1. Estructura atómica
Modelo mecano-cuántico
Química – 1er
Año
Prof. Oscar Salgado B.
osalgado@ceat.cl

2. Modelo Mecano-Cuántico del
Átomo
En 1924, Louis de Broglie, postuló que los
electrones tenían un comportamiento dual
de onda y partícula. Cualquier partícula
que tiene masa y que se mueve a cierta
velocidad, también se comporta como
onda.
Considerando las ecuaciones de Einstein
y Planck, Louise de Broglie (1924)
demostró
λ = h/mv
Quienes sentaron las bases del nuevo
modelo mecano-cuántico fueron tres
científicos:

3. Planck: cuantización de la energía
Radiación del cuerpo negro:
la energía sólo puede absorberse o
liberarse en los átomos en cantidades
definidas llamadas cuantos.
La relación entre la energía y la
frecuencia de la radiación está dada por:
h es la constante de Planck
(6.626 × 10-34 J.
s).
ν= hE

4. La luz como partícula
Efecto fotoeléctrico (Einstein 1905): la
luz está formada por partículas, fotones.
Energía de un fotón:
ν= hE

5. Modelo Mecano-Cuántico
del Átomo
En 1927, Werner Heisenberg, sugiere que
es imposible conocer con exactitud la
posición, el momento y la energía de un
electrón. A esto se le llama "principio de
incertidumbre“.
Si una partícula se comporta como una
onda y viceversa, es imposible conocer
simultáneamente la posición exacta y el
momento (velocidad) de dicha partícula.
Solamente es posible determinar la
probabilidad de que el electrón se
encuentre en una región determinada.

6. El principio de incertidumbre
Al considerar partículas con masas muy
pequeñas (escalas atómicas) no es
posible determinar con suficiente
precisión y simultáneamente su posición
y su velocidad (Heisemberg 1927).
No tiene sentido describir el
comportamiento del electrón en torno al
núcleo con las leyes de la mecánica
clásica. Hay que considerar su
comportamiento como onda.

7. En 1927, Erwin Schrodinger propuso una
ecuación muy compleja en la que introdujo la
hipótesis de De Broglie tomando en cuenta el
comportamiento dual del electrón, la que al ser
resuelta permite obtener soluciones llamadas
funciones de onda (llamadas también orbitales) y
que contiene toda la información que permite
describir el comportamiento del electrón en el
átomo.
En este modelo aparece el concepto de orbital:
región del espacio en la que hay una máxima
probabilidad de encontrar al electrón.

8. La ecuación de Schrödinger
Es una ecuación que incluye las componentes
ondulatorias. El movimiento de una onda se
describe matemáticamente mediante una
ecuación que se denomina ecuación de onda.
Schrödinger describió el comportamiento del
electrón girando alrededor del núcleo como una
onda y planteó la ecuación de onda.
Al resolver matemáticamente esta ecuación se
obtienen distintas soluciones (estados del
sistema).
Para el átomo de hidrógeno existen infinitas
soluciones de la ecuación de onda (infinitos
estados o estados electrónicos del sistema).
Cada estado electrónico está caracterizado por 4
números, los números cuánticos: n, l, ml, ms

9. En este modelo de átomo
plenamente cuántico (Schrodinger),
han desaparecido dos conceptos
básicos del modelo anterior:
Los electrones no son
considerados como partículas sino
como ondas
No existen órbitas electrónicas sino
orbitales

10. La propuesta de Schrodinger, conduce a un conjunto
limitado de de funciones de onda (orbitales) por
cada nivel energético propuesta. En un átomo
multielectrónico, los orbitales por nivel energético
resultan tener diferentes energías, lo que genera
una subdivisión energética denominada subniveles
de energía.
Las funciones de onda u orbitales correspondiente a
estos subniveles se designan con las letras
minúsculas s, p, d, f.
Aunque la palabra orbital proviene de órbita, ambos
términos no deben confundirse. Bohr, postula que el
electrón del hidrógeno puede girar en órbitas
circulares específicas. Al considerar el principio de
indeterminación en un orbital, se nos informa sobre
la probabilidad de encontrar el electrón en una
región que depende del tipo de orbital.

