El documento describe el modelo atómico de Bohr, incluyendo las órbitas, niveles y capas electrónicas, así como los orbitales y su forma. Explica que los electrones se distribuyen entre los orbitales de menor a mayor energía de acuerdo con el principio de exclusión de Pauli y la regla de Hund. También cubre la configuración electrónica y cómo esta determina el comportamiento químico de los átomos.

1. SESO DEL IES LAS CUMBRES. GRAZALEMA CIENCIAS DE LA NATURALEZA 2º ESO
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3.- CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA → Modelo atómico de Bohr
· Las fuerzas de atracción entre cargas de distinto signo (atracción electrostática) haría que los
electrones acabasen cayendo hacia el núcleo, pero esa fuerza es compensada por el rápido
giro (fuerza centrífuga) de los electrones alrededor del núcleo en las distintas capas.
· Configuración electrónica de un átomo es la forma en que sus electrones están repartidos
entre las distintas órbitas, niveles de energía o capas.
→ Niels Böhr, físico danés (1885 – 1962)
· La órbitas representan determinados niveles de energía en los que puede estar girando el
electrón.→ Modelo atómico de Bohr
Orbitas, niveles o capas electrónicas Número máximo de electrones (2 n2)
Nivel 1 → n1 → K 2 · 12=2· 1=2 e -
2 -
Nivel 2 → n2 → L 2 · 2 =2 · 4=8 e
2 -
Nivel 3 → n3 → M 2 · 3 =2 ·9=18 e
2 -
Nivel 4 → n4 → N 2 · 4 =2 · 16=32 e
······························ ·······························
energía >
n1
n2
NÚCLEO K n3
L n4
–
2e M
energía < 8e– N
18 e –
32 e –
· El nivel exterior o de máxima energía no puede contener más de 8 electrones.
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2. · Los orbitales representan zonas en las que la probabilidad de que se encuentre el electrón es
elevada ( superior al 90 %). → Mecánica cuántica
Niveles Subniveles Número Número
(órbitas) (orbitales) de orbitales de electrones
n1 1s 1 2e–
n2 2s 2p 1+3 2e– +6e– =8e–
n3 3s 3p 3d 1+3+5 2 e – + 6 e – + 10 e – = 18 e –
n4 4s 4p 4d 4f 1+3+5+7 2 e – + 6 e – + 10 e – + 14 e – = 32 e –
················· ································ ···························· ······························································
· En un orbital no puede haber más de dos electrones.
· El número máximo de electrones presentes en un orbital s es 2, 6 en los orbitales p, 10 en
los orbitales d y 14 en los orbitales f. → Principio de exclusión de Pauli – 1925
→ Wolfgang Ernst Pauli, físico austríaco (1900 – 1958)
Forma de los orbitales
s px py
pz d xy d xz
d yz dx 2
y2
dz 2
2

3. · En un determinado átomo los electrones van ocupando, y llenando, los orbitales de menor
energía. En la tabla, las flechas indican los orbitales en orden creciente de energía.
ORBITAL
s p d f Total
n1 2e– 2e–
n2 2e– 6e– 8e–
N
I
V
n3 2e– 6e– 10 e – 18 e –
E
L
n4 2e– 6e– 10 e – 14 e – 32 e –
············ ············ ············ ············ ············ ·····················
· Además de girar alrededor del núcleo, los electrones giran en torno a sí mismos. El sentido
de giro de un electrón puede ser en un sentido o en el sentido opuesto. Número cuántico de spin
→ Paul Dirac, físico británico (1902 – 1984)
· Al llenar orbitales de igual energía (los 3 orbitales p, los 5 orbitales d o los 7 orbitales f)
los electrones se distribuyen, siempre que sea posible, desapareados. Primero se coloca un
electrón en cada uno de los orbitales y, cuando todos tienen uno, se coloca el segundo. Así, el
átomo está más estable, tiene menor energía. → Regla de Hund
→ Friedrich Hund, físico alemán (1896 – 1997)
· La configuración electrónica nos permite conocer el comportamiento químico de los átomos
de un elemento.
Documento: El átomo. Conceptos
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4. Ejemplo
39
Potasio → 19 K
Estructura atómica
{ }
+
Z =19 Nº p- =19
Nº e =19
A=39 Nº n= A−Z=39−19=20
Modelo atómico
Nº e -=Nº p + ⇒ Átomo neutro
Configuración electrónica
s p d f
n1 2 → 1s2 → n 1=2 e -
n2 2 6 → 2s2 2p6 → n 2=8 e
-
n3 2 6 → 3s2 3p6 → n 3=8 e
-
n4 1 → 4s1 → n 4=1 e
-
Nivel exterior o de máxima energía
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5. Diagrama de orbitales
↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑
1s 2s 2p 3s 3p 4s
Nivel exterior o de máxima energía
Comportamiento químico
Le faltan 7 e - para completar su nivel exterior. El átomo está inestable. Tiende a ceder el
único electrón que tiene en su nivel exterior o de máxima energía, transformándose en ión
positivo (K +). Se estabiliza.
cede 1 e - y se estabiliza
1 e - por defecto ⇒ Nº e - Nº p+ ⇒Carga eléctrica positiva1
+
Ión potasio  K
Ejercicio propuesto 9, 10, 11, 12, 13, 14 → Ejercicio resuelto 9, 10, 11, 12, 13, 14
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