Download electrón y modelo mecano cuantico

Subsector: Química
Nivel: primero medio
Profesora: Patricia Berríos Maturana
EL ELECTRÓN Y EL MODELO MECANO CUÁNTICO FECHA: 13/1011
APRENDIZAJE ESPERADO: Describe investigaciones científicas clásicas o contemporáneas
relacionadas con el modelo Mecano – Cuántico.
INSTRUCCIONES:
1.- Lea atentamente este texto, subrayando en cada párrafo las ideas principales, busque
en el diccionario las palabras que no entienda
2.- Luego desarrolle la guía de trabajo formativo
Descubrimiento del núcleo atómico. Pocos meses después del descubrimiento de los rayos X, el
físico francés Henri Becquerel (1852 – 1908) observó que unas placas fotográficas se ennegrecían
en contacto con cierta radiación que emitían algunas sales de uranio. A este hallazgo le siguieron
otros realizados por Marie Curie (1867 – 1934) y Pierre Curie (1859 – 1906), quienes aislaron otros
dos elementos que emitían el mismo tipo de radiación: el polonio y el radio.
A estos elementos se les llamó elementos radiactivos; los átomos que los conforman se
desintegran espontáneamente, produciendo diferentes tipos de radiaciones: alfa, beta y gamma
Las emisiones alfa corresponden a núcleos de helio, con carga positiva; las beta son electrones
con carga negativa; y las gamma, radiaciones electromagnéticas sin carga.
El conocimiento de las emisiones radiactivas sirvió para postular un nuevo modelo atómico.
En 1904, se hicieron una serie de experimentos con el fin de comprobar el modelo atómico de
Thomson. Uno de ellos consistió en impactar una lámina de oro muy delgada, de 0,00004cm de
espesor, con partículas alfa que provenían de un elemento radiactivo. Se observó que la mayoría de
las partículas atravesaban la lámina en línea recta, y que solo una pequeña fracción de ellas se
desviaba en ángulos mayores a los 90 grados.
Para interpretar los resultados de este experimento, tuvo que modificarse el Modelo de Thomson.
En 1909, Ernest Rutherford (1871 – 1937) consideró que toda la masa de un átomo y su carga
positiva se concentraría en un espacio muy pequeño, al que llamó núcleo atómico; alrededor
de él, ocupando todo el volumen del átomo, se encontrarían los electrones. La carga negativa
de los electrones contrarresta la carga positiva del núcleo, por lo cual el átomo es neutro.
Descubrimiento del neutrón. Se sabe que un modelo científico sirve para explicar los fenómenos
observados, al mismo tiempo que para predecir nuevos acontecimientos. Así fue como Rutherford,
basándose en el conocimiento de que la partícula alfa tenía una carga +2 (2 protones) y una masa 4
veces mayor a la del protón, y que la masa de los electrones era muchísimo menor a la de los
protones, predijo además que el átomo debiera estar formado por partículas neutras, sin carga y con
una masa cercana a la del protón.
Años más tarde, en 1932, el inglés James Chadwick (1891 – 1974) comprobó, al bombardear
átomos de berilio con partículas alfa de alta energía, la emisión de partículas neutras: los
neutrones.
CONSECUENCIAS DEL MODELO ATÓMICO DE ERNEST RUTHERFORD
En la primera década del siglo XX, el científico inglés H. Moseley midió la carga nuclear de varios
elementos químicos. Sus resultados permitieron asignar un número atómico a cada uno de los
elementos. El número atómico (Z) de un elemento químico representa la carga nuclear positiva de
sus átomos, es decir el número de protones contenidos en el núcleo. Así, un elemento se caracteriza
por su número atómico y si el átomo es neutro, este valor coincide con el número de electrones.
Número Másico (A): corresponde al número de nucleones (partículas nucleares) que contiene, es
decir, la suma de los protones más los neutrones presentes en el núcleo atómico.
A = Z (número de protones) + N (número de neutrones)
De la expresión se deduce que la cantidad de neutrones es igual a:
N=A–Z
LOS ISÓTOPOS: ÁTOMOS DE UN MISMO ELEMENTO PUEDEN SER DIFERENTES
En 1920 Francis W. Aston inventó el espectógrafo de masa, un instrumento empleado para
determinar con gran exactitud las masas atómicas. Con este instrumento se demostró que algunos
núcleos de un mismo elemento (igual Z) tienen masas diferentes. Se les llamó isótopos a los
átomos de un mismo elemento con diferente masa atómica (diferente A).
Para simbolizar el isótopo de un elemento se indica su número atómico Z, que identifica al
elemento y su número másico A, que identifica al isótopo
Existen tres isótopos naturales del hidrógeno: Propio, Deuterio y Tritio
UNA NUEVA CONCEPCIÓN DE LA MATERIA: TEORÍA MECÁNICO – CUÁNTICA.
De la Física clásica a la Física Cuántica
Algunos de los hechos, cuyas interpretaciones constituyen la antesala del nuevo modelo atómico,
fueron: la radiación electromagnética, el efecto fotoeléctrico y los espectros de emisión.
 Radiación electromagnética. Imagina que tienes un cuerpo caliente, como por ejemplo el
filamento metálico de una ampolleta. A la energía que emite la llamamos energía radiante o
radiación electromagnética, que tiene una amplia gama de longitudes de onda.
En 1900, el físico alemán Max Planck (1858 – 1947) revolucionó los conceptos de la época al
explicar el fenómeno de la energía radiante. Cuando la Física clásica postulaba que la energía
podía ganarse o perderse ininterrumpidamente, es decir, en forma continua, Planck propuso
que los átomos y moléculas podían emitir o absorber energía solo en cantidades discretas,
(en números enteros múltiplos de cantidades bien definidas) a las que llamó cuantos de
energía. Fue James Maxwell, en 1873, quien demostró teóricamente que la luz visible
contaba con ondas electromagnéticas y que además era capaz de transportar energía.

