El documento resume el desarrollo de la teoría cuántica, la cual ayuda a predecir y entender la estructura electrónica de los átomos. Explica que los electrones solo pueden tener energías discretas y que ocupan orbitales atómicos determinados por cuatro números cuánticos. Finalmente, detalla las reglas para el orden de llenado de los orbitales atómicos de acuerdo a sus energías relativas.

2. Teoría cuántica y la estructura electrónica de los átomos Clase N° 3 14/04/2008

5. Representación del átomo

9. Ondas electromagnéticas

13. El efecto fotoeléctrico (1905)

16. Espectro de emisión

19. Orbitas atómicas (teoría de Bohr)

20. Niveles de energía y espectros de emisión

25. El gato de Schr ödinger

26. El orbital atómico y los números cuánticos

29. Número Cuántico Principal 1s, 2s, 3s 3s 2s 1s

31. Número cuántico angular (l)

34. ¿Cómo se construyen las capas? 1 . Principio de Pauli : un átomo no puede tener dos electrones con los cuatro números cuánticos idénticos Conclusión: en un orbital atómico los electrones deben tener números cuánticos de spin opuestos. Si los electrones de un orbital tuvieran el mismo espín, los campos magnéticos se reforzarían El helio sería Paramagnético (atraído por un imán). Sin embargo es diamagnético (no tiene magnetismo) – por lo tanto los espines deben cancelarse 1 . Principio de Pauli : un átomo no puede tener dos electrones con los cuatro números cuánticos idénticos Conclusión: en un orbital atómico los electrones deben tener números cuánticos de spin opuestos. Si los electrones de un orbital tuvieran el mismo espín, los campos magnéticos se reforzarían El helio sería Paramagnético (atraído por un imán). Sin embargo es diamagnético (no tiene magnetismo) – por lo tanto los espines deben cancelarse

35. ¿Cómo se construyen las capas? 2.Regla de Hund : los orbitales se ocupan de tal forma que el número de electrones con la misma orientación de spin se maximizan . 3 . Los niveles de energía más bajos son ocupados primero 1s < 2s < 2p < 3s < 3p < 4s < 3d < 4p < 5s < 4d < 5p < 6s < 4f < 5d < 6p < 7s < 5f < 6d < 7p 2 . Regla de Hund : los orbitales se ocupan de tal forma que el número de electrones con la misma orientación de spin se maximizan. 3 . Los niveles de energía más bajos son ocupados primero 1s < 2s < 2p < 3s < 3p < 4s < 3d < 4p < 5s < 4d < 5p < 6s < 4f < 5d < 6p < 7s < 5f < 6d < 7p

36. Orden de llenado de los orbitales