Modelos Atómicos

Módelo atómico de Dalton I
Modelos
Atómicos
John Dalton enunció unos postulados que le han valido el titulo de
"padre de la teoría atómica-molecular". Dalton trató de buscar la
explicación de las leyes ponderales (clásicas) que experimentalmente
habían comprobado él y otros químicos europeos.
Para él tenía que cumplirse, ante todo, que los
átomos de cada elemento debían tener la misma
masa.
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Enlaces interesantes para los que quieran saber más:
http://concurso.cnice.mec.es/cnice2005/93_iniciacion_interactiva_materia/curso/materiales/atomo/modelos.htm (tutotial
online muy bueno)
http://www.iesaguilarycano.com/dpto/fyq/ma/ma1.html (muy buen resumen con muy buenas simulaciones
interactivas de todo lo que vamos a ver)
Dalton llegó a expresar sus postulados después de
haber experimentado y comprobado:
-La Ley de conservación de la masa enunciada por Lavoisier.
- La ley de composición constante (Proust).
- La ley de las proporciones múltiples (Dalton).
- El comportamiento de los gases de acuerdo con las Leyes de Boyle y Charles.
- La Ley de Gay-Lussac relativa a los volúmenes gaseosos de combinación.
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Adaptado de la presentación del Profesor Dr. Víctor H. Ríos
Módelo atómico de Dalton II
Módelo atómico de Dalton III
Con esta idea, Dalton publicó en 1808 su Teoría Atómica que podemos resumir:
Los elementos químicos están formados por partículas muy pequeñas,
llamadas átomos, que son indivisibles e indestructibles.
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Todos los átomos de un elemento tienen la misma masa atómica y
propiedades.
Todos los átomos de diferentes elemento tienen masas y propiedades
diferentes.
Los átomos se combinan en relaciones sencillas (formando “grupos
de átomos” o moléculas para formar compuestos químicos.
Los compuestos químicos están formados por átomos diferentes; las
propiedades del compuesto dependen del número y de la clase de átomos
que tenga.
Las reacciones químicas son procesos donde los átomos de los
compuestos se recombinan (se separa y vuelven a combinar de forma
diferente) para formar nuevos compuestos

