FUNDACIÓN EDUCACIONALCOLEGIO DE LOS SS.CC.

- MANQUEHUE -

DEPARTAMENTO DE CIENCIAS PROFESORA: SILVINA IRIBERRI

CURSO: SEGUNDO MEDIO

TEORÍA ATÓMICA – SEGUNDA PARTEMODELO ATÓMICO ACTUAL: MODELO MECANO-CUÁNTICO.

A partir de 1925 el modelo atómico de Bohr fue objeto de sucesivas modificaciones hasta llegar

al actual modelo atómico, un modelo matemático que explica el comportamiento del e-

en átomos con varios electrones.

El modelo actual establece que en el átomo existen unas zonas delimitadas u orbitales donde

hay mayor probabilidad de encontrar los electrones. Estos orbitales se agrupan a su vez en los

distintos niveles de energía.. Es decir, la posición del electrón se circunscribe a una zona

llamada orbital dentro de la cual existe una alta probabilidad de encontrar al electrón. Se

desecha la idea de que giran, simplemente están en esa zona.

Cuando un átomo tiene varios electrones, éstos se ubicarán en diferentes orbitales.

Cada orbital está caracterizado o identificado por una serie de números llamados

números cuánticos.

I. LOS NÚMEROS CUÁNTICOS.

Este modelo matemático nos entrega información de 4 números cuánticos que describen a

cada electrón del elemento. Estos son:

1. Número cuántico principal = n.

Describe el nivel de energía principal que ocupa un electrón en el átomo. Se representa

con la letra “n” y toma valores enteros positivos del 1 hasta infinito. Este número

cuántico es de importancia para determinar la energía del electrón. Cuando el “n”

crece, la energía del electrón es mayor, y a su vez está más alejado del núcleo.

(Uno de los méritos de Bohr fue postular la existencia de distintos niveles de

energía dentro del

átomo).

n = 1, 2, 3..... Nivel de energía

2. Número cuántico secundario o azimutal = ℓ

Cada uno de los niveles principales de energía incluye uno o más subniveles. Los

subniveles se denotan por el segundo número cuántico, ℓ. Además, este número ℓ, indica

la forma de los orbitales. Este número toma valores que van desde 0 hasta (n - 1). Los

subniveles se designan por las letras minúsculas s, p, d y f.

ℓ = 0, 1, 2,..., (n-1)

Si ℓ= 0 , orbital s

Si ℓ= 1 , orbital p

Si ℓ= 2 , orbital d

Si ℓ= 3 , orbital f

Un ejemplo claro se puede apreciar en la siguiente tabla.

DESIGNACIÓN DE SUBNIVELES PARA LOS CUATRO PRIMEROS NIVELES PRINCIPALES

n 1 2 3 4

ℓ 0 0 1 0 1 2 0 1 2 3

Subniveles 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d 4f

3. Número cuántico magnético = mℓ.

Representa la orientación espacial de los orbitales. Se designa con el símbolo mℓ.

Toma valores desde (-ℓ hasta +ℓ ), incluyendo el cero.

mℓ = -ℓ,..., 0,..., +ℓ

Por ejemplo, un orbital donde n = 2 y ℓ=1 se simboliza como 2p. Hay tres orbitales 2p (-1,

0, +1), los cuales tienen diferentes orientaciones en el espacio.

Para p = -1 , el orbital tiene orientación según el eje x y se denomina px

p = 0 , el orbital tiene orientación según el eje y, se denomina py

p = 1 , el orbital tiene orientación según el eje z, se denomina pz

4. Número cuántico de spin = ms

Se designa con el símbolo ms. Cada suborbital tiene hasta 2 electrones, los cuales giran

sobre su eje, en sentidos opuestos. Si el electrón gira en un sentido el valor del spin es

+1/2 y en el otro sentido - 1/2.

ms = ½ ó - ½

II. ¿QUÉ FORMA TIENEN LOS ORBITALES ATÓMICOS?

Actividad # 6

Internet, núcleos y electrones.

h tt p : // m i cr o . m a gn e t . f s u . e d u / e l ec t r o m a g /j ava / a t o m i c o r b i t a l s /

Como se mencionó anteriormente la forma del orbital atómico viene dada por el número

cuántico secundario, ℓ

Veamos los orbitales posibles según el valor de los números cuánticos:

Si n = 1 entonces el número cuántico ℓ sólo puede tomar el valor 0, es decir, sólo es

posible encontrar un orbital en el primer nivel energético. En él solo puede haber hasta

dos electrones (uno con spin +1/2 y otro con spin -1/2). Este orbital, de apariencia

esférica, recibe el nombre de 1s:

Si n = 2, el número ℓ puede tomar los valores 0 y 1, es decir, son posibles los tipos de

orbitales s y p. En el caso de que sea ℓ = 0, tenemos el orbital llamado 2s en el que

caben dos electrones (uno con spin +1/2 y otro con spin -1/2):

Si ℓ = 1 tendremos orbitales del tipo p de los que habrá tres diferentes según indicarían los tres

valores (+1, 0, -1) posibles del número cuántico mℓ, pudiendo albergar un máximo de dos

electrones cada uno, con valores de spin +1/2 y -1/2, es decir, seis electrones como máximo:

Si n = 3 son posibles tres valores del número cuántico ℓ = 0,1 y 2.

Si ℓ = 0 tendremos de nuevo un orbital del tipo s:

si ℓ = 1 tendremos los tres orbitales del tipo p:

y si ℓ = 2 los orbitales serán del tipo d, de los que habrá cinco diferentes según indican los

cinco valores posibles (+2, +1, 0, -1, -2) para el número cuántico mℓ y que podrán albergar un

total de diez electrones:

Si n = 4, son posibles cuatro tipos de orbitales diferentes. De tipo s (para ℓ= 0):

De tipo p (para ℓ = 1):

De tipo d (para ℓ = 2):

De tipo f (para ℓ = 3) de los que habrá siete diferentes según indican los siete valores posibles

(+3, +2, +1, 0 -1, -2, -3) del número cuántico m, que podrán albergar un total de catorce

electrones: