Teoría Cuántica y Estructura Atómica

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Teoría Cuántica y Estructura Atómica Fernando Ramos Albarrán ° ° Departamento de Ingeniería Eléctrica ° Instituto Tecnológico de Morelia

 Resumen—El siguiente artículo explica a través de una serie de teorías como se logra definir la estructura actual del átomo. A partir de que Planck determina que la energía esta cuantizada y que luz posee partículas llamadas fotones, da paso a experimentos como el efecto fotoeléctrico y la emisión de espectros, por medio de los cuales se concluyen las primeras teorías de la estructura del átomo, con Bohr y Sommerfeld. Posteriormente De Broglie concluye que no solo la luz, sino también la materia esta cuantizada y se logran avances importantes en la estructura del átomo, según Schrödinger los electrones se encuentran en posiciones aleatorias dentro de orbitales elípticos llamados subniveles definidos por los números cuánticos, se logra entonces establecer configuraciones electrónicas de los elementos regidos por reglas expuestas por Aufbau, Pauli y Hund, esto permitió comprender a los elementos químicos y sus compuestos, por consecuente aplicar todas las teorías establecidas. Palabras clave— Teoría, postulado, orbitales, número cuántico, número atómico, modelo atómico, fotón, espectro, electrón, configuración electrónica.

I. INTRODUCCIÓN

E

l universo en el que vivimos posee cuerpos que abarcan espacios de volúmenes desde lo inimaginablemente pequeños hasta lo más gigantesco, tal como el tamaño de enormes galaxias hasta lo más diminuto como una molécula o una célula. Podemos definir entonces a la materia como todo aquello que ocupa un lugar en el espacio, todo el universo es materia y está a la vez formada por diminutas partículas llamadas átomos, por lo tanto el átomo es la representación más pequeña de la materia ya que no se puede dividir, salvo de condiciones muy especiales. Análogamente, un átomo es la muestra más pequeña de un elemento y conocerla permite clasificar a los elementos dentro de la tabla periódica.

por lo tanto un átomo también es la muestra más pequeña de un elemento. Al unir dos elementos; es decir, átomos de diferente especie obtendremos un compuesto y al unir dos compuestos; es decir, átomos de más de dos especies obtendremos una mezcla. Al estar haciendo todo este tipo de reacciones químicas podemos comprobar la ley de conservación de la materia enunciada por Lavoisier: En toda versión química no hay pérdida, no hay ganancia, únicamente transformación; es decir, “La materia no se crea ni se destruye, solamente se transforma”. Por ejemplo, si mezclamos 50gr. De un compuesto “A” con 30gr. De un compuesto “B”, la mezcla obtenida tendrá que tener una masa de 80gr.

Para esto es necesario analizar las partículas del átomo con el fin de entender primeramente a los elementos de la tabla periódica. A. Protón, Neutrón y Electrón. El átomo está constituido por dos partes, la primera es el núcleo que es donde se encuentran los protones de carga eléctrica positiva (p+) y los neutrones de carga nula o neutra (n±) ambos son conocidos como nucleones por su localización en el átomo. La segunda parte del átomo es la corteza o superficie ahí se localiza el electrón de carga eléctrica negativa (ē). El protón, neutrón y electrón son las partículas fundamentales del átomo, debido a que de acuerdo a la cantidad de estas, el átomo se puede clasificar como un elemento dentro de la tabla periódica, ya sea metal, no metal, metaloide, halógeno, gas noble, etc. Pueden presentarse casos especiales de los elementos, como son los isotopos.

II. EL ÁTOMO Y CONSTITUCIÓN DE SUS PARTÍCULAS SUBATÓMICAS

El átomo es la partícula más pequeña de la materia, que no se puede dividir en otras partículas más simples. Cuando tenemos átomos de la misma especie obtenemos un elemento, La publicación del presente artículo se debió tanto al apoyo económico de mi Hermano Dante Antonio Ramos Albarrán, como de mi padrastro Armando Tapia Delgadillo, agradezco también a mi madre Francisca Albarrán Benavides, por quienes estoy presente estudiando en el Instituto Tecnológico de Morelia, y quienes costearon el pago del equipo para realizar dicho artículo. Agradezco también por el apoyo bibliográfico al Centro de Información del Instituto Tecnológico de Morelia y a mi profesora QFB. Gabriela Valadez Barbosa del Conalep Zamora.

Fig. 1. Estructura de un átomo, observamos que en el núcleo se encuentran los protones (+) y neutrones (±), mientras en la corteza se encuentran los electrones (-). En este caso es un isotopo que forma el carbón denominado carbono 13.

2 B. Número Atómico. El número atómico de un elemento indica la cantidad de electrones que tiene uno de sus átomos y corresponde a la misma cantidad de protones cuando el átomo tiene carga neutra; es decir, cuando se encuentra en su estado puro y no forma iones. El número atómico se representa con la letra “Z” como subíndice a la izquierda del elemento, Z = ē = p±. Ejemplo: 17Cl, por lo tanto el Cloro tiene 17ē y 17p±. C. Número de Masa. El número de masa de un elemento indica la cantidad de nucleones de uno de sus átomos; es decir, indica la cantidad de los protones más la cantidad de neutrones. Se representa mediante la letra “A” como superíndice del lado izquierdo. Muchas veces se confunde el número de masa con la masa atómica o peso atómico, cabe aclarar que son dos conceptos totalmente diferentes, ya que el número de masa indica el número de nucleones mientras que la masa o peso atómico indica el peso del átomo. Numéricamente son iguales ya que el electrón se considera de peso nulo por ser muy pequeño su valor, por lo cual sólo quedaría el peso del protón y el del neutrón que básicamente corresponde al número de masa. Para determinar el número de neutrones que posee un átomo tenemos que A= (p+) + (n±) y Z= p±, por lo cual si restamos el número atómico “Z” al número de masa “A” nos va a dar el número de neutrones. A- Z= n±. Ejemplo:

(

)

(

(

)(

)

(

)(

)

)(

Masa atómica (UMA) 1.005697 u 1.005697 u 5.446x10-4 u

De aquí concluimos que el número atómico y el número de masa se usan para determinar cantidades de y al multiplicarlos por su respectivo peso y sumarlos obtenemos el peso o masa atómica. Por ejemplo: obtenemos que el

)(

) ) )

TABLA II PROPIEDADES DE ALGUNOS ELEMENTOS QUÍMICOS

Elemento Símbolo Z A p+ Hidrógeno H 1 1 1 Litio Li 3 7 3 Oxígeno O 8 16 8 Fósforo P 15 31 15

ē 1 3 8 15

n± 0 4 8 16

Masa Atómica 1.0079 u 6.941 u 15.999 u 30.973 u

E. Isótopos. Son elementos con el mismo número atómico pero con diferente número de masa; es decir, varía la cantidad de neutrones. Su nomenclatura es el nombre del elemento seguido de un guión y el número de masa del isótopo, algunos tienen nombres especiales. Muchos de ellos son radioactivos y son empleados para diferentes fines, por ejemplo el Carbono14 es usado en la antropología para datar a restos arqueológicos. Ejemplos:

p+ n±

n±

)

)( )(

Lo cual nos da un peso atómico de 14.0834u que básicamente es igual al número de masa.

p+

TABLA I PROPIEDADES DE LAS PARTÍCULAS FUNDAMENTALES DEL ÁTOMO

Partícula Símbolo Carga Localización Protón p+ positiva Núcleo Neutrón n± neutra Núcleo Electrón ē negativa Corteza

( ( (

)

D. Masa Atómica o Peso Atómico. Se expresa en “UMA” que quiere decir, Unidad de Masa Atómica, nos indica el peso del átomo. De la relación de 1UMA es igual a 1.66053886x10-27 Kg. obtenemos los pesos del protón, neutrón y electrón:

(

Nitrógeno tiene 7 ,7 y7 luego los multiplicamos por el peso atómico de cada partícula

Hidrógeno 1 1 0

Deuterio 1 1 1

Carbono-12 6 6 6

Carbono-13 6 6 7

Tritio 1 1 2

Carbono-14 6 6 8

F. Iones. Se le denomina ión a los átomos eléctricamente neutros que ganan o pierden electrones al generar compuestos, si un átomo gana electrones este será mayor al número de protones por lo cual queda cargado eléctricamente negativo y se le denomina anión; en cambio, si el átomo pierde electrones el número de protones será mayor al de electrones por lo cual queda cargado eléctricamente positivo y se le denomina catión. La carga de un ión es igual al número de protones menos el número de electrones. Ejemplo: Es un ión de Oxígeno con carga 2tiene 8 ,8 , entonces para que tenga carga 2- a sus 8 , le tenemos que restar 10 Por lo tanto tiene 10 . Concluimos que el 2- indica que ganó 2 , mientras tanto suponiendo si tuviera 2+, habría perdido 2 y sería un catión con 6 .

3 III. BASE EXPERIMENTAL DE LA TEORÍA CUÁNTICA A. Radiación del Cuerpo Negro. Un cuerpo negro es un cuerpo hipotético el cual es un perfecto receptor y emisor de cualquier energía que llega hacia él. Mientras se encuentre a mayor temperatura emitirá la máxima energía. Como dicho cuerpo es perfecto quiere decir que emitirá en todas las frecuencias de onda pero también absorberá todas. B. Teoría de Planck. Una onda es una vibración que transmite energía a través del espacio, y se clasifica de acuerdo a su amplitud, longitud, frecuencia y velocidad. Su amplitud es la distancia que existe entre el eje horizontal a cualquiera de sus dos extremos, a sea una cresta o un valle. La longitud de onda ( ) es la distancia que existe entre dos puntos iguales de la onda, por ejemplo la distancia entre dos crestas que es igual a un ciclo; en cambio, la frecuencia ( ) es la cantidad de ciclos que se presentan en un intervalo de tiempo; por ejemplo, un segundo, deduciendo el sistema de unidades con el que se presentan la longitud de onda y la frecuencia, obtenemos la velocidad ( ) de la onda al multiplicarlas, ya que la distancia por el tiempo es velocidad. (1)

Fig. 2. Características de una onda, la frecuencia es inversamente proporcional a la longitud de onda; es decir, mientras sea más grande la frecuencia, la longitud de onda va tender a disminuir. La frecuencia se expresa por lo regular en Hertzios (Hz).

sobre ella en su totalidad, tal como el cuerpo negro, sino que lo hace pero en porciones pequeñas.

Fig. 3. Espectro electromagnético, dentro de él se encuentra el espectro visible, el cual es el único rango de energía que puede detectar el ojo humano. Además el espectro electromagnético se encuentra formado por espectros como lo son las ondas de radio, TV, microondas, rayos X, etc.

C. Efecto Fotoeléctrico. A partir de teoría expuesta por Planck, En 1905, Albert Einstein da a conocer su teoría del “Efecto Fotoeléctrico” en la cual describe que un rayo de luz debe estar cargado de fotones y al chocar sobre una superficie metálica desprenderá a los electrones unidos entre sí del metal, sólo si el rayo de luz contiene fotones con la energía suficiente para desprender un electrón. A partir de la ecuación (2) podemos definir que la energía que ocupa un fotón para desprender a un electrón debe ser la misma que mantiene a los electrones unidos entre sí, y si esta energía es mayor generara en el electrón una energía cinética. (3) Esta ecuación quiere decir que la energía de un fotón ( ) debe ser igual a la energía cinética producida en el electrón (KE) más la energía que mantiene unido al electrón con la placa del metal (BE).

La luz visible compuesta de ondas electromagnéticas, tiene una velocidad de 300 mil metros por segundo en el vacío, mejor conocida como velocidad de la luz (c). En lo que se basó Planck para formular su teoría fue en el hecho de que al calentar un cuerpo sólido este emitía radiación electromagnética o luz, observó que cuando se calienta un cuerpo a una misma temperatura, este presentaba una frecuencia muy baja ya que emitía un color rojo en su espectro, pero se preguntaba que porque nunca presentaba una frecuencia alta, y llegó a la conclusión de que la luz que emitía un cuerpo estaba relacionada con su frecuencia por lo cual en su teoría establece una constante (h, equivale a ) para indicar que los cuerpos absorben o emiten energía (E) en cantidades diminutas llamadas “Cuanto”, mejor conocidas como fotones. (2)

Fig. 4. Instrumento por medio del cual se muestra el efecto fotoeléctrico, la luz llega hacia la placa metálica (Cátodo) y libera a los electrones que son atraídos hacia la placa positiva (Ánodo) esto se comprueba ya que el galvanómetro detecta un flujo de corriente.