Módelo atómico de Dalton IV
La teoría de Dalton supuso un gran avance e impulsó los conocimientos
químicos durante un siglo. Pero a pesar de sus intentos,
Dalton no consiguió medir la masa absoluta de los átomos, pues sabemos
que es extremadamente pequeña, por lo que trató de calcular la masa de los
átomos con relación al hidrógeno, al que dió el valor unidad.
Así surgió la escala química de masa atómicas.
• Posteriormente se tomó como átomo de referencia el oxígeno, al que se
atribuyó una masa igual a 16, y se definió la unidad de masa atómica (uma
o u) como 1/16 de la masa del oxígeno.
• Actualmente la uma se define como 1/12 parte de la masa del isótopo
carbono-12 ( 12 C) del carbono
• 1 uma=1 u = 1,660 538 86 × 10 -27 Kg
Módelo atómico de Dalton: Limitaciones de la teoría
No hablaba de la estrúctura del átomo. No se conocían el electrón,
núcleo, protones, etc.
La idea de Dalton de que los átomos de cada elemento son todos iguales
es falsa, pues la mayor parte de los elementos están formados por
isótopos (Dalton lo desconocía).
Tampoco se hablaba de cargas eléctricas y no podía explicar las experiencias
de electrólisis o la pila de volta
Igualmente, cuando se combinan en reacciones normales los átomos no se alteran,
pero hoy sabemos que se producen reacciones nucleares que rompen o transmutan los
átomos. Dalton no podía conocer estos avances.
La Ley de Lavoisier no es totalmente cierta, porque toda reacción química lleva
consigo un intercambio de energía y la producción de energía supone pérdida de masa,
según la ecuación de Einstein:
E = m×c 2
Pero esta pérdida de masa en los procesos normales, escapa a toda medida
experimental con la balanza.
Módelo atómico de Thompson I
Módelo atómico de Thompson II
Joseph John Thomson (1856-1940)
Físico Británico estudió las propiedades eléctricas de la
materia, especial-mente la de los gases.
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La medida directa del cociente carga-masa, e/m, de los electrones por J.
J.Thomson en 1897 puede considerarse justamente como el principio para la
compresión actual de la estructura atómica.
• Descubrió que los rayos catódicos estaban
formados por partículas cargadas negativamente
(hoy en día llamadas electrones), de las que
determinó la relación entre su carga y masa (q/m).
• En 1906 le fue concedido el premio Nobel por sus
trabajos.
Millikan:
•Calculó experimentalmente el valor de la carga eléctrica negativa de un
electrón mediante su experimento con gotas de aceite entre placas de un
condensador.
•Dió como valor de dicha carga e = 1,6×10 -19 culombios.
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El clásico experimento de Thomson se desarrolló a partir del estudio de las
descargas eléctricas en gases.
Tubo de rayos catódicos
utilizado por Thomson
Cuando se sitúan unas aberturas en A y B, el brillo se limita a un punto bien definido sobre
el vidrio, este punto puede desviarse mediante campos eléctricos o magnéticos.
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Módelo atómico de Thompson III
Experiencias Relacionadas I
Tubos de Rayos Catódicos
Módelo atómico de Thompson IV
Experiencias Relacionadas II
Carácter de Partícula del Electrón
Módelo atómico de Thompson V
Experiencias Relacionadas III
Experimento de Millikan.
Medicíón de la carga del electrón (Cuantización de la carga eléctrica)
Módelo atómico de Thompson VI
Thomson introduce así las ideas :
El átomo puede dividirse en partes más pequeñas.
a) Electrones con carga eléctrica negativa
b) En el resto del átomo tiene que estar la
carga eléctrica positiva
• Thomson considera el átomo como una gran esfera con carga
eléctrica positiva, en la cual se distribuyen los electrones como
pequeños granitos (de forma similar a las semillas en una sandía).
• También se llamo el modelo del “puding de pasas”
Más tarde se desubrió la separación entre núcleo y electrones. Y después el resto
de partículas “elementales”: Protones (con carga eléctrica positiva) y Neutrones
(sin carga eléctrica) los dos con una masa mucho mayor que las de los electrones.

Módelo atómico de Thompson VII
Modelo Atómico de J. J. Thomson
Módelo atómico de Rutherford I
Ernest Rutherford, (1871-1937)
Físico Inglés, nació en Nueva Zelanda, profesor en Manchester y director del
laboratorio Cavendish de la universidad de Cambridge. Premio Nobel de
Química en 1908. Sus brillantes investigaciones sobre la estructura atómica y
sobre la radioactividad iniciaron el camino a los descubrimientos más
notables del siglo. Estudió experimentalmente la naturaleza de las
radiaciones emitidas por los elementos radiactivos.
Tras las investigaciones de Geiger y Mardsen sobre
la dispersión de partículas alfa al incidir sobre
láminas metálicas, se hizo necesario la revisión del
modelo atómico de Thomson, que realizo Rutherford
entre 1909 - 1911.
(Recuerda: Thompson concebía el átomo como una esfera de carga
positiva uniforme en la cual están incrustados los electrones).
Módelo atómico de Rutherford II
Se supone que el átomo consiste de un cierto número N de corpúsculos
cargados negativamente, acompañados de una cantidad igual de electricidad
positiva distribuida uniformemente en toda una esfera.
Módelo atómico de Rutherford IV
Las investigaciones se produjeron tras el descubrimiento de la radioactividad
y la identificación de las partículas emitidas en un proceso radiactivo.
El montaje experimental que utilizaron Geiger y Mardsen se puede observar
en el dibujo.
La teoría de Thomson está basada en la hipótesis de que la dispersión debida
a un simple choque atómico es pequeña y que la estructura supuesta para el
átomo no admite una desviación muy grande de una partícula alfa que incida
sobre el mismo, a menos que se suponga que el diámetro de la esfera de
electricidad positiva es pequeño en comparación con el diámetro de influencia
del átomo
Puesto que las partículas alfa y beta atraviesan el átomo, un estudio riguroso
de la naturaleza de la desviación debe proporcionar cierta “luz” (información)
sobre la constitución de átomo, capaz de producir los efectos observados.
Experimento
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Módelo atómico de Rutherford IV
Resultados del experimento
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El átomo
La mayoría del volumen del átomo es espacio vacío!!!!
Esta formado por un núcleo (positivo) y una corteza electrónica
(negativa) compuesta por electrones orbitando en torno al nucleo.
• Tamaño del atomo 1 x 10 -10 m (aprox.)
• El nucleo tiene un tamaño 1 x 10 -15 m (100.00 veces menor que el
átomo)
• El núcleo tiene casi el 100% de la masa.
La mayoría de los rayos alfa atravesaba la lámina sin desviarse, porque
igual que en caso de la reja, la mayor parte del espacio de un átomo es
espacio vacío.
Imagina .... Si el núcleo fuera del tamaño de un
guisante, el átomo sería del tamaño de…………….
Algunos rayos se desviaban, porque pasan muy cerca de centros con
carga eléctrica del mismo tipo que los rayos alfa (CARGA POSITIVA).
un estadio de futbol!!!!!!
Muy pocos rebotan, porque chocan frontalmente contra esos centros de
carga positiva.
http://www.stmary.ws/highschool/physics/home/notes/modPhysics/default.htm
El átomo
Electrón
Protón
Núcleo del H
Átomo del H
Núcleo del He
Átomo del He
Masa
9,10×10 –31 kg
1,673 × 10 –27 kg
1,673 × 10 –27 kg
1,674 × 10 –27 kg
6,692× 10 –27 kg
6,694× 10 –27 kg
Tamaño
1×10 –18 m
1×10 –15 m
1×10 –15 m
1,0586 × 10 –10 m

