El modelo de Bohr explicaba bien el átomo de hidrógeno, pero fallaba con los átomos de más electrones. A principios del siglo XX, la mecánica cuántica dio un modelo nuevo: el electrón ya no recorre órbitas definidas, sino que se describe mediante una función de onda que indica dónde es probable encontrarlo. De ese modelo surgen los números cuánticos, los orbitales y las reglas para escribir la configuración electrónica.
Bases del modelo mecanocuántico.
Números cuánticos.
Los tres primeros definen un orbital; los cuatro, un electrón. En el nivel n hay n2 orbitales y caben como máximo 2n2 electrones.
Configuración electrónica. Se construye con tres reglas:
Ejemplo 1. Azufre (Z = 16). Repartimos 16 electrones por orden de energía: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p4 (2 + 2 + 6 + 2 + 4 = 16). En el 3p hay 3 orbitales y 4 electrones: por Hund, se coloca uno en cada orbital y el cuarto se empareja. Quedan 2 electrones desapareados. Configuración abreviada: [Ne] 3s2 3p4.
Ejemplo 2. ¿Es posible el conjunto (2, 2, 0, +1/2)? No: con n = 2, l solo puede valer 0 o 1. En cambio, (2, 1, −1, +1/2) sí es válido: l = 1 < n y ml = −1 está entre −1 y +1. Describe un electrón en un orbital 2p.
¿Cuál de estos conjuntos de números cuánticos (n, l, ml, ms) es posible?
¿Cuántos electrones caben como máximo en el nivel n = 3?
La comprensión de la estructura del átomo es fundamental para toda la química. A lo largo de la historia, diversos modelos han intentado explicar la naturaleza de la materia a nivel subatómico, desde las primeras ideas de Dalton hasta el modelo cuántico actual. En 2.º de Bachillerato, debemos dominar especialmente el modelo cuántico-mecánico y los números cuánticos, así como su aplicación a la configuración electrónica de los elementos.
El número atómico (Z) es el número de protones del núcleo y define la identidad del elemento. El número másico (A) es la suma de protones y neutrones: A = Z + N. Los isótopos son átomos del mismo elemento (mismo Z) con distinto número de neutrones (distinto A).
a) Dualidad onda-corpúsculo (De Broglie, 1924): toda partícula material tiene un comportamiento ondulatorio asociado. La longitud de onda de De Broglie es:
donde h es la constante de Planck (6,626 × 10⁻³⁴ J·s), m la masa y v la velocidad.
b) Principio de incertidumbre de Heisenberg (1927): es imposible conocer simultáneamente, con precisión absoluta, la posición y el momento (velocidad) de un electrón.
Esto implica que no tiene sentido hablar de «órbitas» definidas (como en el modelo de Bohr), sino de orbitales: zonas del espacio donde la probabilidad de encontrar al electrón es alta (generalmente >90%).
c) Ecuación de Schrödinger: describe el comportamiento del electrón como una función de onda (ψ). La resolución de esta ecuación para el átomo de hidrógeno da lugar a los números cuánticos y a las formas de los orbitales.
El número de orbitales en un subnivel es 2l+1. Cada orbital puede albergar como máximo 2 electrones con espines opuestos (principio de exclusión de Pauli).
La configuración electrónica indica cómo se distribuyen los electrones de un átomo en los distintos orbitales. Se construye siguiendo tres reglas:
1. Principio de Aufbau (construcción): los electrones ocupan primero los orbitales de menor energía. El orden de llenado sigue la regla de Madelung (diagrama de flechas): 1s → 2s → 2p → 3s → 3p → 4s → 3d → 4p → 5s → 4d → 5p → 6s → 4f → 5d → 6p → 7s → 5f → 6d → 7p.
2. Principio de exclusión de Pauli: en un mismo átomo no puede haber dos electrones con los cuatro números cuánticos iguales. Por tanto, cada orbital admite máximo 2 electrones.
3. Regla de Hund: dentro de un mismo subnivel, los electrones se distribuyen ocupando el máximo número de orbitales con espines paralelos antes de emparejarse.
El cromo (Cr, Z=24) y el cobre (Cu, Z=29) son excepciones importantes: prefieren configuraciones con el subnivel 3d semilleno o lleno por su mayor estabilidad.
• Cr: esperado [Ar] 4s² 3d⁴ → real: [Ar] 4s¹ 3d⁵ (3d semilleno)
• Cu: esperado [Ar] 4s² 3d⁹ → real: [Ar] 4s¹ 3d¹⁰ (3d lleno)
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