MODELOS ATÓMICOS

1. + MODELOS ATÓMICOS + + + + Modelo de Rutherford Modelo de Thomson Modelo de Bohr LOS DESCUBRIMIENTOS QUE PERMITIERON SU DESARROLLO Modelo de la mecánica cuántica Salir de los modelos y regresar al menú de Física y Química

2. Antecedentes históricos • Tales de Mileto (Siglo VI a.C.) • El ámbar (elektron) al ser frotado con un trapo de lana o de piel es capaz de atraer objetos ligeros. • Benjamín Franklin (Siglo XVIII) • Identifica los rayos de las tormentas como chispas provocadas por el salto masivo de unidades de carga eléctrica que intentan neutralizar la diferencia entre dos puntos de la atmósfera. • Considera que existen cargas eléctricas positivas y negativas y establece el principio de conservación de la carga. • Establece la neutralidad de la materia, al no observar en ella fenómenos eléctricos.

3. Antecedentes históricos • A. Volta (Hacia 1800) • Estableció una relación entre carga eléctrica y química cuando observó que al introducir en algunas disoluciones láminas de dos metales diferentes éstos adquirían carga eléctrica opuesta. • H. Davy (Primer cuarto del Siglo XIX) • Estableció la misma relación pero desde el punto de vista contrario, al comprobar que el paso de la corriente eléctrica a través de ciertas disoluciones producía en éstas cambios químicos. Esta propiedad le permitió aislar numerosas sustancias hasta entonces desconocidas.

4. Antecedentes históricos • Michael Faraday (1832) • Llamó al proceso ideado por Davy electrólisis y estableció su nomenclatura... • Cada electrolito (disolución que presenta fenómenos eléctricos) está compuesto por átomos de electricidad (iones) que pueden transportar carga positiva (cationes) o carga negativa (aniones). • Los iones viajan hasta el electrodo del que deriva su nombre (cátodo o ánodo), ceden su carga y se transforman en sustancias distintas. • ...y sus leyes • La masa de sustancia producida en una electrólisis es proporcional a la cantidad de carga eléctrica que atraviesa el electrolito. • Para una misma cantidad de carga eléctrica las masas de las diferentes sustancias producidas en una electrolisis son múltiplos de la masa de hidrógeno producida en la electrólisis del agua.

5. Antecedentes históricos • Hipótesis de Dalton (1808) • Los elementos están formados por átomos indivisibles e indestructibles. • Los átomos de un mismo elemento tienen la misma masa y las mismas propiedades. • Los átomos de elementos distintos tienen distinta masa y distintas propiedades. • Los compuestos se forman por la combinación de átomos de los correspondientes elementos en una relación numérica sencilla. • Durante una reacción química el número de átomos de cada elemento presentes en ella no cambia.

6. Antecedentes históricos • Al hacer pasar una corriente a través de un tubo de vidrio que contiene gas a baja presión se observa una mancha brillante en el extremo opuesto del tubo. • Goldstein atribuyó esta mancha brillante a la existencia de un haz de rayos que se origina en el cátodo, por lo que les denominó rayos catódicos. • Este haz contiene cargas negativas, pues se desvía hacia el polo positivo. Mancha brillante

7. Modelo atómico de Thomson. 1904 • PRIMEROS HECHOS • El haz de rayos catódicos contiene cargas negativas, pues al someterlo a la acción de un campo eléctrico se desvía hacia el polo positivo. • La relación entre la carga y la masa de las partículas que constituyen un haz de rayos catódicos es siempre la misma, independientemente del gas que contenga el tubo. • PRIMERA CONCLUSIÓN • Existe una unidad de carga eléctrica negativa, presente en todos los gases. • Esta unidad ya fue supuesta por Stoney en 1.874 y para ella propuso el nombre de electrón.

8. Modelo atómico de Thomson. 1904 • MÁS HECHOS • EN 1886 Goldstein observa, al perforar el cátodo de un tubo de descarga una luminiscencia que viaja en dirección opuesta a la de los rayos catódicos (será por tanto positiva). A estos rayos les denomina rayos canales. • A diferencia de los rayos catódicos la relación carga/masa aumenta al aumentar la masa del gas encerrado en el tubo. • En el caso del hidrógeno la masa de las partículas de los rayos canales es aproximadamente igual a la masa del átomo de hidrógeno y su carga resulta ser igual pero de signo opuesto a la del electrón. • MÁS CONCLUSIONES • Todos los gases tienen cargas eléctricas positivas, con una masa mayor cuanto mayor es la masa de sus átomos. • En el caso del átomo de hidrógeno la carga positiva presente compensa exactamente a la de un electrón, por ello se considerará como unidad. Para esta unidad de carga positiva Rutherford propone el término “protón” que en griego significa “primero”.

9. + Modelo atómico de Thomson. 1904 • ESQUEMA “PLUM-CAKE”

10. Modelo atómico de Thomson. 1904 • Hipótesis de Dalton (1808) • Los elementos están formados por átomos indivisibles e • indestructibles. • Los átomos de un mismo elemento tienen la misma masa y las mismas propiedades. • Los átomos de elementos distintos tienen distinta masa y distintas propiedades. • Los compuestos se forman por la combinación de átomos de los correspondientes elementos en una relación numérica sencilla. • Durante una reacción química el número de átomos de cada elemento presentes en ella no cambia. • Hipótesis de Dalton (1808) • Los elementos están formados por átomos indivisibles e • indestructibles. • Los átomos de un mismo elemento tienen la misma masa y las mismas propiedades. • Los átomos de elementos distintos tienen distinta masa y distintas propiedades. • Los compuestos se forman por la combinación de átomos de los correspondientes elementos en una relación numérica sencilla. • Durante una reacción química el número de átomos de cada elemento presentes en ella no cambia. CONSECUENCIA DEL MODELO DE THOMSON Regreso al menú Siguiente modelo

11. Antecedentes históricos • Henri Becquerel (1896) • Descubre la radiactividad al comprobar que la pechblenda (mineral de uranio) emite una radiación capaz de impresionar una placa fotográfica. • Pierre y Marie Curie (1898) • Descubren nuevos elementos radiactivos. Al someter la radiación a la acción de un campo eléctrico o magnético se diferencian tres haces de partículas radiactivas.

12. Antecedentes históricos • Ernest Rutherford (1905) • Identifica el haz de partículas α como un haz de núcleos de helio, con una carga positiva doble a la del electrón, pero con una masa muchísimo mayor. • Geiger y Marsden (1909) • Diseñan un experimento consistente en bombardear con un haz de partículas α una finísima lámina de oro.

13. Antecedentes históricos Pantalla fluorescente Lámina de oro destellos Partículas α Experiencia de Geiger y Marsden

14. Modelo atómico de Rutherford.1911 • PRIMEROS HECHOS • La mayor parte del haz de partículas α no se desvía. • Una pequeña parte se desvía con ángulos inferiores a 90º • Una fracción inferior al 0’01% sufre desviaciones superiores a los 90º, que llegan a los 180º en un 0’0002 % • PRIMERAS CONCLUSIONES • La materia está básicamente vacía, por eso el haz de partículas α apenas se desvía. • La mayor parte de la masa y la carga positiva se encuentra en un núcleo que ocupa una posición central.

15. Modelo atómico de Rutherford.1911 + + Haz de partículas α (+) + El modelo justifica el resultado de la experiencia de Geiger-Marsden

16. Modelo atómico de Rutherford.1911 PROBLEMAS QUE PLANTEA EL PROPIO MODELO + + + ¿Cómo pueden coexistir los protones en el núcleo? ¿La fuerza de repulsión existente entre ellos no desintegraría el átomo?o ¿Cómo se justifica que la masa atómica sea superior a la masa de los protones?

17. Modelo atómico de Rutherford.1911 HIPÓTESIS DE RUTHERFORD En el núcleo y, coexistiendo con los protones, deben existir partículas de masa similar a la del protón pero sin carga. Para estas partículas Rutherford propuso el nombre de neutrones. + + + En 1913 se pone de manifiesto, en la emisión de rayos canales en un tubo de neón la existencia de 2 tipos de rayos canales. Esta variedad se justifica por la coexistencia de átomos del mismo elemento que difieren en el número de neutrones, teniendo por lo tanto distinta masa. La existencia de neutrones fue demostrada en 1932 por Chadwick.

18. Modelo atómico de Rutherford.1911 • En resumen: Los átomos de un elemento químico coinciden en el número atómico (Z), pero pueden diferir en el número másico (A). Ejemplo: 126C y 146C Un átomo se caracteriza por: • Número atómico. Z = p+ • Número másico. A = p+ + n

19. Modelo atómico de Rutherford.1911 • Hipótesis de Dalton (1808) • Los elementos están formados por átomos indivisibles e indestructibles. • Los átomos de un mismo elemento tienen la misma masa y las mismas propiedades. • Los átomos de elementos distintos tienen distinta masa y distintas propiedades. • Los compuestos se forman por la combinación de átomos de los correspondientes elementos en una relación numérica sencilla. • Durante una reacción química el número de átomos de cada elemento presentes en ella no cambia. • Hipótesis de Dalton (1808) • Los elementos están formados por átomos indivisibles e indestructibles. • Los átomos de un mismo elemento tienen la misma masa y las mismas propiedades. • Los átomos de elementos distintos tienen distinta masa y distintas propiedades. • Los compuestos se forman por la combinación de átomos de los correspondientes elementos en una relación numérica sencilla. • Durante una reacción química el número de átomos de cada elemento presentes en ella no cambia. CONSECUENCIA DEL MODELO DE RUTHERFORD

20. Modelo atómico de Rutherford.1911 • PRINCIPAL LIMITACIÓN DEL MODELO • El modelo no puede justificar ciertas evidencias experimentales de la espectroscopía – parte de la física que se ocupa del estudio de las interacciones entre las radiaciones electromagnéticas y los átomos de las sustancias – esto hace que el modelo de Rutherford no esté exento de críticas y sea cuestionado desde el mismo momento de su concepción. Regreso al menú Siguiente modelo

21. Antecedentes históricos • APORTACIONES DE LA ESPECTROSCOPÍA. • Si hacemos pasar a través de un elemento todas las frecuencias de radiación electromagnética y analizamos las radiaciones que absorbe obtenemos un espectro en el que faltan algunas bandas. Este espectro es característico del elemento en cuestión y recibe el nombre de ESPECTRO DISCONTINUO DE ABSORCIÓN • Por otra parte, al suministrar energía a una sustancia se modifica de algún modo la estructura de sus átomos, de modo que se genera una cierta inestabilidad en ellos. Para recuperar la estabilidad los átomos deben ceder la energía sobrante lo que se evidencia en el espectroscopio por la visión de un ESPECTRO DISCONTINUO DE EMISIÓN. • Gracias a la incorporación de una escala graduada al espectroscopio es posible realizar medidas y determinar la longitud de onda de las bandas de discontinuidad de los espectros. • Los espectros discontinuos de emisión y de absorción son complementarios.

22. Antecedentes históricos • Janne Rydberg. (1887) • Estudiando los espectros discontinuos del átomo de hidrógeno Balmer obtiene una expresión matemática que relaciona la longitud de onda de una serie de bandas de discontinuidad. Posteriormente descubren nuevas series de bandas Lyman, Paschen, Brackett y Pfund. Por fin Rydberg generaliza la expresión para las 5 series distintas de bandas descubiertas en el espectro del hidrógeno quedando la expresión: 1/λ = RH ( 1/n22 – 1/n12) (n2 = 1, 2, 3, 4, 5) (n1 > n2) • Se había resuelto un problema matemático pero la justificación teórica se desconocía, por lo tanto la fórmula carecía de interés científico.

23. Antecedentes históricos • PLANCK. 1900 • Al estudiar la luz emitida por un cuerpo al calentarse observó que la energía liberada resultaba ser siempre múltiplo de una cantidad constante. Esto le llevó a proponer que, independientemente de los que se pensaba, no se podía transferir cualquier cantidad de energía de un cuerpo a otro, sino que había una unidad mínima de transferencia energética a la que denominó “cuanto”. De este modo la energía emitida o absorbida por un cuerpo constará de un número entero de cuantos que dependen de la frecuencia de la radiación emitida. E = h · ƒ (h = 6’62 · 10– 34) cte. de Planck

24. Modelo atómico de Bohr.1913-1915 • HECHOS • Las bandas de los espectros discontinuos de emisión y de absorción de un átomo son complementarias. • Los valores de las longitudes de onda de las bandas de discontinuidad de los espectros de emisión del hidrógeno no son aleatorios sino que están relacionados matemáticamente según la fórmula de Rydberg. • No es posible cualquier liberación de energía por parte de la materia sino sólo múltiplos de los cuantos de energía definidos por Planck. • HIPÓTESIS • Las bandas de los espectros de emisión se corresponden con saltos electrónicos para recuperar la estabilidad tras una absorción de energía por parte de los electrones de los átomos. Estos saltos están cuantificados, pues se producen entre niveles energéticos concretos. En el caso de los espectros de absorción la complementariedad con los de emisión se justificaría suponiendo que los saltos electrónicos se producen en sentido opuesto, es decir desde niveles energéticos más estables hacia niveles energéticos más inestables.

