2. VII. Estructura electrónica de los atomos
VII.1. Radiación electromagnética y espectros Atómicos
VII.2.Teoría cuántica
VII.3. El átomo de Bohr
VII.4. Principio de incertidumbre
VII.5. Propiedades de las ondas
VII.6. Orbitales atómicos y números cuánticos
VII.7. Representación de los orbitales atómicos
VII.8. Espin de los electrones y principio de
exclusión de Pauli
VII.9. Orbitales de átomos multielectrónicos
VII.10. Configuración electrónica

3. El principio de incertidumbre
Las propiedades ondulatorias del electrón se traducen en
que no se puede conocer su posición en un instante
dado.
Werner Heisenberg (1901-1976):
“Es inherentemente imposible conocer simultáneamente
la cantidad de movimiento (mv) del electrón y su
posición exacta en el espacio”
La incertidumbre en la posición es inversamente proporcional a la
incertidumbre en su cantidad de movimiento.
Esto trae como resultado el concepto de “orbital” ´(zona
probable donde encontrar al electrón y no de “órbita.

4. Estructuras electrónicas de los elementos



Schrödinger (1887-1961) propuso una ecuación
que incorpora el comportamiento onda-partícula
del electrón.
Las funciones de onda describen a cada tipo de
electrón, su ubicación en el átomo, la
probabilidad de que el electrón se encuentre en
un lugar del espacio : DENSIDAD ELECTRÓNICA
Las regiones en las que es muy probable
encontrar electrones son regiones de alta
densidad electrónica.

5. Orbitales y números cuánticos

los
electrones se disponen en orbitales
con energía y forma característica.
En lugar de girar en órbitas circulares
(Son soluciones de la ecuación de onda de
Schrödinger)


Un orbital es una zona probabilística
donde se puede encontrar al
electrón.
El modelo de la mecánica cuántica
contempla tres números cuánticos
(valores a incluir en la ecuación de
onda de Schrödinger) :
n , l y ml
5

6. Orbitales y números cuánticos
 n número cuántico principal.
valores enteros positivos. El electrón pasa
más tiempo lejos del núcleo. A > n, el
orbital es más grande y el electrón tiene
más energía (unido con menos fuerza al
núcleo).
Los electrones con igual n pertenecen a la
misma capa electrónica

7. Orbitales y números cuánticos
l número cuántico
azimutal.
valores enteros positivos de
0 a (n-1).
 Este número cuántico
define la forma del
orbital.
Dada la cantidad de
electrones a distribuir en
las capas electrónicas el
número máximo de n es
4 y por tanto l llega a 3.

Valor de l
0
1
2
3
Letra
designación
s
p
d
f

El conjunto de orbitales
con igual n y l constituyen
una subcapa (ej. “3d”)

8. Orbitales y números cuánticos
 ml
número cuántico magnético
valores entre –l a +l, incluyendo el cero.
Describe la orientación del orbital en el
espacio.
-------------------------------Un electrón puede entonces caracterizarse
por un valor de n, uno de l y uno de ml

9. Orbitales y números cuánticos
CAPA ELECTRÓNICA: conjunto de orbitales con
igual n. Ej n = 3
Significa que en este orbital existen las subcapas
l = 0 , l = 2 y l = 2; o sea, subcapas 3s, 3p y 3d
[a la distancia (y energía) del nivel n y con las formas de
los orbitales s, p y d]
En la subcapa (orbital) 3p pueden estar, “caber”
electrones con (-p a +p; p equivale a 1):
-1, 0, +1; o sea en los orbitales:
(3,2,-1) ; (3,2,0) ; (3,2,-1)

10. Valores de números cuánticos
Para n=1, sólo existe el orbital 1s [#orbitales = n2 = 12 = 1]
Para n=2, existen 1s y 3 orbitales p (x, y, z) [#orbitales = n 2 = 22 = 4]
Para n=3, existen 1s, 3 p y 5 orbitales p [#orbitales = n2 = 32 = 9]
Para n=4: 1s, 3 p, 5 d y 7 f [#orbitales = n2 = 42 = 16]

11. Formas de los orbitales atómicos

Orbital s
Dentro de una misma
capa es el de <
energía
Forma: esférica
El diámetro de la esfera
se incrementa con el
valor de n
Cada capa (n) tiene un
solo orbital s.

12. Formas de los orbitales atómicos

Orbital p
No son
esféricamente
simétricos
Cada orbital tiene dos
lóbulos
Hay 3 orbitales p en
cada capa (excepto
en la 1ª; n = 1)
12/01/14

13. Formas de los orbitales atómicos

Orbitales d y f
Existen para n ≥ 3
(valores de l = 2)
Hay (5) orbitales 3d, (5) 4d
Para n ≥ 4 (valores de l = 3)
Pueden existir los
orbitales f
Forma: más complicada
que los d.

14. “Spín” del electrón: 4º número cuántico
El electrón se comporta como si fuera una
diminuta esfera que gira sobre su propio eje.
 ms : número cuántico magnético del spín.

Valores: + ½ y - ½.
“En un átomo no puede haber dos electrones que
tengan iguales los cuatro número cuánticos”
[Princicio de exclusión de Pauli (1900-1958)]
UN ORBITAL PUEDE TENER UN MÁXIMO DE DOS
ELECTRONES (CON SPINES OPUESTOS)

15. Configuraciones electrónicas
 Forma en que los electrones se
distribuyen (energía, distancia del núcleo
y forma del orbital) en el átomo.
 Configuración basal: la de menor energía
 Los orbitales “se llenan” en orden
creciente de energía, con un máximo de
dos electrones por orbital.
Ej. Átomo de Litio (NA = 3) 1s 2s
Dos electrones en un orbital están “apareados”

16. Configuraciones electrónicas
Regla de Hund: “En
el caso de
orbitales
degenerados
(=energía), se
alcanza la menor
energía cuando el
número de
electrones que
tienen el mismo
espín es el más
alto posible”

17. Configuraciones electrónicas
Gases nobles:
He
Ne
Ar
Kr
Xe
Rn
NA= 2
NA= 10
NA= 18
NA= 36
NA= 54
NA= 86
1s2
1s2 2s2 2p6
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s2 4p6
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s2 4p6 4d10 5s2 5p6
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s2 4p6 4d10 4f14 5s2 5p6 5d10 6s2 6p6
Todos los orbitales se encuentran ocupados por dos electrones; de
aquí su no reactividad química.
quimica

18. Configuraciones electrónicas
Configuraciones
abreviadas:
[Na] (11): [Ne]3s1
Electrones de configuración
del gas noble: “internos” ;
restantes; “electrones de
valencia”.
El orbital 4s tiene menos
energía que los 3d, por
lo que se llena primero.
[K] (19): [Ar]4s1 (no 3d)
Hay diez elementos que
llenan primero el 4s antes
de los 3d; se denominan
elementos de
transición, o metales de
transición

19. Configuraciones electrónicas
Electrones del Gas Noble: electrones internos
Electrones de capa interna: electrones de valencia

20. Que tengas un buen
día.