Libro 01 MODELO AT MICO DE LA MATERIA Electivo

Modelo Atómico Mecano cuántico
El modelo de Bohr permitió explicar muy bien los espectros de los sistemas atómicos con un
electrón, pero cuando la cantidad de electrones aumenta, los espectros se hacen más complejos y
no pueden explicarse con ese modelo de átomo. Estos espectros más complejos hicieron suponer
que, además de los niveles de energía que había propuesto Bohr, debían existirsubniveles de
energía.
Aportes de científicos como Louis De Broglie, Werner Heisenberg, Erwin Schrödinger y
otros, permitió elaborar un modelo basado en descripciones y ecuaciones matemáticas que
modifican la idea de que los electrones giran en órbitas, reemplazándola por el concepto de orbital,
definido como la región espacio-energética donde existe la máxima probabilidad de encontrar un
electrón en unmomento dado.
Los orbitales atómicos pueden describirse en función de los llamados Número
Cuánticos, valores que pueden asociarse con el tamaño, forma, energía y posición espacial de
estas regiones llamadas orbitales.
"Números cuánticos"
En 1926, Erwin Schrödinger (1887-1961) describió el comportamiento del electrón en un
átomo, de acuerdo a consideraciones estadísticas.
Schrödinger consideró que laTrayectoria definida del electrón, según Bohr, debe sustirse
por la probabilidad de hallarlo en una zona dada del espacio atómico; esta probabilidad es también
la densidad electrónica o nube de carga electrónica, de modo que las regiones donde existe una
alta probabilidad de encontrar al electrón, son las zonas de alta densidad electrónica.
Bajo este planteamiento, los estados de energíapermitidos para el electrón en el átomo,
llamados orbitales quedan descritos por medio de cuatro números cuánticos: el principal (n), el
secundario (l), el magnético (m) y el espín (s).

a. Número cuántico principal (n). Está relacionado con la energía del electrón.
Para el átomo de Hidrógeno, la energía depende solamente de n. Si n aumenta, la distancia
del electrón al núcleo y la energía que estapartícula posee también se incrementa. Los valores
que puede tomar el número cuántico principal están limitados a los números naturales: 1, 2, 3,
4, etc.
b. Número cuántico secundario (l). Designa la forma del orbital.
Los valores que toma el número cuántico secundario depende del valor de n, según: l= 0,
1,2…..(n - 1). Por ejemplo, si n= 3 , l puede tomar solo los valores enteros 0,1 y 2, ya que 2 es
elresultado de 3 menos 1 (3-1).
Se acostumbra simbolizar con letras los valores numéricos que puede tomar el número
cuántico l, según:
Número cuántico secundario
Nombre del Orbital

0
s

1
p

2
d

3
f

4
g

Los orbitales que tienen el mismo n, reciben el nombre de nivel y los orbitales que tienen
igual n y l, subnivel.
Para el átomo de hidrógeno, la energía solo depende del número cuánticoprincipal n, por lo
que los subniveles, dentro de un mismo nivel, tienen la misma energía. Algo similar ocurre en
los átomos polielectrónicos, pero en este caso la energía depende de n y l, debido a que a las
fuerzas de atracción del núcleo por los electrones se suman las fuerzas de repulsión entre los
electrones. Así, el orden energético en un mismo nivel es: ns < np < < nd <….

PSU Ciencias – QuímicaElectivo

c.

d.

Número Cuántico magnético (m). Está relacionado con la orientación del orbital en el
espacio. Sus valores dependen de l y puede tomar 2l + 1 valores enteros: +l, 0 y - 1
Así, por ejemplo: Si l= 0, el valor del número cuántico magnético m es igual a = 0.
Si l=1, los valores que puede tomar m son +1, 0, -1. De manera que el subnivel p contiene 3
orbitales, que habitualmente sedesignan por px, py, pz.
Número cuántico de espín (s). Corresponde al giro del electrón sobre su propio eje, el cual
puede tener dos sentidos; en la dirección de los punteros del reloj y en el sentido inverso.
El número cuántico de espín puede tomar sólo los valores + 1/2 o - 1/2, lo que también se
simbolizan con las flechas ↑ y ↓, respectivamente.
El número cuántico de espín no deriva de la...