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ESTRUCTURA DE LA MATERIA
1. En la antigua Grecia ( 450 años a.C.) Demócrito y
   Leucipo sostuvieron la existencia de átomos (partículas
   indivisibles) como constituyentes finales de la materia.
2. Sin embargo, fueron las teorías de Aristóteles, que
   consideraba que la materia era continua (infinitamente
   divisibles), las que prevalecieron muchos siglos.
3. En el XIX DALTON postuló su famosa teoría, que
   hablaba de unas partículas inalterables e indivisibles, los
   átomos, como constituyentes de la materia, por tanto
   discontinua, para poder explicar las leyes ponderales
   enunciadas por Lavoisier, Proust y Dalton.




 4. Una vez descubiertos los electrones en experiencias con
  tubos de rayos catódicos y como el átomo era neutro,
  Thomson propuso en 1904 un modelo de electrones
  incrustados en T una masa esférica con carga positiva, cual
  si fuera un pudin de ciruelas o de pasas:
Como insuficiencia más importante destacaba la
imposibilidad de explicar las experiencias de Rutherford

5.Experimento de Rutherford.
http://azorero.blogspot.com/2007/03/experimento-de-rutherford-animacin-en.html


http://www.youtube.com/watch?v=5pZj0u_XMbc&NR=1



6.Modelo Rutherford ( 1911)

 * El átomo está prácticamente hueco según demuestra el
 experimento anterior.
    * Está formado por :
                - una zona central que es llamada NÚCLEO que
            contiene los protones y neutrones (y por tanto allí se
            concentra toda la carga positiva y casi toda la masa
            del átomo).
             - una zona exterior, a la que él llama CORTEZA
            con los electrones girando en órbitas alrededor del
            núcleo central.
* Entre la corteza y el núcleo, sólo hay vacío. Hay una
   proporción entre el tamaño del átomo y el tamaño del
   núcleo de 10000:1.




7. Insuficiencias del modelo de Rutherford

• Se contradecía con las leyes del electromagnetismo de
  Maxwell, las cuales estaban ampliamente comprobadas
  mediante numerosos datos experimentales. Según las
  leyes de Maxwell, una carga eléctrica en movimiento
  (como es el electrón) debería emitir energía
  continuamente en forma de radiación, con lo que llegaría
  un momento en que el electrón caería sobre el núcleo y la
  materia se destruiría.
  http://rabfis15.uco.es/Modelos%20At%C3%B3micos%20.NET/Modelos/ModRutherford.aspx




• No explicaba los espectros atómicos.
Ahora podéis ver los videos “ espectros atómicos” ; “ modelos atómicos” y   “modelo de Bohr”
correspondientes a la colección “ EL UNIVERSO MECÁNICO”

http://www.acienciasgalilei.com/videos/atomo1.htm




8. Espectros atómicos
 Se llama espectro electromagnético al conjunto de todas
las radiaciones electro-magnéticas desde muy       bajas
longitudes de ondas (rayos γ 10-12 m) hasta kilómetros
(ondas de radio)




* Cuando a los elementos en estado gaseoso se les
  suministra energía (descarga eléctrica, calentamiento...)
  éstos emiten radiaciones de determinadas longitudes de
  onda.
* Estas radiaciones dispersadas en un prisma de un
  espectroscopio se ven como una serie de rayas, y el
  conjunto de las mismas es lo que se conoce como
  espectro de emisión.
* Igualmente, si una luz continua atraviesa una sustancia,
  ésta absorbe unas determinadas radiaciones que aparecen
  como rayas negras en el fondo continuo (espectro de
  absorción).

                        Espectro de emisión




                                                        www.puc.cl/sw_educ/qda1106/




        Espectro de absorción

En el siguiente enlace podemos ver los espectros atómicos
de los diferentes elementos.
http://herramientas.educa.madrid.org/tabla/espectros/espectros6.swf



9. Postulados del modelo de Bohr
A)Los electrones sólo pueden girar alrededor del núcleo en
  ciertas órbitas permitidas en las que se cumple que:
  m · v · r = n · h / 2π” en donde n = 1, 2, 3, 4... (número
  cuántico principal). Por tanto para Bohr el radio de las
  órbitas está cuantizado.

