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Teorías de la
  Materia
¿Qué es al átomo?
• átomo (del latín atomum, y éste del
  griego ἄτομον, sin partes; también, se
  deriva de "a" no, y "tomo" divisible; no
  divisible).
• El átomo es la unidad más pequeña de
  un elemento químico que mantiene su
  identidad o sus propiedades, y que no es
  posible dividir mediante procesos
  químicos.
El átomo en la antigüedad
• Los filósofos griegos discutieron mucho
  acerca de la naturaleza de la materia y
  concluyeron que el mundo era más simple
  de lo que parecía. Algunas de sus ideas
  de mayor relevancia fueron:
• Leucipo.
• Demócrito.
• Empédocles
• Aristóteles.
Leucipio y Demócrito
• En el siglo V a. C., Leucipo sostenía que había un
  sólo tipo de materia y pensaba que si dividíamos la
  materia en partes cada vez más pequeñas,
  obtendríamos un trozo que no se podría cortar más.
  Demócrito llamó a estos trozos átomos ("sin división").
• La filosofía atomista de Leucipo y Demócrito podía
  resumirse en:
• 1.- Los átomos son eternos, indivisibles, homogéneos
  e invisibles.
• 2.- Los átomos se diferencian en su forma y tamaño.
• 3.- Las propiedades de la materia varían según el
  agrupamiento de los átomos.
Leucipio - Demócrito
Empédocles
En el siglo IV a. C., Empédocles postuló que la
materia estaba formada por 4 elementos: tierra,
aire, agua y fuego.
Aristóteles
Aristóteles, posteriormente, postula que la materia
estaba formada por esos 4 elementos pero niega
la idea de átomo, hecho que se mantuvo hasta
200 años después en el pensamiento de la
humanidad.
Los Alquimistas
En el mundo cristiano, la teoría de Aristóteles fue
adoptada por los alquimistas, precursores de los
científicos, que desarrollaron su actividad durante
toda la Edad Media.
Los Alquimistas
• Los alquimistas de la Edad Media creían que para
  lograr la transformación de metales como el plomo,
  sin gran valor, en oro o plata, había que agregar y
  combinar una cantidad justa de mercurio, a fin de
  lograr la transmutación.
• También pensaban que para que esta reacción se
  produjera tendría que ocurrir en presencia de un
  catalizador (sustancia que provoca la modificación
  de ciertos cuerpos sin modificarse ella misma) al
  que se llamó piedra filosofal.
• La historia de la alquimia es básicamente la historia
  de la búsqueda de este catalizador.
Teoría Atómica de Dalton
• En 1808, John Dalton publicó su teoría
  atómica, que retomaba las antiguas ideas
  de Leucipo y de Demócrito. Según la
  teoría de Dalton:
• 1.- Los elementos están formados por
  partículas     diminutas,     indivisibles e
  inalterables llamadas átomos.
• Dalton estableció un sistema para designar
  a cada átomo de forma que se pudieran
  distinguir entre los distintos elementos:
Teoría Atómica de Dalton
• Los átomos de un mismo elemento son
  todos iguales entre sí en masa, tamaño y
  en el resto de las propiedades físicas o
  químicas. Por el contrario, los átomos de
  elementos diferentes tienen distinta masa
  y propiedades.
• Los compuestos se forman por la unión de
  átomos de los correspondientes elementos
  según una relación numérica sencilla y
  constante.
Teoría Atómica de Dalton
• De la teoría atómica de Dalton se pueden
  obtener las siguientes definiciones:
• - Un átomo es la partícula más pequeña
  de un elemento que conserva sus
