Modelo atómico moderno: Teoría cuántica: cuantos

Materia: Físico-química

Profesora:

Tema: Modelo  atómico moderno: Teoría cuántica: cuantos

Año: 3º                     División:                                       Fecha:

Objetivo: Que el alumno  logre:

• Comprender el comportamiento de los electrones en los distintos niveles y subniveles de energía.
• Distribuir los electrones en los distintos niveles y subniveles de energía de un determinado átomo.
• Relacionar la configuración electrónica de un átomo con su posición en la tabla periódica.

Actividad de Motivación:

Se llevará a cabo la indagación de ideas previas, a partir del dibujo del átomo de hidrógeno que utiliza Bohr para explicar su modelo atómico y el modelo atómico actual.

Se dará la siguiente actividad:

Indicar del siguiente elemento H:

1. Composición nuclear
2. Composición extranuclear
3. Periodo y subgrupo
4. Completar el siguiente cuadro:

Se llevará a cabo la confrontación de ideas previas.

Actividad de desarrollo:

Se llevará a cabo la explicación del tema utilizando como medio auxiliar el pizarrón y demás materiales didácticos.

Se dictará lo siguiente:

Modelo atómico actual: Mecánico cuántico.

El modelo atómico de Bohr promovió la investigación de otros científicos. En 1927, el francés Louis de Broglie (1892-1987), el austríaco Erwin Schrodinger (1887-1961) y el alemán Werner Heisenberg (1901-1976), realizaron investigaciones que llevaron a postular lo que conocemos como modelo atómico actual o modelo mecánico- cuántico. Sostenían que si la luz podía comportarse como onda  y partícula, el electrón también podía hacerlo.

Según este modelo los electrones no se distribuyen en órbitas definidas sino en zonas del espacio denominadas ORBITALES, donde la probabilidad de encontrar electrones es máxima. Esos orbitales se simbolizan con las letras s, p, d, f.

Debido a que los electrones no tienen trayectoria fija alrededor del núcleo, lo envuelven formando una nube difusa de cargas negativas.

Cada nivel de energía o nivel principal se denomina con un número (n). Cada nivel de energía es la región de la nube electrónica donde se encuentran los electrones con valores similares de energía. Cuantos más lejos del núcleo se ubiquen, más energía tendrán. Puede ver hasta siete niveles de energía (Periodo).

A su vez, cada nivel principal de energía contiene n subniveles.

Cuando un electrón cambia de niveles, emite o absorbe  energía y  recibe el nombre de cuanto.

Un electrón queda definido por 4 números cuánticos:

• Número cuántico principal: n, da el nivel de energía que tiene el electrón alrededor del núcleo.
• Número cuántico azimutal o secundario: l, da el tipo de orbital, la forma del orbital. Sus valores dependen del número cuántico principal "n", es decir, sus valores son todos los enteros entre 0 y (n-1), incluyendo al 0.

-Si n = 1 ;  l = 0 (s)

-Si n = 2 ;  l = 0 (s) , 1 (p)

-Si n = 3 ;  l = 0 (s) , 1 (p) , 2 (d)

-Si n = 4 ;  l = 0 (s) , 1 (p) , 2 (d) , 3(f)

Por lo tanto:

En el nivel 1 (n=1), existen 1 subnivel (s)

En el nivel 2 (n=2), existen 2 subniveles (s, p)

En el nivel 3 (n=3), existen 3 subniveles (s, p, d)

En el nivel 4 (n=4), existen 4 subniveles (s, p, d, f)

Dicho de otra manera, el número cuántico azimutal determina la excentricidad de la órbita, cuanto mayor sea, más excéntrica será, es decir, más aplanada será la elipse que recorre el electrón.

                           [pic 1]

•  Número cuántico magnético: m, indica la orientación del orbital.[pic 2]

[pic 3]

• Número cuántico de spin (espin): s, giro del electrón sobre sí mismo.

[pic 4]

Se adquiere entonces:

La distribución particular de los electrones en los distintos niveles y subniveles determina la configuración electrónica (C.E) del átomo. Por ejemplo el cloro:

1s2 2s2 2p6 3s2 3p5

Principios a tener en cuenta para el llenado de orbitales:

-Principio de Aufbau o de la menor energía: Este principio nos indica que todos los electrones partirán "llenando" los orbitales de menor energía posible. Si el de menor energía está lleno, seguirán con el que le sigue en energía y así sucesivamente.

-Principio de Hund o de la máxima multiplicidad: Este principio nos dice que en caso de que existan orbitales atómicos con la misma energía, los electrones se distribuirán equitativamente en cada uno y cuando todos tengan un electrón se empezarán a llenar con los que les falten. Por ejemplo, si se tiene tres orbitales con la misma energía (denominados orbitales degenerados), los electrones entrarán de tal manera que los primeros tres electrones entrarán uno en cada orbital, todos con el mismo spin. Cuando esto ocurre, se dice que el orbital se encuentra semi-lleno o desapareado. Posteriormente, se completaran los orbitales con los electrones que hagan falta para este efecto.

-Principio de exclusión de Pauli: Este principio nos dice que cada electrón posee una combinación única de 4 números cuánticos que lo personaliza. No es posible que existan dos electrones con los 4 números cuánticos iguales. Esto quiere decir, que solamente pueden existir dos electrones por orbital, ya que existen dos espines (+1/2 y -1/2).

Representación gráfica de orbitales[pic 5]

En forma gráfica convencional un orbital se representa por una casilla

Esta puede estar ocupada por un electrón                o por dos electrones               , con la condición de que ambos tengan sus spins opuestos.[pic 6][pic 7][pic 8][pic 9][pic 10]

En los tres primeros niveles de energía, la gráfica resulta de la siguiente manera:[pic 11][pic 12][pic 13]

K: n=1                    [pic 14]

                  1s2[pic 15][pic 16][pic 17][pic 18][pic 19][pic 20][pic 21][pic 22][pic 23][pic 24]

[pic 25][pic 26]

L: n=2[pic 27][pic 28][pic 29][pic 30]

                 2S2                        2P6                [pic 31][pic 32][pic 33][pic 34][pic 35][pic 36][pic 37][pic 38][pic 39][pic 40][pic 41][pic 42][pic 43][pic 44][pic 45][pic 46][pic 47][pic 48][pic 49][pic 50]

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