B) “Los electrones al girar en estas órbitas no emiten
   energía”.
   Obviamente, si las órbitas están cuantizadas las
   energías correspondientes a las mismas también lo
   estarán.

C) “Cuando un átomo recibe energía los electrones pasan a
   un nivel superior (estado excitado). Posteriormente,
   cuando el electrón vuelve a su órbita, el átomo emite un
   fotón correspondiente al ∆E entre ambos niveles, de
   frecuencia o longitud de onda determinada(∆E=h· ν)
   donde ν es la frecuencia de la radiación absorbida o
   emitida.
http://www.iesaguilarycano.com/dpto/fyq/ma/ma7.html

Animación espectros con explicación de líneas espectrales.

http://www.mhhe.com/physsci/chemistry/essentialchemistry/flash/linesp16.swf

http://web.educastur.princast.es/proyectos/fisquiweb/atomo/BohrII_B.htm

http://rabfis15.uco.es/Modelos%20At%C3%B3micos%20.NET/Modelos/ModBohr.aspx


http://www.educared.net/ProfesoresInnovadores/unidades/plantillas/Modelos.swf



10. Insuficiencias del modelo de Bohr
• Aplicabilidad exclusiva al átomo de hidrógeno y a iones
   con un sólo electrón ( He+ y Li2+).
 • Con la mejora de las técnicas espectroscópicas
   aparecieron nuevas rayas espectrales, que el modelo de
   Bohr era incapaz de justificar.
 • No se explica el desdoblamiento de las líneas cuando la
   muestra se sometía a un campo magnético muy intenso
 • No se justifica por qué los electrones no emiten energía al
   girar alrededor del núcleo.

11. Modelo de Bohr-Sommerfeld
    Para poder explicar estos efectos se amplió la teoría de
    Bohr y dando lugar al modelo de Bohr-Sommerfeld, en el
    que las órbitas de los electrones no sólo son circulares
    sino también elípticas y en ellas aparecen los números
    cuánticos l y m.


12. Principios básicos de la mecánica cuántica

 * Dualidad onda-corpúsculo (De Broglie en 1924) :

    “Cada partícula lleva asociada una onda”
 http://www.gobiernodecanarias.org/educacion/3/Usrn/lentiscal/2-CD-Fiisca-TIC/2-
 8Cuantica/OndaDeBroglie/OndaDeBroglie.htm

 http://www.youtube.com/watch?v=vjA15wZxJgI&feature=player_embedded



 • Principio de incertidumbre (Heisenberg en 1927) :
“Es imposible conocer simultáneamente la posición y la
    cantidad de movimiento de una partícula”

   A partir de aquí la idea de órbita perfectamente definida se
sustituye por la idea de orbital que sería la zona del espacio
alrededor del núcleo atómico en donde existiría la máxima
probabilidad de encontrar un electrón. El orbital, pues, no
tiene límites perfectamente definidos.

  13. Modelo mecánico-cuántico

  * Fue desarrollado durante la década de 1920, sobre todo
     por Schrödinger y Heisenberg.

  * Es un modelo de gran complejidad matemática, tanta que
    usándolo sólo se puede resolver con exactitud el átomo
    de hidrógeno. Para resolver átomos distintos al de
    hidrógeno se recurre a métodos aproximados.

  * Schrödinger (1926) propuso una ecuación de onda para el
     electrón del H, en cuyas soluciones (valores energéticos
     permitidos) aparecían precisamente los números
     cuánticos n, l y m.

                        ∂ 2 Ψ ∂ 2 Ψ ∂ 2 Ψ 8·π 2 ·m
                             + 2 + 2 +             ( E − V )Ψ = 0
                        ∂x 2  ∂y    ∂z      h2




  * El modelo de Bohr indicaba posición y velocidad de los
     electrones (incompatible con principio de incertidumbre
de la mecánica cuántica). Ahora no se habla de órbitas,
      sino de orbitales. Un orbital es una región del espacio en
      la que la probabilidad de encontrar al electrón es
      máxima. Los orbitales atómicos tienen distintas formas
      geométricas.
  * El modelo atómico mecano-cuántico encaja muy bien con
     las observaciones experimentales.

