Evolución de la Teoría Atómica. Evolución de la Teoría Atómica. Evolución de la Teoría Atómica. Siglo V a.C. Demócrito Filósofo griego (460 – 370 a.C.) Fundador de la Escuela Atomista Demócrito sugiere, de manera intuitiva, la idea de que la materia es discontinua y está formada por corpúsculos indivisibles a los que llama Átomos. Los átomos, que permanecen en movimiento eterno, se distinguen por su forma y de esa manera se ensamblan sin fusionarse, de manera que pueden separarse por choques y volver a ensamblarse para formar otras sustancias. Evolución de la Teoría Atómica. Aristóteles Filósofo griego (384 – 322 a.C.) Siglo IV (a.C.): Aristóteles impone la idea de la continuidad de la materia en donde todo lugar del espacio está ocupado por materia y niega la posibilidad de la existencia del vacío. La materia es infinitamente divisible sin encontrar un límite para la división. Evolución de la Teoría Atómica. Siglo XIX: Los primeros pasos En 1803 Dalton influenciado por las ideas de Newton y Boyle comienza a estructurar su Teoría Atómica recogiendo los postulados de Lavoisier y Proust. En 1805 a 1808, la teoría se enriquece con los experimentos de Gay-Lussac. En 1811 se incorporan los conceptos de Avogadro sobre las moléculas. El gran salto del Siglo XIX: en 1834, Michael Faraday descubre la naturaleza eléctrica de la materia. En 1874 Stoney sugiere la existencia de unidades discretas de carga eléctrica llamadas electrones. Evolución de la Teoría Atómica. Los grandes avances del siglo XX: Las primeras décadas del siglo XX son fructíferas en ideas y experimentos que llevan a la formulación definitiva de lo que hoy conocemos como “Teoría Atómica moderna”. 1° Paso (1900): Thomson y el Tubo de rayos catódicos. Millikan y el experimento de la gota de aceite. 2° Paso (1911): Rutherford y el núcleo atómico. Chadwick y el neutrón. Planck y la teoría cuántica. Bohr y las órbitas atómicas. 3° Paso (1925): de Broglie y la dualidad onda-partícula. Heisenberg y el principio de incertidumbre. Schrödinger y las ecuaciones de probabilidad. Pauli y el principio de exclusión. El modelo actual: Las partículas fundamentales del átomo moderno. El número atómico y el número másico. El espacio extra nuclear. Los Números cuánticos. La configuración electrónica. Faraday. Michael Faraday Físico inglés (1791-1867) “Estoy convencido de que la fuerza que gobierna la electro descomposición y las atracciones químicas ordinarias es la misma”. Describe los procesos de electrólisis con leyes semejantes a las de las combinaciones químicas. Presentía la relación entre electricidad y enlace químico. No comprendió las implicancias de su trabajo. Thomson. Joseph John Thomson Físico inglés (1856–1940) Premio Nobel de Física 1906 El Aparato de Thomson y el Electrón El modelo de Thomson. Descubrió que los rayos catódicos, son haces de partículas de carga negativa muchos menores que los átomos a las que llamó electrones. Determina la relación entre la carga y la masa (c/m) del electrón mediante dos métodos distintos: por el estudio de los Tubos de Rayos Catódicos y por la aplicación del llamado Aparato de Thomson . Llega a la conclusión aproximada para c/m de 1.1011 Ckg –1 (en la actualidad se tiene el valor 1,7588.1011 Ckg-1). El tubo de rayos catódicos. Ampliar: Thomson y los tubos de rayos catódicos. Profundizar: The Discovery of the Electron El descubrimiento del electrón y el primer estudio detallado sobre su comportamiento fueron posibles gracias a la invención del tubo de rayos catódicos en donde dos electrodos se sellaban en un tubo de vidrio que contenía un gas a muy baja presión. Cuando se aplica un alto voltaje, la corriente fluye y se emiten rayos del cátodo (electrodo negativo) que viajan en línea recta hacia el ánodo (electrodo positivo) y producen un resplandor en la pared opuesta al cátodo. Los rayos viajan del cátodo al ánodo, de lo que se deduce que deben estar cargados negativamente (son atraídos por