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Modelo
Mecanocuántico
del Átomo
Profesora: Solange Araya R.
Niels Bohr (1885- 1962)




2
El modelo de Bohr indicaba posición y velocidad de los
electrones (incompatible con principio de incertidumbre
de la mecánica cuántica).
Bohr supuso que el átomo solo puede tener ciertos niveles
de energía definidos, establece así, que los electrones solo
pueden girar en ciertas órbitas de radios determinados.
Sin embargo el modelo atómico de Bohr también tuvo
que ser abandonado al no poder explicar los espectros de
átomos más complejos.
La idea de que los electrones se mueven alrededor del
núcleo en órbitas definidas tuvo que ser desechada.
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3
Louis Broglie (1892-1987)

Broglie plantea que las partículas materiales, en
especial
los
electrones,
deberían
tener
comportamiento dual onda-partícula como la luz.

Un comportamiento dual onda-partícula significa que
cualquier partícula que tiene masa con cierta
velocidad, debe comportarse además como una onda.

En
1927
la
hipótesis
fue
corroborada
experimentalmente, es decir, los electrones mostraron
propiedades ondulatorias.
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Werner Heisenberg (1901-1976)

El principio de incertidumbre que plantea Heisenberg,
indica que es imposible conocer con exactitud, en
forma simultanea, la posición y el momento de una
partícula; siempre habrá un limite en la precisión

A a luz de este principio, no es posible medir con
exactitud la órbita que describe el electrón. Esto
significa que ya no es posible hablar de orbitales
electrónicas.
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5
Erwin Schrödinger (1887-1961)

Schrödinger planeta que los electrones podían ser
considerados como ondas materiales y, por lo tanto,
sus movimientos ondulatorios alrededor del núcleo
están descritos mediante ecuaciones matemáticas.

Así, la posición del electrón y su entorno espacial
quedan definidos como una función de onda Ψ.

Para determinar la función de onda, es necesario
definir parámetros restrictivos. Estos parámetro
restrictivos se denominan Números cuánticos.
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Números Cuánticos
Número Cuántico Símbol
Descripción
o
Principal
n
Representa el nivel de energía
y su volumen
Secundario
l
Magnético
m
Spin del electrón
s
Describe la forma del orbital
atómico
Describe la orientación
espacial del orbital
Se refiere al giro del electrón
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Número Cuántico Principal (n)
7

El número cuántico principal, n, 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.
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Número Cuántico Secundario (l)
8

El número cuántico secundario (l), indica la forma del orbital, que
puede ser circular, si vale 0, o elíptica, si tiene otro valor.

El valor del número cuántico secundario depende del valor del
número cuántico principal. Desde 0 a una unidad menos que n.
Ósea l = n-1
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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 secundario (l).
l
0
1
2
m
0
-1,0,+1
-2, -1,0,+1,-1
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Número Cuántico de Spin (s)

El 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.
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Orbitales Atómicos
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
Los orbitales atómicos son descripciones matemáticas de
la probabilidad de encontrar en un lugar determinado los
electrones de un átomo o molécula.

Los orbitales atómicos se relacionan con los subniveles
de energía determinados por los números cuánticos,
principalmente por el numero cuántico secundario.
Valor de l
0
1
2
3
Valor de m
0
-1,0,+1
-2,-1,0,+1,+2
-3,-2,-1,0,+1,+2,+3
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Tipo de Orbital
s (1)
P (px, py, pz) 3
d (5)
f (7)
Orbitales s

Los orbitales s (l=0)
tienen forma esférica.
Orbitales p

Los orbitales p (l=1) están
formados por dos lóbulos
idénticos que se proyectan
a lo largo de un eje.
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Orbitales d

Los orbitales d (l=2)
también están formados por
lóbulos s (l=0)
Orbitales f
Los orbitales f (l=3)
también tienen un aspecto
multilobular. Existen siete
tipos de orbitales f

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13
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Capacidad y Energía de los Niveles
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Configuración Electrónica
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La configuración electrónica de un átomo es una manera
de describir la disposición de los electrones de dicho átomo.
Esta configuración indica el número de electrones que
existe en cada nivel y tipo de subnivel

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Principio de Construcción
Principio de mínima energía (Aufbau)



Los electrones se colocan siguiendo el criterio de mínima
energía.
Es decir los electrones se ubican primero los orbitales de
más baja energía.
Los orbitales de mayor energía se ocuparán sólo cuando
los primeros hayan agotado su capacidad.
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Principio de exclusión (Pauli)


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No puede haber dos electrones con los cuatro números
cuánticos iguales
Este Principio se traduce en que sólo es posible acomodar
dos electrones como máximo en cada orbital
Principio de máxima multiplicidad (Hund)


Cuando un nivel electrónico tenga varios orbitales con la
misma energía, los electrones se van colocando
desapareados en ese nivel electrónico.
Cuando exista más de una posibilidad para colocar los
electrones en un mismo nivel energético, se colocarán los
electrones de forma que se ocupe el mayor número de
orbitales. De esta forma el espín será el máximo posible.
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Energía
6p
5d
6s
4 f
5p
4d
5s
4s
4p
3d
3p
3s
2s
2p
n = 4;
1;; l = 1;
2;
3;
0;; m = +
2;
0;
– ;1;
2;
ss=
s==
+
–+
–½
½
1s
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Elemento Nº Electrones
Diagrama Orbitales
Configuración Electrónica
Li
3
1s2 2s1
Be
4
1s2 2s2
B
5
1s2 2s2 2p1
C
6
1s2 2s2 2p2
N
7
1s2 2s2 2p3
Ne
10
1s2 2s2 2p6
Na
11
1s2 2s2 2p6 3s1
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