Química de 2º de Bachillerato. Estructura atómica. Modelos atómicos. Teoría fotónica de Planck. Espectros atómicos. Efecto fotoeléctrico. Mecánica cuántica. Números cuánticos. Configuraciones electrónicas

1. Estructura atómica

2. ÍNDICE1) Primeros modelos atómicos:
- Modelo atómico de Dalton
- Modelo atómico de Thomson
- Modelo atómico de Rutherford
2) Antecedentes del modelo atómico de Bohr:
- Teoría fotónica de Planck
- Los espectros atómicos
- El efecto fotoeléctrico
3) El modelo atómico de Bohr:
- Postulados de la teoría atómica de Bohr
- Estudio de las órbitas de Bohr
- Interpretación de los espectros según el modelo de Bohr
4) Limitaciones del modelo de Bohr:
- Modelo atómico de Sommerfeld
- Efectos Zeeman y de espín
5) Los modelos mecanocuánticos:
- Principio de dualidad onda-corpúsculo
- Principio de incertidumbre de Heisenberg
- La ecuación de onda de Schrödinger
- Significado de los números cuánticos
- Forma espacial de los orbitales Alfonso Ortega

3. GRECIA CLÁSICA: 450 a.C.
Aristóteles Y Platón: La materia es continua, infinitamente divisible
Leucipo de Mileto y Demócrito de Abdera: existencia de partículas
indivisibles, constituyentes finales de la materia
Alfonso Ortega

4. John Dalton Dalton, publicó en 1808 su Teoría Atómica que
podemos resumir:
La materia está formada por partículas muy
pequeñas, llamadas átomos , que son indivisibles e
indestructibles.
Todos los átomos de un mismo elemento químico son
iguales en masa y propiedades químicas.
Los átomos se combinan entre si en relaciones
sencillas para formar compuestos.
En las reacciones químicas, la masa permanece
siempre constante
Los átomos de diferentes elementos químicos
tienen una masa diferente y distintas propiedades
químicas.
Alfonso Ortega

5. El átomo divisible: el electrón
William Crookes (1875)
Al someter a un gas a baja presión a un voltaje elevado, este emitía unas
radiaciones desde el cátodo hacia el ánodo. Inicialmente se llamaron rayos
catódicos.
El modelo atómico de Dalton fracasó al comprobar que el átomo era divisible y
tenía naturaleza eléctrica. Estas conclusiones se obtuvieron al estudiar las
descargas eléctricas sobre los gases en los tubos de vacío, que dieron lugar al
descubrimiento de los rayos catódicos y canales.
Alfonso Ortega

6. Propiedades de los rayos catódicos
1. Viajan en línea recta: un objeto colocado en su trayectoria proyecta
una sombra.
2. Tienen carga eléctrica negativa: son desviados por un campo
eléctrico.
3. Poseen masa: Hacen girar una rueda de paletas.
Alfonso Ortega

7. Primeros experimentos sobre la estructura atómica
Tubo de rayos catódicos
Alfonso Ortega

8. Estudió las propiedades eléctricas de la materia, especialmente la de
los gases.
Joseph John Thomson (1897). Físico británico
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. En 1906 le
fue concedido el premio Nóbel por
sus trabajos.
Robert 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. Dio como valor de dicha carga e = 1,6 * 10 -19 culombios.
Conocidas la carga y la relación carga/masa, fue posible determinar la
masa del electrón
Alfonso Ortega

9. Modelos atómicos
Alfonso Ortega

10. Modelo atómico de Thomson (1904):
Considera el átomo neutro 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 o a
las pasas en un puding).
Modelo atómico de Thomson
Concebía el átomo como
una esfera de carga
positiva uniforme en la
cual están incrustados
los electrones.
Pérdida de electrones: carga neta positiva (catión)
Adición de electrones: carga neta negativa (anión)
El modelo de Thomson supone que la materia es totalmente
densa, sin oquedades.
Permite explicar la
formación de iones:
Alfonso Ortega

