quimica general - Facultad de Ciencias Exactas y Naturales y

Facultad de Ciencias Exactas y Naturales y Agrimensura
Universidad Nacional del Nordeste
Avenida Libertad 5450- 3400. Corrientes
TE: (03783)457996- Int. 105
QUIMICA
GENERAL
CARRERAS: Ingeniería en Electrónica- Ingeniería EléctricaIngeniería en Agrimensura
Profesorado en Física y Licenciatura en Física
Unidad II: Estructura atómica de la
materia
Lic. Maria Irene Vera.
Especialista en Docencia Universitaria
Profesor Adjunto
2010
AL ALUMNO: El apunte aquí desarrollado tiene como finalidad orientar la búsqueda bibliográfica que
necesariamente se debe hacer en el estudio de un determinado contenido. De ninguna manera intenta
reemplazar a un libro. Se sugiere tomarlo como guía y buscar los temas aquí tratados en la bibliografía
sugerida, para elaborar un material personal de estudio para consulta y para el examen final de la
asignatura.
Lic. María Irene Vera.
Especialista en docencia universitaria
Profesor Adjunto
Química General
UNIDAD II ESTRUCTURA ATÓMICA DE LA MATERIA. Evidencias que muestran la complejidad del
átomo. Modelo atómico de Rutherford – Bohr. El átomo de hidrógeno. Naturaleza de la luz. Espectros
atómicos. Rayos X y el número atómico. Dualidad onda – partícula. Principio de incertidumbre de
Heisenberg. Modelo atómico moderno.
.
BIBLIOGRAFÍA SUGERIDA
Atkins, P. y Jones, L. “Química. Moléculas. Materia. Cambio”. Ediciones Omega S.A.
Barcelona. España. 1998
Atkins, P. y Jones, L. “Principios de Química. Los caminos del descubrimiento”. Editorial Médica
Panamericana.2006
Brown, T., LeMay, H., Bursten, B. “Química la Ciencia Central”. Prentice Hall Hispanoamericana
S.A. México. 1998.
Chang, R. “Química”. McGraw-Hill Interamericana de México, S.A. de C. V. México. 1999
Whitten, K., Davis, R., Peck, M. Química General. McGraw-Hill/Interamericana de España S.A.U.
1998.
ESTRUCTURA ATÓMICA DE LA MATERIA
Evidencias que muestran la complejidad del átomo
Gran parte del desarrollo de la teoría atómica moderna se basó en dos amplios tipos de investigación
realizados por científicos en torno a 1900.
El primer tipo trata de la naturaleza eléctrica de la materia. Estos estudios condujeron a los científicos a
reconocer que los átomos están compuestos de partículas más fundamentales, y les ayudaron a describir las
disposiciones aproximadas de estas partículas en los átomos.
La segunda área de investigación trataba la interacción de la materia con la energía en forma de luz. Esta
investigación incluía estudios de los colores de la luz que las sustancias emiten o absorben. Estos estudios
condujeron a una comprensión mucho más detallada de las disposiciones de las partículas en los átomos.
Quedó claro que la disposición de las partículas determina las propiedades químicas y físicas de cada
elemento
El modelo de las moléculas que se comportan como pelotas que rebotan (siglo XIX) podía explicar algunas
propiedades macroscópicas como la presión de los gases, pero nada decía acerca de la fuerza que mantenía
unidos a los átomos en las moléculas. Pasó mucho tiempo para que se descubriera y aceptara que las
propiedades de los átomos y de las moléculas no son gobernadas por las mismas leyes físicas que rigen a los
objetos más grandes. La nueva era de la física, comenzó en 1900 con el físico alemán Max Planck al
examinar los datos de la radiación que emitían los sólidos calentados a diferentes temperaturas. Planck
descubrió que los átomos y las moléculas emiten energía sólo en cantidades discretas o cuantos. Hasta ese
momento se asumía que la energía era un proceso continuo y que en la radiación se podía liberar cualquier
cantidad de energía.
Para entender la estructura interna de los átomos y su relación con las propiedades de los elementos, se debe
comprender la estructura electrónica de los átomos, es decir, cómo se disponen los electrones alrededor del
núcleo. Cuando Rutherford propuso el modelo nuclear del átomo a comienzos del siglo XX, pretendió
utilizar la mecánica clásica (leyes de Newton) para describir su estructura electrónica. Pero pronto se
evidenció que la mecánica clásica fracasa cuando se aplica a los electrones en los átomos. Debían
desarrollarse nuevas leyes, que luego fueron conocidas como mecánica cuántica. Para investigar la
estructura interna de los átomos, se estudian las propiedades de la radiación electromagnética que ellos
emiten. La espectroscopía es una rama de la química que analiza la radiación electromagnética emitida o
absorbida por las sustancias; la espectroscopia aplicada a los átomos se denomina espectroscopía atómica.
