MECÁNICA CUÁNTICA:NÚMEROS CUÁNTICOS Y CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA

En la mecánica cuántica, los electrones del átomo están distribuidos en niveles y subniveles energéticos. A su vez, los subniveles están compuestos de orbitales, los cuales son ocupados por electrones. Los electrones de los elementos se pueden representar mediante las configuraciones electrónicas.

El uso de la mecánica cuántica ha permitido penetrar profundamente en la estructura electrónica de los átomos. Una vez que estudies la estructura electrónica general de los átomos vas a poder aprender a hacer fórmulas químicas y comprenderás los enlaces y las reacciones químicas.

La posición de los electrones en la tabla periódica permite predecir la configuración de los átomos y de los iones.

La solución matemática de la ecuación de Schrödinger precisa de tres números cuánticos. Cada trío de valores de estos números describe un orbital.

Nº cuántico principal (n): puede tomar valores enteros (1, 2, 3...) y coincide con el mismo nº cuántico introducido por Bohr. Está relacionado con la distancia promedio del electrón al núcleo en un determinado orbital y, por tanto, con el tamaño de este e indica el nivel de energía. Nº cuántico secundario (ℓ): puede tener todos los valores desde 0 hasta n – 1. Está relacionado con la forma del orbital e indica el subnivel de energía. Nº cuántico magnético (mℓ): puede tener todos los valores desde - ℓ hasta + ℓ pasando por cero. Describe la orientación espacial del orbital e indica el número de orbitales presentes en un subnivel determinado.

Para explicar determinadas características de los espectros de emisión se consideró que los electrones podían girar en torno a un eje propio, bien en el sentido de las agujas del reloj, bien en el sentido contrario. Para caracterizar esta doble posibilidad se introdujo el nº cuántico de espín (m_s) que toma los valores de + ½ o - ½.

(n, ℓ, m_ℓ) Definen un orbital

(n, ℓ, m_ℓ, m_s)  Definen a un electrón en un orbital determinado

La configuración electrónica de un átomo es la manera en que están distribuidos los electrones entre los distintos orbítales atómicos.

El conocimiento de las configuraciones electrónicas es fundamental para entender y predecir las propiedades de los elementos.

En el estado fundamental de un átomo, los electrones ocupan orbítales atómicos de tal modo que la energía global del átomo sea mínima.

Se denomina principio de construcción (Aufbau) al procedimiento para deducir la configuración electrónica de un átomo, y consiste en seguir un orden para el llenado de los diferentes orbítales, basado en los diferentes valores de la energía de cada uno de ellos. Para recordarlo se utiliza el diagrama de Möller o de las diagonales, así como la regla de la mínima energía (n+l)..

Además del principio de construcción hay que tener en cuenta:

el principio de exclusión de Pauli: establece que no es posible que dos electrones de un átomo tengan los mismos cuatro números cuánticos iguales. Esto implica que en un mismo orbital atómico sólo pueden coexistir dos electrones con espines opuestos.

 la regla de Hund: establece que si hay más de un orbital en un mismo subnivel, los electrones estan lo más desapareados posibles, ocupando el mayor número de ellos.

 DISTRIBUCIÓN DE ELECTRONES DENTRO DE UN ÁTOMO

DISTRIBUCIÓN DE ELECTRONES POR NIVEL DE ENERGÍA

EJEMPLO DE CONFIGURACIONES ELECTRÓNICAS:

La configuración representa el orden de acomodo de electrones (proceso Aufbau), los cuadros o líneas horizontales, los orbitales moleculares (regla de Hund) y las flechas, el giro del electrón (spin).

El electrón que se acomoda al final de una configuración electrónica recibe el nombre de ELECTRÓN DIFERENCIAL, y la forma como quedan acomodados dará al elemento propiedades y características especiales para reaccionar con otros. Por otra parte, los electrones del último nivel se conocen como ELECTRONES DE VALENCIA, y son los que reaccionarán con electrones de valencia de otros átomos para formación de enlaces químicos y la posible conformación de compuestos.

