Números cuánticos Las soluciones de la
ecuación de onda depende de cuatro parámetros, n,
l, ml y s. El número cuántico principal está
relacionado con el tamaño del orbital y el valor de la
energía. El número cuántico secundario esta
relacionado con la forma del orbital, con el momento angular y
con la energía del orbital. Se le asignan las letras: l =
0 ? s (sharp, definido); l = 1 ? p (principal); l = 2 ? d
(difuso); l =3 ? f (fundamental). El número
cuántico magnético está relacionado con la
orientación del orbital en el espacio. El número
cuántico de spin está relacionado con la
rotación sobre su eje del electrón, generando un
campo magnético con dos posibles orientaciones
según el giro.
Forma de los orbitales
Configuración electrónica de los átomos La
distribución de los electrones de un átomo en
orbitales recibe el nombre de configuración
electrónica. Cuando ésta es la de menor
energía se trata de la configuración
electrónica fundamental. En cualquier otra
configuración electrónica permitida con un
contenido energético mayor del fundamental se dice que el
átomo está excitado. La configuración
electrónica fundamental se obtiene a partir de tres
reglas: Principio de exclusión de Pauli Principio de
máxima multiplicidad de Hund Principio de mínima
energía o Aufbau
Principio de mínima energía (aufbau) La
distribución electrónica de una átomo se
realiza en orden creciente a su ER Los electrones se colocan
siguiendo el criterio de mínima energía. Es decir
se rellenan primero los niveles con menor energía. No se
rellenan niveles superiores hasta que no estén completos
los niveles inferiores.
ORDEN ENERGETICO DE LOS SUB-NIVELES 7P 6d 5f 7S 6P 5d 4f 6S 5P 4d
5S 4P 3d 4S 3P 3S 2P 2S 1S ? Energía
(Gp:) 1 s (Gp:) 2 s (Gp:) 3 s (Gp:) 2 p (Gp:) 3 p (Gp:) 4 f (Gp:)
Energía (Gp:) 4 s (Gp:) 4 p (Gp:) 3 d (Gp:) 5 s (Gp:) 5 p
(Gp:) 4 d (Gp:) 6s (Gp:) 6 p (Gp:) 5 d (Gp:) n = 1; l = 0; m = 0;
s = – ½ (Gp:) n = 1; l = 0; m = 0; s = + ½
(Gp:) n = 2; l = 0; m = 0; s = – ½ (Gp:) n = 2; l =
0; m = 0; s = + ½ (Gp:) n = 2; l = 1; m = – 1; s =
– ½ (Gp:) n = 2; l = 1; m = 0; s = – ½
(Gp:) n = 2; l = 1; m = + 1; s = – ½ (Gp:) n = 2; l
= 1; m = – 1; s = + ½ (Gp:) n = 2; l = 1; m = 0; s =
+ ½ (Gp:) n = 2; l = 1; m = + 1; s = + ½ (Gp:) n =
3; l = 0; m = 0; s = – ½ (Gp:) n = 3; l = 0; m = 0;
s = + ½ (Gp:) n = 3; l = 1; m = – 1; s = –
½ (Gp:) n = 3; l = 1; m = 0; s = – ½ (Gp:) n
= 3; l = 1; m = + 1; s = – ½ (Gp:) n = 3; l = 1; m =
– 1; s = + ½ (Gp:) n = 3; l = 1; m = 0; s = +
½ (Gp:) n = 3; l = 1; m = + 1; s = + ½ (Gp:) n = 4;
l = 0; m = 0; s = – ½ (Gp:) n = 4; l = 0; m = 0; s =
+ ½ (Gp:) n = 3; l = 2; m = – 2; s = –
½ (Gp:) n = 3; l = 2; m = – 1; s = – ½
(Gp:) n = 3; l = 2; m = 0; s = – ½ (Gp:) n = 3; l =
2; m = + 1; s = – ½ (Gp:) n = 3; l = 2; m = + 2; s =
– ½ (Gp:) n = 3; l = 2; m = – 2; s = +
½ (Gp:) n = 3; l = 2; m = – 1; s = + ½ (Gp:)
n = 3; l = 2; m = 0; s = + ½ (Gp:) n = 3; l = 2; m = + 1;
s = + ½ (Gp:) n = 3; l = 2; m = + 2; s = + ½ (Gp:)
n = 4; l = 1; m = – 1; s = – ½ (Gp:) n = 4; l
= 1; m = 0; s = – ½ (Gp:) n = 4; l = 1; m = + 1; s =
– ½ (Gp:) n = 4; l = 1; m = – 1; s = +
½ (Gp:) n = 4; l = 1; m = 0; s = + ½ (Gp:) n = 4; l
= 1; m = + 1; s = + ½ (Gp:) n = ; l = ; m = ; s =
Principio de máxima multiplicidad (regla de Hund)
Ningún orbital de un mismo subnivel puede contener dos
electrones antes que los demás contengan por lo menos uno.