    Diferencia entre órbita y orbital       ( en orbitales atómicos----bases mecánica cuántica---ppio
    incertidumbre)

    http://www.educared.net/ProfesoresInnovadores/unidades/plantillas/Modelos.swf

    Resolución “aproximada” ecuación de Schrödinger

    http://es.wikipedia.org/wiki/Ecuaci%C3%B3n_de_Schr%C3%B6dinger

    http://www.astrocosmo.cl/anexos/e-scrodinger.htm

    http://www2.uah.es/edejesus/ampliaciones/EQEM/Resolucion_Schrodinger.htm


    Video materia según mecánica cuántica

    http://www.youtube.com/watch?v=PNPHQ_1U4fE

    Repaso conceptos

    http://www.iesaguilarycano.com/dpto/fyq/ma/ma8.html



Orbitales atómicos.

    Según ya sabemos los electrones de un átomo se sitúan en
orbitales, los cuales tienen capacidad para situar dos de ellos,
según el siguiente esquema:
    • 1ª capa: 1 orb. “s” (2 e–)
    • 2ª capa: 1 orb. “s” (2 e–) + 3 orb. “p” (6 e–)
    • 3ª capa: 1 orb. “s” (2 e–) + 3 orb. “p” (6 e–) + 5 orb. “d” (10 e–)
    • 4ª capa: 1 orb. “s” (2 e–) + 3 orb. “p” (6 e–) + 5 orb. “d” (10 e–) +
      7 orb. “f” (14 e–)
    Y así sucesivamente…
Los orbitales atómicos tienen distintas formas; así, los orbitales
“s” son esféricos; sin embargo el resto de los tipos de orbitales
poseen direcciones concretas en el espacio; por ejemplo cada uno
de los orbitales “p” se alinea sobre cada uno de los tres ejes de
coordenadas.
    Una visión en tres dimensiones de los distintos orbitales
atómicos puede verse en:

           Orbitales “p”                        Orbitales “d”




  http://www.gobiernodecanarias.org/educacion/3/Usrn/lentiscal/2-CD-Fiisca-TIC/2-
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  http://www.textoscientificos.com/quimica/inorganica/orbitales-atomicos


  Forma de los orbitales atómicos.



             Significado físico de los números cuánticos
                           n = 1, 2, 3, 4, … (nº de capa o nivel)




                 l = 0, 1, 2, … (n - 1) (forma del orbital o subnivel)
m = - l, … , 0, … +l (orientación orbital)




s = - ½ , + ½ (espín, rotación del electrón )
•   Ya conocemos la relación entre los orbitales atómicos
     y números cuánticos. Ahora hay que ubicar a los
     electrones     en   ellos,   hacer     su    configuración
     electrónica siguiendo la regla de llenado de Moeller, que
     ayuda a recordar el orden de energía de los orbitales:


CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA (Colocación de
electrones en un diagrama de energía).

   Los electrones se van situando en los distintos
orbitales siguiendo los siguientes principios:
     • Principio de mínima energía (aufbau): “Los
       electrones se colocan siguiendo el criterio de
       mínima energía, es decir, se rellenan primero los
       niveles con menor energía y no se rellenan
       niveles superiores hasta que no estén completos
       los niveles inferiores”.
     • Principio de máxima multiplicidad (regla de
       Hund): “Cuando un nivel electrónico tenga varios
       orbitales con la misma energía, los electrones se
       van colocando desapareados en ese nivel
       electrónico”. No se coloca un segundo electrón
       en uno de dichos orbitales hasta que todos los
       orbitales de dicho nivel isoenergético están
       semiocupados.
     • Una vez colocados se cumple el principio de
       exclusión de Pauli: “No puede haber dos
       electrones con los cuatro números cuánticos
       iguales”.
•   En el llenado de orbitales se debe de cumplir el Principio
    de máxima multiplicidad de Hund, es decir, en un mismo
    subnivel los átomos no se aparean hasta que no haya un
    electrón por orbital. Primero se colocan uno en cada
    subnivel, con sus espines paralelos, y luego se van
    completando las “parejas”.




•   La última regla fundamental para la realización de
    configuraciones electrónicas es el Principio de exclusión
    de Pauli: no puede haber más de dos electrones en un
    mismo orbital, o, lo que es lo mismo, no puede haber dos
    electrones con los cuatro números cuánticos iguales.




