o subnivel. 

El número de subcapas en una capa principal es igual al número cuántico principal, esto es, hay una subcapa en la capa principal con n=1, dos subcapas en la capa principal con n=2, y así sucesivamente. El nombre dado a una subcapa, independientemente de la capa principal en la que se encuentre, esta determinado por el número cuántico l, de manera que como se ha indicado anteriormente: l=0 (subcapa s), l=1 (subcapa p), l=2 (subcapa d) y l=3 (subcapa f). 
El número de orbitales en una subcapa es igual al número de valores permitidos de ml para un valor particular de l, por lo que el número de orbitales en una subcapa es 2l+1. Los nombres de los orbitales son los mismos que los de las subcapas en las que aparecen. 

orbitales s 
orbitales p 
orbitales d 
orbitales f 
l=0 
l=1 
l=2 
l=3 
ml=0 
ml=-1, 0, +1 
ml=-2, -1, 0, +1, +2 
ml=-3, -2, -1, 0, +1, +2, +3 
un orbital s 
en una subcapa s 
tres orbitales p 
en una subcapa p 
cinco orbitales d 
en una subcapa d 
siete orbitales f 
en una subcapa f 
Forma y tamaños de los orbitales 

La imagen de los orbitales empleada habitualmente por los químicos consiste en una representación del orbital mediante superficies límite que engloban una zona del espacio donde la probabilidad de encontrar al electrón es del 99%. La extensión de estas zonas depende básicamente del número cuántico principal, n, mientras que su forma viene determinada por el número cuántico secundario, l. 

Los orbitales s (l=0) tienen forma esférica. La extensión de este orbital depende del valor del número cuántico principal, asi un orbital 3s tiene la misma forma pero es mayor que un orbital 2s. 


Los orbitales p (l=1) están formados por dos lóbulos idénticos que se proyectan a lo largo de un eje. La zona de unión de ambos lóbulos coincide con el núcleo atómico. Hay tres orbitales p (m=-1, m=0 y m=+1) de idéntica forma, que difieren sólo en su orientación a lo largo de los ejes x, y o z. 


Los orbitales d (l=2) también están formados por lóbulos. Hay cinco tipos de orbitales d (que corresponden a m=-2, -1, 0, 1, 2) 

Los orbitales f (l=3) también tienen un aspecto multilobular. Existen siete tipos de orbitales f (que corresponden a m=-3, -2, -1, 0, +1, +2, +3) 

Una vez descritos los cuatro número cuánticos, podemos utilizarlos para describir la estructura electrónica del átomo de hidrógeno: 
El electrón de un átomo de hidrógeno en el estado fundamental se encuentra en el nivel de energía más bajo, es decir, n=1, y dado que la primera capa principal contiene sólo un orbital s, el número cuántico orbital es l=0. El único valor posible para el número cuántico magnético es ml=0. Cualquiera de los dos estados de spin son posibles para el electrón. Así podríamos decir que el electrón de un átomo de hidrógeno en el estado fundamental está en el orbital 1s, o que es un electrón 1s, 

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ÁTOMOS MULTIELECTRÓNICOS. 

La resolución de la ecuación de Schrödinger para átomos con más de un electrón es un proceso matemático muy complejo que obliga a realizar cálculos aproximados. En los átomos multielectrónicos aparece un nuevo factor: las repulsiones mutuas entre los electrones. La repulsión entre los electrones se traduce en que los electrones en un átomo multielectrónico tratan de permanecer alejados de los demás y sus movimientos se enredan mutuamente. 

Configuraciones electrónicas 

Escribir la configuración electrónica de un átomo consiste en indicar cómo se distribuyen sus electrones entre los diferentes orbitales en las capas principales y las subcapas. Muchas de las propiedades físicas y químicas de los elementos pueden relacionarse con las configuraciones electrónicas. 