11. Descubrimiento del protón
• Utilizando cátodos perforados, en tubos de descarga además de los rayos catódicos,
Goldstein descubrió unos rayos positivos procedentes del ánodo que llamó rayos
anódicos o canales.
• La relación carga/masa de los rayos canales no es la misma sino que depende del
gas del que proceda. En cualquier caso, la masa era muy superior a la de los
electrones.
• Se llamó “protón” a la partícula positiva procedente del gas más ligero (el
hidrógeno), cuya carga coincidía exactamente con la del electrón.
• Las cargas de otros rayos canales eran múltiplos de la del protón, por lo que supuso
Alfonso Ortega

12. El hecho de haberse comprobado que en los átomos existen
dos clases de partículas materiales, ELECTRONES, con
carga eléctrica negativa, y PROTONES, con carga eléctrica
positiva, confirmó la DIVISIBILIDAD de los átomos y la
NATURALEZA ELÉCTRICA DE LA MATERIA
La masa del protón es
1833 veces la del electrón
electrón
protón
RELACIÓN DE MASAS
Alfonso Ortega

13. Modelo atómico de Rutherford
Experiencia de la lámina de oro (1910)
Sobre una lámina de oro muy fina se hace incidir un haz de partículas
alfa, que actúan de proyectil. Se esperaba que la mayoría pasara sin
desviarse por la lámina.
Alfonso Ortega

14. Resultados obtenidos con la lámina de oro:
a) La mayoría de las partículas alfa atravesaba la
lámina sin desviarse
b) Algunos rayos
presentan grandes
desviaciones
c) Una partícula de cada 10000
rebota con la lámina y vuelve en
sentido contrario
Alfonso Ortega

15. Conclusiones de Rutherford
• La mayoría de la masa del átomo y toda su carga positiva
se concentra en una región muy pequeña pero muy
densa, denominada núcleo.
– El núcleo es el origen de que unas pocas partículas alfa
“reboten”.
• La gran mayoría del volumen total del átomo es una
espacio vacío en el que los electrones se mueven
alrededor del núcleo en órbitas circulares.
– Ello explica que la gran mayoría de las partículas alfa
pasen a través de la lámina.
• La fuerza centrípeta que mantiene a los electrones girando
alrededor del núcleo es la fuerza electrostática.
• No hay órbitas preferidas. Cualquier distancia de los
electrones al núcleo es válida.
Alfonso Ortega

16. (Modelo de Rutherford: nuclear
o planetario)
Alfonso Ortega

17. Alfonso Ortega

18. Crítica del modelo de Rutherford:
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 la ya probada teoría electromagnética de Maxwell, al ser el electrón
una partícula cargada en movimiento debe emitir radiación constante 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.
- En el momento de diseñar su teoría ya era conocida la hipótesis de Planck, pero no
la tuvo en cuenta.
- Tampoco es coherente con los resultados de los espectros atómicos.
Alfonso Ortega

19. Descubrimiento del neutrón (1932)
• Rutheford observó que la suma de las masas de los
protones y la de los electrones de un determinado átomo
no coincidía con la masa atómica real por lo que postulo la
existencia de otra partícula que:
– Careciera de carga eléctrica.
– Poseyera una masa similar a la del protón.
– Estuviera situada en el núcleo.
• En las primeras reacciones nucleares Chadwick detectó
esta partícula y la denominó “neutrón”.
Alfonso Ortega

20. Antecedentes del modelo atómico de Bohr
Teoría fotónica
de Planck
El efecto fotoeléctrico
Los espectros atómicos
Alfonso Ortega

21. Teoría fotónica de Planck
La teoría cuántica se refiere a la energía:
h: constante de Planck = 6.62 · 10-34 Joule · segundo
ν: frecuencia de la radiación
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).
Cualquier cantidad de energía que se emita o se
absorba deberá ser un número entero de
cuantos.
La radiación electromagnética no es continua, sino que es absorbida y emitida
en forma de pequeños paquetes de energía, cuantos de radiación o fotones
Alfonso Ortega

22. • La radiación electromagnética está compuesta por un campo
eléctrico y un campo magnético oscilantes que se propagan
vibrando en direcciones mutuamente perpendiculares.
• La luz es una radiación electromagnética.
• Una radiación electromagnética se propaga mediante una
onda que se desplaza a velocidad constante.
La radiación electromagnética
Alfonso Ortega

23. Espectro electromagnético: es el conjunto de ondas o radiaciones
electromagnéticas que emite o absorbe una sustancia o fuente de energía.
Longitud de onda: distancia entre dos puntos consecutivos de una
onda que se hallan en el mismo estado de vibración.
Frecuencia: es el número de ondas que pasan por un punto por unidad
de tiempo.
Cuanto mayor sea la frecuencia de una
radiación, menor será la longitud de onda
Alfonso Ortega

24. Tipos de ondas electromagnéticas
El espectro
electromagnético es
continuo
Alfonso Ortega

25. Los espectros de la luz absorbida o emitida por los átomos no son continuos, sino
que son discontinuos.
Según la problemática del modelo de Rutherford, al moverse el electrón debería
perder energía y esta energía se desprendería continuamente, no a saltos. ¿Cómo se
puede explicar?
Los espectros atómicos
Espectros atómicos de absorción
Alfonso Ortega

26. Espectros de absorción
Prisma
Fuente de luz blanca
Muestra de
hidrógeno
Espectro de absorción del hidrógeno
Alfonso Ortega

27. Espectro de
emisión:
Alfonso Ortega

28. Espectro de emisión
Prisma
Tubo con
hidrógeno
Espectro de emisión del hidrógeno
Alfonso Ortega

29. CADA ELEMENTO PRODUCE
UN ESPECTRO CON UN
CONJUNTO DE RAYAS
CARACTERÍSTICAS QUE
SIRVE PARA
IDENTIFICARLO.
Espectros atómicos
Alfonso Ortega

30. Series espectrales
J. Balmer (1885): las longitudes de onda de las radiaciones emitidas en
la zona visible del hidrógeno se podían calcular mediante una sencilla
fórmula experimental.
R=constante de Rydberg
Esta expresión particular para la zona del visible se generalizó para
las diferentes zonas del espectro:
n1 < n2
Lyman n1=1 n2=2,3,… Balmer n1 =2 n2=3,4,…
Paschen n1=3 n2=4,5,… Brackett n1=4 n2=5,6,…
Pfund n1=5 n2=6,7,… Hunfreys n1=6 n2=7,8,…
Fórmula de Rydberg
Alfonso Ortega

31. Efecto fotoeléctrico
Se llama efecto fotoeléctrico al proceso de emisión de
electrones en la superficie de un metal alcalino cuando
inciden sobre él las radiaciones de la luz (visibles y
ultravioletas).
¿Qué dice la física clásica que ha de ocurrir?
Las ondas electromagnéticas de luz aportan energía a los
electrones del metal hasta que son capaz de
arrancarlos del mismo.
• Cuanto más intensa sea la luz, más energía
adquirirán los electrones.
• Si la luz es muy tenue, habrá que esperar un rato
hasta que los electrones adquieren energía
suficiente y son arrancados.
• Cualquier luz (longitud de onda) es válida para
arrancar electrones.
Alfonso Ortega

32. Efecto fotoeléctrico
¿Qué es lo que ocurre realmente?
• La emisión de electrones es instantánea al incidir la luz sobre el
metal.
• El aumentar la intensidad luminosa se incrementa el número de
electrones emitidos, pero no la velocidad de salida.
• La velocidad de los electrones emitidos solo depende de la
frecuencia de la radiación incidente.
• Para cada metal existe una cierta frecuencia umbral, por debajo de
la cual no se produce emisión fotoeléctrica.
Alfonso Ortega

33. El efecto fotoeléctrico y la física clásica
Explicación de Einstein: cada partícula que compone la luz (fotón) lleva
una energía cuantizada, de modo que, al chocar contra un electrón del
metal, consigue arrancarlo. Vence así la fuerza de atracción del núcleo, y el
exceso de energía se invierte en poner en movimiento el electrón.
Energía de la radiación incidente
Energía umbral (trabajo extracción): energía mínima
necesaria para que se produzca la extracción de
electrones del metal
Frecuencia umbral del metal, frecuencia mínima para
producir la extracción de electrones del metal
Alfonso Ortega

34. El modelo atómico de Bohr
En 1913 Niels Bohr utilizó la teoría cuántica de Planck-Einstein para proponer
un modelo de átomo que explicaba las líneas que aparecen en el espectro de
emisión del átomo de hidrógeno.
Postulados de la teoría atómica de Bohr
El modelo de Bohr implica que el átomo no puede estar en cualquier estado
de energía
El átomo sólo puede absorber, emitir fotones por
tránsitos entre estados (órbitas permitidas)
Eso explicaría la aparición de líneas a frecuencias
fijas en los espectros
1. El electrón se mueve en órbitas circulares alrededor del núcleo. Los
electrones no emiten energía en su movimiento.
2. No todas las órbitas son permitidas. Sólo aquellas para las que el
momento angular es un múltiplo entero de h/2π
3. El electrón solo absorbe o emite energía cuando
pasa de una órbita permitida a otra.
Alfonso Ortega

35. Según el modelo de Bohr, las órbitas que describen los electrones al
girar en torno al núcleo están cuantizadas, es decir, solo están
permitidas determinadas distancias orbitales.
Estudio de las órbitas de Bohr
La fuerza de atracción electrostática entre el núcleo y cada electrón
es la fuerza centrípeta responsable del movimiento del electrón.
Y haciendo uso del segundo postulado:
Radio de las órbitas permitidas
a = radio de la primera órbita de Bohr
n = número cuántico principal
El radio de las órbitas es directamente proporcional al cuadrado del
número cuántico principal.
Alfonso Ortega

36. Energía de las órbitas de Bohr
La constante b coincide con el valor absoluto de la energía de la
primera órbita de Bohr (n = 1)
La energía de las órbitas es negativa y disminuye con el cuadrado del
número cuántico principal.
La energía de estabilización, de valor negativo, es inversamente
proporcional al cuadrado del número cuántico principal.
Alfonso Ortega

37. Interpretación de los espectros según el modelo de Bohr
Por otra parte:
(1)
(2)
Igualando las ecuaciones (1) y (2):
Despejando 1/λ:
Sustituyendo los valores de b, h y c, obtenemos:
Fórmula de Rydberg
Alfonso Ortega

38. Interpretación del modelo de Bohr
Los electrones se encuentran distribuidos en el átomo en determinados
NIVELES DE ENERGÍA
Bohr propone que los electrones giran alrededor del núcleo en órbitas o niveles de
energía
n = 2
n = 3
n = 4
n = 5
n = 
n = 1
Series espectrales
n = 6
Lyman
Paschen
Balmer
Bracket
Pfund
Espectro
UV Visible Infrarrojo
SERIES: Lyman Balmer Paschen Bracket Pfund
E = h · 
Alfonso Ortega

39. Alfonso Ortega

40. Series espectrales y
transiciones electrónicas
Alfonso Ortega

41. Limitaciones del Modelo de Bohr
El modelo de Bohr solo es capaz de explicar el átomo de
hidrógeno e iones con un solo electrón: He+, Li2+
Contradice el electromagnetismo clásico
Con la mejora de los métodos espectroscópicos aparecen
nuevas rayas espectrales que el modelo de Bohr no puede
justificar
Alfonso Ortega

42. 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.
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.
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
El desdoblamiento de algunas rayas espectrales observado con las mejoras técnicas
de algunos espectroscopios llevó a la necesidad de justificar estas nuevas rayas y
por tanto de corregir el modelo de Bohr. (Algunas de las rayas originales eran en
realidad multipletes)
Alfonso Ortega

43. 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.
Aplicando un campo magnético a los espectros atómicos las rayas se
desdoblan.
Número cuántico de espín (s).
Indica el sentido de giro del electrón en torno a su propio eje. Puede tomar sólo dos
valores para el electrón: +1/2, -1/2.
Los electrones también tienen un movimiento de rotación sobre sí mismos (efecto de espín)
Alfonso Ortega

44. Dualidad onda-corpúsculo
La explicación del efecto fotoeléctrico mostraba que la radiación
electromagnética tiene una doble naturaleza de onda y corpúsculo
¿Tienen las partículas de materia también doble naturaleza de onda
y corpúsculo?
En 1924 Luis De Broglie propuso esa posibilidad
Considerando la ecuación de Einstein para la energía:
y la ecuación de Planck:
Los modelos mecanocuánticos
E=hν
E=mc2
Combinando ambas ecuaciones:
Para una partícula de masa m que se mueve a una velocidad v:
Luis De Broglie propuso que una partícula
pequeña que se mueve posee asociada una
onda de longitud de onda,
Alfonso Ortega

45. De las órbitas a los orbitales
• Según la hipótesis de De Broglie, cada partícula en movimiento lleva
asociada una onda de longitud de onda, λ. 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 (λ), y mayor la frecuencia de la onda asociada.
λ=
h
m·v
Por tanto:
Según el efecto fotoeléctrico la radiación electromagnética se puede
comportar como una onda y como una partícula (corpúsculo).
Según la hipótesis de De Broglie, las partículas también se pueden
comportar como ondas.
Dualidad onda - corpúsculo
Alfonso Ortega

46. Ondas asociadas a electrones
En 1927 se observa por primera vez la difracción de electrones, lo cual
confirma que los electrones se comportan como ondas.
Las órbitas estables son aquellas en las que se cumple que la
trayectoria es un número entero de veces la longitud de onda asociada
al electrón.
Alfonso Ortega

47. Deducción del segundo postulado de Bohr
De Broglie
Distancia que ha de recorrer
el electrón en su órbita:
Reordenando términos, se llega a la expresión
matemática del segundo postulado de Bohr:
Alfonso Ortega

48. Principio de incertidumbre de Heisenberg
• Werner 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.
• Δx : indeterminación en la posición
• Δp : indeterminación en la cantidad de movimiento
• h: constante de Planck (h=6,626 · 10-34 J · s)
Alfonso Ortega

49. Principio de incertidumbre de Heisenberg
La indeterminación afecta al producto de dos magnitudes. No impide que
una de ellas se pueda conocer con precisión absoluta (incertidumbre igual a
cero), pero obliga a la otra a tener una incertidumbre infinita, de manera que
el producto, 0 por , sea indeterminado y pueda respetarse el principio de
Heisenberg.
Alfonso Ortega

50. Principio de incertidumbre de Heisenberg
Para determinar la posición de un electrón, hay que
"verlo", lo que supone que un rayo luminoso,
procedente de un foco, interfiera con él y, al reflejarse,
nos de idea de su posición.
Para que esto sea posible, es necesario que la longitud de onda de la
radiación utilizada sea del mismo orden que el tamaño de la partícula que
queremos observar. No podemos ver un objeto si sus dimensiones son
más pequeñas que la longitud de onda de la luz utilizada para verlo. Para
ver un electrón, deberemos utilizar radiación de longitud de onda pequeña,
comparable con su tamaño.
Esta radiación será de frecuencia muy alta y, por tanto, muy energética, y
cuando choque contra el electrón, de masa y cantidad de movimiento
pequeñas, lo desplazará con dirección y velocidad imprevisible. Si
deseamos realizar una determinación muy exacta de la posición, tanto más
imprecisa será la determinación de la velocidad.
Alfonso Ortega

51. Mecánica cuántica
(1925-1930)
Werner Heisenberg
Erwin Schrödinger
Paul Dirac
Se abandona el determinismo de la física
clásica y se comienza a suponer que el
electrón se comporta como una onda
estacionaria.
Ecuación de ondas de Schrödinger:
Alfonso Ortega

52. Mecánica cuántica
En 1926, el físico austríaco Erwin Scrödinger
(1887-1961), inspirado en la teoría de De Broglie
sobre la naturaleza ondulatoria de las partículas,
propuso que se describiera al electrón no como una
partícula que giraba alrededor del núcleo, sino como
una onda que vibraba alrededor de dicho núcleo, de
modo que estaba al mismo tiempo en todos los
puntos de la órbita.
Ecuación de Ondas
Al resolver la ecuación de ondas se obtienen unos números
denominados “Números Cuánticos”, los cuales definen un “Orbital”
En el modelo de Bohr, los electrones giran en torno al núcleo siguiendo
órbitas circulares.
Según el modelo cuántico, un electrón se encuentra dentro y “ocupa” una
región del espacio llamada “orbital”
Podemos definir el orbital atómico como la zona del espacio donde
hay una gran probabilidad de encontrar al electrón, este valor de
probabilidad se cifra arbitrariamente en al menos el 90%.Alfonso Ortega