25. Modelo atómico de Bohr.1913-1915 Absorción de luz en un átomo Para el Hidrógeno: Al recibir energía... +

26. Modelo atómico de Bohr.1913-1915 Absorción de luz en un átomo Para el Hidrógeno: + ... el electrón salta de una órbita a la inmediata, absorbiendo sólo energía de una frecuencia determinada. Esto se manifiesta en el espectro de absorción con la aparición de una banda de discontinuidad...

27. Modelo atómico de Bohr.1913-1915 Absorción de luz en un átomo Para el Hidrógeno: +

28. Modelo atómico de Bohr.1913-1915 Absorción de luz en un átomo Para el Hidrógeno: + ... también puede saltar de una órbita a otra más alejada, lo que se refleja en el espectro de absorción como otra discontinuidad a mayor frecuencia.

29. Modelo atómico de Bohr.1913-1915 Emisión de luz por un átomo Para el Hidrógeno: Cuando el átomo se enfría... +

30. Modelo atómico de Bohr.1913-1915 Emisión de luz por un átomo Para el Hidrógeno: Cuando el átomo se enfría... + ... sus electrones tienden a recuperar la posición de equilibrio, emitiendo entonces la energía absorbida con anterioridad.

31. Modelo atómico de Bohr.1913-1915 Para el Hidrógeno: Dentro de la zona del espectro electromagnético correspondiente a la luz visible, los saltos electrónicos asociados a las bandas de discontinuidad del espectro de absorción resultan ser 4. Los 4 cuya longitud de onda había sido determinada por Balmer en el espectro de emisión que, como puede verse, es complementario al de absorción.

32. Modelo atómico de Bohr.1913-1915 Para el Hidrógeno: Los saltos energéticos asociados a las distintas series del espectro de emisión son: n =  n = 5 Serie de Pfund E n e r g í a Infrarrojo n = 4 Serie de Brackett Serie de Paschen n = 3 Luz visible (espectro visible) Serie de Balmer n = 2 Serie de Lyman Ultravioleta n = 1

33. Modelo atómico de Bohr.1913-1915 En resumen: • El electrón gira alrededor del núcleo en determinadas órbitas circulares correspondientes a diferentes niveles energéticos. Mientras permanece en una órbita la energía del electrón no varía. • En determinadas circunstancias los electrones pueden absorber energía y pasar a órbitas más alejadas del núcleo, lo que se pone de manifiesto por la existencia de bandas negras en el espectro de absorción. También pueden regresar, desde una órbita más alejada a una más próxima al núcleo, lo que se manifiesta por la existencia de bandas luminosas en el espectro de emisión. • El hecho de que las bandas anteriores sean complementarias demuestra que la energía absorbida o emitida es, exactamente, la diferencia de energía existente entre las dos órbitas. • Para justificar los valores de la ecuación de Rydverg apunta que sólo son posibles las órbitas en las que el momento angular del electrón es múltiplo entero de h/2.

34. Modelo atómico de Bohr.1913-1915 • PRINCIPALES LIMITACIONES DEL MODELO • El modelo justifica bien el espectro de los átomos que tienen un solo electrón (H y He+) pero no consigue explicar los correspondientes al He, al Li, etc. • Además, al analizar las líneas del espectro de H con un espectroscopio de mayor resolución se observa que cada línea está formada por varias muy juntas con frecuencias muy parecidas. • El supuesto 4 puede ser casual, pues no tiene suficiente justificación teórica*. • *Conviene recordar que el momento angular de una partícula es L = m·r·v que no parece tener nada que ver con la constante de Planck. Regreso al menú Siguiente modelo

35. Antecedentes históricos • Albert Einstein (1905) • Para explicar el efecto fotoeléctrico postula que la luz (y la radiación electromagnética en general), considerada desde antiguo como un fenómeno ondulatorio podría, en ocasiones, comportarse como un conjunto de partículas a las que denomina fotones. • Relaciona la energía y la masa mediante la ecuación : E = m · c2 • Louis de Broglie (1924) • Sugiere que el electrón, al igual que el fotón, presenta naturaleza ondulatoria y propone el uso de las mismas ecuaciones que se utilizan con los fotones para el caso de los electrones.

