Física cuántica. Niveles de energía de los electrones

Autores: Fernanda Velazquez y Hernán Ferrari Responsable disciplinar: Silvia Blaustein Área disciplinar: Física Temática: Átomo de Bohr. Orbitales atómicos. Física cuántica Nivel: Secundario, ciclo básico Secuencia didáctica elaborada por Educ.ar

Propósitos generales

Promover el uso de los equipos portátiles en el proceso de enseñanza y aprendizaje.

Promover el trabajo en red y colaborativo, la discusión y el intercambio entre pares, la realización en conjunto de la propuesta, la autonomía de los alumnos y el rol del docente como orientador y facilitador del trabajo.

Estimular la búsqueda y selección crítica de información proveniente de diferentes soportes, la evaluación y validación, el procesamiento, la jerarquización, la crítica y la interpretación.

Introducción a las actividades

Una de las principales ideas de Bohr –que contribuyó al concepto moderno del átomo– fue que la energía del electrón está cuantizada, es decir, que el electrón está limitado sólo a ciertas energías permitidas.

El modelo mecánico-ondulatorio del átomo (Física cuántica) también predice niveles principales de energía. Estos niveles se designan con la letra n, donde n es un número entero positivo. De esta manera, n = 1 corresponde al nivel energético principal más bajo. A medida que n aumenta, también se incrementa la energía del electrón y, en promedio, el electrón se encuentra más alejado del núcleo.

En la tabla periódica se pueden encontrar, para los elementos en su estado fundamental, hasta siete niveles de energía o capas en las que pueden situarse los electrones. Cada nivel de energía se divide según el momento angular orbital que lo describe, al que se le asigna una letra determinada: s,p, d, f.

Para cada momento angular hay un número determinado de orbitales, según la proyección en una dirección dada del momento angular. Luego, en cada proyección pueden contener, como máximo, dos electrones cada uno diferenciados por el spin, un movimiento asociado clásicamente al giro sobre su eje.

La distribución de orbitales y número de electrones posibles en los cuatro primeros niveles se resume en la siguiente tabla:

Niveles de energía (n)

1

2

3

4

Subniveles

s

s   p

s    p    d

s    p    d    f

Número de orbitales de cada tipo

1

1   3

1    3    5

1    3    5    7

Denominación de los orbitales

1s

2s  2p

3s  3p  3d

4s   4p   4d   4f

Número máximo de electrones en los orbitales

2

2 - 6

2 - 6 - 10

2 - 6 - 10 -14

Número máximo de electrones por nivel

2

8

18

32


Objetivos de las actividades

Que los alumnos:

Actividad 1: Números cuánticos

1. Formen grupos de tres alumnos y resuelvan el siguiente cuestionario. Para ello, utilizar el siguiente enlace, que trata el tema de los números cuánticos. La idea del trabajo es fomentar un debate entre los integrantes del equipo y luego compartirlo con el resto de los grupos para entender mejor el tema.

Video sobre números cuánticos

Expliquen cómo el átomo de hidrógeno puede encontrarse en un nivel de energía mayor o menor al fundamental.

Según el modelo de Bohr, existe un número n que describe el nivel energético del electrón, ¿con qué otro aspecto fundamental se relaciona? ¿Qué pasa para n = 2?

Todos los electrones que estén en el nivel 2 tienen la misma energía, pero existe otro número entero que define su forma espacial, ¿cómo se denomina ese número y qué valores puede tomar?

La nube realmente no es un orbital, por lo tanto, ¿cuál sería su nombre exacto y por qué?

En mecánica cuántica, los orbitales tienen distintos momentos cinéticos determinados, ¿qué ocurre con los orbitales?

Expliquen qué pasa cuando, en lugar de ser vertical, el momento cinético es horizontal.

Expliquen qué sucede cuando el momento cinético es oblicuo hacia abajo.

¿Qué nuevo número describe los diferentes estados cuánticos para los casos en que hay un mismo nivel de energía (n) y momento cinético? ¿Qué valores puede tomar este número?

Describan qué ocurre cuando n = 3.

Actividad 2: Spin

Cada electrón se representa como si girara sobre un eje, como el globo terrestre. Solo puede girar en dos direcciones. Gráficamente, se representa con una flecha hacia arriba o hacia abajo. Es importante recalcar que para ocupar el mismo orbital, los electrones deben tener spines opuestos.

1. Investiguen en Internet o en una biblioteca para resolver los siguientes puntos.

a) ¿Qué famoso principio expresa las reglas referentes al tema de spines?

b) Escriban una breve biografía del científico que lo enunció.

c) ¿Qué importancia tiene este principio?

2. Escriban la estructura electrónica de los elementos Ar, Cu, Li, Na, Br y O. Como ayuda, pueden utilizar el siguiente enlace.

a) Transcriban y completen las cinco actividades que se presentan en el enlace para resolver con el modelo interactivo de configuraciones electrónicas.

b) Con el procesador de textos de sus equipos portátiles, realicen un informe con a partir de la información hallada.

Actividad 3: Verdadero o falso

1. Sobre la base de lo entendido del tema, completen el siguiente ejercicio. Para eso, impriman las siguientes oraciones e indiquen si son verdaderas o falsas. Expliquen por qué en cada caso.

La configuración electrónica en la corteza de un átomo es la distribución de sus electrones en los distintos niveles y orbitales.

Los electrones se van situando en los diferentes niveles y subniveles por orden de energía decreciente hasta completarlos.

El orbital que tiene forma esférica es el s.

En un orbital existe una probabilidad del 100% de encontrar un electrón.

Órbita y orbital son sinónimos.

Un orbital atómico puede tener un máximo de dos electrones y sus espines deben estar alineados.

El subnivel 2p consta de tres orbitales: 2px, 2py y 2pz.

Cada orbital p tiene dos lóbulos orientados en los ejes x, y y z.