Un fotón siempre será un paquete de energía en unidades enteras y no en decimales, ya que no es posible dividir las proporciones de energía. Con esto, Planck demostró que la materia no absorbe ni emite cualquier tipo de energía que llega

D. Espectros de Emisión y Series Espectrales. Un espectro es aquella radiación que se encuentra dentro del espectro electromagnético. En dicho espectro se encuentra la

4 luz visible que se descompone en colores de espectros que van desde el violeta de 3950 Angstrom de longitud de onda hasta el rojo de 7500 Å, y se manifiesta de dos formas: 1) Espectro de Emisión Continuo, es cuando hacemos pasar la luz de una bombilla a través de un prisma y muestra todas las longitudes de onda visibles en forma separada. 2) Espectro de Emisión de Líneas, es cuando un elemento produce un espectro único del cual podemos deducir algunas de sus propiedades como la frecuencia y longitud de onda. Para saber qué tipo de espectro posee un elemento es necesario someterlo a energía térmica, tal como puede ser calor producido por combustión o por una corriente eléctrica.

Esto corresponde a un espectro de alta frecuencia dentro de la luz visible, por lo cual el espectro de emisión del hidrógeno se acercará al violeta, dicho espectro es la energía que absorbe el electrón para ser liberado. Bohr permitió explicar con su teoría como se comportaban las líneas de espectros del átomo de hidrógeno, pero no sucedía así con los demás elementos, ya que la energía para liberar al electrón en cada uno es distinta, esto se conoce como energía de primera ionización. Por lo tanto cada uno va a producir un espectro diferente, y por consecuencia diferente frecuencia y longitud de onda. Por ejemplo, un átomo de He tiene 2ē, entonces se encuentra mayor atraído al núcleo a diferencia del átomo de H que sólo tiene 1ē, y va a ocupar mayor energía para liberar un electrón. El átomo de Li tiene 2ē en su primer nivel y 1ē en el segundo nivel, el electrón del segundo nivel se encuentra más alejado del núcleo, por lo cual se ocupará menos energía para liberar su electrón. Ya que se consideran las cargas internas como los protones menos los electrones que llenan los niveles, el Li tiene 3p+ y su nivel lleno 2ē, su carga interna será de 1+, entonces las cargas externas son las que se tienen que liberar, en este caso es 1ē.

Fig. 5. Aparato usado para determinar los espectros emitidos por los elementos en forma de gas, la muestra se coloca en un tubo al que se le aplica una corriente eléctrica, el elemento genera una luz la cual es absorbida por un prisma que proyecta su correspondiente espectro.

Estos dos tipos de formas de emisión forman parte de las series espectrales que corresponde a la energía que emite un electrón cuando se encuentra en un determinado nivel. Según Bohr, cuando un átomo pasa a otro nivel más alto gana energía (absorbe un fotón) y su electrón se encuentra menos atraído a su núcleo, por lo tanto cuando un átomo pierde su electrón se requerirá cierta energía para separarlo, entonces se convierte en un ión. Su energía se considera cero, y suele representarse como infinito , y cuando un electrón está en un nivel más bajo su energía es menor a cero, por lo tanto va a tender a ser negativa. Bohr experimento con el átomo de hidrogeno y demostró que en dicho átomo la energía del electrón está dada por la constante de Rydberg ( ) y la posición del electrón en sus diferentes niveles, cuando el número cuántico n=1, 2, 3… Para calcular la longitud de onda que emite un elemento cuando un electrón cambia de nivel puede usarse la siguiente fórmula. (

)

Fig. 6. Energía de ionización de los primeros 20 elementos, observamos que al pasar al periodo 2 disminuye esta energía, y al cambiar de grupo aumenta, excepto en algunos casos.

En la tabla periódica grupo I tiene valencia +1, esto indica que tienen 1ē en su último orbital, el grupo 2 tiene valencia +2, tendrá 2ē en su último orbital, etc. También cuando cambia de periodo la energía de ionización disminuye, por lo tanto el acomodo de los átomos en la tabla periódica depende del último electrón de valencia y al mismo tiempo de la energía de ionización.

(4)

Donde es el nivel más cercano al núcleo y el más alejado. Por ejemplo para calcular la longitud de onda que emite el hidrógeno en la tercera línea de Balmer, usando la formula (4). (

)

Despejando la longitud de onda y convirtiendo en Angstroms (

)

Fig. 7. Series espectrales del hidrógeno. Como se observa, a mayor energía sube de nivel, y mientras este en un nivel bajo, su energía será negativa. (No todas sus radicaciones se encuentran en el rango visible).

5 IV. TEORÍA ATÓMICA DE BOHR Y TEORÍA ATÓMICA DE SOMMERFELD A. Teoría Atómica de Bohr. Para Bohr el átomo se encuentra constituido de la siguiente forma: 1) Primer Postulado, el electrón se encuentra girando en órbitas circulares o niveles que en total son 7, alrededor del núcleo del átomo donde se encuentra la mayor parte de su masa y la carga positiva. El radio de las órbitas es igual al cuadrado del numero cuántico n que define los niveles multiplicado por una constante. (5) 2) Segundo Postulado, mientras el electrón se encuentre girando en su órbita original no emitirá energía, la energía de una de sus órbitas es negativa y esta nada por una constante dividida entre el cuadrado del numero cuántico n. (6) 3) Tercer Postulado, cuando un electrón pase a un nivel mayor de n, absorberá un fotón de energía, y cuando pase a un nivel menor emitirá un fotón. La energía del fotón es igual a la diferencia de energía entre sus órbitas. Según el modelo de Niels Bohr el cual se basa en la regla de Rydberg, establece que los electrones se acomodan en los diferentes niveles de energía (que son 7) de acuerdo con el doble del cuadrado de los números naturales. ( ) ( ) ( ) ( ) Esta regla se respeta hasta que el valor de n=4, después va en descenso, ya que de acuerdo con la regla del octeto, en el último nivel de cualquier átomo no puede haber más de 8 electrones.

Fig. 8. Los niveles de energía de acuerdo al modelo atómico de Bohr también se pueden representar con las letras K, L, M, N, O, P y Q. El punto indica la mayor parte del peso del átomo que corresponde a los nucleones (protones y neutrones)

B. Teoría Atómica de Sommerfeld. Sommerfeld modificó el modelo atómico de Bohr en el cual en lugar de que los electrones giraran en órbitas o niveles circulares, estos debían girar en órbitas elípticas de energía llamadas subniveles que se encuentran dentro de las mismas orbitas circulares o niveles. Los cuales reciben el nombre de s, p, d, f. En s: Sharp caben 2 electrones, en p: Principal caben 6, en d: Diffuse caben 10 y en f: Fundamental caben 14. Lo cual da lugar a un nuevo número cuántico l para describir a los subniveles, este número toma valores del número cuántico n1, es decir cuando l=0, n=1, cuando l=1, n=2, cuando l=2, n=3

y cuando l=3, n=4. Y el número cuántico m indica la orientación del numero cuántico l; es decir, m=0, m=-1 a 1, m= -2 a 2 y m= -3 a 3 respectivamente. V. ESTRUCTURA ATÓMICA A. Principio de Dualidad. Al conocer el comportamiento de la luz, que estaba constituida de fotones o cuantos de energía podemos explicar fenómenos que la involucran, tales como el efecto fotoeléctrico o los espectros que emite la materia, lo que llevó a De Broglie a la conclusión de que la materia también se encuentra cuantizada; por ejemplo, no podemos trabajar con la mitad de un electrón forzosamente tiene que estar cuantizado, lo mismo sucede con toda la materia. Por lo tanto la materia también presenta ondas. B. Postulados de De Broglie. Una partícula de materia y las ondas que presenta se relacionan a partir de la constante de Planck dividida entre la masa de la partícula multiplicada por la velocidad que presente, esto nos da como resultado la onda de la partícula. (7) La constante de Planck nos indica que la materia esta cuantizada. C. Principio de Incertidumbre de Heisemberg. De acuerdo con el principio de De Broglie, Heisemberg expuso que resultaría imposible encontrar la posición de una onda de una partícula y su masa por la velocidad que lleva, el momento . (8) Esto quiere decir que cuando nos enfocamos a calcular la posición de la onda , el momento no tendrá precisión. Por lo tanto cuando un electrón pasa de una órbita a otra en el modelo de Bohr, es imposible determinar su trayectoria debido a que no podemos calcular su posición ni su momento al mismo tiempo. En conclusión, no podemos definir en qué parte del átomo se encuentra un electrón D. Relación de la Ecuación de Schrödinger con los Números Cuánticos (n, l, m) y los Orbitales Atómicos (s, p, d, f). Como no podemos definir la posición de un electrón en un átomo, Schrödinger supuso que habría forma de calcular la probabilidad de encontrar el electrón en determinada parte del átomo. Entonces la probabilidad de encontrar un electrón en un átomo está en función del cuadrado de su onda ya que existe mayor intensidad en esa área del átomo. De la misma forma que encontrar un fotón en un rayo de luz de alta intensidad. La función de onda al cuadrado del átomo es el orbital, ya que existe probabilidad de encontrar al electrón dentro de un orbital. La ecuación de Schrödinger se basa en las 3 dimensiones ya que el electrón se encuentra vagando en el espacio de forma libre entre los orbitales como límites. Por lo tanto la ecuación de Schrödinger resuelve en base a los números cuánticos ya que son los que establecen la representación de los orbitales s, p, d, f de un átomo de acuerdo a su forma, tamaño y orientación; es decir, los orbitales son los límites entre los que puede estar un electrón.