  propiedades.
• - Un elemento es una sustancia pura que
  está formada por átomos iguales.
• - Un compuesto es una sustancia que
  está formada por átomos distintos
  combinados en una relación numérica
  sencilla y constante.
Modelo Atómico de Thomson
Por ser tan pequeña la masa de los
electrones, el físico inglés J. J. Thomson
supuso, en 1904, que la mayor parte de la
masa del átomo correspondía a la carga
positiva, que, por tanto, debía ocupar la
mayor parte del volumen atómico. Thomson
imaginó el átomo como una especie de
esfera positiva continua en la que se
encuentran incrustados los electrones (como
las pasas en un pudin).
El modelo de Thomson tuvo una gran
aceptación hasta que, en 1911, el químico y
físico inglés Ernest Rutherford y sus
colaboradores    llevaron   a    cabo    el
"Experimento de Rutherford“.
Experimento de Rutherford
• En el experimento se bombardeaba una
  fina lámina de oro con partículas alfa
  (positivas) procedentes de un material
  radiactivo y se observaba que:
• La mayor parte de las partículas alfa
  atravesaban la lámina sin cambiar de
  dirección, como era de esperar.
• Algunas partículas alfa se desviaron
  considerablemente.
• Unas pocas partículas alfa rebotaron
  hacia la fuente de emisión.
El átomo como elemento
             divisible
• Hoy sabemos que el átomo es divisible,
  puesto que está formado por partículas
  más pequeñas, llamadas partículas
  subatómicas.
• Estas pueden ser de tres tipos:
• Protones
• Neutrones
• Electrones
• Los protones y los neutrones están en el
  núcleo y los electrones están en continuo
  movimiento formando una “corteza”
  alrededor del núcleo.
Modelo Atómico de Bohr
El modelo atómico de Bohr fue el primer modelo
atómico en el que se introduce una cuantización a
partir de ciertos postulados. Fue propuesto en
1913 por el físico danés Niels Bohr, para explicar
cómo los electrones pueden tener órbitas estables
alrededor del núcleo y por qué los átomos
presentaban espectros de emisión característicos
(dos problemas que eran ignorados en el modelo
previo de Rutherford). Además el modelo de Bohr
incorporaba ideas tomadas del efecto fotoeléctrico
, explicado por Albert Einstein en 1905.
Modelo Atómico de Bohr:
            Postulados
• 1) El electrón sólo se mueve en unas
  órbitas circulares "permitidas" (estables)
  en las que no emite energía. El electrón
  tiene en cada órbita una determinada
  energía, que es tanto mayor cuanto más
  alejada esté la órbita del núcleo.
• 2) La emisión de energía se produce
  cuando un electrón salta desde un estado
  inicial de mayor energía hasta otro de
  menor energía.
La causa de que el electrón no radie energía en su
                    órbita es, de momento, un postulado, ya que según
                    la electrodinámica clásica un carga en movimiento
                    acelerado debe emitir energía en forma de radiación.
                    Para conseguir el equilibrio en la órbita circular, las
                    dos    fuerzas   que siente       el    electrón: la
                    fuerza coulombiana, atractiva, por la presencia del
                    núcleo y la fuerza centrífuga, repulsiva por tratarse
                    de un sistema no inercial, deben ser iguales en
                    módulo en toda la órbita. Esto nos da la siguiente
                    expresión:




Donde el primer término es la fuerza eléctrica o de Coulomb, y el
segundo es la fuerza centrífuga; k es la constante de la fuerza de
Coulomb, Z es el número atómico del átomo, e es la carga del electrón,
me es la masa del electrón, v es la velocidad del electrón en la órbita y r
el radio de la órbita.
En la expresión anterior podemos despejar
el radio, obteniendo:


Y ahora con ésta ecuación y sabiendo que la
energía total es la suma de las energías
cinética y potencial:



Donde queda expresada la energía de una
órbita circular para el electrón en función del
radio de dicha órbita.
No todas las órbitas para electrón están permitidas, tan
solo se puede encontrar en órbitas cuyo radio cumpla que
el momento angular, L, del electrón sea un múltiplo entero
de:



Esta condición matemáticamente se escribe:



con
TEORIA ATÓMICA DE
• El
           SOMMERFELD es
     modelo atómico de Sommerfeld            un
  modelo atómico hecho por el físico alemán
  Arnold    Sommerfeld      (1868-1951)    que
  básicamente es una generalización relativista
  del modelo atómico de Bohr (1913).
• En 1916, Arnold Sommerfeld, con la ayuda
  de la relatividad de Albert Einstein, hizo las
  siguientes modificaciones al modelo de Bohr:
• Los electrones se mueven alrededor del
  núcleo en órbitas circulares o elípticas.
• A partir del segundo nivel energético existen
  dos o más subniveles en el mismo nivel.
• El electrón es una corriente eléctrica
  minúscula.
• En consecuencia el modelo atómico de
  Sommerfeld es una generalización del
  modelo atómico de Bohr desde el punto de
  vista relativista, aunque no pudo demostrar
  las formas de emisión de las órbitas elípticas,
  solo descartó su forma circular.
Teoría Atómica de la Mecánica
             Cuántica
La mecánica cuántica es una rama de la
FISICA, que estudia la gravitación y el
electromagnetismo.
Llamada también ondulatoria moderna.
Creada en el año de 1923 por Max Planck.
No tiene forma definida (difusa – de nube).
Teoría Atómica de la Mecánica
              Cuántica
Establece la Estructura del Átomo.
1.Envoltura o periferia (parte externa)
2.Núcleo (parte central)
Estructura del Átomo
y Partículas subatómicas
Estructura del Átomo
    y Partículas subatómicas
             SIMBOLO   CARGA   MASA
Electrones     e-       -1      0

Protones       p+       +1      1

Neutrones       n        0      1
Masa Atómica
       y Número Atómico
La masa atómica es la cantidad de
protones y neutrones que tiene un átomo y
se la representa con la letra A.
El número atómico es la cantidad de
electrones que tiene un átomo y se lo
representa con la letra Z.

        Z = # e- = # p
Masa Atómica
       y Número Atómico
Para encontrar el número de neutrones se
puede aplicar la siguiente formula:
                 A = (p+) + n
Entonces tendríamos:
                  n = A – p+
Y como p+ = Z
Reemplazamos:
                   n=A-Z
Masa Atómica
        y Número Atómico
Por ejemplo: Cl
A = 36
Z = 17                          17p+
                                 19n
n = 36 – 17
n = 19
 1–2–3–4–5–6-7
 K – L – M – N – O –P – Q
2 – 8 – 18 – 32 – 32 – 18 - 8
Isótopos
Del griego “isos” = mismo; “topos” = lugar.
Se llaman isótopos a los átomos de un
mismo elemento con diferente cantidad de
neutrones y por lo tanto diferente masa.
Isótopos
Movimientos del electrón
1. Traslación.- Es aquel movimiento que
   realiza el electrón al redor del núcleo.
2. Rotación.- Es aquel movimiento que
   realiza sobre su propio eje.
   Este movimiento se lo llama spin del
   electrón (girar). Puede ser positivo si es a
   la derecha y negativo si es a la izquierda.
Niveles de energía
Es el lugar donde se encuentran los
electrones.
Para encontrar el número máximo de
electrones que se encuentra en una capa o
nivel de energía, se eleva al cuadrado el
número que corresponde al nivel y se lo
multiplica por dos.
Subniveles de energía
Orbitales
Es la zona del átomo donde existe la mayor
probabilidad de encontrar un electrón.
Principio de D’Broglie
Los electrones presentan una dualidad de
partícula y de onda; es decir que presentan
ambas características al mismo tiempo.
Principio de Bohr
El principio de los niveles estacionarios
establece que el electrón puede girar
alrededor del núcleo del átomo en forma
indefinida.
Principio de Heissember
El principio de incertidumbre establece que
es imposible conocer al mismo tiempo y
con exactitud la trayectoria y el lugar donde
se encuentran los electrones.
Principio de Pauling
El principio de exclusión indica que en un
solo orbital sólo pueden estar un máximo de
dos electrones y con spines opuestos.