Efecto fotoeléctrico. Otro fenómeno que la Física clásica no había podido resolver. Este se
produce cuando un haz de luz, con una frecuencia determinada, choca sobre la superficie de
un metal. Cuando la frecuencia de la radiación sobrepasa cierto valor mínimo, característico
para cada metal, se emiten desde él electrones a cierta velocidad.
En 1905, Albert Einstein (1879 – 1955) explicó este fenómeno apoyándose en la teoría de
los cuantos. Él consideró la luz constituida por pequeñas partículas a las que llamó fotones;
según la Física clásica, la luz tenía una naturaleza ondulatoria. Para Einstein, los fotones
transportan una cantidad determinada de energía, según la relación de Planck E= h x v, y
postuló que los fotones, al chocar con un electrón de la lámina metálica, le ceden su energía
totalmente. De esta forma, se vencen las fuerzas de unión electrón- metal, logrando que los
electrones escapen del metal.
Espectros de emisión. Sabemos que la luz visible está compuesta de una gama de colores
continuos que van desde el color violeta al rojo y se llama espectro continuo. Tú lo puedes
utilizamos como fuente de luz aquella que proviene de un tubo de descarga que contiene en
su interior algún gas, el resultado obtenido es diferente. Cuando el tubo tiene hidrógeno, en
lugar de verse los colores del arco iris, se observan solo cuatro líneas coloreadas y aisladas,
llamadas espectro de líneas.
Actualmente, sabemos que cada elemento químico tiene un espectro característico que puede
servir para identificarlo. Así como en el mundo no hay dos personas con huellas digitales
idénticas, tampoco hay dos elementos con espectros iguales. Como el espectro de emisión es
una propiedad de los átomos, también se llaman espectros atómicos.
Hacia el modelo Mecánico – Cuántico.
A principios del siglo XX, la comprensión de los conceptos físicos antes mencionados,
consiguieron poner en duda el modelo atómico propuesto por Rutherford.
En 1913, el físico danés Niels Bohr (1885 – 1962), teniendo en cuenta algunos conceptos de la
Física clásica y de la Teoría de los Cuantos de Planck, fue capaz de postular un nuevo modelo
para el átomo de hidrógeno.
Es a partir de este modelo que la “preocupación” principal se centra en “explicar” cómo se
comporta el electrón, en el átomo. Cómo se mueve, que trayectoria sigue alrededor del núcleo
atómico, etc.
Postulados del Modelo de Bohr.
 En el átomo de hidrógeno existe un número de órbitas permitidas o estados
estacionarios, en los que el electrón puede girar sin emitir energía, es decir, haciendo
del átomo un sistema estable.
 Cuando el átomo absorbe o emite energía en forma de radiación, el electrón se mueve
de una órbita a otra.
 Dentro de las órbitas permitidas o estados estacionarios, los principios de la Física
clásica son válidos, pero cuando el electrón salta de una de estas órbitas a otra
(emisión o absorción de radiación), el proceso es controlado por la teoría cuántica de
Planck y Einstein.
 Los diferentes estados estacionarios quedan descritos por un número entero, llamado
número cuántico principal (n).
El modelo de Bohr explica perfectamente el espectro atómico del hidrógeno, un átomo
formado por un protón y un electrón, pero no es aplicable a la explicación de los espectros de
átomos que contienen más de un electrón: los átomos polielectrónicos.

Naturaleza y comportamiento del electrón.
En 1924, el físico francés Louis De Broglie (1892 – 1977), considerando los argumentos de Einstein
sobre la naturaleza ondulatoria de la luz que presentaba también características de partícula, lo llevó
a hacer la siguiente consideración inversa: “¿Por qué los electrones de naturaleza probada como
partículas, no pueden tener también características de onda?” Aún más, “¿Por qué no podría llegar
toda la materia a presentarse como ondas?” Así, De Broglie propuso que una partícula de masa m,
como el electrón, que está en movimiento, tiene una onda asociada.
En 1927, tras una serie de experimentos que impulsaron el desarrollo del microscopio electrónico, la
hipótesis de De Broglie pudo ser confirmada experimentalmente. Esta hipótesis logró aclarar las
condiciones cuánticas del modelo de Bohr.
. Sabemos que el sistema responde de una o de otra forma: si estamos observando un
comportamiento ondulatorio, responderá como onda y si lo que vemos es un comportamiento de
partícula, lo hará como tal.
La discrepancia entre un modelo científico y la experiencia es un hecho característico en la
búsqueda de nuevos conocimientos en la historia de la ciencia. En el caso de la Química, tratar de
explicar el espectro y otras propiedades de átomos distintos del hidrógeno, requiere del uso de un
modelo más complejo: el Modelo Mecánico- Cuántico del átomo.

Principio de incertidumbre de Heisenberg.
De acuerdo al modelo de Bohr, el electrón del átomo de hidrógeno gira en torno al núcleo en una
trayectoria bien definida, de modo que su posición y cantidad de movimiento son magnitudes que
podrían calcularse con toda precisión y en todo instante.
Sin embargo, en 1926, Werner Heisenberg (1901 – 1976) sostuvo que no era posible tal
descripción. Él decía: “Es imposible conocer simultáneamente la posición, el momento lineal (masa
por velocidad) y la energía de una partícula. Cuanto más exacta sea la determinación de una de
ellas, más inexacta será la de la otra”. Esta hipótesis se conoce hoy con el nombre de principio de
incertidumbre de Heisenberg. A medida que se determina la posición con más exactitud, la
cantidad de movimiento se hace más imprecisa.
NÚMEROS CUÁNTICOS
En 1927, el físico austriaco Erwin Schrodinger (1887 – 1961) describió el comportamiento del
electrón en un átomo, de acuerdo a consideraciones estadísticas.
Schrodinger consideró que la trayectoria definida del electrón ( en órbitas), según Bohr, debe
sustituirse por la probabilidad de hallarlo en una zona dada del espacio atómico; esta probabilidad
es también la densidad electrónica, de modo que las regiones donde existe una alta probabilidad de
encontrar al electrón (orbitales atómicos), son las zonas de alta densidad electrónica.
Con la teoría de Erwin Schrodinger queda establecido que los electrones no giran en órbitas
alrededor del núcleo tal como lo había propuesto Niels Bohr, sino que en orbitales, que
corresponden a regiones del espacio en torno al núcleo donde hay una alta probabilidad de
encontrar a los electrones.
Bajo este planteamiento, los estados de energía permitidos para el electrón en el átomo, llamados
orbitales, quedan descritos por medio de cuatro números cuánticos:
 Número cuántico principal (n). Esta relacionado con la energía del electrón. Los
valores que puede adoptar están limitados a los números naturales: 1,2,3,4, etc.

Número cuántico secundario (l). Designa la forma del orbital. Los valores teóricos
que toma dependen del valor de n, van desde 0, 1, 2….(n- 1). Por ejemplo si n = 3, l
puede tomar solo los valores enteros 0, 1, 2, ya que 2 es el resultado de 3 – 1 (n – 1).
Se acostumbra simbolizar con letras los valores numéricos que puede tomar el número
cuántico l, según:
Número cuántico secundario 0 1 2 3 4
Nombre del orbital
s p d f g
Los orbitales que tienen el mismo n, reciben el nombre de nivel y los orbitales que
tienen igual n y l ,reciben el nombre de subnivel.

Número cuántico magnético (ml). Está relacionado con la orientación “magnética”
del orbital en el espacio. Sus valores numéricos dependen de l. Van desde - l a + l,
pasando por cero. Así por ejemplo si l = 2, los valores de m = -2, -1, 0, +1, +2. De
manera que el subnivel d tiene 5 orbitales.

Número cuántico de espín (s). Corresponde al giro del electrón sobre su propio
eje, el cual puede tener dos sentidos: en la dirección de los punteros del reloj y en el
sentido inverso. Este número cuántico puede tomar sólo los valores + ½ o - ½ . El
número cuántico de espín no deriva de la ecuación de Schrodinger, sino que fue
descubierto en 1925 por George Uhlenbeck y Samuel Goudsmit, y se introdujo
para que la teoría fuera consistente con la experiencia. Como el electrón es una
partícula cargada, se comporta como un pequeño imán, por lo que se dice que el
electrón tiene un espín o giro.
Los números cuánticos descritos sirven para expresar la situación energética de cada electrón en un
átomo.
El Modelo Atómico Mecánico – Cuántico es una teoría que, hasta el momento,
explica con éxito la periodicidad de los elementos químicos en la Tabla
Periódica, así como varias de las propiedades de los átomos.
ENERGÍA Y CAPACIDAD DE LOS ORBITALES ATÓMICOS
Los niveles de energía para el átomo de hidrógeno dependen exclusivamente del número cuántico
principal n, de manera que todos los subniveles tienen la misma energía.
En cambio, el diagrama de energía de los átomos polielectrónicos, átomos con más de un
electrón, depende de los valores de los números cuánticos principal (n) y secundario (l). Para
obtenerlo, se considera que el conjunto de números cuánticos que describen al átomo de hidrógeno
son válidos también para los átomos polielectrónicos. Así se tiene una idea cualitativa de cómo van
variando los niveles de energía: aumentan progresivamente a partir del nivel 1s.
Subsector: Química
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Profesora: Patricia Berríos Maturana
CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA DE LOS ÁTOMOS FECHA: 13/10/11
APRENDIZAJE ESPERADO: Comprende el comportamiento de los electrones en el átomo en base
a principios del Modelo Mecano – Cuántico.
INSTRUCCIONES:
1.- Lea atentamente este texto, subrayando en cada párrafo las ideas principales
busque en el diccionario las palabras que no entienda
2.- Luego desarrolle la guía de trabajo formativo
Con el fin de distribuir los electrones dentro del átomo, se han establecido una serie de reglas
básicas que responden a los principios de la Teoría Mecánico – Cuántica y que permiten representar
las configuraciones electrónicas de los átomos. Entendiéndose ésta como “la distribución u
ordenación de los electrones en los niveles, subniveles y orbitales atómicos”.
Para encontrar la configuración electrónica de un átomo se deben cumplir las siguientes “reglas o
principios de llenado electrónico”:



Los electrones se ubican primero en los orbitales de menor energía,
mientras que los de mayor energía solo se ocupan cuando se completa
la capacidad de los de menor energía: PRINCIPIO DE CONSTRUCCIÓN O
DE AUFBAU.
En un átomo no pueden existir dos electrones con los valores de los
cuatro números cuánticos iguales. Cada electrón en un átomo tiene sus
propios números cuánticos. Así, un orbital solo puede contener un
máximo de dos electrones con número de espín opuesto: PRINCIPIO DE
EXCLUSIÓN DE PAULI
Cuando un subnivel tiene más de un orbital, los electrones van
ocupando el subnivel, de forma que cada electrón adicional que entra se
ubica en orbitales diferentes con el mismo espín. Esta regla establece
que el orden en que los electrones ocupan un subnivel es aquel que
presente un mayor número de espines paralelos, o la combinación con el
mayor número de electrones desapareados: PRINCIPIO DE MÁXIMA
MULTIPLICIDAD O REGLA DE HUND.

TODOS ESTOS PRINCIPIOS Y/O REGLAS SE ENCUENTRAN TOMADOS EN CUENTA EN EL
LLAMADO: DIAGRAMA DE LLENADO ELECTRÓNICO.
En general se emplean tres formas de representación de la configuración electrónica de
los elementos.
 a) NOTACIÓN GLOBAL: Usando la simbología se indican claramente los
niveles energéticos principales (1,2,3,….), el o los subniveles energéticos
(s,p,d o f) ocupados en cada nivel principal y el número de electrones en
cada orbital.
Por ejemplo la configuración global:

b) NOTACIÓN GLOBAL EXTERNA: En esta notación, que es más
compacta que la primera, se reemplaza parte de la configuración
electrónica por el símbolo del Gas Noble de número atómico (Z)
inmediatamente anterior al elemento. Por ejemplo para el boro, el gas
noble de Z inmediatamente anterior es helio (He) cuyo Z es 2.

c) NOTACIÓN DE DIAGRAMA DE ORBITAL: En ésta el orbital se
representa por un cuadrado o un circulo y el electrón con una flecha. La
flecha hacia arriba o hacia abajo representa cada uno de los posibles
valores de espin de los electrones.
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Profesora: Patricia Berríos Maturana
GUÍA DE ACTIVIDADES FORMATIVAS FECHA: 13/10/11
INSTRUCCIONES:
Tomando en cuenta la información de las guías: “El electrón y el modelo MecanoCuántico” y “Configuración electrónica”, desarrolle las siguientes preguntas y
ejercicios.
1.- ¿Cuál es el aporte de los siguientes científicos en el desarrollo de los Modelos Atómicos?
a) Erwin Schrodinger
b) Ernest Rutherford
c) Louis De Broglie
d) Niels Bohr
e) H. Moseley
f) James Chadwick
g) Francis Aston
h) Max Planck
i) James Maxwell
j) Albert Einstein
k) Werner Heisenberg
l) Pauli
m) Hund
2.- ¿En qué consiste el Principio de Incertidumbre?
3.- ¿Qué señala la Hipotesis de De Broglie?
4.- ¿Qué diferencia hay entre los conceptos de orbita y de orbital?
5.- ¿Qué son los números cuánticos?
6.- ¿Qué información nos entregan los números cuánticos: principal, secundario, magnético y de
espín?. ¿Cuáles son sus valores teóricos?
7.- ¿Cuáles son los átomos polielectrónicos? Señala un ejemplo
8.- ¿Qué es la Configuración Electrónica?
9.- ¿Qué Principios se aplican para realizar la configuración electrónica? Explica.
10.- Señala 1 semejanza y 1 diferencia entre los Modelos atómicos de: Rutherford, Bohr y
Schrodinger.
EJERCICIOS
1.- El número atómico del silicio es 14 y tiene tres isótopos con 14, 15 y 16 neutrones
respectivamente. ¿Cuáles son los números másicos y símbolos de estos tres isótopos?
2.- Usando la Tabla Periódica identifica los siguientes elementos:
a) ¿Cuáles de los símbolos indicados representan isótopos de un mismo elemento?
b) ¿Cuáles tienen el mismo número de nucleones?
c) ¿Cuáles de los cinco isótopos tienen el mismo número de neutrones
3.- Si el número cuántico principal es 4, ¿cuáles serían los valores teóricos para el número
cuántico secundario?
4.- ¿Cuál es el número de orbitales asociado con los siguientes números cuánticos principales:
n = 2 y n = 3?
5.- Escriba la configuración electrónica global del Sodio (Na) cuyo número atómico (Z) es 11