Módelo atómico de Rutherford V
Posteriormente investigaciones de Rutherford pusieron de manifiesto que
la carga del núcleo era exactamente el número atómico multiplicado por la
carga del electrón.
Teniendo en cuenta ahora que el átomo de hidrógeno, por ser el más
ligero de todos, es el de número atómico igual a 1, puede pensarse que
está constituido por un electrón y un núcleo de igual carga, pero de signo
contrario que posee casi toda la masa del hidrógeno.
Módelo atómico de Rutherford VI
El Modelo Atómico de Rutherford quedó constituido por:
Todo átomo está formado por un núcleo y corteza.
El núcleo, muy pesado, donde se concentra casi toda
la masa atómica y de muy pequeño volumen, formado
por un número de protones igual al número atómico y
de neutrones igual a la diferencia entre la masa
atómica y el número atómico,
La corteza está formada por los electrones orbitando alrededor del núcleo.
Este núcleo recibió el nombre de protón y se pensó que era una partícula
presente en los núcleos de todos los átomos.
Existe un gran espacio vacío entre el núcleo y la corteza.
El modelo del átomo de RUTHERFORD se parecía
a un sistema solar en miniatura, con los protones
en el núcleo y los electrones girando alrededor.
Módelo atómico de Rutherford: el núcleo
- Puesto que la materia es neutra el núcleo deberá tener un número de
cargas positivas (Z) igual al de electrones de la corteza.
- Girando alrededor en distintas órbitas circulares o elípticas, un
número de electrones igual a de protones.
- Los electrones giran a grandes distancias del núcleo de
modo que su fuerza centrífuga es igual a la atracción
electrostática, pero de sentido contrario.
Átomo de hidrogeno
Átomo de Helio (He-4)
- Además, la masa de muchos átomos era mayor que la suma de las masas de sus
protones así que tenía que haber otra partícula con una gran masa y sin carga eléctrica
el neutrón .
Masa del neutrón masa del protón
Masa del neutrón=1,675×10 −27 Kg
Átomo de deuterio (H-2)

