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Configuración electrónica

Enviado por Pablo Turmero





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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.

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Forma de los orbitales

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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

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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.

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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

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(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 =

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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.

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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”

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Propiedades magnéticas Si la molécula tiene electrones desapareados ? paramagnética. Si la molécula no tiene electrones desapareados ? diamagnética. H2 es diamagnética. ¿ H2+?

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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.

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SUBNIVELES DE ENERGÍA

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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:

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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.

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Dentro de cada nivel ,existen además subniveles u orbitales con probabilidad de encontrarnos electrones.

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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

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Tipos de Configuración Electrónica Desarrollada: Semidesarrollada: Abreviada:

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Configuración electrónica Configuración electrónica del 11Na 1s22s22p63s1 Nivel de energía Subnivel de energía Número de electrones Electrón de valencia

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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.    

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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

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* 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.        

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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

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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.

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