Cuando un nivel electrónico tenga varios orbitales con la
misma energía, los electrones se van colocando
desapareados en ese nivel electrónico. No se coloca un
segundo electrón en uno de dichos orbitales hasta que
todos los orbitales de dicho nivel isoenergético
están semiocupados.
Principio de exclusión de Pauli. “En un átomo
no pueden existir 2 electrones con los 4 números cuantiaos
iguales deben diferenciarse al menos en el spin”
Propiedades magnéticas Si la molécula tiene
electrones desapareados ? paramagnética. Si la
molécula no tiene electrones desapareados ?
diamagnética. H2 es diamagnética. ¿
H2+?
DISTRIBUCIÓN DE LOS ELECTRONES EN LA CORTEZA. Según
modelo ACTUAL, los electrones se distribuyen en diferentes
niveles, que llamaremos capas. Con un número máximo
de electrones en cada nivel o capa.
SUBNIVELES DE ENERGÍA
DEFINICIÓN Son regiones más pequeñas,
más angostas donde se localizan los electrones. Son parte
de los niveles de energía y son nombrados según la
característica de las líneas espectrales de la
emisión atómica Se llaman también
número quántico secundario o azimutal. Se
representa con la letra l Son 4 los subniveles:
FÓRMULA PARA DETERMINAR EL No DE e-EN CADA SUBNIVEL Se
aplica la fórmula 2( 2l + 1) Valor cuántico de los
subniveles: s=0, p=1, d=2 y f=3.
Dentro de cada nivel ,existen además subniveles u
orbitales con probabilidad de encontrarnos electrones.
REGLA DE MOELLER Esquema simplificado que ayuda a ubicar los
electrones en niveles y subniveles en orden de energía
creciente. Se le conoce también como la regla de SARRUS y
comúnmente denominada “regla del serrucho” 1s
2s 3s 4s 7s 6s 5s 2p 3p 4p 7p 6p 5p 3d 4d 6d 5d 4f 5f
Tipos de Configuración Electrónica Desarrollada:
Semidesarrollada: Abreviada:
Configuración electrónica Configuración
electrónica del 11Na 1s22s22p63s1 Nivel de energía
Subnivel de energía Número de electrones
Electrón de valencia
Escribe la configuración electrónica y la
estructura atómica del potasio en su estado fundamental. Z
= 19 , A = 39. Solución: Como Z = 19 , quiere
decir que en la corteza tenemos 19 electrones; *
Configuración electrónica
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6
4s1 * Estructura
atómica
Número másico (A) = número de protones (A) +
número de neutrones Þ
?
Núcleo; 19 protones y 20 neutrones ( 39 – 19 )
?
Corteza ; 19 electrones.
2.- Escribe la configuración electrónica y la
estructura atómica de las especies siguientes, K+,
Cl- . ( K ® Z = 19 , A = 39 ) , ( Cl ® Z = 17 , A =
35 ). Solución: * K+ : El potasio tiene 19
electrones en la corteza, pero el K+ tiene un déficit de 1
electrón por estar cargado positivamente por lo que en la
corteza tendrá 18 electrones. Configuración
electrónica
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 Estructura
atómica
Núcleo;
19 protones y 20 neutrones
Corteza;
18 electrones
* Cl- : El cloro tiene 17 electrones en la corteza, pero el Cl-
tiene un exceso de 1 electrón por estar cargado
negativamente por lo que en la corteza tendrá 18
electrones. Configuración
electrónica
1s2 2s2 2p6 3s2 3p Estructura
atómica
Núcleo;
17 protones y 18 neutrones
Corteza;
18 electrones A las especies que poseen el mismo número de
electrones se les denomina
isoelectrónicas.
Ejemplo: a) Establezca cuáles de las siguientes series de
números cuánticos serían posibles y
cuáles imposibles para especificar el estado de un
electrón; b) diga en que tipo de orbital atómico
estarían situados los que son posibles Imposible. (n <
1) Imposible. (l = n) Posible. Orbital “1 s”
Imposible (m ? -1,0,1) Posible. Orbital “2 p” Series
n l m s??? I 0 0 0 +½ II 1 1 0 +½ III 1 0 0
–½ IV 2 1 –2 +½ V 2 1 –1
+½
Actividad de Aprendizaje Realizar la distribución
electrónica de los siguientes elementos: Bromo, estroncio,
telurio, cobre, zinc, estaño, yodo, plomo, potasio,
francio, calcio, criptón, vanadio, germanio, mercurio,
fósforo, helio, plata, bario, oro, fluor, níquel,
boro, arsénico, americio, xenón, fierro, carbono,
hidrógeno, azufre, platino, radio.