ESTRUCTURA DEL ATOMO

Vista previa del material en texto

MODELO ATÓMICO ACTUAL 
´NÚMEROS CUÁNTICOS 
 Los Números Cuánticos describen matemáticamente la posición, movimiento y el comportamiento 
del electrón alrededor del átomo: Son cuatro: 
Números cuánticos 
n: número cuántico principal 
l: número cuántico del momento angular orbital 
m: número cuántico magnético 
s: número cuántico del spin electrónico. 
 
1- Número cuántico principal 
Determina el nivel de energía en el que se halla el electrón. Puede tomar valores desde 1 hasta infinito. 
 En 1923 Louis De Broglie, fue quien sugirió que los electrones tenían tanto propiedades de 
ondas, como propiedades de partículas, esta propuesta constituyó la base de la "MECÁNICA 
CUÁNTICA" 
 A consecuencia de este comportamiento dual de los electrones (como onda y como partícula), 
surgió el principio enunciado por WERNER HEISENBERG, conocido también como 
"PRINCIPIO DE INCERTIDUMBRE", que dice: 
"es imposible determinar simultáneamente y con exactitud, la posición y la velocidad del 
electrón" 
Pero, ¿por qué? 
 Si queremos observar la posición de un electrón deberíamos usar una luz que posee mucha 
energía, con lo cual la velocidad del electrón cambiaría mucho. 
 En cambio, si la luz utilizada no posee la energía citada en el caso anterior, la velocidad del 
electrón no cambaría mucho, y podría medirse, pero no podríamos observar la posición del 
electrón. 
 Para solucionar este problema surge un nuevo concepto: 
 
Orbital atómico: 
 
 “ Es la zona del espacio donde es máxima la probabilidad de hallar al electrón. Es por ello 
que no se debe hablar de órbitas , sino de orbital”. 
 
 
 
 
El número cuántico principal determina el tamaño de las órbitas, por tanto, la distancia al núcleo de un 
electrón vendrá determinada por este número cuántico. Todas las órbitas con el mismo número cuántico 
principal forman una capa. 
Si el número cuántico principal es 1, la capa se denomina K, si 2 L, si 3 M, si 4 N, si 5 P, etc. 
 
2- Número cuántico azimutal: 
 Indica la presencia de subniveles de energía dentro de cada nivel. Se designa con la letra “ l” y puede 
tomar valores desde 0 hasta n – 1.Determina la forma del orbital. 
 El número cuántico azimutal determina la excentricidad de la órbita, cuanto mayor sea, más excéntrica 
será, es decir, más aplanada será la elipse que recorre el electrón. .Así, en la capa K, como n vale 1, l sólo 
puede tomar el valor 0, correspondiente a una órbita circular. En la capa M, en la que n toma el valor de 
3, l tomará los valores de 0, 1 y 2, el primero correspondiente a una órbita circular y los segundos a 
órbitas cada vez más excéntricas. 
Valor Subnivel Significado 
0 s sharp 
1 p principal 
2 d diffuse 
3 f fundamental 
 
 
• Si l = 0 el orbital es del tipo s 
• Si l = 1 los orbitales son del tipo p 
• Si l = 2 los orbitales son del tipo d 
• Si l = 3 los orbitales son del tipo f 
Las letras s, p, d, f identificativas de los tipos de orbitales proceden de los nombres que recibieron los 
distintos grupos de líneas espectrales relacionadas con cada uno de los orbitales: 
• sharp : líneas nítidas pero de poca intensidad 
• principal : líneas intensas 
• difuse : líneas difusas 
• fundamental : líneas frecuentes en muchos espectros 
3- Número cuántico magnético: 
 El número cuántico magnético determina la orientación espacial de las órbitas, de las elipses. Su valor 
dependerá del número de elipses existente y varía desde -l hasta l, pasando por el valor 0. Así, si el valor 
de l es 2, las órbitas podrán tener 5 orientaciones en el espacio, con los valores de m -2, -1, 0, 1 y 2. Si el 
número cuántico azimutal es 1, existen tres orientaciones posible (-1, 0 y 1), mientras que si es 0, sólo 
hay una posible orientación espacial, correspondiente al valor de m 0. 
 
 
 
 n l m 
 1 0 0 
 2 0 0 
 1 -1 , 0 , +1 
 3 0 0 
 1 -1 , 0 , +1 
 2 -2 , -1 , 0 , +1,+2 
 4 0 0 
 1 -1 , 0 , +1 
 2 -2, -1 ,0 , +1, +2 
 3 -3,-2,-1,0,+1,+2,+3 
 
4-Número cuántico del spin: 
 
 Cada electrón, en un orbital, gira sobre si mismo. Este giro puede ser en el mismo sentido que el de 
su movimiento orbital o en sentido contrario. Este hecho se determina mediante un nuevo número 
cuántico, el número cuántico se spin s, que puede tomar dos valores, 1/2 y -1/2. 
 
 
PRINCIPIO DE EXCLUSIÓN DE PAULI 
 “Según el principio de exclusión de Pauli, en un átomo no pueden existir dos electrones con los 
cuatro números cuánticos iguales, así que en cada orbital sólo podrán colocarse dos electrones 
(correspondientes a los valores de s 1/2 y -1/2) y en cada capa podrán situarse 2n2 electrones (dos en 
cada orbital).” 
 