Características de la radiación electromagnética.
En 1873, James Maxwell propuso que la luz visible se compone de ondas electromagnéticas. Un rayo de
radiación electromagnética está formado por oscilaciones (variaciones en el tiempo) de campos eléctricos y
magnéticos (con la misma longitud de onda y frecuencia) que viajan a través del espacio vacío, en planos
perpendiculares entre sí, a una velocidad de 3x108 m.s-1. Esta velocidad, por convención, se denomina
velocidad de la luz y se simboliza con la letra “c”.
La radiación electromagnética es la emisión y transmisión de energía en forma de ondas electromagnéticas.
Son ejemplos de radiaciones electromagnéticas la luz visible, ondas de radio, rayos X, microondas, etc. estas
formas de radiación, transfieren energía desde una región del espacio hasta otra.
Una razón por la que una radiación electromagnética es una buena herramienta para el estudio de los
átomos, es que un campo eléctrico ejerce acciones sobre las partículas cargadas como los electrones.
Cuando un rayo de luz pasa por donde está un electrón, su campo eléctrico impulsa al electrón, una y otra
vez, primero en una dirección y luego en la dirección opuesta. Es decir el campo (región donde se ejercen
influencias) oscila tanto en su dirección como en su fuerza. El número de ciclos por segundo (o el número de
ondas que pasan por un punto determinado en un segundo) se denomina frecuencia de la radiación y se
simboliza  (nu). La unidad de frecuencia, 1hertz (1 Hz) se define como 1 ciclo por segundo (1 Hz = 1
ciclo/s). El término ciclo se omite y la frecuencia se expresa como: 1Hz = 1 s-1. Una frecuencia  = 25/s
ó 25 s-1 se lee “25 por segundo”.
La onda se caracteriza por su amplitud y su longitud de onda. La amplitud es la altura de la onda por sobre la
línea central. El cuadrado de la amplitud determina la intensidad o brillo de la radiación. La longitud de
onda (λ) es la distancia entre dos picos (crestas o valles). La longitud de onda de las ondas electromagnéticas
se expresa comúnmente en nanómetros (nm). Las longitudes de onda de la luz visible son cercanas a 500 nm.
Diferentes longitudes de onda de la radiación electromagnética corresponden a diferentes regiones del
espectro. Nuestros ojos detectan radiación electromagnética con longitudes de onda comprendidas en el
rango de 700 nm (luz roja) a 400 nm (luz violeta), rango denominado luz visible y la frecuencia de la luz
visible determina su color. La luz blanca, que incluye a la luz solar, es una mezcla de todas las longitudes de
onda de la luz visible.
Se cumple la relación: c = λ.  ; por lo tanto a una longitud de onda corta corresponde una radiación de alta
frecuencia y a una longitud de onda larga corresponde una radiación de baja frecuencia.
Por ejemplo, para hallar la λ de la luz azul de frecuencia 6,4 x 1014 Hz, se aplica λ = c/;
λ=
3x108 m.s - 1
= 4,7 x 10-7 m (470 nm).
6.4x1014 s - 1
Ejercicio: a) calcule las longitudes de onda de las luces del semáforo a partir de los datos de frecuencia:
verde,  = 5,75 x 1014 Hz; amarillo,  = 5, 15 x 1014 Hz; rojo,  =4,27x1014 Hz.;
b) Cuál es la longitud de onda de una estación de radio que transmite a 98,4 MHz. (1MHz = 106 Hz)
La radiación ultravioleta, es radiación de frecuencia mayor que la de la luz violeta, su longitud de onda es
algo menor que 400 nm. Este componente perjudicial de la radiación solar es el responsable del bronceado y
de las quemaduras de sol; la capa de ozono impide que alcance la superficie de la tierra en grandes
cantidades. La radiación infrarroja, que experimentamos como calor tiene frecuencia menor y longitud de
onda más larga que la luz roja; su longitud de onda es un poco mayor de 800 nm. Las microondas que se
utilizan en radares y en hornos de microondas, poseen longitudes de onda comprendidas en el rango del
milímetro al centímetro.