Módelo atómico de Rutherford: el núcleo
En un átomo:
- Número atómico (Z): Número de protones. Indica la
carga eléctrica del núcleo y de la corteza
atómica
- Número másico (A): Número de protones+ número
de neutrones en el núcleo. Indica la masa del
nucleo (en u.m.a.)
- Isótopos: Átomos de un mismo elemento químico que tienen diferente
número de neutrones (y por tanto diferente masa). El número
átomico tiene que ser el mismo. Se representan así:
A
Z
X
Módelo atómico de Rutherford: crítica
Crítica del modelo:
Fue fundamental la demostración de la discontinuidad de la materia y de los grandes vacíos del
átomo. Por lo demás, presenta deficiencias y puntos poco claros:
Según las teorías clásicas del electromagnetismo (teoría electromagnética de
Maxwell, ya probada experimentalmente) al ser el electrón una partícula
,cargada en movimiento debe emitir radiación constante (ondas
electromagnéticas) y por tanto, perder energía.
Esto debe hacer que disminuya el
radio de su órbita y el electrón
terminaría por caer en el núcleo; el
átomo sería inestable (colapsaría)
El modelo de Rutherford no explicaba los espectros atómicos.
Ya se conocían los espectros atómicos y las fórmulas de la serie de Balmer (1885) y la
serie de Paschen (1908-1909) que mostraban claramente el carácter cuantizado de la
energía de los electrones y de los valores de r, que tampoco tuvo en cuenta Rutherford
al deducir una continuidad geométrica y una consiguiente continuidad de energía.
Módelo atómico de Rutherford: crítica
Crítica del modelo II, otras consideraciones :
- Era conocida la hipótesis de Planck que no era tenida en cuenta.
- Como no se conocían los neutrones todos los cálculos anteriores incompletos.
Los experimentos de Rutherford eran definitivos, pero el planteamiento era incompleto y
lógicamente, también los cálculos
Ondas electromagnéticas:
• Es un fenómeno físico
que transporta energía
mediante la vibración de
campos eléctricos y
magnéticos.
• Están producidas por
carga eléctricas en
movimiento (aceleradas)
• Tienen tres propiedades
fundamentales:
•Frecuencia (f)
•Longitud de onda (λ)
•Energía que
transportan (E)
•Velocidad de
propagación (con la
que viajan “viajan”) (c)
• Cumplen:
c ·
f
Ondas electromagnéticas

Ondas electromagnéticas: Espectro electromagnético
Ondas electromagnéticas: Espectro electromagnético
TIPO DE
RADIACION
Rayos
Gamma
Rayos X
Ultravioleta
ESPECTRO
VISIBLE
Infrarrojo
Microondas
Ondas de
Radio
Intervalos de las
longitudes de onda
Inferiores a 10 -2 nanómetros
Entre 10 -2 nanómetros y 15
nanómetros
Entre 15 nanómetros y 4×10 2
nanómetros
entre 4×10 2 nanómetros y
7,8×10 2 nanómetros
(4000 Ángstrom y 7800 Ángstrom)
Entre 7,8×10 2 nanómetros y
10 6 nanómetros
Entre 10 6 nanómetros y 3×10 8
nanómetros
Mayores de 3×10 8 nanómetros
Espectros atómicos
Espectros atómicos
Se llama espectro atómico de un elemento químico al resultado de
descomponer la radiación electromagnética compleja que emite en
todas las radiaciones sencillas (colores) que la componen,
caracterizadas cada una por un valor de longitud de onda, λ.

Espectros atómicos
El espectro consiste en un conjunto de líneas, que corresponden cada una a una
longitud de onda.
Podemos analizar la radiación que absorbe un elemento (espectro de absorción) o la
radiación que emite (espectro de emisión).
Cada elemento tiene un espectro característico; por tanto, un modelo atómico
debería ser capaz de justificar el espectro de cada elemento.