36. Antecedentes históricos • Hipótesis de Louis de Broglie (1925) • Apunta que suponiendo la naturaleza ondulatoria del electrón sólo serían estables órbitas cuya longitud fuera múltiplo exacto de la longitud de onda del electrón (supuesto a del dibujo). Por lo tanto 2r = n

37. Antecedentes históricos • Hipótesis de Louis de Broglie (1925) • Utilizando las ecuaciones que se aplican a los fotones establece la relación entre el momento angular del electrón y los valores de las ecuaciones de Rydberg, justificando así el cuarto postulado de Bohr. • Como 2r = n • 2r = n h / (m v); 2 r m v = n h; m r v = n h/2 • Quedaría así demostrada, matemáticamente, la relación apuntada por Bohr • en la que n representa el nivel energético del electrón.  = h / p

38. Antecedentes históricos • Davisson y Germer (1926) • Obtienen los primeros diagramas de difracción de haces de electrones. Se constata así, experimentalmente, la naturaleza ondulatoria del electrón así como los valores de longitud de onda apuntados por de Broglie. Diagrama de difracción de un haz de rayos X Diagrama de difracción de un haz de electrones

39. Antecedentes históricos • Schrödinger (1926) • Asimila la situación del electrón a la que se produce en una cuerda tensa, considerando que la atracción del núcleo impondría ciertas restricciones a su movimiento ondulatorio. Así, en un instrumento musical de cuerda, el sonido es constante para una cuerda fija en sus extremos, porque en ellos sólo se reflejan aquellas ondas que coinciden con un punto de inflexión de la onda, es decir los que completan 1 o ½ longitud de onda; por ello, cuando colocamos el dedo en trates distintos de una guitarra obtenemos sonidos diferentes, pues al modificar la longitud de la cuerda modificamos la longitud de la onda del armónico o armónicos asociados a ella. De este modo para una longitud de cuerda tendremos una colección de ondas estacionarias asociadas.

40. Antecedentes históricos L n = 1 n = 2 n = 3 n = 4 • El número de nodos (l) que se dan para estos casos son: • Para n = 1. l = 0 • Para n = 2. l = 1 • Para n = 3. l = 2 En general l = n - 1

41. Antecedentes históricos • Heisenberg (1927) • Según su principio de incertidumbre o indeterminación es imposible determinar con exactitud la posición y la velocidad de una partícula y demuestra, matemáticamente, que: x · p > h / 4 • Para ilustrarlo Heisenberg propone que imaginemos que queremos fijar la posición de un electrón. Para ver al electrón necesitaríamos iluminarlo con un fotón, por lo que electrón y fotón viajarán al encuentro: La interacción entre el fotón y electrón modificará su posición o, cuando menos, su velocidad, de modo que será imposible determinar ambas cosas a nivel atómico. Esta interacción, no obstante no tiene importancia a nivel macroscópico.

42. Antecedentes históricos Schrödinger generalizó el principio de las ondas estacionarias al comportamiento de la ondas-partículas electrónicas y, teniendo en cuenta el principio de indeterminación de Heissenberg, desarrolló una teoría matemática cuyas conclusiones fueron: - Los electrones sólo pueden poseer determinados valores de energía. - Dichos valores pueden describirse mediante una función de onda que permite determinar una zona del espacio donde la probabilidad de que se encuentre el electrón es casi del 100% (a esta zona le denomina orbital electrónico). Esta función de onda permite caracterizar a los electrones y a su estado mediante unos números a los que denomina números cuánticos. Los números cuánticos son: - n (nivel energético) que representa el volumen de la zona ocupada por el orbital, pudiendo tomar valores enteros a partir de 1. Cuanto mayor es el valor de n mayor es la capacidad electrónica del nivel. - l (tipo de orbital) que representa la forma de la región del espacio donde el electrón se encuentra con una probabilidad muy alta. El número de tipos de orbitales está restringido al comportamiento ondulatorio del electrón y sus valores van desde 0 hasta n – 1. A los valores 0, 1 2 y 3 se les asignan formas geométricas conocidas como los orbitales s, p d y f respectivamente.