Radiación, cuantos y fotones.
Max Planck, físico alemán, propuso que el intercambio de energía entre materia y radiación ocurre en
cuantos o paquetes de energía. Centró su atención sobre los átomos calientes del cuerpo negro (objeto que no
favorece la absorción ni la emisión de una longitud de onda por sobre otra) que oscilan rápidamente. Su idea
central fue que un átomo que oscila a una frecuencia  puede intercambiar energía con sus alrededores solo
en paquetes de magnitud E= h. La constante h, es llamada constante de Planck tiene un valor
h = 6,626x10-34 J.s.
Si el átomo oscilante libera una energía E a su entorno, se detectará una radiación de frecuencia  = E/h. La
hipótesis de Planck, implica que la radiación de frecuencia  puede ser generada solo si un oscilador de tal
frecuencia ha adquirido la energía mínima necesaria para iniciar la oscilación. A bajas temperaturas no hay
suficiente energía disponible para inducir las oscilaciones de muy altas frecuencias. Planck consiguió
calcular la variación de la intensidad en función de la longitud de onda y pudo utilizar su propuesta para
derivar las leyes de Stefan-Boltzmann y de Wien. Para ello tuvo que descartar la física clásica que no
establece restricciones respecto de la mínima cantidad de energía que puede ser transferida de un objeto a
otro. En su lugar propuso que la energía se transfiere en paquetes discretos. La evidencia de su propuesta
provino del efecto fotoeléctrico, la expulsión de electrones de un metal cuando su superficie se expone a la
radiación ultravioleta.
Las observaciones experimentales fueron las siguientes:
a) los electrones no son expulsados a menos que la radiación posea una frecuencia por encima de cierto
valor umbral característico de cada metal;
b) los electrones son expulsados inmediatamente, sin importar cuán baja sea la intensidad de la radiación;
c) la energía cinética de los electrones expulsados aumenta linealmente con la frecuencia de la radiación
incidente.
Einsten propuso que la radiación electromagnética está compuesta por partículas, las que posteriormente
fueron denominadas fotones. Cada fotón puede ser considerado como un paquete de energía y la energía de
un único fotón se relaciona con la frecuencia de la radiación a través de la ecuación E= h. La intensidad de
la radiación es un índice del número de fotones presentes, mientras que E= h, es una medida de la energía
de cada fotón individual.
Por ejemplo, la energía de un único fotón de luz azul de frecuencia 6,4x1014 Hz es:
E= (6,626x10-34 J.s) x (6,4x1014 s-1) = 4,2 x 10-19 J.
El efecto fotoeléctrico proporciona fuerte apoyo a la idea de que la radiación electromagnética consiste
en fotones que se comportan como partículas.
Sin embargo, hay abundante evidencia que demuestra que la radiación electromagnética se comporta como
ondas, tal el caso de la difracción de un rayo de luz.
Los experimentos nos obligan a aceptar la dualidad onda partícula de la radiación electromagnética, en la
cual se combinan los conceptos de ondas y de partículas. En el modelo ondulatorio, la intensidad de la
radiación es proporcional al cuadrado de la amplitud de la onda. En el modelo de partículas, la intensidad es
proporcional al número de fotones presentes en cada instante.
Teoría de Bohr del átomo de hidrógeno.
Las investigaciones de Einsten prepararon el camino para resolver el misterio de los espectros de emisión de
los átomos. Desde el siglo XVII los físicos y químicos ya habían estudiado las características de los
espectros de emisión, es decir, los espectros continuos o de líneas de radiación emitida por las sustancias.
Los espectros de emisión de los átomos en fase gaseosa no muestran una distribución continua de longitudes
de onda del rojo al violeta; más bien los átomos producen líneas brillantes en distintas partes del espectro
visible. Estos espectros de líneas corresponden a la emisión de la luz sólo a ciertas longitudes de onda. Cada
elemento tiene un espectro de emisión único. Las líneas características de un espectro atómico se emplean en
el análisis químico para identificar átomos desconocidos. Son como las huellas digitales de las personas.
