modelo atómico mecánico cuántico de la materia

1. Química 3er año
Julia Vergara
Eje 1:​ L​OS​ ​MATERIALES​: ​ESTRUCTURA​, ​PROPIEDADES​ ​E​ ​INTERACCIONES
Sub eje 1: ​Modelo atómico mecánico-cuántico.
Configuración electrónica.
Después de haber estudiado la historia de la evolución del modelo atómico nos
concentramos en estudiar el Modelo atómico mecánico-cuántico y la configuración
electrónica de los elementos químicos. Para ello:
1- Miramos el vídeo de la clase virtual del tema compartido en el classroom.
2- Leemos las diapositivas de la presentación compartidas por classroom.
3- Realiza las actividades propuestas.
ACTIVIDADES:
1- ​De acuerdo con las reglas establecidas ¿cual es el número máximo de electrones que
caben en los primeros cuatro niveles de energía?
2- Escribí la configuración electónica del (CE) de los siguientes atómos: litio, Z=3; carbono,
Z=6; magnesio, Z=12; cinc, Z=30; bromo, Z=35.
3-​ Indicá con una x las configuraciones electrónicas que no son posibles y explicá por qué:
4- ¿Cuál de las siguientes configuraciones es más estable? ¿Por qué?
5- ¿Cuáles son los números cuánticos principal (n) y secundario (o azimutal, l) que definen
al último electrón de las siguientes configuraciones?
IMPORTANTE: Hay que unirse al classroom de google. ​Claves:
★ 3°A: nm3hha4
★ 3°B: 5j4pqbz
★ 3°C: zj7cq4k
1

2. El modelo mecánico
cuántico del átomo
Configuración electrónica

3. Hasta ahora: IONES:
ISÓTOPOS:
Partículas
subatómicas
Evolución del
modelo atómico

4. Postulados del modelo mecanico-cuantico
LUIS DE BROGLIE(1923): el electrón tiene un
comportamiento dual (doble): de onda y al mismo
tiempo de partícula por tener masa y moverse a
elevadas velocidades.
Si queres saber más:
https://www.youtube.com/watch?v=ac
pGNFLeveE

5. Postulados del modelo mecanico-cuantico
WERNER HEISENBERG (1926): PRINCIPIO DE
INCERTIDUMBRE que dice que: es imposible
conocer con certeza simultáneamente la velocidad
y la posición de una partícula en movimiento.

6. Postulados del modelo mecanico-cuantico
ERWIN SCHRÖDINGER: FUNCIÓN o ECUACIÓN DE
ONDA DE SCHÖDINGER. Permite conocer la
probabilidad de encontrar un electrón a distintas
distancias del núcleo del átomo.A partir de todas
estas ideas e interpretaciones se llega a un
concepto de ORBITAL ATÓMICO: es la zona
alrededor del núcleo donde existe la mayor
probabilidad de encontrar al electrón.

7. Postulados del modelo mecanico-cuantico
LUIS DE BROGLIE(1923): DUALIDAD ONDA PARTÍCULA
WERNER HEISENBERG (1926): PRINCIPIO DE
INCERTIDUMBRE
ERWIN SCHRÖDINGER: ECUACIÓN DE ONDA DE
SCHÖDINGER

9. Número Cuánticos: nos indican la energía y
posición de un electrón.

11. Orbitales:

14. Configuración Electrónica
La configuración electrónica del átomo de un elemento corresponde a la
ubicación de los electrones en los orbitales de los diferentes niveles de
energía.
¿Por qué es importante?
Las propiedades de los elementos dependen, sobre todo, de cómo se
distribuyen sus electrones en la corteza.
Es importante saber cuántos electrones existen en el nivel más externo de un
átomo pues son los que intervienen en los enlaces con otros átomos para
formar compuestos.

15. Ideas básicas son las siguientes:
Existen 7 niveles de energía o capas donde pueden situarse los electrones,
numerados del 1, el más interno, al 7, el más externo.
A su vez, cada nivel tiene sus electrones repartidos en distintos subniveles,
que pueden ser de cuatro tipos: s, p, d, f.
En cada subnivel hay un número determinado de orbitales que pueden
contener, como máximo, 2 electrones cada uno.
Hay 1 orbital tipo s, 3 orbitales p, 5 orbitales d y 7 del tipo f. De esta forma el número máximo de electrones
que admite cada subnivel es: 2 en el s; 6 en el p (2 electrones x 3 orbitales); 10 en el d (2 x 5); 14 en el f (2 x
7).

16. La distribución de orbitales y
número de electrones
posibles en los 4 primeros
niveles se resume en la
siguiente tabla:
NIVEL SUBNIVEL
NOMBRE
DE LOS ORBITALES
NÚMERO MÁXIMO
DE ELECTRONES
POR SUBNIVEL
NÚMERO MÁXIMO
DE ELECTRONES
POR NIVEL
1 s 1s 2 2
2
S 2s 2
8
p 2p 6
3
S 3s 2
18
p 3p 6
d 3d 10
4
s 4s 2
32
p 4p 6
d 4d 10
f 4f 14

17. Representación de los orbitales
s
d
p
f

18. Ejercitemos
1
H
2
He
3
Li
1s1
1s2
1s2
2s1
5
B
1s2
2s2
6
C
1s2
2s2 2p2
2p1

19. Cómo completamos la configuración:
Regla de Hund:
Esta regla explica el llenado de orbitales atómicos que tienen igual
energía, los 3 tipo p, los 5 tipo d y 7 tipo f.
La partícula analizada será más estable (es decir, tendrá menos
energía), cuando los electrones estén en paralelo, uno en cada
orbitral.
Para entender bien la regla de Hund, es necesario saber que
todos los orbitales de un subnivel deben estar ocupados por al
menos un electrón, antes de que se añada un segundo electrón
en el mismo orbital. Cuando la órbital adquiere el segundo
electrón, se coloca en forma antiparalela (spin opuesto) al
anterior.

20. Cómo completamos la configuración:
Regla de las diagonales:
Cuando un átomo o ion se encuentra en su estado
fundamental, los electrones ocupan los espacios
disponibles de los orbitales atómicos de acuerdo con
su nivel de energía.
Al ocupar los orbitales, los electrones se sitúan primero
en los niveles que poseen menor energía y estén
desocupados, para luego ir ubicándose en los de mayor
energía.
1s – 2s – 2p – 3s – 3p – 4s – 3d – 4p – 5s – 4d – 5p – 6s – 4f – 5d – 6p – 7s – 5f – 6d – 7p.

21. Tarea: