Modelo mecanico cúantico

Quienes sentaron las bases del nuevo modelo mecanico cúantico fueron tres científicos:

a) 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.

b) 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"

c) En 1927, Erwin Schrödinger, establece una ecuación matemática que al ser resuelta permite obtener una función de onda (psi cuadrado) llamada orbital. Esta describe probabilisticamente el comportamiento de un electrón en el átomo. Esta función es llamada densidad electrónica e indica la probabilidad de encontrar un electrón cerca del núcleo. La probabilidad es mayor mientras más cercana al núcleo y menor si nos alejamos del núcleo. Con esta teoría de Schrödinger queda establecido que los electrones no giran en orbitas alrededor del núcleo como el modelo de Bohr, sino en volumenes alrrededor del núcleo.

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Números Cuánticos

La distribución de los electrones alrededor del núcleo obedece a una serie de reglas que se traducen en un modelo matemático que reconoce 4 números cuánticos:

1. Número cuántico principal (n): corresponde a los niveles de energía. Estos niveles aumentan de tamaño a medida que nos alejamos del núcleo. Posee valores n=1, 2, 3, 4, 5, 6,...

2. Número cuántico secundario (l): representa la existencia de subniveles de energía dentro de cada nivel. Se calculan considerando l = 0, 1, 2, 3, 4

Así, para n=1...l =0 ( "s" )

para n=2 .........l = 0, 1 ( "s", "p" )

para n=3 .........l = 0, 1, 2 ( "s", "p", "d" )

para n=4 .........l = 0, 1, 2, 3, 4 ("s", "p", "d", "f" )

3. Número magnético (m): representa la orientación de los orbitales y se calcula m=+/- l

si l = 0, m=0 es decir 1 solo tipo de orbital s

si l = 1, m =-1, 0, +1 es decir 3 tipos de suborbitales p (px, py y pz)

si l = 2, m = -2, -1, 0, +1, +2 es decir 5 tipos de suborbitales d (du, dv, dx, dy, dz)

si l = 3, m = -3, -2, -1, 0, +1, +2, +3 es decir 7 tipos de suborbitales f (fs, ft, fu, fv, fx, fy y fz)

4. Número de spin (s): indica la cantidad de electrones presentes en un orbital y el tipo de giro de los electrones, habiendo dos tipos +1/2 y -1/2. En cada tipo de suborbital cabe máximo 2 electrones y estos deben tener spines o girpos opuestos.

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Configuración electrónica

Una configuración electrónica es la forma de llenado de los orbitales y suborbitales para completar un átomo. La configuración electrónica se logra en base a ciertas reglas llamadas "Principio de Aufbau" o "Principio de Construcción".

a) 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 estan ocupados"

b) Principio de exclusión de Pauli: "Los orbitales son ocupados por dos electrones como máximo, siempre que presenten espines distintos".

c) Principio de Máxima multiplicidad de Hund: "En orbitales de la misma energía los electrones entran de a uno. Ocupando cada órbita con el mismo spin. Cuando se alcanza el semillenado, recién se produce el apareamiento con los espines opuestos".

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Estructura electrónica de los elementos químico

H (1) = 1s1

He (2) = 1s2

Li (3) = 1s2 2s1

Be (4) = 1s2 2s2

B (5) = 1s2 2s2 2px1

C (6) = 1s2 2s2 2px1 2py1

N (7) = 1s2 2s2 2px1 2py1 2pz1

O (8) = 1s2 2s2 2px2 2py1 2pz1

F (9) = 1s2 2s2 2px2 2py2 2pz1

Ne (10) = 1s2 2s2 2px2 2py2 2pz2

Na (11) = 1s2 2s2 2px2 2py2 2pz2 3s1

Mg (12) = 1s2 2s2 2px2 2py2 2pz2 3s2

Al (13) = 1s2 2s2 2px2 2py2 2pz2 3s2 3px1

Si (14) = 1s2 2s2 2px2 2py2 2pz2 3s2 3px1 3py1

P (15) = 1s2 2s2 2px2 2py2 2pz2 3s2 3px1 3py1 3pz1

S (16) = 1s2 2s2 2px2 2py2 2pz2 3s2 3px2 3py1 3pz1

Cl (17) = 1s2 2s2 2px2 2py2 2pz2 3s2 3px2 3py2 3pz1

Ar (18) = 1s2 2s2 2px2 2py2 2pz2 3s2 3px2 3py2 3pz2

K (19) = 1s2 2s2 2px2 2py2 2pz2 3s2 3px2 3py2 3pz2 4s1

Ca (20) = 1s2 2s2 2px2 2py2 2pz2 3s2 3px2 3py2 3pz2 4s2

Sc (21) = 1s2 2s2 2px2 2py2 2pz2 3s2 3px2 3py2 3pz2 4s2 3dv1

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Contínue Usted.

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