Orbital incompleto o desapareado

Orbital saturado

Las flechas representan al spin del electrón.
Distribución electrónica
Hidrógeno
A = 1,001 = 1
Z=1
n=1–1=0

1s1


1
       s
Distribución electrónica
Helio
A = 4,003 = 4
Z=2
n=4–2=2

1s2


1
       s
Distribución electrónica
Litio
A = 6,941 = 7
Z=3
n=7–3=4

1s2 2s1


1         2
      s         s
Distribución electrónica
Nitrógeno
A = 14,00 = 14
Z=7
n = 14 – 7 = 7

1s2 2s2 2p3


1             2
      s           s   px   py
Regla de Hund
El principio de máxima multiplicidad
establece que los electrones no completan
un subnivel mientras existan orbitales
vacíos o incompletos de ese mismo
subnivel.


C: 1s2 2s2 2p2
N: 1s2 2s2 2p3
Na: 1s2 2s2 2p6 3s1
Diagrama de Möller
Z   = 6    C:    1 s 22 s 22 p 2
Z   = 17   Cl:   1 s 22 s 22 p 63 s 23 p 5
Z   = 20   Ca:   1 s 22 s 22 p 63 s 23 p 64 s 2
Z   = 26   Fe:   1 s 22 s 22 p 63 s 23 p 63 d 64 s 2
Z   = 35   Br:   1 s 2 2 s 2 2 p 6 3 s 2 3 p 6 3 d 10 4 s 2 4 p 5

Solamente hay dos excepciones:
Z = 24 Cr:       1 s 2 2 s 22 p 6 3 s 2 3 p 6 3 d 5 4 s 1
Z = 29 Cu:       1 s 2 2 s 22 p 6 3 s 2 3 p 6 3 d 10 4 s 1
Regla del Octeto
Al combinarse los átomos tienen la
tendencia a completar en el ultimo nivel o
capa más externa de energía ocho
electrones.
Electrones de Valencia
Son los electrones que se encuentran en la
última capa o nivel más externo de energía
y que en la mayoría de veces indica la
valencia del elemento.
• Cuando el átomo posee más de 4
electrones de valencia lo más probable es
que gane electrones.
• Cuando el átomo posee menos de 4
electrones de valencia lo más probable es
que pierda electrones.
Electrones de Valencia
Enlace Químico
Enlace     significa  unión,   un enlace
químico es la unión de dos o más átomos
dentro de una molécula.
Para la mayoría de los elementos se trata
de completar ocho electrones en su último
nivel.
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1 bach. unidad 3 - El atomo