Ejemplo: Determinar la configuración electrónica del Sodio cuyo número atómico es 11.

1s²  2s²  2p⁶  3s¹

 ^{en este caso el electrón diferencial = electrón de valencia  en}    3s¹

^{es el último que se acomoda en la configuración, pero también ocupa un lugar en el último nivel de energía, que en este caso es el tercero, así que también es el electrón de valencia. Pero no sucede igual en todos los elementos.}

^{Ejemplo. Determinar la configuración electrónica del Hierro cuyo número atómico es 26.Indica cuál es el electrón diferencial y los electrones de valencia.}

^EJERCICIOS:

Consultando en la tabla periódica los respectivos números atómicos, elabora las configuraciones electrónicas de los siguientes elementos por el principio de Aufbau o edificación progresiva, llenando la siguiente tabla:

ELEMENTO	SIMBOLO	NUM. ATÓMICO	CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA	e- de val
AZUFRE
	Pd
ALUMINIO
		51
BROMO
MERCURIO
	Cu

PARTÍCULAS SUBATÓMICAS

PARTÍCULAS SUBATÓMICAS

• En todo átomo los electrones están representados por (e−). Los electrones de carga negativa rodean al núcleo, el cual a su vez de compone de protones (carga +) y neutrones (carga cero). El electrón es la partícula más pequeña y su movimiento genera corriente eléctrica. Los electrones que se encuentran en los niveles externos de un átomo son los que definen las atracciones con los demás átomos; estas partículas tienen un papel primordial en la química.

Partículas subatómicas	Símbolo	Carga	Masa relativa
Electrones	(e-)	-1	1/1,837 = 0
Protones	(p+)	+1	1
Neutrones	(n)	0	1

Todo átomo es neutro, ya que tiene el mismo número de protones y de electrones. Debido a que la masa del electrón es prácticamente cero, toda la masa de un átomo está contenida en su núcleo; por lo tanto, el número de masa es la suma de los protones y de los neutrones, y es igual al número de electrones cuando un átomo es neutro. Se representa por la letra (Z) y se escribe en la parte inferior de un elemento (X).

El número atómico es el número de protones que hay en el núcleo; todos los átomos de un elemento en particular tienen el mismo número de protones. El número de masa se representa por la letra (A), en la parte superior izquierda del símbolo de un elemento representado por (X).

En las partículas de un átomo, el número de protones determina qué elemento es. Así, un elemento que contiene 3 protones en el núcleo es un átomo de litio.

Formación de iones

Se puede producir una entrada de carga llamada ion en un átomo tomando un átomo neutro y adicionándole o sustrayéndole uno o más electrones, por ejemplo:

El sodio (Z = 11) tiene 11 protones (+) y 11 electrones (-), si pierde o cede un electrón tendrá 11 cargas positivas y 10 negativas. Esto forma un ion con carga neta positiva de 1(+):

(11+) + (10-) = 1+   El ion positivo es llamado catión

 Isótopos

En el estudio de la desviación de los átomos se demostró que algunos núcleos del mismo número atómico pueden tener masas diferentes. Los isótopos son átomos de un mismo elemento, pero con distinto número de masa. Los isótopos de un mismo elemento son átomos cuyo núcleo es idéntico en cuanto al número de protones, pero con diferentenúmero de neutrones.

El litio que se encuentra en la naturaleza tiene tres isótopos, indicados de la siguiente manera:

OTRO EJEMPLO:

Todos los elementos químicos que se encuentran en la naturaleza son una mezcla de isótopos; la masa atómica que se encuentra representada en la tabla periódica es un promedio de todas las masas isotópicas naturales, razón por la cual la mayoría no son números enteros.

En nuestros días, las aplicaciones de los isótopos son muy numerosas, principalmente en la química, la biología, la medicina, la arqueología, las ciencias de la tierra, la alimentación, entre otras.

En la medicina se utilizan isótopos radiactivos en las imágenes (rayos x, tomografías) para estudiar la acción de los medicamentos, entender el funcionamiento del cerebro, detectar una anomalía cardíaca, descubrir las células cancerosas, etc.

