El documento describe los conceptos fundamentales de la mecánica cuántica aplicada a los átomos. Explica que los electrones exhiben un comportamiento dual de partícula y onda. Introduce los números cuánticos como una herramienta para describir los electrones en los átomos y predice la distribución espacial de los electrones. Finalmente, explica cómo se llena progresivamente los orbitales atómicos siguiendo principios como el de mínima energía y exclusión de Pauli.

1. Conocimienos Previos
Gabii Burguer

2. Gabii Burguer

3. • Una corriente de electrones exhibe el mismo
comportamiento ondulatorio que la radiación
electromagnética.
Onda
Electrica
• Comportamiento dual de corpúsculo y onda:
Posee masa y se mueve a velocidades elevadas.
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4. Luis de Broglie:
• En 1924 postulo: ‘‘Los electrones tienen un
comportamiento dual de onda y partículas, pues
cualquier partícula que tuviera masa y se
moviera a cierta velocidad, podía comportarse
además como onda.
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5. Werner Heinserberg:
• En 1927 Sugiere que es imposible conocer con
exactitud la posición, el momento (m∙v) y la
energía de un electrón y en general de una
partícula de pequeño tamaño, lo cual llamó
principio de incertidumbre.
• Principio de incertidumbre: Incapacidad de
determinar exactamente la posición; velocidad y
energía de manera simultanea de un electrón
dentro del átomo.
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6. Erwin Schrödinger
• En 1927 a partir de sus estudios matemáticos, junto
con las conclusiones De Broglie, establece una
ecuación compleja que permite obtener una función
de onda (ψ) también denominada orbital que en su
expresión cuadrática (ψ²) contiene la información
que describe probabilísticamente el comportamiento
del electrón en el átomo. Además, establece que esta
función de onda corresponde a la distribución de
densidad electrónica, que es mayor cerca del
núcleo y menor a medida que se aleja del núcleo.
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7. Erwin Schrödinger
• Su postulado: ‘‘Existencia de un numero
ilimitado de funciones de onda por nivel
energético y a su vez estas en un átomo
multielectronico, resultan tener diferentes
energía a lo que se les denomina subniveles.’’
• Los cuales reconocemos con las letras ‘‘S-P-D-F’’
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8. 1) Numero cuántico principal (n): Indica el nivel
de energía donde se encuentra el electrón.
▫ Toma valores de 1 hasta infinito
▫ Son números enteros positivos.
2) Numero cuántico secundario (l): Indica los
subniveles de energía.
 Indica el tipo de orbital
 Por cada valor del n° cuántico principal al n° cuántico
azimutal, toma los valores desde 0 hasta n-1
Si n= 1 l= 0
Si n= 2 l= 0, 1
Si n= 3 l= 0, 1, 2
Si n= 4 l= o, 1, 2, 3 Gabii Burguer

9. • Numero cuántico magnético (m): Indica la
orientación espacial del orbital.
▫ Toma los valores de –l 0 l+ por cada valor del n°
cuántico azimutal.
Numero cuántico Numero cuántico Numero cuántico
principal (n) secundario (l) magnético (m)
1 0 0
2 0 0
1 -1, 0, +1
3 0 0
1 -1, 0, +1
2 -2, -1, 0, +1, +2
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10. • Numero cuántico de Spin-Espin: Indica el giro
que tiene el electrón sobre su propio eje.
▫ Toma los valores de:
 +1/2 -1/2
 +1/2 -1/2
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11. Orbitales Atómicos
• Los números cuánticos permiten analizar en
profundidad los orbitales atómicos de los
átomos simples hasta los átomos
polielectrónicos, según la relación que se
muestra en la siguiente tabla:
Numero de
Numero de orbitales en Designación de los
n l m la subcapa orbitales atómicos
orbitales en la
capa
1 0 0 1 1s 1
0 0 1 2s
2 4
1 -1, 0, +1 3 2py 2px 2pz
0 0 1 3s
3 1 -1, 0, +1 3 3py 3px 3pz
9
2 -2, -1, 0, +1, +2 5 3d1 3d2 3d3 3d4 3d5

12. Orbitales s
• Definir la forma de un orbital no e tan fácil, ya
que estos no tienen una forma bien definida.
• La siguiente imagen nos muestra la forma
aproximada que nos permitirá comprender con
mayor facilidad los enlaces químicos.
z z z
x x x
y y y
1s 2s 3s

13. Orbitales p
• Estos comienzan en el nivel 2 (n=2) Si n=2, l
toma los valores 0 y 1. Cuando l es 1, los
números cuánticos magnéticos son -1, 0, +1,
presentando entonces tres orbitales (2px, 2py,
2pz) como muestra la siguiente imagen.