         Diagrama de MOLLER ( orbitales atómicos---- configuraciones electrónicas)

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Animación llenado orbitales

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  • 1. ESTRUCTURA DE LA MATERIA 1. En la antigua Grecia ( 450 años a.C.) Demócrito y Leucipo sostuvieron la existencia de átomos (partículas indivisibles) como constituyentes finales de la materia. 2. Sin embargo, fueron las teorías de Aristóteles, que consideraba que la materia era continua (infinitamente divisibles), las que prevalecieron muchos siglos. 3. En el XIX DALTON postuló su famosa teoría, que hablaba de unas partículas inalterables e indivisibles, los átomos, como constituyentes de la materia, por tanto discontinua, para poder explicar las leyes ponderales enunciadas por Lavoisier, Proust y Dalton. 4. Una vez descubiertos los electrones en experiencias con tubos de rayos catódicos y como el átomo era neutro, Thomson propuso en 1904 un modelo de electrones incrustados en T una masa esférica con carga positiva, cual si fuera un pudin de ciruelas o de pasas:
  • 2. Como insuficiencia más importante destacaba la imposibilidad de explicar las experiencias de Rutherford 5.Experimento de Rutherford. http://azorero.blogspot.com/2007/03/experimento-de-rutherford-animacin-en.html http://www.youtube.com/watch?v=5pZj0u_XMbc&NR=1 6.Modelo Rutherford ( 1911) * El átomo está prácticamente hueco según demuestra el experimento anterior. * Está formado por : - una zona central que es llamada NÚCLEO que contiene los protones y neutrones (y por tanto allí se concentra toda la carga positiva y casi toda la masa del átomo). - una zona exterior, a la que él llama CORTEZA con los electrones girando en órbitas alrededor del núcleo central.
  • 3. * Entre la corteza y el núcleo, sólo hay vacío. Hay una proporción entre el tamaño del átomo y el tamaño del núcleo de 10000:1. 7. Insuficiencias del modelo de Rutherford • Se contradecía con las leyes del electromagnetismo de Maxwell, las cuales estaban ampliamente comprobadas mediante numerosos datos experimentales. Según las leyes de Maxwell, una carga eléctrica en movimiento (como es el electrón) debería emitir energía continuamente en forma de radiación, con lo que llegaría un momento en que el electrón caería sobre el núcleo y la materia se destruiría. http://rabfis15.uco.es/Modelos%20At%C3%B3micos%20.NET/Modelos/ModRutherford.aspx • No explicaba los espectros atómicos.
  • 4. Ahora podéis ver los videos “ espectros atómicos” ; “ modelos atómicos” y “modelo de Bohr” correspondientes a la colección “ EL UNIVERSO MECÁNICO” http://www.acienciasgalilei.com/videos/atomo1.htm 8. Espectros atómicos Se llama espectro electromagnético al conjunto de todas las radiaciones electro-magnéticas desde muy bajas longitudes de ondas (rayos γ 10-12 m) hasta kilómetros (ondas de radio) * Cuando a los elementos en estado gaseoso se les suministra energía (descarga eléctrica, calentamiento...) éstos emiten radiaciones de determinadas longitudes de onda. * Estas radiaciones dispersadas en un prisma de un espectroscopio se ven como una serie de rayas, y el conjunto de las mismas es lo que se conoce como espectro de emisión.
  • 5. * Igualmente, si una luz continua atraviesa una sustancia, ésta absorbe unas determinadas radiaciones que aparecen como rayas negras en el fondo continuo (espectro de absorción). Espectro de emisión www.puc.cl/sw_educ/qda1106/ Espectro de absorción En el siguiente enlace podemos ver los espectros atómicos de los diferentes elementos. http://herramientas.educa.madrid.org/tabla/espectros/espectros6.swf 9. Postulados del modelo de Bohr
