Modelo Mecanocuantico

GUÍA MODELO MECANO-CUÁNTICO
Y CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA Primeros Medio

Debido a las falencias que presentó el modelo atómico de Bohr, como por ejemplo no interpretar los espectros atómicos para elementos polielectrónicos (átomos más complejos), entre otros, se requirió desarrollar un nuevo modelo. Dicho modelo se conoce como: Modelo atómico mecano-cuántico.
En este desarrollo,participaron una serie de científicos connotados, tanto del área física como de la química.
El físico Max Planck (1858 – 1947) interpretó la radiación del cuerpo negro (radiación que emite un cuerpo caliente), explicando que la energía solamente puede ser emitida en cantidades mínimas, llamada por Planck un “Quantum de energía” (cuanto de energía).
DE BROGLIE (físico Francés: 1892- 1987), plantea elcomportamiento dual, onda-partícula del electrón
Heisenberg, postuló el Principio de incertidumbre de Heisenberg. Este principio establece que es imposible conocer simultáneamente la posición y el momentum lineal de una partícula, ya que, cuanto más exacta es la determinación de una de ellas, más inexacta es la otra.
NÚMEROS CUÁNTICOS:

a.- Número cuántico principal (n): Determina el nivel deenergía en donde es posible encontrar un electrón. Por lo tanto implica la distancia en que se encuentra el electrón con respecto al núcleo.
Los valores que puede adoptar n son números enteros positivos, desde 1 hasta infinito, si es necesario: 1, 2, 3, 4, 5, etc.
b.- Número cuántico secundario, azimutal o angular (l): Determina la región de máxima probabilidad de encontrar un electrón (orbital),forma del orbital
Los valores que puede adoptar l dependen de n, empezando en 0 hasta, n-1.
Ejemplo
n
l
1
0
2
0
1|
3
0
1
2

La comunidad científica determinó cambiar los número de “l” por letras de la siguiente manera:

l
subnivel
0
s
1
p
2
d
3
f

c.- Número cuántico magnético (ml): Indica el número de orientaciones espaciales del orbital
Los valores adoptadosdependen de l (número cuántico secundario), yendo de –l pasando por 0 hasta +l.
Ejemplo:
n
l
m

1
0
0
s
2
0
1
0
-1 0 +1
s
Px py pz
3
0
1
2
0
-1 0 +1
-2 -1 0 +1 +2
s
px py pz
d1 d2 d3 d4 d5
4
0
1
2
3
0
-1 0 +1
-2 -1 0 +1 +2
-3 -2 -1 0 +1 +2 +3
s
px py pz
d1 d2 d3 d4 d5
d.- Número cuántico de Spin (ms): Se define como el giro (spin) del electrón en torno a un ejeimaginario, Los posibles giros son en el sentido de los punteros del reloj (+ 1/2) y en el sentido contrario (-1/2).
Importante:
Cada subnivel acepta solamente 2 electrones, por lo tanto:
Subnivel s = 2 electrones
Subnivel p (px, py , pz) = ( 2 electrones px, 2 electrones py , 2 electrones pz)= 6 electrones en total
Subnivel d (d1, d2, d3, d4 , d5) =( 2 electrones d1, 2 electrones d2, 2electrones d3, 2 electrones d4, 2 electrones d5). = 10 electrones en total.
Complete:

Recordar que:
cuando l = 0 el subnivel es s
cuando l = 1 el subnivel es p (px, py pz)
cuando l = 2 el subnivel es d (d1, d2, d3, d4 , d5)
CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA
El sólo conocimiento de los números cuánticos no es suficiente para organizar electrones en los elementos. Paraello, se requiere conocer los siguientes principios de distribución electrónica:
a) PRINCIPIO DE MÍNIMA ENERGÍA.

Este principio establece que los electrones ingresarán primero en aquellos niveles de menor energía y luego, en aquellos de energía superior.

b) PRINCIPIO DE EXCLUCIÓN DE PAULI.
Este principio establece que en un átomo no pueden existir dos o más electrones que compartan losmismos cuatro números cuánticos,. Esto permite concluir que en un orbital, se pueden alojar como máximo dos electrones.
c) PRINCIPIO DE MÁXIMA MULTIPLICIDAD DE HUND.
Este principio establece que en aquellos orbitales que tienen más de una orientación espacial (orbitales p orbitales d), los electrones se distribuyen de uno en uno en cada orbital para después formar pares.
Ejemplo en el...