6 izquierda a derecha en el modo como van las flechas. Es decir, el acomodo sería el siguiente: 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s 4f 5d 6p 7s 5f 6d 7p Se pueden representar sin el exponente que representa el electrón, solo recordando que s=2, p=6, d=10 y f=14. Una comparación entre el modelo atómico de Bohr y de Sommerfeld sería el siguiente, para representar al Azufre y su distribución de electrones, tomando en cuenta que los electrones se acomodan del nivel 1 al 7 de 2, 8, 18, 32, 32, 18 y 8 electrones, en la última orbita no puede haber más de 8 electrones de acuerdo con la regla del octeto, por lo cual siempre se busca la distribución adecuada. Fig. 9. Orbitales s, p, d, f. Cada orbital tiene contenidos 2 electrones, un orbital s tiene 2 electrones, un orbital p tiene 6, un orbital d tiene 10 y uno f tiene 14, por lo tanto cada uno tendrá 1, 3, 5 y 7 orbitales respectivamente. El orbital s es esférico y está centrado en el núcleo, el orbital p se divide en 3 y está orientado hacia los tres ejes del espacio x, y, z.

VI. TEORÍA CUÁNTICA Y CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA. A. Niveles de Energía de los Orbítales. Según el modelo de Sommerfeld, los electrones en realidad se encuentran girando en órbitas elípticas llamadas subniveles, reciben el nombre de s, p, d, f, como se ha visto. Y les corresponden 2, 6, 10 y 14 electrones respectivamente. Se distribuyen de la siguiente manera:

* * * * * * *

Nivel: Nivel: Nivel: Nivel: Nivel: Nivel: Nivel:

C. Principio de Exclusión de Pauli. Establece a partir del principio de Aufbau que en un orbital solo puede haber 2 electrones con espines opuestos, esto quiere decir que en un orbital elíptico hay 2 electrones con giro opuesto pero que van en la misma trayectoria. Se dice que dos electrones están apareados cuando tienen giro opuesto y sus propiedades son magnéticas; es decir, se atraen con los imanes; en cambio, cuando no se encuentran apareados, no presentan dichas características. Por ejemplo, “s” tiene 2 electrones por lo tanto es una órbita elíptica, “p” tiene 6 electrones por lo tanto tendrá 3 orbitales, “d” tiene 10 electrones entonces tiene 5 orbitales y “f” con 14 electrones tendrá 7 orbitales. D. Principio de Máxima Multiplicidad de Hund El principio de máxima multiplicidad de Hund establece que un segundo electrón no entra en un orbital que este ocupado por otro mientras que haya otro orbital desocupado de la misma energía.

B. Principio de Aufbau.

Fig. 11. Diagrama de Hund para asignar configuraciones electrónicas.

Fig. 10. Diagrama de Aufbau.