En la arqueología el carbono 14 se utiliza para determinar la edad de los objetos de menos de 50.000 años. Existen otros métodos de datación que al hacer uso de diferentes isótopos permiten definir una edad para los acontecimientos, así como describir la historia de la tierra, de su clima y de los seres vivos que la han habitado hasta hoy.

En la industria, los isótopos son útiles para tomar radiografías industriales, por ejemplo, de la estructura de los aviones, la soldadura de oleoductos o para diagnosticar el estado de estructuras de concreto en puentes y edificios, también para verificar el contenido de sustancias químicas en el material en los procesos.

A lo largo de siglos de estudio e investigación, las teorías acerca del átomo han evolucionado hasta los tiempos modernos. Gracias a la ciencia y a la tecnología es posible tener un acercamiento a un modelo atómico cuya composición y estructura explica las incontables formas de materia que componen el universo. ´

ACTIVIDAD:

1. Los átomos de un mismo elemento químico tienen todos en su núcleo el mismo número de

 .

2. Un átomo tiene 12 protones, 13 neutrones y 12 electrones. ¿Cuál es su número atómico?

1.  12
2.  13
3.  24
4.  25

3. Los isótopos oxígeno-16, oxígeno-17 y oxígeno-18, se diferencian en:

1.  El número de protones
2.  El número atómico
3.  El número de neutrones
4.  El número de electrones

4. Un átomo de volframio (W) tiene 74 protones y 108 neutrones. ¿Cuál es su representación adecuada?

5. Señala las afirmaciones correctas:

1.  El número másico de un átomo es la suma del número de protones, neutrones y electrones
2.  Todos los átomos de un mismo elemento químico tienen el mismo número de neutrones
3.  Los isótopos de un elemento químico tienen el mismo número atómico
4.  Los isótopos de un elemento químico tienen el mismo número másico
5.  Los isótopos de un elemento químico tienen distinto número de neutrones

6. Completa la siguiente tabla:

	ELEMENTO	SIMBOLO	NÚMERO ATÓMICO	NÚMERO DE ELECTRONES (e-)	MASA ATÓMICA	NÚMERO DE NEUTRONES	NÚMERO DE PROTONES
1	CLORO
2		K
3			14
4				8
5	COBRE
6		F
7							15

MODELOS ATÓMICOS

MODELOS ATÓMICOS

Desde la Antigüedad, el ser humano se ha cuestionado de qué estaba hecha la materia. Unos 400 años antes de Cristo, el filósofo griego Demócrito consideró que la materia estaba constituida por pequeñísimas partículas que no podían ser divididas en otras más pequeñas. Por ello, llamó a estas partículas átomos, que en griego quiere decir "indivisible". Demócrito atribuyó a los átomos las cualidades de ser eternos, inmutables e indivisibles. Sin embargo las ideas de Demócrito sobre la materia no fueron aceptadas por los filósofos de su época y hubieron de transcurrir cerca de 2200 años para que la idea de los átomos fuera tomada de nuevo en consideración.

Año Científico Descubrimientos experimentales Modelo atómico 1808 John Dalton Durante el s.XVIII y principios del XIX algunos científicos habían investigado distintos aspectos de las reacciones químicas, obteniendo las llamadasleyes clásicas de la Química. La imagen del átomo expuesta por Dalton en su teoría atómica, para explicar estas leyes, es la de minúsculas partículas esféricas, indivisibles e inmutables, iguales entre sí en cada elemento químico. 1897 J.J. Thomson Demostró que dentro de los átomos hay unas partículas diminutas, con carga eléctrica negativa, a las que se llamó electrones. De este descubrimiento dedujo que el átomo debía de ser una esfera de materia cargada positivamente, en cuyo interior estaban incrustados los electrones. (Modelo atómico de Thomson.) 1911 E. Rutherford Demostró que los átomos no eran macizos, como se creía, sino que están vacíos en su mayor parte y en su centro hay un diminuto núcleo. Dedujo que el átomo debía estar formado por una corteza con los electrones girando alrededor de un núcleo central cargado positivamente. (Modelo atómico de Rutherford.) 1913 Niels Bohr Espectros atómicos discontinuos originados por la radiación emitida por los átomos excitados de los elementos en estado gaseoso. Propuso un nuevo modelo atómico, según el cual los electrones giran alrededor del núcleo en unos niveles bien definidos. (Modelo atómico de Bohr.)