  • 1. Teorías de la Materia
  • 2. ¿Qué es al átomo? • átomo (del latín atomum, y éste del griego ἄτομον, sin partes; también, se deriva de "a" no, y "tomo" divisible; no divisible). • El átomo es la unidad más pequeña de un elemento químico que mantiene su identidad o sus propiedades, y que no es posible dividir mediante procesos químicos.
  • 3. El átomo en la antigüedad • Los filósofos griegos discutieron mucho acerca de la naturaleza de la materia y concluyeron que el mundo era más simple de lo que parecía. Algunas de sus ideas de mayor relevancia fueron: • Leucipo. • Demócrito. • Empédocles • Aristóteles.
  • 4. Leucipio y Demócrito • En el siglo V a. C., Leucipo sostenía que había un sólo tipo de materia y pensaba que si dividíamos la materia en partes cada vez más pequeñas, obtendríamos un trozo que no se podría cortar más. Demócrito llamó a estos trozos átomos ("sin división"). • La filosofía atomista de Leucipo y Demócrito podía resumirse en: • 1.- Los átomos son eternos, indivisibles, homogéneos e invisibles. • 2.- Los átomos se diferencian en su forma y tamaño. • 3.- Las propiedades de la materia varían según el agrupamiento de los átomos.
  • 6. Empédocles En el siglo IV a. C., Empédocles postuló que la materia estaba formada por 4 elementos: tierra, aire, agua y fuego.
  • 7. Aristóteles Aristóteles, posteriormente, postula que la materia estaba formada por esos 4 elementos pero niega la idea de átomo, hecho que se mantuvo hasta 200 años después en el pensamiento de la humanidad.
  • 8. Los Alquimistas En el mundo cristiano, la teoría de Aristóteles fue adoptada por los alquimistas, precursores de los científicos, que desarrollaron su actividad durante toda la Edad Media.
  • 9. Los Alquimistas • Los alquimistas de la Edad Media creían que para lograr la transformación de metales como el plomo, sin gran valor, en oro o plata, había que agregar y combinar una cantidad justa de mercurio, a fin de lograr la transmutación. • También pensaban que para que esta reacción se produjera tendría que ocurrir en presencia de un catalizador (sustancia que provoca la modificación de ciertos cuerpos sin modificarse ella misma) al que se llamó piedra filosofal. • La historia de la alquimia es básicamente la historia de la búsqueda de este catalizador.
  • 10. Teoría Atómica de Dalton • En 1808, John Dalton publicó su teoría atómica, que retomaba las antiguas ideas de Leucipo y de Demócrito. Según la teoría de Dalton: • 1.- Los elementos están formados por partículas diminutas, indivisibles e inalterables llamadas átomos. • Dalton estableció un sistema para designar a cada átomo de forma que se pudieran distinguir entre los distintos elementos:
  • 11.
  • 12. Teoría Atómica de Dalton • Los átomos de un mismo elemento son todos iguales entre sí en masa, tamaño y en el resto de las propiedades físicas o químicas. Por el contrario, los átomos de elementos diferentes tienen distinta masa y propiedades. • Los compuestos se forman por la unión de átomos de los correspondientes elementos según una relación numérica sencilla y constante.
  • 13. Teoría Atómica de Dalton • De la teoría atómica de Dalton se pueden obtener las siguientes definiciones: • - Un átomo es la partícula más pequeña de un elemento que conserva sus propiedades. • - Un elemento es una sustancia pura que está formada por átomos iguales. • - Un compuesto es una sustancia que está formada por átomos distintos combinados en una relación numérica sencilla y constante.
  • 14. Modelo Atómico de Thomson Por ser tan pequeña la masa de los electrones, el físico inglés J. J. Thomson supuso, en 1904, que la mayor parte de la masa del átomo correspondía a la carga positiva, que, por tanto, debía ocupar la mayor parte del volumen atómico. Thomson imaginó el átomo como una especie de esfera positiva continua en la que se encuentran incrustados los electrones (como las pasas en un pudin).
  • 15.
  • 16. El modelo de Thomson tuvo una gran aceptación hasta que, en 1911, el químico y físico inglés Ernest Rutherford y sus colaboradores llevaron a cabo el "Experimento de Rutherford“.