Dispositivo experimental. Espectro de emisión de átomos
En 1913, después de los descubrimientos de Planck y Einsten, el físico danés, Niels Bohr, dio a conocer una
explicación teórica del espectro de emisión del átomo de hidrógeno. En esa fecha, los físicos ya sabían que
los átomos estaban formados de electrones y protones. Consideraban al átomo como una unidad donde los
electrones giraban alrededor del núcleo en órbitas circulares a gran velocidad, un movimiento semejante al
de los planetas alrededor del sol. Se suponía que en el átomo de hidrógeno, la atracción electrostática entre el
protón positivo y el electrón negativo empujaba al electrón hacia el núcleo, y que esta fuerza se
contrarrestaba por la aceleración externa debida al movimiento circular del electrón. El modelo del átomo de
Bohr, suponía que los electrones se movían en órbitas circulares, pero imponía restricciones rigurosas: el
único electrón del átomo de hidrógeno podía localizarse sólo en ciertas órbitas. Como cada órbita tiene una
energía particular, las energías asociadas al movimiento del electrón en las órbitas permitidas, deberían tener
un valor fijo, es decir están cuantizadas. Bohr supuso que la emisión de radiación por un átomo de
hidrógeno energizado se debía a la caída del electrón desde una órbita de mayor energía a otra de menor
energía y esto originaba un cuanto de energía (un fotón) en forma de luz.
Bohr demostró que las energías que tiene el electrón en el átomo de hidrógeno están dadas por la expresión:
En = - RH (1/n2)
-18
R H : constante de Rydberg = 2,18 x 10 J;
n: número cuántico principal= 1,2,3…..número entero
El signo negativo en la ecuación es una convención arbitraria para indicar que la energía del electrón en el
átomo es menor que la energía del electrón libre, es decir, ubicado a una distancia infinita del núcleo. A la
energía de un electrón libre se asigna un valor arbitrario igual a cero. Matemáticamente significa que n tiene
un valor infinito en la ecuación de En. Cuando el electrón se acerca más al núcleo (n disminuye), En
aumenta su valor absoluto y lo vuelve más negativo. Su valor más negativo se alcanza para n=1 y
corresponde al estado energético más estable conocido como estado fundamental o nivel basal y
corresponde al estado de energía más bajo de un sistema. La estabilidad del electrón disminuye a medida que
n aumenta n = 2,3,…..Cada uno de estos niveles es un estado excitado o nivel excitado y tiene mayor
energía que el estado fundamental. En el modelo de Bohr, el radio de cada órbita circular depende de n2, de
modo que cuando n aumenta de 1 a 2 el radio de la órbita aumenta muy rápido. Cuanto mayor sea el estado
excitado, el electrón está más lejos del núcleo y este lo retiene con menor fuerza. La teoría de Bohr ayuda a
explicar el espectro de línea del átomo de hidrógeno. Si el átomo absorbe energía radiante, su electrón pasa
de un estado de energía más bajo a otro de mayor energía (mayor valor de n). En cambio, si el electrón se
mueve desde un estado de mayor energía a otro de menor energía, se emite energía radiante en forma de un
fotón. La cantidad de energía necesaria para mover un electrón en el átomo de Bohr, depende de la
diferencia de los niveles de energía entre los estados inicial y final.
∆E = Ef – Ei;
Ef = -RH (1/nf2)
; Ei= -RH (1/ni2)
∆ E = RH (1/ni2 – 1/nf2)
Dado que esta transición lleva a la emisión de un fotón de frecuencia  y energía h, se puede escribir:
∆E = h = RH (1/ni2 – 1/nf2)
Si se emite un fotón ni > nf, el término entre paréntesis es negativo y ∆E es negativo (la energía se pierde
hacia los alrededores). Si se absorbe energía, ni< nf, el término entre paréntesis es positivo y ∆E positivo.
La brillantez de una línea del espectro depende del número de fotones emitidos que tengan la misma
longitud de onda. El espectro de emisión del hidrógeno abarca una amplia gama de longitudes de onda
desde el infrarrojo hasta el ultravioleta. Las series de transición llevan el nombre de sus descubridores:
Series
Lyman
Balmer
Paschen
Brakett
nf
ni
región del espectro
1
2, 3, 4…
ultravioleta
2
3, 4, 5…
visible y ultravioleta
3
4, 5, 6…
infrarrojo
4
5, 6, 7….
Infrarrojo
Series espectrales del hidrógeno
Proceso de emisión en un átomo de hidrógeno excitado
La teoría de Bohr aplicada al átomo de hidrógeno tiene cuatro postulados:

El electrón gira alrededor del núcleo en órbitas circulares permitidas.

Cada órbita permitida tiene una energía definida, es decir la energía está cuantificada.

Cuando el electrón se halla en una órbita permitida es estable, es decir no irradia energía, sólo puede
ganar o perder energía cuando pasa de una órbita permitida a otra.