una placa con carga positiva). Aparato de Thomson Tubo de rayos catódicos con un campo eléctrico perpendicular a la dirección de los rayos catódicos y a un campo magnético externo. Los símbolos N y S, identifican los polos norte y sur de un imán. Los rayos catódicos incidirán en el extremo del tubo: 1) en el punto A, en presencia de un campo magnético, 2) en C, en presencia de un campo eléctrico, y 3) en B, cuando no hay campos externos presentes, ó cuando los efectos de ambos campos se anulan mutuamente. Thomson y el tubo de rayos catódicos. J.J. Thomson realizó varios experimentos con tubos de rayos catódicos, estos contienen un cátodo que al calentarse genera un haz de luz. Descubrió que los rayos no eran como la luz ordinaria: podían ser desviados por campos eléctricos ó magnéticos. Determinó que éstos rayos podían estar hechos de muchas partículas pequeñas, y estudiando la forma en que se desviaban pudo determinar que éstas partículas estaban cargadas negativamente y las llamó electrones. No importaba con que gas estuviera lleno el tubo, o de qué metal estuvieran hechos los electrodos. Siempre obtenía los mismos rayos o partículas. A causa de esto concluyó que éstas pequeñas partículas debían ser parte de toda materia. Se dio cuenta de que si había partículas negativas en los átomos, entonces debía haber también partículas positivas, para equilibrarlos, porque la mayor parte de la materia es neutral. Las partículas positivas se descubrieron con los rayos canales y se denominan protones. Modelo de Thomson Al modelo atómico de Thomson algunas veces se lo llama “budín de pasas”. Los electrones se encuentran embebidos en una esfera uniforme cargada positivamente. Millikan. Robert A. Millikan Norteamericano (1868-1953) Premio Nobel de Física 1923 El Experimento de la gota de aceite. Descubre que la electricidad está formada por partículas. Determina que las cargas eléctricas son múltiplos de una unidad elemental definida cuyo valor es 1,6 x 10 -19 C. Experimento de la gota de aceite. Millikan descubrió que la carga eléctrica siempre era un múltiplo de 1,6 10-19 C. Profundizar:http://www.edu.aytolacoruna. es/aula/fisica/teoria/apuntes/millikan.rtf Se dejan caer gotas esféricas de aceite del atomizador a la cámara de observación, donde se cargan eléctricamente y se observa al microscopio su respuesta a un campo eléctrico . Si el campo eléctrico es cero la gota está sometida solamente a la fuerza de la gravedad y cae con velocidad constante. Si la gota tiene carga y se somete a un campo eléctrico, actúa sobre ella una fuerza eléctrica ascendente que frena a la gota. La disminución de la velocidad depende de la carga eléctrica en la gota. Rutherford. Ernest Rutherford Físico angloneozelandés 1871 -1937) Premio Nobel de Química 1908 La Dispersión de los Rayos α. En 1911, descubrió que el átomo no es una partícula sólida, sino que tiene un centro masivo ó núcleo muy pequeño, cuyo tamaño oscila en los 10-12 cm. Este núcleo está rodeado de electrones en un radio aproximado de 10-8 cm. En 1914 descubrió el protón, una partícula de carga positiva en el núcleo. En 1917 llevó a cabo la primera reacción nuclear al transformar núcleos de nitrógeno en núcleos de oxígeno. Bautizó los tres tipos de radiactividad como rayos alfa, beta y gamma. Dispersión de rayos a . Los rayos alfa, son partículas cargadas positivamente, que inciden sobre una lámina de oro y se revelan sobre una lámina de sulfuro de zinc. La mayoría de las partículas, atraviesan la lámina sin desviarse, y unas cuantas partículas se desvían en ángulos grandes incluso hasta 180°. Para desviar a una partícula alfa, el átomo debe tener un lugar de enorme fuerza eléctrica (núcleo), las partículas que no se desvían atraviesan un espacio vacío del átomo. De esto puede concluirse que los electrones se encuentran alejados del núcleo en un espacio extranuclear. Planck. Max Karl Ernst Ludwig Planck Físico Alemán 1858-1947 Premio Nobel de Física 1918 La cuantización de la energía y la teoría cuántica Los átomos y moléculas emiten energía únicamente en números enteros múltiplos de ciertas cantidades bien definidas, a las que denominó “cuantos”. Con esto se dio origen a la Teoría Cuántica, que habría de revolucionar la Física. Bohr. Niels Bohr Físico danés (1885-1962) Premio Nobel de Física 1922 El espectrógrafo y el modelo de Bohr. Los postulados de Bohr. Aplicó al átomo la teoría cuántica lanzada por el físico alemán Max Planck. En 1913 combinó la teoría de Planck con las ideas de Rutherford sobre la estructura del átomo y demostró que los electrones se mueven alrededor del núcleo en diferentes órbitas. La teoría de Bohr tuvo un gran éxito pero solo duró 12 años pues tenía limitaciones. Modelo de Bohr. En azul, el núcleo del átomo; en verde los electrones que giran en órbitas en la zona periférica marcadas en gris. Los tamaños no guardan escala. Bohr supuso que el átomo de hidrógeno constaba de un protón central alrededor del cual se movía un electrón en órbitas circulares. Relacionó la fuerza de atracción del protón y del electrón con la fuerza centrífuga debida al movimiento circular del electrón. El análisis de la estructura atómica era puramente de la física clásica, hasta que Bohr introduce la teoría cuántica en su modelo. Los cuatro postulados de Bohr En un átomo, el electrón solo tiene permitido ciertos estados definidos y estacionarios con energías fijas y definidas (Niveles energéticos). Cuando el electrón de un átomo está en uno de esos estados no irradia energía, pero si pasa de un estado de mayor energía a otro de menor energía, emite un cuanto cuyo valor energético (E = h n), es igual a la diferencia existente entre los dos estados. Ambos son correctos. La teoría cuántica aún los conserva. En cualquiera de estos estados, el electrón se mueve siguiendo una órbita circular alrededor del núcleo. Los estados de movimiento electrónico permitidos son aquellos en los cuales el momento angular del electrón está cuantizado en múltiplos enteros de h/2p Absolutamente incorrecto. Es parcialmente correcto. El momento angular es fijo pero no exactamente como propuso Bohr. Limitaciones de la Teoría de Bohr. Sólo sirve para átomos que poseen un solo electrón, y no para los átomos multielectrónicos. No explica la tabla periódica. No explica las propiedades de los electrones, aplicando la mecánica clásica. La distancia r del electrón al núcleo es proporcional a 2n/Z, en donde n es un número entero positivo distinto de 0 y Z el número atómico. En los átomos multielectrónicos no se pueden explicar los espectros obtenidos, en ellos se observan una serie de líneas de emisión que se denominan: s: nítida o definida (sharp) p: principal (principal) d: difusa (diffuse) f : fina (fine) Chadwick. James Chadwick Físico Inglés (1891-1974) Premio Novel de Física 1935 El neutrón y los nucleones En 1932, Chadwick descubrió el neutrón, una partícula presente en el núcleo atómico sin carga eléctrica pero con masa semejante al protón. A ambas partículas se las conoce como “nucleones” y son las responsables de la masa del átomo El descubrimiento del neutrón dio paso a la fisión nuclear y con ello a la bomba atómica y a la generación de energía eléctrica en centrales nucleares. de Broglie. Prince Louis-Victor Pierre Raymond de Broglie Físico francés (1892-1987) Premio Nobel de Física 1929 La Dualidad onda-partícula. Propone que todas las partículas también tienen propiedades de ondas. Cuanto más grande es su masa menor es su longitud de onda, por lo que si la masa es muy grande, no podemos medir su longitud de onda, pues no hay aparatos de gran sensibilidad. Actualmente se sostiene que, independientemente de lo que estén hechos, los electrones y los fotones (luz), tienen comportamiento dual. A veces son partículas y a veces ondas. Heisenberg. Werner Karl Heisenberg Físico Alemán (1901-1976) Premio Nobel de Física 1932 El Principio de incertidumbre Para describir una trayectoria necesitamos la posición y velocidad de la partícula. Esto no es posible realizarlo con un electrón debido a la imposibilidad de “verlo”, pues para ello tenemos que iluminarlo y la luz (fotón) transmite la energía al electrón cambiando su velocidad. El error cometido podría ser tan grande como el valor de la velocidad de la luz. Presenta las ecuaciones de la mecánica cuántica en forma matricial. Schrödinger. 1926. Erwin Schrödinger Físico Austríaco (1887-1961) Premio Nobel de Física 1933 Las ecuaciones de la mecánica cuántica H yi = Ei yi . H : Operador Hamiltoniano; yi: Ecuación de onda Ei : Energías permitidas Presenta las ecuaciones de la mecánica cuántica como ecuaciones diferenciales de segundo orden en donde el valor absoluto elevado al cuadrado de yi, es la expresión matemática que representa la probabilidad de encontrar una partícula, por lo que con éstas ecuaciones no existen trayectorias u órbitas. Aplicando la ecuación de Schrödinger al átomo de hidrógeno, lo describe perfectamente y los números cuánticos supuestos por Bohr surgen como una consecuencia matemática directa. Las partículas fundamentales del átomo moderno. Nombre de la partícula Símbolo Ubicación Protón H+ nuclear +1,6 x 10-19 1,67 x 10-24 Electrón e- extranuclear - 1,6 x 10-19 9,1 x 10 -28 n° nuclear sin carga 1,67 x 10-24 Neutrón Carga Eléctrica (C) Masa (Kg) Actualmente se describen más de veinte partículas subatómicas, sin embargo las características principales del átomo están dadas por tres partículas fundamentales: protón, neutrón y electrón. De acuerdo a la cantidad de cada una de éstas partículas se describen los números característicos de un átomo: Z y A. Según como varían de un átomo a otro estos números se distinguen distintos “tipos de átomos”, tales como los núclidos, isótopos, isóbaros, isótonos y también los iones. El número atómico y el número másico. Simbología. Si designamos por “X” a un elemento químico cualquiera: A la cantidad total de protones (H+) más neutrones (n°) presentes en un núcleo atómico se denomina número másico y se designa por la letra "A". A = H+ + n° z x A En el átomo de un elemento tenemos la misma cantidad de protones (H+) y de electrones (e-) en condiciones elementales. Esta cantidad recibe el nombre de número atómico, y se designa por la letra "Z". Z = H+ Tomemos por ejemplo al calcio: 40 Ca 20 Clasificación de los átomos según Z y A. Dos átomos que se confrontan según Z y A, se pueden clasificar en: Núclidos: igual Z, 12 y 6C 6C 12 y 6C 6C 14 y 14 7N igual A. Ej.: 6C Isótopos: igual Z, distinto A. Isóbaros: distinto Z, igual A. Ej.: Ej.: Isótonos: distinto Z, distinto A. (igual n°) Ej.: 12Mg 24 y 12 14 *(Ar) 23 11Na Cuando en un átomo se modifica Z, se cambia el lugar en la tabla periódica. Cuando en un átomo se modifica el número de neutrones, aparecen los isótopos. Cuando en un átomo se modifica el número de electrones aparecen los iones. El núcleo atómico Maria Sklodowska-Curie (Marie Curie) Química y Física Polaca (1867-1934) Premio Nobel de Física 1903 Premio Nobel de Química 1911 Los átomos radiactivos En el núcleo residen todas las partículas subatómicas, con excepción del electrón. Las partículas más importantes son los nucleones: protón y neutrón. Mientras que las propiedades químicas residen en los electrones, especialmente los del último nivel, la actividad nuclear es propia de los átomos inestables. En estos átomos se produce la emisión de rayos nucleares que tienden a llevar al átomo a estabilizarlo, estas emisiones se conocen como radioactividad La radiactividad La radiación puede ser de tres clases diferentes, conocidas como partículas a, desintegraciones b y radiación g. Las radiaciones cumplen con las leyes de desintegración radiactiva, descritas por Frederick Soddy y Kasimir Fajans. Las partículas alfa (núcleos de helio) se detienen al interponer una hoja de papel. Las partículas beta (electrones y positrones) no pueden atravesar una capa de aluminio. Sin embargo, los rayos gamma (fotones de alta energía) necesitan una barrera mucho más gruesa, y los más energéticos pueden atravesar el plomo Emisión alfa Ej.: 92U 235 231 90Th +a+E Cuando un átomo radiactivo emite una partícula alfa, la masa del átomo (A) resultante disminuye en 4 unidades y el número atómico (Z) en 2 Son flujos de partículas cargadas positivamente compuestas por dos neutrones y dos protones (núcleos de helio). Son desviadas por campos eléctricos y magnéticos. Son poco penetrantes, aunque muy ionizantes. Son muy energéticas. En el proceso se desprende mucha energía, que se convierte en la energía cinética de la partícula alfa, por lo que estas partículas salen con velocidades muy altas. Desintegraciones b Ej.: (nº p+ + b-) 92U (p+ nº + b+) 7N (p+ + e- nº) 235 235 93Np 14 6C 59 28Ni 14 + b- + b+ 59 27Co Cuando un átomo radiactivo emite una partícula beta, el número atómico (Z) aumenta o disminuye en una unidad y la masa atómica (A) se mantiene constante. Son flujos de electrones (beta negativas) o positrones (beta positivas) resultantes de la desintegración de los neutrones o protones del núcleo cuando éste se encuentra en un estado excitado. Es desviada por campos magnéticos. Es más penetrante, aunque su poder de ionización no es tan elevado como el de las partículas alfa. Existen tres tipos de radiación beta: la radiación beta-, que consiste en la emisión espontánea de electrones por parte de los núcleos; la radiación beta+, en la que un protón del núcleo se desintegra y da lugar a un neutrón, a un positrón o partícula Beta+ y un neutrino, y por último la captura electrónica. Radiación Gamma Cuando un núcleo excitado emite radiación gamma, no varía ni su masa ni su número atómico: sólo pierde una cantidad de energía hν (donde "h" es la constante de Planck y "ν" es la frecuencia de la radiación emitida). Se trata de ondas electromagnéticas de longitud de onda corta. Es el tipo más penetrante de radiación y se necesitan capas muy gruesas de plomo u hormigón para detenerlas.. En este tipo de radiación el núcleo no pierde su identidad, sino que se desprende de la energía que le sobra para pasar a otro estado de energía más baja emitiendo los rayos gamma, o sea fotones muy energéticos. Este tipo de emisión acompaña a las radiaciones alfa y beta. Por ser tan penetrante y tan energética, éste es el tipo más peligroso de radiación. Los rayos X Los rayos X son una radiación electromagnética de la misma naturaleza que las ondas de radio, las ondas de microondas, los rayos infrarrojos, la luz visible, los rayos ultravioleta y los rayos gamma. La diferencia fundamental con los rayos gamma es su origen: los rayos gamma son radiaciones de origen nuclear para pasar a un estado menos excitado, mientras que los rayos X surgen de fenómenos extra nucleares, en el plano del nivel energético, fundamentalmente producidos por desaceleración de electrones. La energía de los rayos X en general se encuentra entre la radiación ultravioleta y los rayos gamma producidos naturalmente. Los rayos X son una radiación ionizante porque al interactuar con la materia produce la ionización de los átomos de la misma, es decir, origina partículas con carga (iones). El espacio extranuclear El espacio extranuclear y los electrones Los electrones periféricos y las propiedades químicas Niveles energéticos R representa el radio del nivel energético según el modelo de Bohr. R1: nivel K R2: nivel L R3: nivel M , etc. El color es el que corresponde a la frecuencia de emisión de un fotón al caer el electrón a un nivel energético inferior. El espacio extranuclear tiene una primera gran división según la energía creciente a medida que nos alejamos del núcleo y son los niveles energéticos. Se conocen siete niveles energéticos que están representados en orden creciente de energía por las letras: K, L, M, N, O, P y Q. Subniveles. Los niveles energéticos están divididos en zonas más pequeñas conocidas como subniveles. Los subniveles conocidos se representan con las letras: s, p, d, f El nivel K, solo tiene el subnivel s, El nivel L tiene subniveles s y p, El nivel M tiene los subniveles s, p y d, El nivel N tiene los subniveles s, p, d y f, El resto de los niveles son como el N Orbitales. Los subniveles energéticos se dividen a su vez en orbitales que son regiones con capacidad para dos electrones como máximo. El subnivel s, sólo tiene un orbital; El subnivel p tiene tres orbitales; El subnivel d tiene cinco orbitales El subnivel f, siete orbitales. Como cada orbital tiene capacidad para dos electrones, se concluye que los subniveles s, p, d y f, pueden contener 2, 6, 10 y 14 electrones respectivamente. Se representan a los orbitales con las casillas de Pauli. El espacio extranuclear. El espacio extranuclear está ocupado solamente en zonas de energía permitidas Subniveles Orbitales K s 1 2 L s 1 2 p 3 6 S 1 2 p 3 6 d 5 10 s 1 2 p 3 6 d 5 10 f 7 14 Ídem N Ídem N M N O P Q Casillas de Pauli N° de e- Niveles 7Ídem N Ídem N Pauli. Wolfgang Pauli Físico Austríaco (1900-1958) Premio Nobel de Física 1945 El principio de exclusión y las casillas cuánticas. W. Pauli estableció que en un átomo, no hay dos electrones que tengan los cuatro números cuánticos iguales. Si dos electrones presentan tres números cuánticos iguales, necesariamente deben diferir en el cuarto, pues de otra manera significaría que ocupan el mismo lugar con la misma rotación. Ideó un sistema para representar los orbitales que se llama “casillas de Pauli”. Configuración electrónica. La distribución electrónica más estable y por lo tanto más probable en un átomo, se denomina configuración. El orden de llenado de los orbitales es por energía creciente y se sigue el esquema de la figura. Cuando un subnivel presenta más de un orbital se sigue la regla de Hund. Cada electrón puede ser representado mediante números cuánticos según lo establece el principio de exclusión de Pauli. El orden de llenado se respeta tal como se muestra en la configuración electrónica de los átomos gaseosos. > 1s2 > 2s2 2p6 Diagrama de la > escalera > 3s2 3p6 > > 4s2 3d10 4p6 > > 5s2 4d10 5p6 > > 6s2 4f14 5d10 6p6 > > 7s2 4f14 6d3 Hund Friedrich Hund Físico Alemán (1896-1997) 1943 Medalla Max Planck de Física de Oro de la Sociedad Alemana La Regla de máxima multiplicidad Hund estableció que en un mismo subnivel, no puede haber un orbital lleno si existe un orbital vacío. Este postulado tiene el carácter de regla, pues presenta excepciones tal como el caso del carbono y su “promoción electrónica”. La aplicación de esta regla queda evidenciada en el llenado de las “casillas de Pauli”. Regla de Hund. Orbital vacío Cuando en un subnivel existe más de un orbital los electrones se ubican de manera de conformar orbitales desapareados. Una vez que todos los orbitales están en estado desapareado, recién se ubicarán los electrones para aparear dichos orbitales. Orbital desapareado Orbital apareado En un subnivel de más de un orbital no puede existir un orbital lleno (apareado), si existen aún orbitales vacíos. El espacio extranuclear y los números cuánticos Se puede describir el espacio extranuclear mediante el uso de cuatro números cuánticos que surgen de las ecuaciones de Schrödinger. Existen tres números cuánticos orbitales y uno relacionado al movimiento de rotación del electrón. Los números cuánticos se denominan: Principal, Secundario, Magnético y Spin. La tetrada de números cuánticos indica la “dirección” o ubicación del electrón en la zona extranuclear de un átomo Número Cuántico Principal El número cuántico Principal se representa con la letra n Representa el nivel energético que ocupa el electrón. Nivel Energético Número Cuántico n K 1 L 2 M 3 N 4 O, P, Q…. 5,6,7… Puede ser cualquier número entero positivo. n = 1,2,3,4…… Número Cuántico Secundario. El número cuántico secundario también llamado azimutal, se representa con la letra l Representa al subnivel energético es decir la forma de la región del espacio que ocupa un electrón. Los valores que adopta l, van desde 0 hasta (n – 1) incluído. donde n es el número cuántico principal. Número Cuántico n Subnivel Número Cuántico l 1 s 0 2 s p 0 1 3 s p d 0 1 2 4 s p d f 0 1 2 3 5,6,7 Igual al anterior Igual al anterior 0 > l > (n – 1) Número Cuántico Magnético. El número cuántico magnético se designa con la letra m Número Cuántico n Número Cuántico l Orbital (formas de Pauli) y sus números cuánticos l=0 Representa al orbital dando su orientación espacial. 1 0 0 l=1 Puede adoptar cualquier valor entero desde – l hasta + l, ambos inclusive, pasando por 0 donde l es el número cuántico secundario. (-l) > m > (+l) 2 3 4 5,6,7 0 1 0 1 2 0 1 2 3 Idem -1 0 +1 l=2 -2 -1 0 +1 +2 l=3 -3 -2 -1 0 +1 +2 +3 Orbitales s. Orbitales p. Orbitales d. Orbitales f. Número Cuántico de Spin. Los números cuánticos del Spin, se representan con la letra s, se refieren al espin de un electrón (rotación), y a la orientación del campo magnético producido por éste espin. Los valores que adopta éste número cuántico son: + ½; - ½. En una casilla de Pauli adoptaremos arbitrariamente el valor positivo para el electrón superior y el valor negativo para el inferior. +½ - ½. Configuración electrónica de átomos gaseosos (hoja 1) Configuración electrónica de átomos gaseosos (hoja 2) Bibliografía. Libros de Textos: Masterton W. L. – Slowinski E. J. – Stanitski C. L. - 1989 – QUÍMICA GENERAL SUPERIOR – 6º Edición – México - Mc Graw Hill. Whitten K. W. – Davis R. E. – Peck M. L. – 1989 - QUÍMICA GENERAL – 5º Edición – México – Mc Graw Hill. Chang Raymond – 1991 - QUÍMICA – 4º Edición – México - Mc Graw Hill. Mahan B. M. – Myers R. J. – 1990 - QUÍMICA Curso Universitario – 4º Edición – EE UU – Addison Wesley Iberoamericana. Bibliografía. Sitios de Internet: 1. American Institute of Phisics. (2004). Discovery of the Electron. [Documento www]. http://www.aip.org/history/electron/. (Enero/2004) 2. Ayuntamiento de la Coruña, Aula virtual. (Diciembre 27, 2003).Experimento de Millikan de la Gota de Aceite.[Documento Word]. http://www.edu.aytolacoruna.es/aula/fisica/teoria/apuntes/millikan.rtf. (Enero/2004) 3. Nobel e-Museum.(Last modified December 18, 2003). Biografía de J.J. Thompson. http://www.nobel.se/physics/laureates/1906/thomson-bio.html. (Diciembre/2003) 4. Nobel e-Museum.(Last modified December 18, 2003). Biografía de R.A. Millikan. http://www.nobel.se/physics/laureates/1923/millikan-bio.html. (Diciembre/2003) 5. Nobel e-Museum.(Last modified December 18, 2003). Biografía de E. Rutherford. http://www.nobel.se/chemistry/laureates/1908/rutherford-bio.html. (Diciembre/2003) 6. Nobel e-Museum.(Last modified December 18, 2003). Biografía de J. Chadwick. http://www.nobel.se/physics/laureates/1935/chadwick-bio.html. (Diciembre/2003) 7. Nobel e-Museum.(Last modified December 18, 2003). Biografía de M. Plank. http://www.nobel.se/physics/laureates/1918/planck-bio.html. (Diciembre/2003) 8. Nobel e-Museum.(Last modified December 18, 2003). Biografía de N. Bohr. http://www.nobel.se/physics/laureates/1922/bohr-bio.html. (Diciembre/2003) 9. Nobel e-Museum.(Last modified December 18, 2003). Biografía de L. De Broglie. http://www.nobel.se/physics/laureates/1929/broglie-bio.html. (Diciembre/2003) 10. Nobel e-Museum.(Last modified December 18, 2003). Biografía de W. Heisemberg. http://www.nobel.se/physics/laureates/1932/heisenberg-bio.html. (Diciembre/2003) 11. Nobel e-Museum.(Last modified December 18, 2003). Biografía de E. Schrödinger. http://www.nobel.se/physics/laureates/1933/schrodinger-bio.html. (Diciembre/2003) 12. Nobel e-Museum.(Last modified December 18, 2003). Biografía de W. Pauli. http://www.nobel.se/physics/laureates/1945/pauli-bio.html. (Diciembre/2003) 13. http://ocw.uc3m.es/ciencia-e-oin/quimica-de-los-materiales/ciencia-e-oin/quimica-de-losmateriales/Material%20de%20clase/tema2.htm