Esta distribución se realiza apoyándonos en tres reglas: energía de los orbitales, principio de exclusión de Pauli y regla de Hund. 

1. Los electrones ocupan los orbitales de forma que se minimice la energía del átomo. El orden exacto de llenado de los orbitales se estableció experimentalmente, principalmente mediante estudios espectroscópicos y magnéticos, y es el orden que debemos seguir al asignar las configuraciones electrónicas a los elementos. El orden de llenado de orbitales es:

1s22s22p63s23p64s23d104p65s24d105p66s24f145d106p67s25f146d107p6 


para recordar este orden más facilmente se puede utilizar el diagrama siguiente: 



Empezando por la línea superior, sigue las flechas y el orden obtenido es el mismo que en la serie anterior. Debido al límite de dos electrones por orbital, la capacidad de una subcapa de electrones puede obtenerse tomando el doble del número de orbitales en la subcapa. Así, la subcapa s consiste en un orbital con una capacidad de dos electrones; la subcapa p consiste en tres orbitales con una capacidad total de seis electrones; la subcapa d consiste en cinco orbitales con una capacidad total de diez electrones; la subcapa f consiste en siete orbitales con una capacidad total de catorce electrones. 

En un determinado átomo los electrones van ocupando, y llenando, los orbitales de menor energía; cuando se da esta circunstancia el átomo se encuentra en su estado fundamental. Si el átomo recibe energía, alguno de sus electrones más externos pueden saltar a orbitales de mayor energía, pasando el átomo a un estado excitado 

2. Principio de exclusión de Pauli. 

En un átomo no puede haber dos electrones con los cuatro número cuánticos iguales. 

Los tres primeros número cuánticos, n, l y ml determinan un orbital específico. Dos electrones, en un átomo, pueden tener estos tres números cuánticos iguales, pero si es así, deben tener valores diferentes del número cuántico de espín. Podríamos expresar esto diciendo lo siguiente: en un orbital solamente puede estar ocupado por dos electrones y estos electrones deben tener espines opuestos. 

3. Regla de Hund. 

Al llenar orbitales de igual energía (los tres orbitales p, los cincoi orbitales d, o los siete orbitales f) los electrones se distribuyen, siempre que sea posible, con sus espines paralelos, es decir, desapareados. 

Ejemplo: 

La estructura electrónica del 7N es: 1s2 2s2 2px1 2py1 2pz1 

El principio aufbau o de construcción 

Para escribir las configuraciones electrónicas utilizaremos el principio aufbau. Aufbau es una palabra alemana que significa "construcción progresiva"; utilizaremos este método para asignar las configuraciones electrónicas a los elementos por orden de su número atómico creciente. Veamos por ejemplo como sería la configuración electrónica para Z=11-18, es decir, desde Na hasta el Ar: 

Cada uno de estos elementos tiene las subcapas 1s, 2s y 2p llenas. Como la configuración 1s22s22p6 corresponde a la del neón, la denominamos "configuración interna del neón" y la representamos con el símbolo químico del neón entre corchetes, es decir, [Ne]. Los electrones que se situan en la capa electrónica del número cuántico principal más alto, los más exteriores, se denominan electrones de valencia. La configuración electrónica del Na se escribe en la forma denominada "configuración electrónica abreviada interna del gas noble" de la siguiente manera: 
Na: [Ne]3s1 (consta de [Ne] para la configuración interna del gas noble y 3s1 para la configuración del electrón de valencia. 

de manera análoga, podemos escribir la configuración electrónica para Mg, Al, Si, P.... 




Mg: [Ne]3s2 
Al: [Ne]3s23p1 
Si: [Ne]3s23p2 
P: [Ne]3s23p3 
S: [Ne]3s23p4 
Cl: [Ne]3s23p5 
Ar: [Ne]3s23p6 

bueno aquí terminamos la segunda parte de esta curso si no viste el post anterior aquí esta el link: 
http://www.identi.li/index.php?topic=100868


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