Viendo de otra forma el acomodo de los electrones en los diferentes subniveles, se obtiene esta figura, la cual descrita en el principio de Aufbau representa el llenado correcto de los electrones en los diferentes subniveles. Dicha figura se lee de

Donde la barra indica un orbital y la flecha un electrón, son opuestas por que los electrones giran en sentido opuesto; es decir, tienen cargas diferentes. A lo que se refiere la regla de Hund es a que otro electrón no puede ocupar el mismo orbital que el otro si hay más orbitales desocupados.

7 La forma correcta de representarlo sería:

E. Configuración Electrónica de los Elementos. Para la configuración electrónica de los elementos, por ejemplo el Cadmio se usa el siguiente criterio: 1) Modelo de Bohr, a partir del número atómico (número de electrones que es igual al número de protones) del elemento se hace la distribución de electrones en los diferentes niveles de energía (siempre con este criterio 2, 8, 18, 32, 32, 18, 8, el ultimo nivel no deber exceder de más de 8 electrones). Representación para el Cadmio de número atómico 48

No alcanza para 32 electrones después del 18, por lo cual se distribuyen en descenso, ya que si no se estarían representando más de 8 electrones en el último nivel. 2) Modelo de Sommerfeld, después en ese mismo modelo se asignan la equivalencia en orbitales elípticos, solamente para saber cuántos orbitales s, p, d, f distintos vamos a tener

3) Diagrama de Aufbau, después, de acuerdo con el diagrama de Aufbau hacer el correspondiente acomodo.

4) Configuración Electrónica, al final ya con el orden propuesto se prosigue a representar la configuración electrónica, tomando en cuenta que otro electrón ocupa el mismo orbital en espín opuesto cuando los demás ya están ocupados.

VII. APLICACIONES DEL TEMA EN INGENIERÍA. A. Fotomultiplicadores por Fibra Óptica (Aplicaciones en Optoelectrónica). Los dispositivos fotomultiplicadores empleados en optoelectrónica son de 3 tipos, y pueden verse claramente trabajar en una unidad de CD-ROM para usada para leer información de un disco. 1) Dispositivos de Emisión, estos son activados mediante una corriente eléctrica para generar un haz de luz. Tal como lo es el LASER (Amplificación de la Luz por Emisión Estimulada de Radicación) de la unidad de CD. 2) Dispositivos de Detección, al contrario de los dispositivos de emisión, estos generan una corriente eléctrica al recibir un haz de luz. 3) Dispositivos Fotoconductores, conducen el haz de luz hacia un receptor. El funcionamiento del CD-ROM es cuando lo ponemos a trabajar, primero manda una corriente al láser, su luz proyectada la recibe un espejo reflectante o fotoconductor que traslada dicha luz hacia un dispositivo detector. Entonces cuando detecta un haz de luz va a mandar un 1 y cuando el laser no mande un haz de luz no va a detectar nada por lo cual va a andar un 0. Este lenguaje propio de la máquina o lenguaje binario lo podemos ver en forma de archivos. Cabe aclarar que todo el proceso es óptico sin intervención cables. B. Como se Transforman los Códigos Digitales e Imágenes. La digitalización de imágenes es un proceso por medio del cual se puede introducir información plasmada en una hoja a una computadora. El dispositivo más común que hace dicha tarea es un escáner, este funciona a través de un lente que hace un barrido de la imagen colocada sobre un cristal, este lente manda el código binario hacia un programa instalado en la computadora, el cual digitaliza la imagen colocada en el escáner, puede poseer una característica especial llamada OCR (Reconocimiento Óptico de Caracteres) que como su nombre lo dice, nos permite reconocer los caracteres de la hoja para poder editar el documento ya en la computadora. VIII. REFERENCIAS Libros: [1] [2] [3]

Otro ejemplo sería con el Cloro, tomando como referencia a su número atómico.

[4]

Raymond Chang, Química, 7ª. Ed., México: Mc Graw Hill, 2002, p. 943. James N. Spencer, George M. Bodner y Lyman H. Rickard, Química: Estructura y Dinámica, 1ª. Ed., México: Continental, 2000, 754. Ralph H. Pretrucci, William S. Harwood y F. Geoffrey Herring, Química General, 8ª. Ed., Madrid España: Prentice Hall, 2002, p. 1288. Ing. Zavala Calderón, Química General, México: Tecnológico de Morelia. p. aprox. 190.

Referencias Personales: [5] [6]

Su configuración electrónica quedaría de la siguiente forma.