11. Orbital atómico
La función de onda (Ψ ) es una función
matemática sin significado físico en la mecánica
clásica, cuya interpretación ha sido objeto de
múltiples controversias, que describe el
movimiento del electrón en función del tiempo y
de su posición.
Concepto de densidad electrónica: probabilidad
de encontrar al electrón en una cierta región del
átomo (relacionada con Ψ2)
La zona del espacio en la cual es mas probable
encontrar al electrón la denominamos orbital
atómico.

12. Modelo Atómico de la Mecánica Cuántica
NÚMEROS CUÁNTICOS:
Describen el estado de los electrones en
los orbitales atómicos.
Cada conjunto de cuatro números
cuánticos caracteriza a un electrón:
n: determina el nivel energético
l: determina el subnivel energético
m: determina el orbital concreto dentro de
ese subnivel
s: determina el electrón concreto dentro
de los que pueden alojarse en cada
orbital (puede haber dos electrones en
cada orbital).

13. Número Cuántico Principal (n):
Nos da información acerca de la
energía total del electrón. Corresponde a los
niveles de energía.
Valores posibles: 1, 2, 3, 4, 5…
Número Cuántico Azimutal (l):
Nos da información acerca de la
forma de los orbitales. Representa la
existencia de subniveles de energía dentro
de cada nivel.
Valores posibles: 0, 1, 2, 3,…(n - 1)

14. A cada valor de l se le asigna una letra:
Cada tipo de orbital tiene su forma:

15. Cuanto mayor sea el valor de l, más excéntrica será
la órbita, es decir, más aplanada será la elipse que
recorre el electrón

16. Número Cuántico Magnético (m):
Nos da información acerca de cuántos
orbitales existen para un cierto número cuántico
azimutal: l
Valores posibles: De - l a + l

17. Existe un determinado número de
orbitales de cada tipo

18. Un orbital es una función matemática
que describe la región en torno al
núcleo donde existe mayor
probabilidad de encontrar al electrón.
Los orbitales se describen con la
ayuda de tres números cuánticos: n
(principal), l (secundario), m
(magnético).
Cada orbital puede ser ocupado
como máximo por dos electrones que
se diferencian en el número cuántico
de espín (s).

19. Número Cuántico de Spin (ms):
Nos da información acerca de la rotación
del electrónen torno a su propio eje.
Valores posibles: +1/2 y -1/2
Números
Cuánticos
Significado físico Valores
permitidos
Principal (n) Energía total del electrón.
Distancia del electrón al
núcleo.
1, 2, 3,…
Secundario o
azimutal (I)
Subnivel energético.
Forma del orbital.
0, 1, 2, 3
Magnético (m) Orientación del orbital. -l,…,0,…+l
Spin (ms) Sentido de giro del
electrón en torno a su eje.
+1/2, -1/2

20. Configuración Electrónica del átomo
Distribución de los electrones en los
orbitales de un átomo, descrita por los
números cuánticos.
Orden de llenado de los orbitales:
Configuración
electrónica de un
átomo es una
designación de la
distribución de los
electrones entre
los diferentes
orbitales en las
capas principales y
las subcapas.

21. Reglas para la distribución de los e-
en los
orbitales
Principio de Mínima energía: "Los
electrones se ubican primero en los
orbitales de más baja energía (más cerca
del núcleo) y los de mayor energía se
ocupan cuando los primeros están
ocupados“. Los e- ocupan los orbitales de
forma que se minimice la energía.
Principio de exclusión de Pauli: dos
electrones de un átomo no pueden tener
los 4 números cuánticos iguales
Regla de Hund: en orbitales degenerados
los e- tienden al máximo
desapareamiento.

22. Principio de Mínima energía

23. Principio de aufbau y regla de Hunds:
H (Z=1) al C (Z=6)
Diagrama de orbitales
Notación spdf (condensada): 1s2
2s2
2p2
Notación spdf (expandida): 1s2
2s2
2px1
2py
1

24. Llenado de orbitales p

25. Llenado de orbitales d

26. Configuraciones electrónicas y la
Tabla Periódica

27. Estructura atómica
Modelo mecano-cuántico
Química – 1er
Año
Prof. Oscar Salgado B.
osalgado@ceat.cl