  • 17. Experimento de Rutherford • En el experimento se bombardeaba una fina lámina de oro con partículas alfa (positivas) procedentes de un material radiactivo y se observaba que: • La mayor parte de las partículas alfa atravesaban la lámina sin cambiar de dirección, como era de esperar. • Algunas partículas alfa se desviaron considerablemente. • Unas pocas partículas alfa rebotaron hacia la fuente de emisión.
  • 18.
  • 19. El átomo como elemento divisible • Hoy sabemos que el átomo es divisible, puesto que está formado por partículas más pequeñas, llamadas partículas subatómicas. • Estas pueden ser de tres tipos: • Protones • Neutrones • Electrones
  • 20. • Los protones y los neutrones están en el núcleo y los electrones están en continuo movimiento formando una “corteza” alrededor del núcleo.
  • 21. Modelo Atómico de Bohr El modelo atómico de Bohr fue el primer modelo atómico en el que se introduce una cuantización a partir de ciertos postulados. Fue propuesto en 1913 por el físico danés Niels Bohr, para explicar cómo los electrones pueden tener órbitas estables alrededor del núcleo y por qué los átomos presentaban espectros de emisión característicos (dos problemas que eran ignorados en el modelo previo de Rutherford). Además el modelo de Bohr incorporaba ideas tomadas del efecto fotoeléctrico , explicado por Albert Einstein en 1905.
  • 22. Modelo Atómico de Bohr: Postulados • 1) El electrón sólo se mueve en unas órbitas circulares "permitidas" (estables) en las que no emite energía. El electrón tiene en cada órbita una determinada energía, que es tanto mayor cuanto más alejada esté la órbita del núcleo. • 2) La emisión de energía se produce cuando un electrón salta desde un estado inicial de mayor energía hasta otro de menor energía.
  • 23. La causa de que el electrón no radie energía en su órbita es, de momento, un postulado, ya que según la electrodinámica clásica un carga en movimiento acelerado debe emitir energía en forma de radiación. Para conseguir el equilibrio en la órbita circular, las dos fuerzas que siente el electrón: la fuerza coulombiana, atractiva, por la presencia del núcleo y la fuerza centrífuga, repulsiva por tratarse de un sistema no inercial, deben ser iguales en módulo en toda la órbita. Esto nos da la siguiente expresión: Donde el primer término es la fuerza eléctrica o de Coulomb, y el segundo es la fuerza centrífuga; k es la constante de la fuerza de Coulomb, Z es el número atómico del átomo, e es la carga del electrón, me es la masa del electrón, v es la velocidad del electrón en la órbita y r el radio de la órbita.
  • 24. En la expresión anterior podemos despejar el radio, obteniendo: Y ahora con ésta ecuación y sabiendo que la energía total es la suma de las energías cinética y potencial: Donde queda expresada la energía de una órbita circular para el electrón en función del radio de dicha órbita.
  • 25. No todas las órbitas para electrón están permitidas, tan solo se puede encontrar en órbitas cuyo radio cumpla que el momento angular, L, del electrón sea un múltiplo entero de: Esta condición matemáticamente se escribe: con
  • 26. TEORIA ATÓMICA DE • El SOMMERFELD es modelo atómico de Sommerfeld un modelo atómico hecho por el físico alemán Arnold Sommerfeld (1868-1951) que básicamente es una generalización relativista del modelo atómico de Bohr (1913).
  • 27. • En 1916, Arnold Sommerfeld, con la ayuda de la relatividad de Albert Einstein, hizo las siguientes modificaciones al modelo de Bohr: • Los electrones se mueven alrededor del núcleo en órbitas circulares o elípticas. • A partir del segundo nivel energético existen dos o más subniveles en el mismo nivel. • El electrón es una corriente eléctrica minúscula. • En consecuencia el modelo atómico de Sommerfeld es una generalización del modelo atómico de Bohr desde el punto de vista relativista, aunque no pudo demostrar las formas de emisión de las órbitas elípticas, solo descartó su forma circular.
  • 28.
  • 29. Teoría Atómica de la Mecánica Cuántica La mecánica cuántica es una rama de la FISICA, que estudia la gravitación y el electromagnetismo. Llamada también ondulatoria moderna. Creada en el año de 1923 por Max Planck. No tiene forma definida (difusa – de nube).