QFB. Gabriela Valadez Barbosa, “Química”, Conalep Zamora, 2007, correo electrónico: [email protected] Conocimientos propios del autor de este artículo.

Reportes Técnicos: [7]

[8]

Wikipedia, 2009, “Cuerpo negro”, texto disponible bajo la Licencia Creative Commons Reconocimiento Compartir Igual 3.0. Disponible en: http://es.wikipedia.org/wiki/Cuerpo_negro. Prof. Lauro Soto, “Teoría Atómica de Sommerfeld”, Ensenada, Baja California, México, 2009 [Online]. Disponible en: http://www.mitecnologico.com/iq/Main/TeoriaAtomicaDeSommerfeld.

8 [9]

[10]

[11]

[12]

[13]

[14]

Prof. Lauro Soto, “Teoría Atómica de Bohr”, Ensenada, Baja California, México, 2009 [Online]. Disponible en: http://www.mitecnologico.com/Main/TeoriaAtomicaDeBohr I.E.S. Aguilar y Cano, “Modelos Atómicos”, departamento de física y química, 2009 [Online]. Disponible en: http://www.iesaguilarycano.com/dpto/fyq/ma/ma1.html. Enciclopedia Universal Caroggio, “Volumen de Física y Química”, síntesis disponible [Online] elaborada por Yurialva en: http://es.geocities.com/yurialva/quimica/quimica.htm. Instituto de Tecnologías Educativas, “Modelos Atómicos”, C/ Torrelaguna 58. 28027 Madrid, 2009 [Online]. Disponible en: http://concurso.cnice.mec.es/cnice2005/93_iniciacion_interactiva_materi a/curso/materiales/atomo/modelos.htm. Instituto Tecnológico Superior de Calkiní en el Estado de Campeche, “Fotomultiplicadores por fibra óptica”, Disponible en: http://www.itescam.edu.mx/principal/sylabus/fpdb/recursos/r7620.DOC Instituto Tecnológico Superior de Calkiní en el Estado de Campeche, “Como se transforman los códigos digitales a imágenes”, Disponible en: http://www.itescam.edu.mx/principal/sylabus/fpdb/recursos/r7621.DOC

Disertaciones: [15] David L. Goodstein, “Más allá Del Universo Mecánico”, California Institute of Technology & The Corporation for Community College, 1985. Videos descargables disponibles en el foro: http://www.vagos.es/showthread.php?t=162841

IX. CONCLUSIONES Cuanto más se comprenda a las oscilaciones u ondas que se producen en la materia mejor comprenderemos como exactamente está formado un átomo, este estudio también involucra conocer su frecuencia, los espectros que produce o la energía que proyectan los elementos que, como vimos nos dan la pauta para mantener una organización de los elementos en la tabla periódica. Ya que una vez establecida la estructura del átomo es muy sencillo identificar como y en que proporción se encuentran sus protones, neutrones y electrones, esto ha permitido comprender diversas reacciones químicas y no solo eso, sino mejorar la calidad de vida mediante su uso, ya que todo lo que existe es materia. X. BIOGRAFÍA Fernando R. Albarrán nació en Distrito Federal, México, el 1 de noviembre de 1990. Se graduó en el Colegio Nacional de Educación Profesional Técnica, Conalep, en la ciudad de Zamora, Mich. Y actualmente se encuentra estudiando en el Instituto Tecnológico de Morelia. Su experiencia laboral incluye la Distribuidora de Autos y Camiones de Zamora (DACZA), el Colegio Nacional de Educación Profesional Técnica (Conalep Zamora) desempeñándose en sus prácticas profesionales y su servicio social respectivamente. Su principal campo de interés es la electricidad y la mecánica. Recibió diversos diplomas y reconocimientos de instituciones de nivel medio y medio superior incluyendo la Esc. Sec. Lic. Alfonso García Robles y el Conalep Zamora, en este último por haber participado en un curso de control de Motores Eléctricos. Además destacándose como alumno de dicha institución también elaboró un proyecto de aire acondicionado, puesto en marcha y funcionado a la perfección junto con dos de sus compañeros; Omar Francisco Pedroza y Jaime Álvarez Ruiz. Continuará sus estudios nivel superior en el Instituto Tecnológico de Morelia para continuar con proyectos más innovadores.