Números cuánticos: Forma, Tamaño de los Orbitales y las Tres Reglas

 La imagen de los orbitales empleada habitualmente por los químicos consiste en una representación del orbital mediante superficies límite que engloban una zona del espacio donde la probabilidad de encontrar al electrón es del 99%. La extensión de estas zonas depende básicamente del número cuántico principal, N, mientras que su forma viene determinada por el número cuántico secundario, l.

 Los orbitales S (l=0) tienen forma esférica. La extensión de este orbital depende del valor del número cuántico principal, asi un orbital 3S tiene la misma forma pero es mayor que un orbital 2S.

 Los orbitales P (l=1) están formados por dos lóbulos idénticos que se proyectan a lo largo de un eje. 

 La zona de unión de ambos lóbulos coincide con el núcleo atómico.

 Hay tres orbitales P (m=-1, m=0 y m=+1) de idéntica forma, que difieren sólo en su orientación a lo largo de los ejes X, Y o Z.

 Los orbitales D (l=2) también están formados por lóbulos. Hay cinco tipos de orbitales D (que corresponden a m=-2, -1, 0, 1, 2)

 Los orbitales F (l=3) también tienen un aspecto multilobular. Existen siete tipos de orbitales F (que corresponden a m=-3, -2, -1, 0, +1, +2, +3).

 El electrón de un átomo de hidrógeno en el estado fundamental se encuentra en el nivel de energía más bajo, es decir, N=1, y dado que la primera capa principal contiene sólo un orbital S, el número cuántico orbital es l=0.  El único valor posible para el número cuántico magnético es ml=0. Cualquiera de los dos estados de spin son posibles para el electrón. Así podríamos decir que el electrón de un átomo de hidrógeno en el estado fundamental está en el orbital 1S, o que es un electrón 1s, y se representa mediante la notación: 1S1en donde el superíndice 1 indica un electrón en el orbital 1S. Ambos estados de espín están permitidos, pero no designamos el estado de espín en esta notación.

CONFIGURACIONES ELECTRONICAS

 Escribir la configuración electrónica de un átomo consiste en indicar cómo se distribuyen sus electrones entre los diferentes orbitales en las capas principales y las subcapas.

 Muchas de las propiedades físicas y químicas de los elementos pueden relacionarse con las configuraciones electrónicas.

 Esta distribución se realiza apoyándonos en tres reglas:

• Energía de los Orbitales
• Principio de exclusión de Pauli
• Regla de Hund

ENERGÍA DE LOS ORBITALES

 Los electrones ocupan los orbitales de forma que se minimice la energía del átomo. El orden exacto de llenado de los orbitales se estableció experimentalmente, principalmente mediante estudios espectroscópicos y magnéticos, y es el orden que debemos seguir al asignar las configuraciones electrónicas a los elementos. El orden de llenado de orbitales es:

• 1S22 S2 2P6 3 S2 3P6 3 D104 S2 4P6 4D10 F14

 En un determinado átomo los electrones van ocupando, y llenando, los orbitales de menor energía.

 Cuando se da esta circunstancia el átomo se encuentra en su estado fundamental.

 Si el átomo recibe energía, alguno de sus electrones más externos pueden saltar a orbitales de mayor energía, pasando el átomo a un estado excitado.

PRINCIPIO DE EXCLUSIÓN DE PAULI

 En un átomo no puede haber dos electrones con los cuatro números cuánticos iguales.

 Los tres primeros números cuánticos, n, l y ml determinan un orbital específico. Dos electrones, en un átomo, pueden tener estos tres números cuánticos iguales, pero si es así, deben tener valores diferentes del número cuántico de espín.

 Podríamos expresar esto diciendo lo siguiente: en un orbital solamente puede estar ocupado por dos electrones y estos electrones deben tener espines opuestos.

REGLA DE HUND

 Al llenar orbitales de igual energía (los tres orbitales P, los cinco orbitales D, o los siete orbitales F) los electrones se distribuyen, siempre que sea posible, con sus espines paralelos, es decir, desapareados.

Números cuánticos

 El átomo está cuantizado, esto quiere decir que el átomo puede poseer una energía determinada, de entre unas solas posibles, las demás están prohibidas, esas energías son las que tienen en las órbitas y cuando salta de una órbita a otra o cede la energía a “saltos”, no de manera continua.

 El modelo atómico de Bhor postula que el electrón no puede girar a cualquier distancia del núcleo, sino en ciertas órbitas solamente. Bohr supuso que el electrón podía saltar de una órbita a otra.

 Bohr demostró que las energías permitidas ( E ), estaban relacionadas con números enteros, según la ecuación:

• E= K/n2K es una constante y n= numero entero (1, 2, 3, ...)

 Los números cuánticos son valores numéricos que nos indican las características de los electrones de los átomos, esto esta basado desde luego en la teoría atómica de NeilsBohrque es el modelo atómico mas aceptado y utilizado en los últimos tiempos.

NÚMERO CUÁNTICO PRINCIPAL

 El número cuántico principal (n) describe el tamaño del orbital.

• Por ejemplo: los orbitales para los cuales n=2 son más grandes que aquellos para los cuales n=1. Puede tomar cualquier valor entero empezando desde 1: n=1, 2, 3, 4, etc.

NÚMERO CUÁNTICO SECUNDARIO

 Aparece formado por subniveles. El número cuántico del momento angular orbital (l) describe la forma del orbital atómico. Puede tomar valores naturales desde 0 hasta n-1 (siendo n el valor del número cuántico principal).

• Por ejemplo si n=5, los valores de l pueden ser: l= 0, 1 ,2, 3, 4. Siguiendo la antigua terminología de los espectroscopistas, se designa a los orbitales atómicos en función del valor del número cuántico secundario, l, como:

• l = 0 orbital s (sharp)

• l = 1 orbital p (principal)

• l = 2 orbital d (diffuse)

• l = 3 orbital f (fundamental)

NÚMERO CUÁNTICO MAGNÉTICO

 Magnético (m), determina la orientación espacial del orbital. Se denomina magnético porque esta orientación espacial se acostumbra a definir en relación a un campo magnético externo.

•  Puede tomar valores enteros desde -l hasta +l. Por ejemplo, si l=2, los valores posibles para m son: ml=-2, -1, 0, 1, 2.

NÚMERO CUÁNTICO SPIN S

 El electrón se manifiesta como un minúsculo imán (parece ser que es debido a que gira sobre si mismo) genera por lo tanto su pequeño campo magnético que puede sumarse o bien ir en contra del aplicado.

• Puede tener solo dos valores +1/2 ó –1/2

CONCLUSIÓN

 La capa u orbita más interna o cercana al núcleo es la capa n=1, que puede admitir un máximo de 2 electrones.

 A continuación nos encontramos la capa n=2 que admitirá un máximo de 8 electrones.

 Si seguimos alejándonos del núcleo llegaríamos a la capa n=3, en la que caben un máximo de 18 electrones, y así sucesivamente, de manera que en cada capa se pueden alojar hasta un máximo de 2 n2 electrones, siendo n el nº cuántico principal, n, que indica el orden de las capas desde el exterior. 

En cada capa hay capacidad para un número máximo de electrones, sin que necesariamente tenga que estar siempre completa. Por otra parte cabe decir que las capas se van rellenando de forma rigurosa, de modo que hasta que no se completa la órbita 1, no se empieza a rellenar la nº 2 y así sucesivamente. Esto es debido a que los electrones adquieren el estado de energía más bajo posible, que le confiere mayor estabilidad (cuanto mas próximo al núcleo, más estabilidad)

La energía que mantiene a los electrones girando en cada órbita, denominada energía de ligadura o de enlace, dependerá de la distancia que exista de dicha órbita al núcleo. Los que están más fuertemente unidos son los de la capa más interna, la capa n=1, cuya energía de enlace es mayor que para el resto de los electrones, mientras que la unión más débil la encontraríamos en la capa externa de cada átomo.

¡¡¡¡¡ TO BE CONTINUED !!!!!

El atomo

• Átomo, la unidad más pequeña posible de un elemento químico.

• En la antigua Grecia, se empleaba para referirse a la parte de materia más pequeña que podía concebirse.

• Esa "partícula fundamental" se consideraba indestructible.

• De hecho, átomo significa en griego "no divisible".

Gracias a la ciencia experimental, los avances de la teoria atomica se hicieron más rapidos...

                                                        TEORIA DE DALTON

John Dalton, profesor de química británico, a principios del siglo XIX estudió la forma en que los diversos elementos se combinan entre sí para formar compuestos químicos y demostró que los átomos se unían entre sí en proporciones definidas.

• Los átomos suelen formar grupos llamados moléculas.

• Todos los átomos de un determinado elemento tienen las mismas propiedades químicas.

• Desde un punto de vista químico, el átomo es la entidad más pequeña que hay que considerar.

                                                   ESTRUCTURA DEL ATOMO

• El protón es una partícula subatómica con carga positiva (1,602176487×10–19) culombios y una masa que es unas 1836 veces la masa de un electrón.

• El Neutrón es una partícula eléctricamente neutra, de masa 1.838,4 veces mayor que la del electrón y 1,00014 veces la del protón.

• El protón y el neutrón en conjunto, se conocen como nucleones, ya que conforman el núcleo de los átomos.

• En la corteza se encuentran los electrones.

• El número de electrones en un átomo iguala al número de protones en su núcleo.

• Los electrones determinan las propiedades químicas de los átomos y las reacciones químicas implican cambios en el número y el estado energético de estos electrones

• El electrón tiene una carga eléctrica negativa de −1,6×10−19coulomb y una masa que es 1900 veces menor que la masa del protón.

• Aunque la mayoría de los electrones se encuentran formando parte de los átomos, los hay que se desplazan independientemente por la materia o juntos formando un haz de electrones en el vacío.

• Cuando los electrones que no forman parte de la estructura del átomo se desplazan y hay un flujo neto de ellos en una dirección, forman una corriente eléctrica.

NUMERO ATOMICO Y NUMERO MASICO

La identidad de un átomo y sus propiedades vienen dadas por el número de partículas que contiene. Lo que distingue a unos elementos químicos de otros es el número de protones que tienen sus átomos en el núcleo. Este número se llama Número atómico (Z).

El Número másico (A) nos indica el número total de partículas que hay en el núcleo, es decir, la suma de protones y neutrones. Se sitúa como superíndice a la izquierda del símbolo del elemento. Indica de que isotopo de elemento se trata.

1. Número de neutrones = Número másico (A) – Número atómico (Z)
2. A = Z+N

                                                                ISOTOPOS

• Se denominan isótopos a los átomos con el mismo número de protones (Z) pero con distinto número de neutrones.

• Dos isótopos por tanto corresponden al mismo elemento químico, pero tienen un peso atómico (A) distinto, ya que éste resulta de la suma de protones y neutrones del núcleo.

• Los isótopos de un elementos químico pueden ser estables o radiactivos.

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Modelos atomicos

MODELO ATOMICO DE THOMSON

- Demostró que dentro de los átomos hay unas partículas diminutas, con carga eléctrica negativa, a las que se llamó electrones.

- De este descubrimiento dedujo que el átomo debía de ser una esfera de materia cargada positivamente, en cuyo interior estaban incrustados los electrones.

MODELO ATOMICO DE RUTHERFORD

- Dedujo que el átomo debía estar formado por una corteza con los electrones girando alrededor de un núcleo central cargado positivamente.

- El núcleo es la parte central, de tamaño muy pequeño, donde se encuentra toda la carga positiva y, prácticamente, toda la masa del átomo.

- La corteza es casi un espacio vacío, inmenso en relación con las dimensiones del núcleo.

- Aquí se encuentran los electrones con masa muy pequeña y carga negativa.

- Como en un diminuto sistema solar, los electrones giran alrededor del núcleo, igual que los planetas alrededor del Sol.

- Los electrones están ligados al núcleo por la atracción eléctrica entre cargas de signo contrario.

MODELO ATOMICO DE BOHR

- Bohr establece que los electrones solo pueden girar en ciertas órbitas de radios determinados.

- Estas órbitas son estacionarias, en ellas el electrón no emite energía: la energía cinética del electrón equilibra exactamente la atracción electrostática entre las cargas opuestas de núcleo y electrón.

- El electrón solo puede tomar así los valores de energía correspondientes a esas órbitas.

- Los saltos de los electrones desde niveles de mayor energía a otros de menor energía o viceversa suponen, respectivamente, una emisión o una absorción de energía electromagnética (fotones de luz).

MODELO ATOMICO DE SCHRODINGER

- Los electrones no describen trayectorias perfectas, no es posible conocer de manera exacta su posición y su momento.

- La trayectoria del electrón es función de la probabilida.

- La imagen teórica del átomo estaría formada por una “nube” de puntos, cuya densidad representa la probabilidad de hallar al electrón en un punto del espacio.

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¿Fue importante el descubrimiento de los Rayos X en el Diagnóstico?

 Antes del descubrimiento de los Rayos X el diagnóstico médico se realizaba por el interrogatorio al paciente, por la palpación y por la auscultación. Fue tal la magnitud del descubrimiento que a los pocos meses del anuncio, ya se realizaban en el mundo exámenes radiográficos con fines médicos, y se había inventado y popularizado la fluoroscopía.

 Luego, en las siguientes décadas, fue impresionante el impulso con que se desarrolló esta especialidad. Ya no solo era cuestión de poder ver los huesos en patología traumática u osteoarticular, sino el poder ver, con la evolución de las sustancias de contraste, otras estructuras internas como el tubo digestivo, el sistema urinario, los vasos sanguíneos, etc.

 Este notable evento fue merecedor en 1901 del primer premio Nobel de Física, y resultó en un cambio trascedental en el manejo de nuestros pacientes al aportar la piedra angular de una nueva especialidad médica de desarrollo vertiginoso: la radiología, que permitía estudiar al paciente por dentro, haciendo cada vez más preciso el diagnóstico de las enfermedades.

¿Quien descubrio los Rayos X? ¿Como?

 Los Rayos X fueron descubiertos accidentalmente  por el profesor Wilhelm Conrad Röntgen, el cual en ese momento era un importante fisico Aleman de 50 años de edad, Rector de la Universidad de Wurzburg, Alemania, con 48 artículos científicos publicados.

 En Octubre de 1895, cuando trabajaba intensamente con rayos catódicos en un tubo de descarga gaseosa de alto voltaje, en un cuarto oscuro, pudo ver un resplandor en una pantalla de plationuro de bario que casualmente estaba cerca, emitia luz fluorescente siempre que funcionaba el tubo, el cual era producido por una energía que no era visible ni conocida a la cual denominó Rayos X. Luego observó que esta energía atravesaba el cartón negro, un libro y madera. Esto obligó al científico a aislarse del mundo exterior en su laboratorio, donde comía y dormía, no permitiendo el ingreso a nadie, ni aún a sus asistentes, para poder concentrarse sin ninguna distracción a su descubrimiento.

Grande fue su asombro cuando vió los huesos de la mano de su esposa en el papel fluorescente al interponerla a los Rayos X.

Presentación

 Hola a todos, antes de empezar a publicar entradas, quiero presentarme a todas aquellas personas que visiten y sigan mi blog y explicarle el fin de este,que van a aprender.

 Me llamo José Juan, Soy Técnico Superior en Imagen para el Diagnóstico, Técnico en SVB y DESA.

 Este blog está hecho para todo aquel que trabaje en el hospital, o cualquier instalación sanitaria, especialmente para Técnicos de Radiodiagnóstico - Medicina Nuclear y Radiologos.

 Se hablara de todo nuestro campo: Ecografía, Mamografía, TAC, RMN, Radiología Convencional y Digital, Medicina Nuclear , Historia, Fisica, y muchas mas cosas que iremos viendo, como Fracturas, Estudios...etc.

                                                                                                                                       




                                                                                                                                   

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