14. Orbitales d:
• Los orbitales d aparecen cuando n=3 o mayor. Si n=3 y el
valor de l es 2, m= -2, -1, 0, +1, +2 que corresponde a los
orbitales 3d1, 3d2, 3d3, 3d4, 3d5

15. Desafío Científico:
Habilidades a desarrollar: Aplicar y Asociar.
• Determina los valores del numero cuántico principal y numero
cuántico magnético para los siguientes orbitales y subniveles:
▫ A. 3p B. 4s C. 4d
• Indica cual es el numero de orbitales asociado con los siguientes
números cuánticos principales.
▫ A. n=2 B. n=3 C. n=4
• Identifica los números cuánticos (n y l) de los electrones que se
encuentran en los siguientes orbitales.
▫ A. 1s B. 2p C. 3p

16. • Para entender el
comportamiento
electrónico de los
átomos poli eléctricos
se establece la
configuración
electrónica. La
configuración
electrónica esta descrita
mediante un esquema
de llenado… que se
indica mediante
flechas.

17. Principios de Construcción:
• Algunos aspectos energéticos y electrónicos
impedían comprender a cabalidad el
comportamiento de los electrones en átomos
multielectronico. La respuesta la dio el principio
de Aufbau o de construcción que se componen
de los siguientes:
EN LA SIGUIENTE DIASPOSITIVA.

18. Principio de mínima energía:
• ‘‘Los electrones se ubican primero en los
orbitales de mas baja energía; por lo tanto, los de
mayor energía se ocuparán sólo cuando los
primeros hayan agotado su capacidad’’

19. Principio de exclusión de Pauli:
• Los orbitales son ocupados por dos electrones como
máximo, siempre que presenten espines distintos.
Por lo tanto en un átomo no pueden existir dos
electrones que tengan los mimos números
cuánticos.
• Por ejemplo el orbital que tiene mas de un subnivel
P, se tiene:
Px Py Pz

20. Principio de Máxima
Px Py Pz
Multiplicidad de Hund
• En orbitales de la misma
energía los electrones
Px Py Pz
entran de a uno, ocupando
cada orbital con el mismo
spin. Cuando se Alcanza el
Px Py Pz
semillenado, recién se
produce el apareamiento
con los spines opuestos.
Px Py Pz
Llenado Progresivo.

21. Cantidad de electrones por Orbital:
• ℓ: o Orbital tipo s= 2é s
• ℓ: 1 Orbital tipo p= 6é px, py, pz.
• ℓ: 2 Orbital tipo d= 10é d1, d2, d3, d4, d5.
• ℓ: 3 Orbital tipo f= 14é f1, f2, f3, f4, f5, f6, f7.

22. Gases nobles: Son elementos químicamente inactivos y
tienen todo los subniveles completos.
• Helio[He] Z= 2
• Neón[Ne] Z= 10
• Arpón[Ar] Z= 18
• Kriptón[Kr] Z=18
• Xenón[Xe] Z= 50
• Radón[Rn] Z= 86
• El Numero Atómico nos dice cuantos electrones se van a repartir,
• Numero Atómico (Z) Indica la cantidad de protones que tiene el átomo
en su núcleo.
• Átomo neutro tiene igual cantidad de protones y electrones.
• Catión: Átomo o grupo de átomo que sede é que tiene carga positiva.
• Anión: Átomo o grupo de átomo que gana é que tiene carga negativa.

23. Configuración Electrónica.
• Distribución de los é en los niveles y subniveles
de energía.
• Para realizar una configuración electrónica es
necesario conocer:
▫ Principio de llenado de orbitales
▫ Cantidad de electrones que acepta cada nivel
▫ Diagrama de llenado de orbitales
▫ Numero atómico y símbolo de los gases nobles.

24. Configuración electrónica: Existen cuatro
formas de escribir la configuración electrónica.
• Global: Se disponen los electrones según la
capacidad de niveles y subniveles.
• Global Externa: Se indica en un corchete [] un
gas noble y posterior mente los niveles y
subniveles que no estén incluidos en ese gas
noble.
• Por orbital Detallada: indica la ubicación de
electrones por orbital
• Diagrama de orbitales: Se simboliza cada orbital
utilizando

25. Ejemplo:
• Si Z=48
▫ Configuración Global:
1s², 2s², 2p6, 3s², 3p6, 4s², 3d10, 4p6, 5s², 4d10
▫ Configuración Global externa:
1s², 2s², 2p6, 3s², 3p6, 4s², 3d10, 4p6, 5s², 4d10
36 = Kriptón. Entonces= [Kr]5s2, 4d10
▫ Configuracion Detallada:
1s², 2s², 2px², 2py², 2pz², 3s², 2px², 3py², 3pz², 4s²,
3d1², 3d2², 3d3², 3d4², 3d5², 4px², 4py², 4pz², 5s²,
4d1², 4d2², 4d3², 4d4², 4d5².

26. Diagrama de Orbitales.
• 1s², 2s², 2px², 2py², 2pz², 3s², 2px², 3py², 3pz²,
• 4s², 3d1², 3d2², 3d3², 3d4², 3d5², 4px², 4py², 4pz²,
• 5s², 4d1², 4d2², 4d3², 4d4², 4d5².

27. Numero cuántico
Numero cuántico de
principal (n) nivel de
Spin. Cantidad de é.
energía.
2d³ Numero cuantico
Azimutal (l) tipo de
orbital.
0s 1p 2d 3f