La revolución: la nueva fisica
Teoría cuántica de Planck
La teoría cuántica se refiere a la energía:
Cuando una sustancia absorbe o emite energía, no puede
absorberse o emitirse cualquier cantidad de energía, sino que
definimos una unidad mínima de energía, llamada cuanto (que
será el equivalente en energía a lo que es el átomo para la
materia);
O sea cualquier cantidad de energía que se emita o se absorba
deberá ser un número entero de cuantos.
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Cuando la energía está en forma de radiación electromagnética (es decir, de una radiación
similar a la luz), se denomina energía radiante y su unidad mínima recibe el nombre de fotón.
La energía de un fotón viene dada por la ecuación de Planck:
E = h×f
h: constante de Planck = 6,62×10 -34 Joule · segundo
f: frecuencia de la radiación
Módelo de Bohr
POSTULADOS DE BÖHR.
El modelo atómico de Rutherford llevaba a unas
conclusiones que se contradecían claramente con los
datos experimentales.
Para evitar esto, Böhr planteó unos postulados que no
estaban demostrados en principio, pero que después llevaban
a unas conclusiones que sí coíncidían con los datos
experimentales; (es decir, la justificación experimental de este
modelo es a “posteriori”).
Módelo de Bohr II
Segundo postulado
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El electrón no puede estar a
cualquier distancia del núcleo.
Sólo son posibles algunas
órbitas que vienen definidas por
los valores posibles para un
parámetro que se denomina
número cuántico principal, n.
Primer postulado
El electrón gira alrededor del núcleo en
órbitas circulares sin emitir energía radiante.
Detalle (sólo para los curiosos):
Sólo son posibles aquellas órbitas en las que una propiedad mecánica del electrón (y de cualquier
móvil que orbita) llamada momento angular es múltiplo entero de h/(2×π)
Puesto que el momento angular se define como L = m×v×r, tendremos:
m×v×r = n×h/(2×π)
y a partir de la ecuación de Newton F=ma donde F=Kq 2 /r 2 y a=v 2 /r (movimiento circular) r = a 0
×n 2
a 0
=radio de bohr = 0.529 A

Módelo de Bohr III
Tercer Postulado
Módelo de Bohr X
Análisis energético
La energía liberada al caer el electrón desde una órbita a otra de menor energía se emite
en forma de fotón, cuya frecuencia viene dada por la ecuación de Planck:
E a -E b = h×f
Así, cuando el átomo absorbe (o emite) una
radiación, el electrón pasa a una órbita de mayor
(o menor) energía, y la diferencia entre ambas
órbitas se corresponderá con una línea del
espectro de absorción (o de emisión).
La frecuencia (el color) de la radiación tiene que
cumplir la ecuación anterior
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animación
Módelo de Bohr VIII
Análisis energético
Siguiendo razonamientos parecidos, es posible determinar la energía asociada a cada
órbita que resulta ser:
Ecuación que refleja nuevamente la
idea de cuantificación. (sólo para
curiosos)
Módelo de Bohr IV
Correcciones al modelo de Böhr: números cuánticos.
En el modelo original de Böhr, se precisa un único parámetro (el número cuántico
principal, n), que se relaciona con el radio de la órbita circular que el electrón realiza
alrededor del núcleo, y también con la energía total del electrón. Modelo de Bohr
Los valores que puede tomar este número cuántico son los enteros positivos: 1, 2, 3...
La energía del electrón varía de una forma discontinua. Cada valor E n define un nivel
o estado energético del electrón.
El nivel E 1 , correspondiente al primer valor del número cuántico n, recibe el nombre de
nivel o estado fundamental y los sucesivos E 2 , E 3 ... se denominan estados excitados.
El nivel fundamental corresponde al estado de mínima energía. A medida que crece
n, decrece su valor absoluto E n , pero debido a su carácter negativo, su valor real
aumenta, de ahí que los estados excitados correspondan a niveles energéticos
superiores.
Sin embargo, pronto fue necesario modificar el modelo para adaptarlo a los nuevos datos
experimentales, con lo que se introdujeron otros tres números cuánticos para caracterizar al
electrón:
número cuántico secundario o azimutal (l)
número cuántico magnético (m)
número cuántico de espín (s)