IMPORTANTE: ABRIR LOS LINKS DEL CUADRO E IMPRIMIR LA INFORMACIÓN MODELO ATÓMICO ACTUAL En 1916, Arnold Sommerfeld modifica el modelo atómico de Bohr, en el cual los electrones sólo giraban en órbitas circulares, al decir que también podían girar en órbitas  elípticas. ü Los modelos atómicos de Bohr y de Sommerfeld nacieron de la combinación de aspectos de la mecánica clásica newtoniana con aspectos de la teoría cuántica de Planck, constituyendo la teoría cuántica antigua. ü La imposibilidad de abordar el mundo subatómico con los principios de la mecánica clásica condujo al fracaso de ambos modelos y al desarrollo, en la segunda década del siglo XX, de una nueva mecánica cuántica. El edificio de la nueva mecánica cuántica se basa en tres pilares: la teoría de Planck,  y en otros dos principios fundamentales, la dualidad onda-corpúsculo de De Broglie  y el principio de incertidumbre de Heisemberg. El modelo atómico actual llamado "modelo orbital" o "cuántico - ondulatorio" se basa en: ü La dualidad onda-corpúsculo: Louis de Broglie.(1924) postula que el electrón y toda partícula material en movimiento tienen un comportamiento ondulatorio. Las propiedades ondulatorias y corpusculares de la materia se relacionan mediante: Siendo h la constante de Planck y p el momento lineal de la partícula ü El principio de incertidumbre de Heisenberg (1927) establece la imposibilidad de determinar simultáneamente y con precisión la posición y el momento lineal de una partícula en un momento dado. Ya no se po­dría decir dónde se encontraría con exactitud una partícula, como máximo se podría llegar a precisar el punto en dónde se hallaría con mayor probabilidad. "Es imposible determinar simultáneamente y con exactitud, la posición y la velocidad del electrón". En la descripción de un átomo en el contexto de la mecánica cuántica, se sustituye el concepto de órbita por el de orbital atómico. Un orbital atómico es la región del espacio alrededor del núcleo en el que la probabilidad de encontrar un electrón es máxima. Actividad. Relaciona las siguientes conclusiones experimentales con el modelo atómico a que dieron lugar:

1. El átomo no es indivisible ya que al aplicar un fuerte voltaje a los átomos de un elemento en estado gaseoso, éstos emiten partículas con carga negativa:                                                           Teoría atómica de Dalton               Modelo atómico de Thomson               Modelo atómico de Rutherford               Modelo atómico de Bohr             


2. Al reaccionar 2 elementos químicos para formar un compuesto lo hacen siempre en la misma proporción de masas:                                                           Teoría atómica de Dalton               Modelo atómico de Thomson               Modelo atómico de Rutherford               Modelo atómico de Bohr             


3. Los átomos de los elementos en estado gaseoso producen, al ser excitados, espectros discontinuos característicos que deben reflejar su estructura electrónica:                                                          Teoría atómica de Dalton               Modelo atómico de Thomson               Modelo atómico de Rutherford               Modelo atómico de Bohr             


4. Al bombardear los átomos de una lámina delgada con partículas cargadas positivamente, algunas rebotan en un pequeño núcleo situado en el centro del átomo:                                                          Teoría atómica de Dalton               Modelo atómico de Thomson               Modelo atómico de Rutherford               Modelo atómico de Bohr             

Modelos atómicos: recuperado de:

http://concurso.cnice.mec.es/cnice2005/93_iniciacion_interactiva_materia/curso/materiales/atomo/modelos.htm#

Modelo atómico actual: recuperado de:

http://www.gobiernodecanarias.org/educacion/3/usrn/lentiscal/1-cdquimica-tic/applets/Actual/teoriamodeloactual.htm