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TALLER COMPLEMENTARIO 2
MODELO MECANICO-CUANTICO DEL ATOMO-CONFIGURACION ELECTRONICA
El modelo mecánico- cuántico del átomo considera que los electrones tienen un
comportamiento tanto de onda como de partícula. Esta teoría considera que la
“trayectoria definida” del electrón propuesta por Bohr, debía sustituirse por la
probabilidad de encontrarlo en una de la región periférica al núcleo atómico, de
tal manera que las regiones donde existe una alta probabilidad de encontrar al
electrón corresponden a zonas de alta densidad electrónica. El espacio
alrededor del núcleo de un átomo en donde se encuentran sus electrones se
llama nube electrónica.
Los orbitales electrónicos y la estructura de la materia
No podemos saber dónde estará el electrón en un momento dado, sino cual es la
probabilidad de que dicha partícula se encuentre en una zona de observación.
Esta una fue denominada orbital electrónico.
Tipos y formas de los orbitales
Para expresar cada orbital se usa un número entero llamado cuántico principal, el
cual fue designado en el modelo de Bohr con la letra (n). Cuanto más grande sea
el valor de (n) mayor es la energía del electrón y mayor la distancia promedio a
que se encuentra la nube electrónica del núcleo.
Puesto que se dispone de un número grande de formas diferentes de ondas, se
usan otros símbolos diferentes a (n). El primero consiste en una serie de letras
minúsculas s, p, d o f las cuales representan las formas totales de los orbitales. Así
por ejemplo todos los orbitales s tienen formas esféricas; los orbitales p tienen
forma de pesa de gimnasia; los orbitales d tienen formas más complejas y los f
aún más.
El tercer tipo de símbolo que se usa para describir los orbitales es un subíndice que
sirven para distinguir los orbitales que tienen la misma forma básica pero que se
diferencian en sus orientaciones en el espacio. En el caso del orbital p siempre
tiene tres orientaciones posibles, la primera corresponde al orbital p que se
extiende a lo largo del eje ( x) y se designa como el orbital p x, la segunda
corresponde al orbital p, que se extiende a lo largo del eje (y) y se designa como
orbital py, y finalmente el orbital que se extiende a lo largo del eje (z) se designa
como orbital pz.
Otro punto importante para tener en cuenta, es que solamente es posible un
número limitado de formas de orbital para cada valor de (n). Así por ejemplo, si
n= 1, entonces es posible el orbital esférico 1s. Cuando n=2 son posibles dos tipos
de orbital (2s y 2p), mientras que si n=3, entonces ocurren tres tipos de orbital (3s,
3p, 3d). De la misma manera cuando n=4 se producen cuatro tipos de orbital (4s,
4p, 4d, 4f.
En cada orbital solo es posible acomodar dos electrones por lo tanto, para el
orbital (s) caben dos electrones, 6 para el orbital (p), 10 para el orbital (d) y 14
para el (f). Recuerda tener en cuenta esta información para cuando se vaya a
realizar la distribución electrónica de un átomo.
Números cuánticos
Son aquellos puntos de referencia que nos permiten describir la posición y el
estado energético de un electrón ubicado en un determinado orbital, con lo cual
podemos caracterizar el orbital electrónico independientemente del elemento
químico de que se trate.
Estos son:
a. Número cuántico principal: Se representa por la letra (n) y puede tomar
cualquier valor entero. Representa el nivel de energía en el cual se encuentra el
electrón. Oscilan entre 1 y 7 cuando el átomo está en estado fundamental. Por
ejemplo el único electrón del átomo de hidrogeno se encuentra en la órbita más
próxima al núcleo (n= 1), se dice que este se encuentra en estado fundamental.
b. Número cuántico secundario o azimutal: Son los subniveles de energía. Se
representa por la letra ( l ) y determina la forma del orbital, es decir la región
espacial dónde se mueve el electrón.
Son todos los números enteros comprendidos entre 0 y (n -1).
Por ejemplo: para un elemento cuyo número cuántico principal es n= 4, los
valores de (l) son:
l = 0, 1, 2 , 3
estos valores se relacionan con letras por ejemplo
0= s
1= p
2= d
3= f
Lo cual facilita la designación de los electrones.