Módelo de Bohr V
Módelo de Bohr VI
Número cuántico secundario o azimutal (l): corrección de Sommerfeld
En 1916, Sommerfeld modificó el modelo de Böhr considerando que
las órbitas del electrón no eran necesariamente circulares, sino que
también eran posibles órbitas elípticas; esta modificación exige
disponer de dos parámetros para caracterizar al electrón.
Así, introducimos el número cuántico secundario o azimutal (l), cuyos
valores permitidos son: l = 0, 1, 2, ..., n – 1
Por ejemplo, si n = 3, los valores que puede tomar l serán: 0, 1, 2
Detalle (sólo para curiosos):
Una elipse viene definida por dos parámetros, que son los valores de sus semiejes
mayor y menor. En el caso de que ambos semiejes sean iguales, la elipse se convierte
en una circunferencia.
Número cuántico magnético (m).
Indica las posibles orientaciones en el espacio que puede adoptar la
órbita del electrón cuando éste es sometido a un campo magnético
externo (efecto Zeemann). Valores permitidos: - l, ..., 0, ..., + l
Por ejemplo, si el número cuántico secundario vale l = 2, los valores
permitidos para m serán: -2, -1, 0, 1, 2
El efecto Zeemann se debe a que cualquier carga eléctrica en movimiento crea
un campo magnético; por lo tanto, también el electrón lo crea, así que deberá
sufrir la influencia de cualquier campo magnético externo que se le aplique.
Módelo de Bohr VII
Número cuántico de espín (s).
Indica el sentido de giro del electrón en torno a
su propio eje. Puede tomar sólo dos valores:
+1/2, -1/2.
Fallos del modelo de Böhr.
El modelo de Böhr permitió explicar adecuadamente el espectro
del átomo de hidrógeno, pero fallaba al intentar aplicarlo a átomos
polielectrónicos y al intentar justificar el enlace químico.
Modelos cuánticos
Por último, aparecieron dos resultados teóricos que terminaron de
“romper” con la física clásica y establecer la nueva física cuántica
Hipótesis de “De Broglie”, la dualidad onda-corpúsculo:
“Las partículas subatómicas tienen propiedades ondulatorias,
tienen una onda asociada, con una longitud de onda
h
”
mv
Consecuencias
¿Que son las partículas subatómicas ¿partículas ¿ondas
¿las dos cosas a la vez
Además, los postulados de Böhr suponían una mezcla un tanto
confusa de mecánica clásica y mecánica cuántica.

Modelos cuánticos
Principio de incertidumbre:
“Es imposible conocer con exactitud la posición y la cantidad de
movimiento de las partículas atómicas (y subatómicas)”
Modelo de Schrödinger
Schrödinger determinó matemáticamente la forma y estructura
de estos orbitales
Consecuencias
El mundo cuántico es un mundo de probabilidades, no hay
“certezas”.
No se pueden conocer las orbitas o trayectorias, este
concepto deja de tener sentido aparece un nuevo concepto
“el orbital”.
Orbital:
“Es la región del átomo donde hay una alta probabilidad de
encontrar a un determinado electrón (99%)”
(Hay zonas donde la probabilidad de encontrar al electrón es muy alta,
muy baja e incluso nula).
Modelo de Schrödinger
Números cuánticos: En este modelo atómico, se utilizan los mismos números
cuánticos que en el modelo de Bohr y con los mismos valores permitidos, pero cambia
su significado físico, puesto que ahora hay que utilizar el concepto de orbital.
Número Cuántico Principal (n)
Significado Físico:
· Energía total del electrón (nivel energético en que se encuentra el electrón).
· Distancia del electrón al núcleo.
Valores Permitidos: 1, 2, 3....
Número Cuántico Secundario o Azimutal (l)
Significado Físico:
Subnivel energético en donde está el electrón, dentro del nivel determinado por n.
Valores Permitidos: 0, 1, 2, ..., n-1
Números Cuántico Magnético (m l
)
Significado Físico: Orientación del orbital cuando se aplica un campo magnético externo.
Valores Permitidos: -l, ..., 0, ..., + l
Estos tres números cuánticos anteriores caracterizan al orbital.
Orbitales
Los orbitales se organizan por niveles energéticos (en función de “n”)
En cada nivel puede haber varios orbitales
Cada tipo de orbital recibe un nombre especial dependiendo del valor de su
número l.
Ejemplos
de orbitales:

Orbitales s
Orbitales “s” (l=0):
Son esferas simétricas (o
casquetes)
Hay 1 para cada nivel de energía
Ejemplo de los tres primeros niveles:
n=1 , l=0
n=2 , l=0
n=3 , l=0
Orbitales p
Orbitales “p” (l=1):
Hay 3 para cada nivel de energía que
los tiene (m l =-1,0,1)
El número cuántico magnético (ml)
determina la orientación
n=1 , l=0 (no hay orbitales p)
n=2 , l= 1 (3 orbitales p)
l=0 (1 orbital s)
ml
1
l 1
ml
0
n 2
ml
1
l 0, ml
0
Orbitales d
Orbitales “d” (l=2):
Hay 5 para cada nivel de energía que los tiene
(m l =-2,-1,0,1,2)
El número cuántico magnético (m l ) determina la
orientación
Orbitales f
Orbitales “f” (l=3):
Hay 7 uno para cada nivel de energía
que los tiene (m l
=-3,-2,-1,0,1,2,3)
El número cuántico magnético (m l
)
determina la orientación
n=1 , l=0 (no hay orbitales f)
n=2 , l=1,0 (no hay orbitales f)
n=3 , l=2,1,0 (no hay orbitales f)
n=4 , l=2,1,0 (no hay orbitales f)
n=4, l=3 (hay 7 orbitales f)
n=1 , l=0 (no hay orbitales d)
n=2 , l=1,0 (no hay orbitales d)
n=3, l=1,0 (no hay orbitales d)
n=3, l=2 (5 orbitales d)

Orbitales g
Orbitales “g” (l=4):
Hay 9 para cada nivel de energía que
los tiene (m l
=-3,-2,-1,0,1,2,3)
Tienen aspectos muy “exóticos”
Orbitales
Ejemplo: Orbitales del 3er nivel de energía o tercera capa electrónica (n=3)
Modelo de Schrödinger
Números cuánticos II:
Además existe un cuarto número cuántico,
llamado Spin del Electrón:
Número Espín (s):
Significado Físico: Sentido de giro del electrón
en torno a su propio eje.
Valores Permitidos: ±1/2
Cada conjunto de cuatro números
cuánticos caracteriza a un electrón.
1
2
1
2
Configuración electrónica
Cada conjunto de cuatro números cuánticos caracteriza a un
electrón.
Determinar la estructura electrónica de un átomo, es averiguar como
los electrones se distribuyen en los distintos orbitales de los distintos
niveles energéticos.
Para ello existen dos reglas principales:
Regla1: El Principio de exclusión de Pauli (1925):
“En un átomo no puede haber dos electrones con los cuatro
número cuánticos iguales”.
Este modelo es válido para explicar la configuración electrónica o
estructura electrónica de los átomos.
Por la configuración electrónica se deducen las propiedades de los
átomos, y en base a las propiedades de los átomos se explican los enlaces
que originan las distintas sustancias químicas.
•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.

Configuración electrónica
Configuraciones electrónicas
Regla2: Regla de Hund.
“Al llenar orbitales de igual energía (los tres orbitales p, los
cinco orbitales d, o los siete orbitales f) los electrones se
distribuyen, siempre que sea posible, con sus espines paralelos,
es decir, desapareados”.
Con estas dos reglas podemos determinar cual es el estado
fundamental de cada átomo, cual es su configuración electrónica,
en el estado más estable, de mínima energía.
Ver tabla del libro en pag 241.
Configuraciones electrónicas
Configuraciones electrónicas

Configuraciones electrónicas
Configuraciones electrónicas
fewrgII:
Adfdren:
Npín ():
Significado Físico:
Enlaces interesantes para los que quieran saber más:
Enlaces interesantes para los que quieran saber más:
http://concurso.cnice.mec.es/cnice2005/93_iniciacion_interactiva_materia/curso/materiales/atomo/modelos.htm
Tutorial online muy bueno, con la descripción de los módelos y las biografías de todos los científicos
importantes que participaron en este proceso. Con actividades interactivas autocorregibles, os recomiendo las
actividades de las secciónes: historia, estructura y configuración electrónica.
http://www.iesaguilarycano.com/dpto/fyq/ma/ma1.html
(muy buen resumen con muy buenas simulaciones interactivas de todo lo que hemos visto)
http://rabfis15.uco.es/Modelos%20At%c3%b3micos%20.NET/Tutorial/index.html (muy buen tutorial con muy
buenas simulaciones interactivas de todo lo que hemos visto, la teoría tiene un poco más de
nivel del que hemos visto)
http://intercentres.edu.gva.es/iesleonardodavinci/Fisica/Estructura_atomo/Atomo.htm
http://www.ptable.com/ (tabla periódica completísima con todos los datos de cada elemento)