Para que el electrón se halle en una órbita permitida debe cumplir con la condición cuántica, la cual
establece que el momento angular del electrón debe ser un múltiplo entero de la cantidad ( h/2).
Dualidad onda partícula de la materia. La naturaleza dual del electrón
Se cuestionaba por qué las energías del electrón de hidrógeno eran cuantizadas, es decir por qué el electrón
estaba circunscripto a girar en órbitas alrededor del núcleo a distancias fijas. En 1924, Louis de Broglie dio
la solución a este enigma, propuso que un electrón enlazado al núcleo se comporta como una onda
estacionaria. El argumento de de Broglie era que si el electrón del átomo de hidrógeno se comporta como
una onda fija, su longitud debería ajustarse exactamente a la circunferencia de su órbita; de lo contrario, la
onda se cancelaría parcialmente en cada órbita sucesiva. Con el tiempo, la amplitud de la onda se reduciría a
cero y se anularía. La relación entre la circunferencia de una órbita permitida (2πr) y la longitud de onda (λ)
del electrón está dada por: 2πr = n λ; donde r es el radio de la órbita, λ es la longitud de onda, de la onda
descrita por el electrón y n= 1,2,3,….Como n es un entero, r puede tener sólo ciertos valores a medida que n
aumenta desde 1 a 2 a 3. Además como la energía del electrón depende del tamaño de la órbita (valor de r),
se debe cuantizar. Con este razonamiento, de Broglie llegó a la conclusión de que las ondas se comportan
como partículas y éstas exhiben propiedades ondulatorias. Propuso que todas las partículas deberían ser
consideradas como provistas de propiedades ondulatorias. Sugirió además que la longitud de onda asociada
con la “onda de materia” es inversamente proporcional a la masa de la partícula, m, y a su velocidad, v.
Las propiedades de partícula y de onda se relacionan por medio de la siguiente expresión: λ = h/m.v;
relación entre la longitud de onda asociada a una partícula en movimiento, su masa y su velocidad. El lado
izquierdo de la ecuación expresa la propiedad de una onda, su longitud de onda; el lado derecho incluye a la
masa, una propiedad característica de una partícula.
De acuerdo con la relación de de Broglie, una partícula de masa 1g que se mueve a una velocidad de 1 m .s-1
tiene una longitud de onda de:
λ = h/mv = 6,626x10-34 J.s/ (1x10-3 kg) x (1m.s-1) = 7x10-31kg.m2s-1/kg.m.s-1= 7x10-31 m.
Una longitud de onda tan pequeña, que resulta indetectable. Es fácil entender, por qué las propiedades
ondulatorias de las partículas no habían sido detectadas. Lo mismo ocurre con cualquier objeto macroscópico
(visible) que se mueve a velocidades normales. El carácter ondulatorio de los electrones fue detectado
mediante la demostración de que producían imágenes de difracción. En la actualidad la difracción de
electrones es una técnica importante para la determinación de las estructuras de las moléculas y para la
exploración de las estructuras de las superficies sólidas.
Ejercicio:
Calcule la longitud de onda de las siguientes partículas: a) una pelota de tenis de masa 6,00 x 10-2 kg que
viaja a una velocidad de 68 m/s; b) un electrón, masa = 9, 1094 x 10-31 kg que se desplaza a 63 m/s.
a) λ = h/mv; λ = 6,63x10-34 J.s/ (6,0 x 10-2 kg) x 63 m/s = 1,6 x 10-34 m.
Este valor tan pequeño de longitud de onda, no puede ser medido por ningún dispositivo, por esto no hay
manera de detectar las propiedades de onda de una pelota de tenis.
b) λ = h/mv; λ = 6,63 x 10-34 J.s / (9,1094 x 10-31 kg)x 68 m/s = 1,1 x 10-5 m o 1,1 x 104 nm.
Esta longitud de onda se encuentra en la región infrarroja.
Este ejercicio nos muestra que aunque la ecuación de de Broglie, se aplica a distintos sistemas, las
propiedades ondulatorias solo se observan en los electrones y otras partículas submicroscópicas. Esto se debe
al valor tan pequeño de la constante de Planck que aparece en el numerador de la ecuación.
Mecánica cuántica
La dualidad onda partícula barre los fundamentos de la física clásica y modifica nuestra comprensión de la
radiación electromagnética y de la materia. En la mecánica clásica, una partícula tiene una trayectoria
definida, su localización y el momento lineal están especificados en cada instante. La propuesta de Bohr no
podía explicar los espectros de emisión de los átomos que tenían más de un electrón como los de helio y litio.
Tampoco explicaba por qué aparecían más líneas en el espectro de emisión del átomo de hidrógeno cuando
se aplicaba un campo magnético. Con el descubrimiento del comportamiento ondulatorio de los electrones
surgió otro problema: cómo precisar la posición de una onda, ya que al extenderse en el espacio, no se puede
saber su posición exacta. Para describir el problema que significa localizar una partícula subatómica que se
comporta como onda W. Heisemberg, formuló una teoría, que hoy se conoce como Principio de
Incertidumbre de Heisemberg: “Es imposible conocer con certeza el momento p (definido como la masa
x velocidad) y la posición de una partícula simultáneamente”. Matemáticamente esto se expresa:
∆x . ∆p ≥ h/4π. ; ∆p . ∆x ≥ ½ ћ
Ћ: h partida, significa h/2π
∆x y ∆p son las incertidumbres en las mediciones de la posición y el momento respectivamente. Cuando se
mide con mayor precisión el momento de una partícula (∆p pequeño), su posición se va a estimar con menor
precisión (∆x se hace mayor). Este principio, tiene consecuencias prácticas insignificantes para objetos
macroscópicos, pero es de gran importancia para los electrones en los átomos.
Aplicando este principio al átomo de hidrógeno, se deduce que en realidad, el electrón no viaja en la órbita
alrededor del núcleo con una trayectoria bien definida, como suponía Bohr. Si así fuera, podría ser factible
determinar simultáneamente y con exactitud, la posición del electrón (a partir del radio de la órbita) y su
momento (mediante su energía cinética), con lo cual se violaría este principio. La contribución de Bohr fue
importante para la comprensión de los átomos y su sugerencia de que la energía de un electrón en un átomo
está cuantizada, permanece inalterada. Pero esta teoría no describe por completo el comportamiento
electrónico en los átomos. En 1926, mediante un desarrollo matemático complejo, el físico austriaco E.
Schrödinger, formuló una ecuación que describe el comportamiento y la energía de las partículas
subatómicas en general. Para resolver esta ecuación hay que hacer cálculos avanzados que no vamos a
considerar en esta asignatura. Pero hay que resaltar que esta ecuación incorpora tanto el comportamiento de
partícula, en términos de la masa m, como el de onda, en términos de una función de onda ψ (psi), la cual
depende de la ubicación del sistema en el espacio (como la del electrón en un átomo).
La probabilidad de encontrar al electrón en cierta región del espacio es proporcional al cuadrado de la
función de onda ψ2.
Descripción mecánico-cuántica del átomo de hidrógeno.
La ecuación de Schrödinger especifica los posibles estados de energía que puede ocupar el electrón del
átomo de hidrógeno e identifica las respectivas funciones de onda. 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 del átomo de hidrógeno. Aunque con la mecánica cuántica, queda claro que no se puede saber
en qué parte del átomo se localiza un electrón, sí define la región en la que puede encontrarse en un momento
dado. El concepto de densidad electrónica da la probabilidad de encontrar un electrón en cierta región del
átomo. El cuadrado de la función de onda, ψ2, define la distribución de densidad electrónica alrededor del
núcleo en el espacio tridimensional. Las regiones de alta densidad electrónica representan la mayor
probabilidad de localizar un electrón, lo contrario se aplica a las regiones de baja densidad electrónica.
En la mecánica cuántica, el concepto de órbita del modelo de Bohr, se sustituye por el de orbital atómico. El
orbital atómico se considera como la función de onda del electrón de un átomo. Decir que un electrón está
en cierto orbital, significa que la distribución de densidad electrónica o probabilidad de localizar un electrón
en el espacio, se expresa mediante el cuadrado de la función de onda asociada con ese orbital. Un orbital
atómico tiene energía y distribución características de la densidad electrónica.
La ecuación de Schrödinger funciona bien para el átomo de hidrógeno, con un protón y un electrón, pero no
se resuelve con exactitud para átomos que tengan más de un electrón. Los físicos y los químicos superan esta
dificultad con métodos de aproximación. Se supone que la diferencia no es muy grande entre el
comportamiento de átomos polielectrónicos y el átomo de hidrógeno. De esta manera, las energías y las
funciones ondulatorias que describen el comportamiento del átomo de hidrógeno son una buena
aproximación del comportamiento de los electrones en átomos más complejos.