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CORPORACION EDUCACIONAL JUAN XXIII
COLEGIO "CARDENAL RAÚL SILVA HENRÍQUEZ"
DEPARTAMENTO DE CIENCIAS
QUÍMICA
Modelo Mecano Cuántico
Profesor: Carlos Gutiérrez Arancibia
Recordando lo Aprendido
Objetivo: Caracterizar el comportamiento de los electrones
en el átomo en base a principios (nociones) del modelo
mecano-cuántico.
El átomo sólo emite o absorbe energía
cuando el electrón pasa de una órbita a
otra inferior o superior, respectivamente.
Modelo Atómico Actual: Modelo
Mecano Cuántico.
Max Planck:
Planteó energía
absorbida por la
materia no se
comporta de manera
continua .
Postula unidades
elementales de energía
llamados cuantos de
energía.
𝐸 = ℎ∙𝑓
 h= constante de
Planck= 6,62∙ 10−24
Espectros de Emisión
El espectro de emisión atómica de un elemento
corresponden a las ondas electromagnéticas emitidas por el
conjunto de átomos de ese elemento, en estado gaseoso,
cuando es excitado (calor, electricidad, etc.). El espectro de
emisión de cada elemento es único y puede ser usado para
determinar al elemento.
Werner Heinsenberg:
Planteo el principio
de incertidumbre
Es imposible conocer
simultáneamente la
posición
y
el
movimiento de un
electrón
Modelo Atómico Actual: Modelo
Mecano Cuántico.
Luis Broglie:
Planteó la dualidad
Onda – Partícula.
Postula que los
electrones tienen un
comportamiento dual.
• «los electrones son tratados
como ondas y su ubicación
se indica sólo en términos
de probabilidades.»
EL MODELO MECÁNO - CUÁNTICO
El modelo atómico vigente establece
que el átomo se compone de un núcleo:
que posee cargas positivas llamados
protones y sub partículas neutras llamados
neutrones, alrededor del cual se encuentra
una nube de electrones de carga negativa.
Schrödinger describe a los electrones
por medio de una función de onda, la que
representa la probabilidad de existencia de
éstos en una región delimitada del espacio.
Esta zona de probabilidad se conoce como
orbital (probabilidad matemática de encontrar a
un electrón )
• Si bien la mecánica cuántica no indica en qué
parte del átomo está un electrón, sí advierte la
región de mayor probabilidad de encontrar un
electrón.
• Esta se conoce como orbital atómico
Ecuación de Onda de
Shrödinger
La ecuación de onda de Shrödinger, describe teóricamente la
naturaleza del electrón. Esta resolución matemática obligó a
establecer unas restricciones numéricas, denominadas números
cuánticos.
Ecuación de Onda de
Shrödinger
Los estados de energía y sus
funciones de onda se caracterizan
por un conjunto de números
cuánticos con los que es posible
construir un modelo comprensible
para el átomo. En este modelo, los
electrones se ubican a cierta
distancia del núcleo (nivel) y giran en
regiones de alta probabilidad
(orbitales). Los orbitales son
ocupados por electrones llenando
primero los de menor energía y
luego el resto. La resolución de este
modelo de números cuánticos
condujo como primera aproximación
a la deducción de la configuración
electrónica para los átomos.
Números Cuánticos y Configuración Electrónica
Nivel
2
1s
nº máximo de epor sub-nivel
Sub -nivel
• Niveles de energía(n): Están formados por uno o más
subniveles. Ej:
n=1, 1 subnivel
n=2, 2 subnivel
• Los subniveles se representan por las letras minúsculas: s, p,
d, f. Los cuales poseen una cantidad determinada de
orbitales.
• Cada subnivel tiene una capacidad máxima de electrones.
Números Cuánticos
• La distribución de los electrones
alrededor del núcleo obedece a
una serie de reglas o principios de
la teoría cuántica.
• Las reglas y principios, se traducen
en un modelo matemático que
reconoce los siguientes números
denominados números cuánticos.
Número Cuántico Principal: “n”
• Especifica el nivel energético del
orbital (distancia máxima entre
electrón y nucleo), siendo el
primer nivel, el de menor
energía, y se relaciona con la
distancia promedio que hay del
electrón al núcleo en un
determinado orbital. A medida
que n aumenta, la probabilidad
de encontrar un electrón cerca
del núcleo disminuye y la energía
del orbital aumenta.
• Puede tomar los valores enteros:
n = 1, 2, 3, …, +
Número Cuántico Secundario: “l”
• Describe la forma geométrica del orbital. Zona
mas probable de encontrar un electrón. Los
valores de l dependen del número cuántico
principal. Puede tomar los valores desde:
l = 0 ; hasta l = n – 1
• En el caso de los átomos con más de un electrón,
determina también el subnivel de energía, en el
que se encuentra un orbital, dentro de un cierto
nivel energético.
Número Cuántico Secundario: “l”
• El valor de l se designa según las letras:
Número Cuántico Magnético: “m”
• Indica la orientación del orbital en el espacio.
Depende del numero cuántico secundario (l), y
toma los valores entre:
-l…0…+l
Número Cuántico Magnético: “m”
• Si l = 0, entonces m = 0 (sólo un valor para el
número m, por lo tanto, sólo una orientación).
• Si l=1, entonces m=-1, 0, +1 (3 valores para el
número cuántico magnético, por lo tanto, 3
orientaciones del orbital).
Número Cuántico Magnético: “m”
• Si l=2, entonces m=-2, -1, 0, +1, +2 (5 valores
para el número cuántico magnético, por lo
tanto, 5 orientaciones para el orbital)
Número Cuántico Magnético: “m”
• Finalmente, si l=3, entonces m=-3, -2, -1, 0,
+1, +2, +3 (7 valores para el número cuántico
magnético, por lo tanto, 7 orientaciones
distintas para el orbital)
Número Cuántico Spín: “s”
• El electrón posee su propio número cuántico
que da a conocer el sentido de la rotación del
electrón en torno a su eje cuando se mueve
dentro de un orbital. El electrón solo tiene dos
posibles sentidos de giro, por lo que puede
tomar los valores de: +1/2 ( ) y -1/2 ( )
Configuración Electrónica
• La configuración electrónica es la forma en la
que se distribuyen los electrones en los niveles
y orbitales de un átomo en su estado
fundamental o basal. Se deben considerar los
siguientes principios:
 PRINCIPIO DE AUFBAU O PRINCIPIO DE MÍNIMA
ENERGÍA.
 PRINCIPIO DE EXCLUSIÓN DE PAULI.
 REGLA DE HUND.
Configuración Electrónica
Principio de Aufbau o Principio de
mínima energía: Todos los electrones
que forman parte de un átomo adoptan
los 4 números cuánticos que les
permiten tener la menor energía
posible siendo el más estable. Los
electrones deben ocupar los orbitales
en orden creciente de energía,
empezando por los más cercanos al
núcleo.
n = 1  = 0 m = 0 s = +½
Regla de las Diagonales
Configuración Electrónica
Principio de exclusión de Pauli: “No
pueden existir en un mismo átomo 2
o más electrones con sus cuatro
números cuánticos iguales”. Cada
orbital acepta como máximo 2
electrones, los que deben tener
espines contrarios.
Configuración Electrónica
Principio de exclusión de Pauli:
Considerando que los electrones se distribuyen de a pares, se
tiene que:
 2 electrones se ubican en 1 orbital llamado s
 6 electrones se ubican en 3 orbitales llamados p (px, py y
pz)
 10 electrones se ubican en 5 orbitales llamados d (dxy, dxz,
dyz, dx2-y2 y dz2.
 Las capacidades máximas de cada orbital son:
Configuración Electrónica
Regla de Hund: Los electrones van
ocupando un subnivel, de forma de
que cada electrón adicional que
entra se ubique en orbitales
diferentes con el mismo spín.
Configuración Electrónica
Para construir la configuración electrónica de un átomo,
se debe conocer primeramente el número total de
electrones que posee (o en su defecto el valor de Z).
Luego con ayuda del diagrama de Pauling se construye
la distribución
Tipos de configuraciones
electrónicas
• Notación Global: Se indican los niveles energéticos
principales(1, 2, 3 …..) y los subniveles energéticos (s,
p, d y f), indicando el número de electrones en cada
orbital.
• Notación Global Externa: Se reemplaza parte de la
configuración electrónica por el símbolo del gas
noble mas cercano del elemento a desarrollar.
Tipos de configuraciones
electrónicas
• Notación de Diagrama de orbital: El orbital se
representa por un cuadrado y el electrón con una
flecha. La flecha hacia arriba o hacia abajo
representa cada uno de los posibles valores de spin
de los electrones.
¿Cómo Escribir la
Configuración Electrónica?
Para escribir configuraciones se debe:
 Buscar el número de electrones que tiene el
átomo, es decir, será igual a su número atómico (Z).
 Ubicar los electrones en cada uno de los niveles
de energía, comenzando por el más cercano al
núcleo ( n = 1 ), según la regla de las diagonales.
 Respetar la capacidad máxima de cada subnivel.
Ejemplo
Configuración electrónica
para el elemento Sodio
con 11 electrones.
1s2 2s2
2p6 3s1
Números cuánticos
n=3
=0
s = +1/2
m=0
11Na
Ejemplo
11Na
Ejemplo
2
P
:
1s
15
n= 3
l= 1
15P
2s2 2p6 3s2 3p3
ml= +1
ms= +1/2
Ejercicios
1. Determina los valores del número cuántico principal, número
cuántico secundario y el número cuántico magnético para los
siguientes orbitales y subniveles:
a. 3p b. 4s c. 4d
2. Determina la configuración electrónica global de los siguientes
elementos. Cuando los electrones de un mismo orbital ocupan
ambos giros, se debe indicar que el espín es igual a ± 1/2.
a. Hidrógeno e. Azufre
i. Helio
b. Potasio
f. Cloro
j. Neón
c. Flúor
g. Magnesio
k. Argón
d. Carbono
h. Nitrógeno
l. Criptón
3. Para los siguientes Z:
Z = 19 Z = 12 Z = 18 Z = 10
Obtén:
a. Configuración electrónica global, global externa y diagrama de orbital.
b. Números cuánticos asociados a las orbitales del último nivel con
electrones.