  • 6. A)Los electrones sólo pueden girar alrededor del núcleo en ciertas órbitas permitidas en las que se cumple que: m · v · r = n · h / 2π” en donde n = 1, 2, 3, 4... (número cuántico principal). Por tanto para Bohr el radio de las órbitas está cuantizado. B) “Los electrones al girar en estas órbitas no emiten energía”. Obviamente, si las órbitas están cuantizadas las energías correspondientes a las mismas también lo estarán. C) “Cuando un átomo recibe energía los electrones pasan a un nivel superior (estado excitado). Posteriormente, cuando el electrón vuelve a su órbita, el átomo emite un fotón correspondiente al ∆E entre ambos niveles, de frecuencia o longitud de onda determinada(∆E=h· ν) donde ν es la frecuencia de la radiación absorbida o emitida. http://www.iesaguilarycano.com/dpto/fyq/ma/ma7.html Animación espectros con explicación de líneas espectrales. http://www.mhhe.com/physsci/chemistry/essentialchemistry/flash/linesp16.swf http://web.educastur.princast.es/proyectos/fisquiweb/atomo/BohrII_B.htm http://rabfis15.uco.es/Modelos%20At%C3%B3micos%20.NET/Modelos/ModBohr.aspx http://www.educared.net/ProfesoresInnovadores/unidades/plantillas/Modelos.swf 10. Insuficiencias del modelo de Bohr
  • 7. • Aplicabilidad exclusiva al átomo de hidrógeno y a iones con un sólo electrón ( He+ y Li2+). • Con la mejora de las técnicas espectroscópicas aparecieron nuevas rayas espectrales, que el modelo de Bohr era incapaz de justificar. • No se explica el desdoblamiento de las líneas cuando la muestra se sometía a un campo magnético muy intenso • No se justifica por qué los electrones no emiten energía al girar alrededor del núcleo. 11. Modelo de Bohr-Sommerfeld Para poder explicar estos efectos se amplió la teoría de Bohr y dando lugar al modelo de Bohr-Sommerfeld, en el que las órbitas de los electrones no sólo son circulares sino también elípticas y en ellas aparecen los números cuánticos l y m. 12. Principios básicos de la mecánica cuántica * Dualidad onda-corpúsculo (De Broglie en 1924) : “Cada partícula lleva asociada una onda” http://www.gobiernodecanarias.org/educacion/3/Usrn/lentiscal/2-CD-Fiisca-TIC/2- 8Cuantica/OndaDeBroglie/OndaDeBroglie.htm http://www.youtube.com/watch?v=vjA15wZxJgI&feature=player_embedded • Principio de incertidumbre (Heisenberg en 1927) :
  • 8. “Es imposible conocer simultáneamente la posición y la cantidad de movimiento de una partícula” A partir de aquí la idea de órbita perfectamente definida se sustituye por la idea de orbital que sería la zona del espacio alrededor del núcleo atómico en donde existiría la máxima probabilidad de encontrar un electrón. El orbital, pues, no tiene límites perfectamente definidos. 13. Modelo mecánico-cuántico * Fue desarrollado durante la década de 1920, sobre todo por Schrödinger y Heisenberg. * Es un modelo de gran complejidad matemática, tanta que usándolo sólo se puede resolver con exactitud el átomo de hidrógeno. Para resolver átomos distintos al de hidrógeno se recurre a métodos aproximados. * Schrödinger (1926) propuso una ecuación de onda para el electrón del H, en cuyas soluciones (valores energéticos permitidos) aparecían precisamente los números cuánticos n, l y m. ∂ 2 Ψ ∂ 2 Ψ ∂ 2 Ψ 8·π 2 ·m + 2 + 2 + ( E − V )Ψ = 0 ∂x 2 ∂y ∂z h2 * El modelo de Bohr indicaba posición y velocidad de los electrones (incompatible con principio de incertidumbre
  • 9. de la mecánica cuántica). Ahora no se habla de órbitas, sino de orbitales. Un orbital es una región del espacio en la que la probabilidad de encontrar al electrón es máxima. Los orbitales atómicos tienen distintas formas geométricas. * El modelo atómico mecano-cuántico encaja muy bien con las observaciones experimentales. Diferencia entre órbita y orbital ( en orbitales atómicos----bases mecánica cuántica---ppio incertidumbre) http://www.educared.net/ProfesoresInnovadores/unidades/plantillas/Modelos.swf Resolución “aproximada” ecuación de Schrödinger http://es.wikipedia.org/wiki/Ecuaci%C3%B3n_de_Schr%C3%B6dinger http://www.astrocosmo.cl/anexos/e-scrodinger.htm