 
Forma y tamaños de los orbitales 
Los orbitales s (l=0) tienen forma esférica. La extensión de este orbital depende del valor del número 
cuántico principal, asi un orbital 3s tiene la misma forma pero es mayor que un orbital 2s. 
 
Los orbitales p (l=1) están formados por dos lóbulos idénticos que se proyectan a lo largo de un eje. 
La zona de unión de ambos lóbulos coincide con el núcleo atómico. Hay tres orbitales p (m=-1, m=0 y 
m=+1) de idéntica forma, que difieren sólo en su orientación a lo largo de los ejes x, y o z. 
 
Los orbitales d (l=2) también están formados por lóbulos. Hay cinco tipos de orbitales d (que 
corresponden a m=-2, -1, 0, 1, 2) 
 
Los orbitales f (l=3) también tienen un aspecto multilobular. Existen siete tipos de orbitales f (que 
corresponden a m=-3, -2, -1, 0, +1, +2, +3). 
 
 El conjunto de los cuatro números cuánticos definen a un electrón, no pudiendo existir en un mismo 
átomo dos electrones con los cuatro números cuánticos iguales, por lo que una vez definido el tamaño, el 
tipo y la orientación de un orbital con los tres primeros números cuánticos, es decir los valores de n, l y 
m, sólo es posible encontrar un máximo de dos electrones en dicha situación que necesariamente tendrán 
valores diferentes de su número cuántico de spin. 
 Veamos los orbitales posibles según el valor de los números cuánticos: 
Si n = 1 entonces el número cuantico l sólo puede tomar el valor 0 es decir sólo es posible encontrar un 
orbital en el primer nivel energético en el que puede haber hasta dos electrones (uno con spin +1/2 y otro 
con spin -1/2). Este orbital, de apariencia esférica, recibe el nombre de 1s: 
 
 
. 
Veamos los orbitales posibles según el valor de los números cuánticos: 
Si n = 1 entonces el número cuantico l sólo puede tomar el valor 0 es decir sólo es posible encontrar 
un orbital en el primer nivel energético en el que puede haber hasta dos electrones (uno con spin 
+1/2 y otro con spin -1/2). Este orbital, de apariencia esférica, recibe el nombre de 1s: 
 
 
Si n = 2 , el número l puede tomar los valores 0 y 1, es decir son posibles los tipos de orbitales s y p. 
En el caso de que sea l = 0, tenemos el orbital llamado 2s en el que caben dos electrones (uno con 
spin +1/2 y otro con spin -1/2): 
 
Si l = 1 tendremos orbitales del tipo p de los que habrá tres diferentes según indicarían los tres 
valores (+1, 0, -1) posibles del número cuántico m, pudiendo albergar un máximo de dos electrones 
cada uno, con valores de spin +1/2 y -1/2, es decir seis electrones como máximo: 
 
Si n = 3 son posibles tres valores del número cuántico l: 0,1 y 2. Si l = 0 tendremos de nuevo un 
orbital del tipo s: 
 
si l = 1 tendremos los tres orbitales del tipo p: 
 
y si l = 2 los orbitales serán del tipo d, de los que habrá cinco diferentes según indican los cinco 
valores posibles (+2, +1, 0, -1, -2) para el número cuántico m y que podrán albergar un total de diez 
electrones: 
 
Si n = 4, son posibles cuatro tipos de orbitales diferentes: 
De tipo s (para l = 0): 
 
De tipo p (para l = 1): 
 
De tipo d (paral = 2): 
 
De tipo f (para l = 3) de los que habrá siete diferentes según indican los siete valores posibles (+3, 
+2, +1, 0 -1, -2, -3) del número cuántico m, que podrán albergar un total de catorce electrones: 
 
 
 
 
Llenado de orbitales: 
 
 Aunque en un átomo existen infinitos orbitales (el valor de n no está limitado), no se llenan todos con 
electrones, estos sólo ocupan los orbitales (dos electrones por orbital, a lo sumo) con menor energía, 
energía que puede conocerse, aproximadamente, por la regla de Auf-Bau, regla nemotécnica que permite 
determinar el orden de llenado de los orbitales de la mayoría de los átomos. Según esta regla, siguiendo 
las diagonales de la tabla de la dercha, de arriba abajo,seobtiene el orden de energía de los orbitales y su 
orden, consecuentemente su orden de llenado. 
 
 
 s p d f 
1 s 
2 s p 
3 s p d 
4 s p d f 
5 s p d f 
6 s p d 
7 s p 
 
 Como en cada capa hay 1 orbital s, en la primera columna se podrán colocar 2 electrones. Al 
existir 3 orbitales p, en la segunda columna pueden colocarse hasta 6 electrones (dos por orbital). 
Como hay 5 orbitales d, en la tercera columna se colocan un máximo de 10 electrones y en la 
última columna, al haber 7 orbitales f, caben 14 electrones. 
 
 
 
El orden de llenado de 
1s22s22p63s23p64s23d104p65s24d105p66s24f145d106p67s25f146d107p6