El documento introduce los principios básicos de la mecánica cuántica, incluyendo la dualidad onda-corpúsculo de De Broglie, el principio de incertidumbre de Heisenberg y la ecuación de onda de Schrödinger. Explica cómo estos principios permiten desarrollar un modelo mecano-cuántico para el átomo de hidrógeno basado en los números cuánticos y describir las configuraciones electrónicas de los átomos mediante las reglas de Aufbau, Hund y exclusión de Pauli

1. Estructura de la materia. Introducción a la Química moderna . (2º parte: el modelo Mecano-Cuántico)

3. 4 PRINCIPIOS DE LA MECANICA CUANTICA A. HIPÓTESIS DE LOUIS DE BROGLIE (1924) “ Toda partícula en movimiento lleva asociada una onda” B. PRINCIPIO DE INCERTIDUMBRE DE HEISENBERG (1927) “ Es imposible conocer simultáneamente la posición (x) y la cantidad de movimiento de una partícula (p)” Justifica el 2ºpostulado de Bohr Surge el concepto de Orbital

5. V ALORES Y SIGNIFICADO FÍSICO DE LOS NUMEROS CUÁNTICOS n = 1,2,3,... l = 0,... ,n-1 m l = -l,... ,0, ... ,+l m s = + 1 / 2 - 1 / 2 Define la ORIENTACIÓN en el espacio del orbital Sentido de giro del e- respecto a su eje de rotación ORBITAL 5 MODELO MECANO-CUÁNTICO e - FORMA del orbital Energía del orbital Subnivel energético s (l=0) p (l=1) d (l=2) f (l=3) TAMAÑO del orbital Nivel energético: 1 7

6. POSTULADOS Los átomos sólo pueden existir en determinados niveles energéticos El cambio de nivel energético se produce por absorción o emisión de un fotón de energía de manera que su frecuencia viene determinada por:  E = h ·  ” . Los niveles energéticos permitidos para un átomo vienen determinados por los valores de los números cuánticos: 5 MODELO MECANO-CUÁNTICO m s número cuántico de spin m l número cuántico magnético n número cuántico principal l número cuántico orbital o de momento angular

7. ORBITALES ATÓMICOS: soluciones de la Ecuación de Ondas para el Hidrógeno 5 MODELO MECANO-CUÁNTICO

8. 5 CONFIGURACIÓN ELECTRONICA El conocimiento de la distribución de los electrones en los distintos orbitales es muy importante para entender las propiedades de los átomos. Esta información se obtiene a partir de los espectros atómicos y se expresa mediante la configuración electrónica. De manera aproximada la configuración electrónica de un elemento en su estado fundamental se puede determinar aplicando las siguientes reglas: Principio de mínima energía (Aufbau) Principio de máxima multiplicidad (regla de Hund) Principio principio de exclusión de Pauli.

9. Principio de Mínima Energía (Aufbau) Los electrones se colocan siguiendo el criterio de mínima energía . 5 CONFIGURACIÓN ELECTRONICA Principio de exclusión de Pauli No puede haber dos electrones con los cuatro números cuánticos iguales En un orbital sólo caben dos electrones que compartirían tres números cuánticos y se diferenciarían en el número cuántico de spin (s) Regla de la máxima multiplicidad de Hund Cuando una serie de orbitales de igual energía (p, d , f) se están llenando con electrones, éstos permanecerán desapareados mientras sea posible, manteniendo los espines paralelos

10. 1 s 2 s 3 s 2 p 3 p 4 f Energía 4 s 4 p 3 d 5 s 5 p 4 d 6s 6 p 5 d n = 1; l = 0; m = 0; s = – ½ n = 1; l = 0; m = 0; s = + ½ n = 2; l = 0; m = 0; s = – ½ n = 2; l = 0; m = 0; s = + ½ n = 2; l = 1; m = – 1; s = – ½ n = 2; l = 1; m = 0; s = – ½ n = 2; l = 1; m = + 1; s = – ½ n = 2; l = 1; m = – 1; s = + ½ n = 2; l = 1; m = 0; s = + ½ n = 2; l = 1; m = + 1; s = + ½ n = 3; l = 0; m = 0; s = – ½ n = 3; l = 0; m = 0; s = + ½ n = 3; l = 1; m = – 1; s = – ½ n = 3; l = 1; m = 0; s = – ½ n = 3; l = 1; m = + 1; s = – ½ n = 3; l = 1; m = – 1; s = + ½ n = 3; l = 1; m = 0; s = + ½ n = 3; l = 1; m = + 1; s = + ½ n = 4; l = 0; m = 0; s = – ½ n = 4; l = 0; m = 0; s = + ½ n = 3; l = 2; m = – 2; s = – ½ n = 3; l = 2; m = – 1; s = – ½ n = 3; l = 2; m = 0; s = – ½ n = 3; l = 2; m = + 1; s = – ½ n = 3; l = 2; m = + 2; s = – ½ n = 3; l = 2; m = – 2; s = + ½ n = 3; l = 2; m = – 1; s = + ½ n = 3; l = 2; m = 0; s = + ½ n = 3; l = 2; m = + 1; s = + ½ n = 3; l = 2; m = + 2; s = + ½ n = 4; l = 1; m = – 1; s = – ½ n = 4; l = 1; m = 0; s = – ½ n = 4; l = 1; m = + 1; s = – ½ n = 4; l = 1; m = – 1; s = + ½ n = 4; l = 1; m = 0; s = + ½ n = 4; l = 1; m = + 1; s = + ½ n = ; l = ; m = ; s =