materia de primero medio

1. MODELO MECANO CUÁNTICO
NÚMEROS CUÁNTICOS

2. MODELO MECANO-CUÁNTICO
Es el actual modelo: este modelo se expuso por vez primera
en 1925 por Schrodinger y Heisenberg.

3. Características
• Dualidad onda-partícula: la propuesta de Broglie; Todas
las partículas materiales tienen propiedades ondulatorias y
también que las partículas que están en movimiento lleva una
onda asociada.
• Principio de Indeterminación: La afirmación
de Heisenberg con relación a que era imposible situar a un
electrón dado en un punto exacto del espacio.

4. • El comportamiento de los electrones presentes en el átomo,
esta representado por la ecuaciones del modelo mecanico-
cuantico, dando la posibilidad de identificar su carácter
ondulatorio y deja claro que es imposible predecir su
recorrido exacto.
• De esta manera se logro establecer un concepto de modelo
orbital, para poder intuir un determinado sector o región en
el espacio del átomo donde se podría encontrar un electrón
siendo este espacio muy grande.

5. PRINCIPIO DE DUALIDAD
LOS ELECTRONES , AL
IGUAL QUE LOS
FOTONES (CUANTOS
DE ENERGÍA
LUMINOSA) SE
COMPORTAN COMO
PARTÍCULAS (masa) Y
COMO ONDAS(energía)

6. Louis De Broglie
Afirmaba que un haz de electrones debería mostrar
características ondulatorias y comportarse como un haz de
luz. Esta explicación sobre la naturaleza ondulatoria del
electrón le valió el premio Novel en 1929.

7. PRINCIPIO DE INCERTIDUMBRE DE
HEISENBERG:
 Heisenberg afirmaba que era
imposible establecer con precisión
tanto la posición como la energía de un
electrón .
Principio de Heisenberg “ es imposible
establecer la trayectoria específica de
un electrón”

8. PRINCIPIO DE INCERTIDUMBRE DE
SCHRÖDINGER
SCHRÖDINGER CONSIDERÓ A ELECTRON
COMO UNA ONDA Y DESARROLLÓ UNA
ECUACIÓN MATEMATICA EN LA CUAL DESCRIBE
TANTO SU COMPORTAMIENTO ONDULATORIO
COMO DE PARTÍCULA, EN ESTA ECUACIÓN
INTRODUCE LOS SIGUIENTES NÚMEROS
CUÁNTICOS:

9. Números cuánticos y Niveles de
energía.
La solución a esta ecuación tan compleja desde el punto de
vista matemático, da como resultado los denominados
números cuánticos.
Un electrón que se mueve alrededor de núcleo puede
considerarse ligado a él y podemos describir su
movimiento ondulatorio mediante la ecuación de ondas.
Con esta idea, Schrödinger realizó un estudio matemático
del comportamiento del electrón en el átomo y obtuvo una
expresión, conocida como ecuación de Schrödinger.

10. Existen cuatro números cuánticos, los cuales describen la
ubicación y comportamiento del electrón tanto en el orbital
como en la orbita
Los números cuánticos son:
a) Número cuántico principal: n
b) Número cuántico secundario o azimutal: l
c) Número cuántico magnético: m
d) Número cuántico de spin: s

11. n : Número cuántico principal
Los valores del número cuántico n indican el nivel de energía
en el que se encuentra el electrón.
Determina el tamaño del orbital. Puede tomar cualquier
valor natural distinto de cero: n = 1, 2, 3, 4 ...
Varios orbitales pueden tener el mismo número cuántico
principal, y de hecho lo tienen, agrupándose en capas. Los
orbitales que tienen el mismo número cuántico principal
forman una capa electrónica.
Cuanto mayor sea el número cuántico principal, mayor será
el tamaño del orbital y, a la vez, más lejos del núcleo estará
situado

13. Este número indica la forma que tienen los orbitales atómicos.
Los valores del número cuántico l definen el tipo de orbital.Los
valores de l, parten de cero hasta un número más bajo que n
Indica la forma del orbital, que puede ser circular, si vale 0, o
elíptica, si tiene otro valor
El valor del número cuántico azimutal depende del valor del
número cuántico principal. Desde 0 a una unidad menos que n.
Si el número cuántico principal vale 1, n = 1, el número
cuántico azimutal sólo puede valer 0, ya que sus posibles
valores van desde 0 hasta una unidad menos que n.
Por lo tanto: l= n-1
l : Número cuántico azimutal o
Número cuántico secundario

14. Si l = 0 el orbital es del tipo s

15. Si l = 1 los orbitales son del tipo p
Si l = 2 los orbitales son del tipo d

16. Si l = 3 los orbitales son del tipo f

17. Resumiendo

22. NÚMERO CUÁNTICO MAGNÉTICO (m):
El número cuántico magnético, m, determina la orientación del
orbital. Los valores que puede tomar depende del valor del número
cuántico azimutal, m, variando desde - l hasta + l.
Si el número cuántico azimutal vale 0, l = 0, el número cuántico
magnético sólo puede tomar el valor 0. Así, sólo hay un orbital s.
Si el número cuántico azimutal vale 1, l = 1, el número cuántico
magnético puede tomar los valores -1, 0 y 1, ya que sus posibles
valores van desde - l hasta l. Hay, por lo tanto, tres orbitales p, ya
que si l = 1 el orbital se llama p.

23. En general, para un valor l, habrá 2·l + 1
orbitales:

24. NÚMERO CUANTICO DE
SPIN (s): Este giro del electrón
sobre sí mismo está indicado por el
número cuántico de espín, que se
indica con la letra s. Como puede
tener dos sentidos de giro, el
número de espín puede tener dos
valores: ½ y - ½.

25. Resumen.
Podemos resumir indicando que la corteza electrónica se
organiza en capas, indicadas por el número cuántico
principal, n, que indica su lejanía al núcleo.
Dentro de las capas hay distintos orbitales, especificados por
el número cuántico azimutal, l, y que indica la forma del
orbital. El número de orbitales de cada tipo está dado por el
número cuántico magnético, m, que nos señala la
orientación del orbital. Además hay otro número cuántico,
de espín, s, que sólo puede tomar dos valores e indica el giro
del electrón sobre sí mismo.

26. n l m orbital Núm. e-
orbital
Núm. e-
nivel
1 0 0 s 2 2
2 0
1
0
-1,0,1
s
3p
2
6
8
3 0
1
2
0
-1,0,1
-2,-1,0,1,2
s
3p
5d
2
6
10
18
4 0
1
2
3
0
-1,0,1
-2,-1,0,1,2
-3,-2,-1,0,1,2,3
s
3p
5d
7f
2
6
10
14
32

27. Resumen

28. Para ordenar los números cuánticos en cada átomo de la
tabla periódica, se describieron tres principios que describen
la ubicación de cada electrón y de cada orbital en los átomos,
estos principios son los siguientes:

29. Llenado de orbitales

30. ¿cuántos electrones caben en un
orbital?

31. ¿Cómo se llenan los grupos de
orbitales de igual energía?

32. DIAGRAMA DIAGONAL

33. Por ejemplo

34. Configuración Electrónica de un Elemento
He
1S1
1S2
H