53. Orbital atómico
Un orbital atómico es la zona del espacio en la que
hay mayor probabilidad de encontrar un electrón con
determinada energía
Se abandona el concepto clásico de “órbita”
(determinismo) y se acepta un nuevo concepto relativo
a la probabilidad de encontrar un electrón: orbital
Alfonso Ortega

54. Números cuánticos
n = número cuántico principal.
l = número cuántico del momento angular
orbital.
m = número cuántico magnético.
ms= número cuántico de spin del electrón.
Los tres primeros números cuánticos definen un “orbital
atómico”.
Los cuatro números cuánticos definen el estado de un
electrón”. Alfonso Ortega

55. Significado de los Números cuánticos
Sólo puede tomar valores naturales, excluido el cero: n = 1,2,3,4, …
n es el número cuántico principal.
Determina el tamaño del orbital y el nivel energético principal en
que se encuentra el electrón.
Alfonso Ortega

56. Significado de los Números cuánticos.
l (ele) es el número cuántico secundario, azimutal
o angular.
Puede tomar valores naturales
desde 0 hasta n-1.
Determina la forma del orbital
atómico.
l = 0 orbital s (sharp)
l = 1 orbital p (principal)
l = 2 orbital d (diffuse)
l = 3 orbital f (fundamental)
Según sea el valor del número cuántico secundario, se designa los
orbitales atómicos como:
Representan los distintos subniveles dentro de cada nivel.
Alfonso Ortega

57. Significado de los Números cuánticos.
m es el número cuántico magnético
Puede tomar valores enteros desde - l hasta + l (- ele hasta + ele)
Determina la orientación espacial del orbital y se denomina
magnético porque representa la capacidad de los subniveles de ser
alterados por la presencia de un campo magnético externo.
El orbital está
definido por los tres
primeros números
cuánticos: n, l y m
En ausencia de un
campo magnético
los subniveles del
mismo nivel son
isoenergéticos
Alfonso Ortega

58. Significado de los Números cuánticos.
Si una serie de átomos de hidrógeno se somete a la acción de un campo
magnético, se producen desdoblamientos múltiples de ciertas líneas
espectrales correspondientes a niveles energéticos secundarios
La línea correspondiente al subnivel s no sufre desdoblamiento alguno; la
línea p, se desdobla en tres; la d, en cinco; la f, en siete.
En ausencia de campos magnéticos, todos los subniveles de un mismo nivel
tienen idéntica energía
Alfonso Ortega

59. Significado de los Números cuánticos
s es el número cuántico de spin
Sólo puede tomar dos valores: -1/2 y +1/2
Se suele considerar que el número cuántico de spin, s, determina el
sentido del giro del electrón sobre si mismo. El electrón se puede
considerar como un minúsculo imán que tendrá el polo norte dirigido
en un sentido u otro.
Alfonso Ortega

60. Forma de los Orbitales Atómicos
Los orbitales s (l = 0) poseen simetría esférica
Los orbitales s de energía elevada tienen superficies límite de mayor
diámetro
Alfonso Ortega

61. Forma de los Orbitales Atómicos
Los orbitales d tienen l=1, por lo que existirán tres de ellos, pues m
podrá valer -1, 0 y +1. Se nombrarán según los ejes sobre los que se
hallan situados: px, py, pz.
Un orbital p es una nube con dos lóbulos situados en lados opuestos
del núcleo.
Alfonso Ortega

62. Forma de los Orbitales Atómicos
Serán aquellos con l=2. Dado que m podrá valer -2, -1, 0, +1 y +2
existirán cinco de ellos: dx2-y2, dxz, dz2, dyz, dxy.
Alfonso Ortega

63. Forma de los Orbitales Atómicos
Serán aquellos con l=3, por lo que existirán siete de ellos.
Alfonso Ortega