  • 30. Teoría Atómica de la Mecánica Cuántica Establece la Estructura del Átomo. 1.Envoltura o periferia (parte externa) 2.Núcleo (parte central)
  • 31. Estructura del Átomo y Partículas subatómicas
  • 32. Estructura del Átomo y Partículas subatómicas SIMBOLO CARGA MASA Electrones e- -1 0 Protones p+ +1 1 Neutrones n 0 1
  • 33. Masa Atómica y Número Atómico La masa atómica es la cantidad de protones y neutrones que tiene un átomo y se la representa con la letra A. El número atómico es la cantidad de electrones que tiene un átomo y se lo representa con la letra Z. Z = # e- = # p
  • 34. Masa Atómica y Número Atómico Para encontrar el número de neutrones se puede aplicar la siguiente formula: A = (p+) + n Entonces tendríamos: n = A – p+ Y como p+ = Z Reemplazamos: n=A-Z
  • 35. Masa Atómica y Número Atómico Por ejemplo: Cl A = 36 Z = 17 17p+ 19n n = 36 – 17 n = 19 1–2–3–4–5–6-7 K – L – M – N – O –P – Q 2 – 8 – 18 – 32 – 32 – 18 - 8
  • 36. Isótopos Del griego “isos” = mismo; “topos” = lugar. Se llaman isótopos a los átomos de un mismo elemento con diferente cantidad de neutrones y por lo tanto diferente masa.
  • 38. Movimientos del electrón 1. Traslación.- Es aquel movimiento que realiza el electrón al redor del núcleo. 2. Rotación.- Es aquel movimiento que realiza sobre su propio eje. Este movimiento se lo llama spin del electrón (girar). Puede ser positivo si es a la derecha y negativo si es a la izquierda.
  • 39. Niveles de energía Es el lugar donde se encuentran los electrones. Para encontrar el número máximo de electrones que se encuentra en una capa o nivel de energía, se eleva al cuadrado el número que corresponde al nivel y se lo multiplica por dos.
  • 41. Orbitales Es la zona del átomo donde existe la mayor probabilidad de encontrar un electrón.
  • 42. Principio de D’Broglie Los electrones presentan una dualidad de partícula y de onda; es decir que presentan ambas características al mismo tiempo.
  • 43.
  • 44. Principio de Bohr El principio de los niveles estacionarios establece que el electrón puede girar alrededor del núcleo del átomo en forma indefinida.
  • 45.
  • 46. Principio de Heissember El principio de incertidumbre establece que es imposible conocer al mismo tiempo y con exactitud la trayectoria y el lugar donde se encuentran los electrones.
  • 47.
  • 48. Principio de Pauling El principio de exclusión indica que en un solo orbital sólo pueden estar un máximo de dos electrones y con spines opuestos. Orbital incompleto o desapareado Orbital saturado Las flechas representan al spin del electrón.
  • 49. Distribución electrónica Hidrógeno A = 1,001 = 1 Z=1 n=1–1=0 1s1 1 s
  • 50. Distribución electrónica Helio A = 4,003 = 4 Z=2 n=4–2=2 1s2 1 s
  • 51. Distribución electrónica Litio A = 6,941 = 7 Z=3 n=7–3=4 1s2 2s1 1 2 s s
  • 52. Distribución electrónica Nitrógeno A = 14,00 = 14 Z=7 n = 14 – 7 = 7 1s2 2s2 2p3 1 2 s s px py
  • 53. Regla de Hund El principio de máxima multiplicidad establece que los electrones no completan un subnivel mientras existan orbitales vacíos o incompletos de ese mismo subnivel. C: 1s2 2s2 2p2 N: 1s2 2s2 2p3 Na: 1s2 2s2 2p6 3s1
  • 55. Z = 6 C: 1 s 22 s 22 p 2 Z = 17 Cl: 1 s 22 s 22 p 63 s 23 p 5 Z = 20 Ca: 1 s 22 s 22 p 63 s 23 p 64 s 2 Z = 26 Fe: 1 s 22 s 22 p 63 s 23 p 63 d 64 s 2 Z = 35 Br: 1 s 2 2 s 2 2 p 6 3 s 2 3 p 6 3 d 10 4 s 2 4 p 5 Solamente hay dos excepciones: Z = 24 Cr: 1 s 2 2 s 22 p 6 3 s 2 3 p 6 3 d 5 4 s 1 Z = 29 Cu: 1 s 2 2 s 22 p 6 3 s 2 3 p 6 3 d 10 4 s 1
  • 56. Regla del Octeto Al combinarse los átomos tienen la tendencia a completar en el ultimo nivel o capa más externa de energía ocho electrones.
  • 57.
  • 58. Electrones de Valencia Son los electrones que se encuentran en la última capa o nivel más externo de energía y que en la mayoría de veces indica la valencia del elemento. • Cuando el átomo posee más de 4 electrones de valencia lo más probable es que gane electrones. • Cuando el átomo posee menos de 4 electrones de valencia lo más probable es que pierda electrones.
  • 60. Enlace Químico Enlace significa unión, un enlace químico es la unión de dos o más átomos dentro de una molécula. Para la mayoría de los elementos se trata de completar ocho electrones en su último nivel.