http://www2.uah.es/edejesus/ampliaciones/EQEM/Resolucion_Schrodinger.htm Video materia según mecánica cuántica http://www.youtube.com/watch?v=PNPHQ_1U4fE Repaso conceptos http://www.iesaguilarycano.com/dpto/fyq/ma/ma8.html Orbitales atómicos. Según ya sabemos los electrones de un átomo se sitúan en orbitales, los cuales tienen capacidad para situar dos de ellos, según el siguiente esquema: • 1ª capa: 1 orb. “s” (2 e–) • 2ª capa: 1 orb. “s” (2 e–) + 3 orb. “p” (6 e–) • 3ª capa: 1 orb. “s” (2 e–) + 3 orb. “p” (6 e–) + 5 orb. “d” (10 e–) • 4ª capa: 1 orb. “s” (2 e–) + 3 orb. “p” (6 e–) + 5 orb. “d” (10 e–) + 7 orb. “f” (14 e–) Y así sucesivamente…
  • 10. Los orbitales atómicos tienen distintas formas; así, los orbitales “s” son esféricos; sin embargo el resto de los tipos de orbitales poseen direcciones concretas en el espacio; por ejemplo cada uno de los orbitales “p” se alinea sobre cada uno de los tres ejes de coordenadas. Una visión en tres dimensiones de los distintos orbitales atómicos puede verse en: Orbitales “p” Orbitales “d” http://www.gobiernodecanarias.org/educacion/3/Usrn/lentiscal/2-CD-Fiisca-TIC/2- 8Cuantica/Orbitales3D/Hydrogen%20Atom%20Orbital%20Viewer.htm http://www.textoscientificos.com/quimica/inorganica/orbitales-atomicos Forma de los orbitales atómicos. Significado físico de los números cuánticos n = 1, 2, 3, 4, … (nº de capa o nivel) l = 0, 1, 2, … (n - 1) (forma del orbital o subnivel)
  • 11. m = - l, … , 0, … +l (orientación orbital) s = - ½ , + ½ (espín, rotación del electrón )
  • 12. Ya conocemos la relación entre los orbitales atómicos y números cuánticos. Ahora hay que ubicar a los electrones en ellos, hacer su configuración electrónica siguiendo la regla de llenado de Moeller, que ayuda a recordar el orden de energía de los orbitales: CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA (Colocación de electrones en un diagrama de energía). Los electrones se van situando en los distintos orbitales siguiendo los siguientes principios: • Principio de mínima energía (aufbau): “Los electrones se colocan siguiendo el criterio de mínima energía, es decir, se rellenan primero los niveles con menor energía y no se rellenan niveles superiores hasta que no estén completos los niveles inferiores”. • Principio de máxima multiplicidad (regla de Hund): “Cuando un nivel electrónico tenga varios orbitales con la misma energía, los electrones se van colocando desapareados en ese nivel electrónico”. No se coloca un segundo electrón en uno de dichos orbitales hasta que todos los orbitales de dicho nivel isoenergético están semiocupados. • Una vez colocados se cumple el principio de exclusión de Pauli: “No puede haber dos electrones con los cuatro números cuánticos iguales”.
  • 13. En el llenado de orbitales se debe de cumplir el Principio de máxima multiplicidad de Hund, es decir, en un mismo subnivel los átomos no se aparean hasta que no haya un electrón por orbital. Primero se colocan uno en cada subnivel, con sus espines paralelos, y luego se van completando las “parejas”. • La última regla fundamental para la realización de configuraciones electrónicas es el Principio de exclusión de Pauli: no puede haber más de dos electrones en un mismo orbital, o, lo que es lo mismo, no puede haber dos electrones con los cuatro números cuánticos iguales. Diagrama de MOLLER ( orbitales atómicos---- configuraciones electrónicas) http://www.educared.net/ProfesoresInnovadores/unidades/plantillas/Modelos.swf
  • 14. Animación llenado orbitales Hotel cuántico http://web.educastur.princast.es/proyectos/fisquiweb/atomo/hotelcuantico.swf Relación tabla periódica y configuración electrónica http://www.mhe.es/bachillerato/fisica_quimica/844816962X/archivos/media/esp/unidad_1/configuraciones.swf http://www.educaplus.org/play-73-Configuración-electrónica.html http://www.iesalonsoquesada.org/inicio/fisica/departafyq/animaciones/celectro.swf