43. Antecedentes históricos • Zeeman (1927) • Observa que al intercambiar el campo magnético creado por los electrones con otro externo cada línea del espectro se desdobla en 2l + 1 líneas. Interpreta este desdoblamiento, que cesa al cesar la acción del campo magnético externo, como la consecuencia de que el campo interior asociado a cada orbital no puede estar orientado en cualquier dirección. Para identificar estas diferentes orientaciones se introduce un nuevo número cuántico, al que se denomina m (magnético) y cuyos valores posibles son los números enteros comprendidos entre -l y +l, incluido el 0.

44. Antecedentes históricos • Dirac (1928) • Al estudiar el espectro del átomo de hidrógeno con espectrógrafos de gran poder de resolución se observó que para l=0, donde sólo debería existir una línea en el espectro aparecían dos. Uhlenbeck y Goudsmith postularon la existencia de un débil campo magnético asociado a cada electrón. Este campo magnético determinaría la orientación del electrón dentro del orbital y, siendo más débil que m, pero del mismo origen se le asignó el número cuántico ms, la denominación de spin y los valores + ½ ó – ½ . Dirac modificó la ecuación de Schrödinger y la función de onda, de manera que contemplara estas nuevas aportaciones experimentales.

45. Antecedentes históricos • Pauli (1928) - Interpretó también los datos aportados por los estudios de los espectroscopistas y dedujo que en un mismo orbital sólo pueden coexistir electrones cuyos campos magnéticos sean complementarios, es decir que se atraigan entre sí. Esto imposibilita físicamente la entrada de un tercer electrón en el mismo orbital, pues necesariamente su spin tiene que coincidir con alguno de los dos que ya lo ocupan. De este modo emitió su principio de exclusión: “No pueden coexistir en un mismo átomo electrones con los 4 valores de los números cuánticos iguales”

46. Modelo de la mecánica cuántica (1928) Número cuántico Nombre Valores permitidos Significado n principal 1, 2, 3, ... Nivel energético l azimutal 0, 1, ...(n-1) Subnivel energético (tipo de orbital) ml magnético -l,.. , 0,...+l Orientación del orbital ms de spin -½, +½ Orientación del “imán” electrón • En resumen: • La configuración extranuclear del átomo viene determinada por la naturaleza dual onda-partícula de los electrones y por la ecuación de onda que puede asociarse a cada uno de ellos. Para simplificar la interpretación de dicha ecuación de onda se asocia a cada electrón una combinación única de 4 números cuánticos cuyo significado y valor se recogen en la sigiuiente tabla:

47. Modelo de la mecánica cuántica (1928) • En resumen: • Para visualizar de forma gráfica la configuración electrónica de un átomo se utiliza una terminología sencilla del tipo: 1s2 2s2 2p3 donde el primer número representa el nivel energético, la letra el tipo de orbital y el superíndice que le acompaña el número de electrones que ocupan los orbitales de ese tipo. En el caso del ejemplo se trata de la configuración electrónica del nitrógeno. • En ocasiones se emplean sencillos diagramas en los que cada orbital se representa mediante una cajita en cuyo interior se dibujan unas flechas orientadas para representar a los electrones. Así, para el mismo caso del nitrógeno: 1s2 2s2 2p3 • Se supone que los orbitales se van llenando por orden de energía creciente y siguiendo el principio de máxima multiplicidad de Hund, el cual establece que, al ocupar un orbital, los electrones se localizarán lo más desapareados posible.

48. Modelo de la mecánica cuántica (1928) • En resumen: • Durante el llenado de orbitales por orden creciente de energía se produce a veces el solapamiento de orbitales de un nivel con otros de nivel inferior, de modo que dicho llenado no es correlativo. Para solucionar el problema de recordar el orden de llenado se utiliza la regla nemotécnica de Möeller que puedes ver a continuación: 1s • En función de la mecánica cuántica la capacidad de los orbitales es: • 2 para los orbitales s. • 6 para los orbitales p. • 10 para los orbitales d. • 14 para los orbitales f 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d 4f 5s 5p 5d 5f 6s 6p 6d 7s 7p 8s

49. Interpretación geométrica de los principales tipos de orbitales Orbital s Orbital p Orbital d Regreso al menú