Por ejemplo:
Si un electrón está en el primer nivel de energía (n=1) cual es el valor de l?
l = 0 ó 1s
c. Número cuántico magnético: determina la orientación de la nube electrónica
que sigue el electrón alrededor del núcleo.
Esto se debe a que cada subnivel contiene uno o más orbitales designados por el
número cuántico magnético o ( ml ). Este incluye todos los enteros comprendidos
entre (-1 y 1) .
Por ejemplo si
l=1
ó
subnivel p los valores posibles para ml son:
ml = -1, 0 y 1 lo que corresponde a px, py, pz
d. Número cuántico spin: Un electrón ligado a un átomo también gira sobre sí
mismo y alrededor del núcleo. Como cada orbital puede tener hasta dos
electrones estos se pueden diferenciar entre sí por el sentido de giro sobre su eje,
es decir su spin. Cuando dos electrones ocupan el mismo orbital sus sentidos de
giro son opuesto; +1/2 si va en sentido de las manecillas del reloj y -1/2 si va en
contra.
Cuando describimos los cuatro números cuánticos para un determinado electrón,
decimos todo lo que se puede decir en términos de energía para ese electrón.
En forma general y para un electrón cualquiera su estado cuántico sería:
n= 1,2,3,4,5,…..
l = 0,1,2,3,4 ó s, p, d, f
m= 0, 0, +1, +2, +3
s= 1/ 2, -1/2
EN TU CUADERNO REALIZA UN MAPA CONCEPTUAL CON LOS CONCEPTOS CLAVES
SPIN, AZIMUTAL, MAGNÉTICO, SUBNIVELES DE ENERGÍA, NÚMERO CUÁNTICO
PRINCIPAL Y ESTUDIA PARA EXPLICARLO A TUS COMPAÑEROS.
Para establecer la configuración electrónica de cualquier átomo se aplican los
siguientes principios:
a. Los electrones se distribuyen entre los diferentes niveles, en orden creciente de
energía: primero los de menor y luego los de mayor.
b. En cada nivel hay subniveles en número igual al de las unidades del número
cuántico principal. El nivel 2 tiene dos subniveles, el nivel 3 tiene tres subniveles y
así sucesivamente.
c. En cada subnivel hay un número fijo de orbitales: 1, 3, 5, 7
d. Cada orbital aloja como máximo 2 electrones de spin contrario
En el cuadro se resumen los principios anteriores
Para especificar la ubicación de los electrones se usan los siguientes símbolos:
Número cuántico principal 4s2
4= número cuántico
s= subnivel
2= cantidad de electrones
Explica las siguientes notaciones
1s1
3p4
6f7
5d9
7d5
El cloro es el elemento 17 y su configuración electrónica es: 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p5
Estudia el triángulo de Pauli y establece la configuración electrónica del oxígeno,
aluminios, sodio, calcio y neón en tu cuaderno.
Una distribución electrónica más analítica es la que discrimina la ubicación de los
electrones en los orbitales. En este caso se aplica la llamada regla de Hund:
“cuando existen orbitales de la misma clase, se coloca un solo electrón en cada
orbital antes de aparear cualquier electrón”. Por ejemplo el diagrama de
configuración electrónica del nitrógeno es así:
N7 =
px
1s2
2s2
1s2
2s2
py
pz
2p3
Y no
N7 =
px
py
pz
Elabora el dibujo y la notación de distribución electrónica por orbitales de los
siguientes elementos: carbono, flúor, potasio, litio, magnesio en tu cuaderno.
En los símbolos px, py, pz, las letras x, y, z indican la orientación espacial de los
orbitales p, según lo hagan hacia el eje x, y, z, de un sistema de coordenadas
cartesianas. Tal información es importante porque determina las propiedades
físicas y químicas de las moléculas que forman. El agua existe en forma líquida y
es un buen disolvente gracias a la forma curvada de su molécula.
Conocer la distribución de los electrones en cada orbital permite establecer la
forma como un átomo puede enlazarse con otro, porque tal hecho depende de
la cantidad de electrones desapareados.