es un tema de quiica muy novedoso ara culquiera

1. Configuración electrónica y números cuánticos
Ing. Daniela García
UNIVERSIDAD POLITÉCNICA SALESIANA

2. 1.- Estructura atómica
El átomo de cualquier elemento químico está formado por 2 zonas:
Zona Central: NUCLEO (p+ y los no)
Zona Externa: PERIFERIA o ENVOLTURA (e-).
Número atómico (Z): Establece:
p+ que existen en el núcleo atómico.
e- que se encuentran girando alrededor de éste.
Ubicación del elemento en la tabla periódica.

3. 2.- Modelos Atómicos
Modelo Atómico de Dalton.
Modelo Atómico de Thomsom.
Modelo Atómico de Rutherford.
Modelo Atómico de Bohr.
Teoría Atómica Moderna.
Modelo de la MECANICA CUÁNTICA.
Trata de definir el ORBITAL.
Orbital: Región del espacio alrededor del núcleo donde se tiene la máxima probabilidad de encontrar un determinado e-.
Se fundamenta en 4 números cuánticos.

4. 3.- Números Cuánticos
Nos permiten calcular la E del e- y predecir el orbital.
I.Número Cuántico Principal (n):
II.Número Cuántico Secundario (l):
III.Número Cuántico Magnético (m):
IV.Número Cuántico del Spin (s):
Fijan las coordenadas que tendrá el e- en el espacio.
Fija el signo que tendrá el e- sobre su propio eje.

5. Número cuántico principal (n):
Representa al nivel de energía y su valor es un número entero positivo (1, 2, 3, ....)
Se le asocia a la idea física del volumen del orbital.
n = 1, 2, 3, 4, .......

6. Número cuántico secundario
Identifica al subnivel de energía del electrón y se le asocia a la forma del orbital.
Sus valores dependen del número cuántico principal (n).
Tipo de orbital
Valor
l
Nº orbitales
Nº e-
s
0
1
2
p
1
3
6
d
2
5
10
f
3
7
14

7. Número cuántico magnético (m):
Describe las orientaciones espaciales de los orbitales.
Sus valores son todos los enteros entre -l y +l, incluyendo al 0.

8. Número cuántico de spin (s):
Informa el sentido del giro del electrón en un orbital.
Indica si el orbital donde ingreso el último electrón está completo o incompleto.
Su valor es +1/2 o -1/2

9. En una configuración electrónica, un electrón puede ser representado simbólicamente por:
Los números cuánticos para el último electrón en este ejemplo serían:
n = 3 l = 1 m = -1 s = +1/2
3p1
Indica la cantidad de electrones
existentes en un tipo de orbital
Indica el número
cuántico secundario (l)
Indica el número
cuántico principal (n)

10. Configuración electrónica
Corresponde a la ubicación de los electrones en los orbitales de los diferentes niveles de energía.

11. Configuración electrónica y principios que la regulan
Principio de establece que los electrones irán ocupando los niveles de más baja energía.
1. Principio de Construcción

12. Principio de exclusión de Pauling
Establece que no pueden haber 2 electrones con los cuatro números cuánticos iguales.
Primer electrón
n= 1 l= 0 m= 0 s= +1/2
Segundo electrón
n= 1 l= 0 m= 0 s= -1/2

13. Principio de máxima multiplicidad: Regla de Hund
Establece que para orbitales de igual energía, la distribución más estable de los electrones, es aquella que tenga mayor número de espines paralelos, es decir, electrones desapareados. Esto significa que los electrones se ubican uno en uno (con el mismo espin) en cada orbital y luego se completan con el segundo electrón con espin opuesto.

14. Escribiendo configuraciones electrónicas
Conocer el número de electrones del átomo (Z).
Ubicar los electrones en cada uno de los niveles de energía, comenzando desde el nivel más cercano al núcleo.
Respetar la capacidad máxima de cada subnivel (orbital s = 2e, p =6e, d = 10e y f = 14e).
Verificar que la suma de los superíndices sea igual al número de electrones del átomo.

15. 11Na
Configuración electrónica para 11 electrones
1s2
2s2
2p6
3s1
Números cuánticos
n = 3  = 0 m = 0
Notación global

16. Entre algunos elementos cuya configuración electrónica no puede ser predicha por la regla de las diagonales se encuentran el cromo, cobre, niobio, molibdeno, rutenio, rodio, paladio, plata , lantano, cerio, gadolinio, platino, oro, actinio.

17. Con el cromo (Cr Z = 24) surge otra aparente anomalía porque su configuración es [Ar] 3d5 4s1. La lógica de llenado habría llevado a [Ar] 3d4 4s2, sin embargo la distribución fundamental correcta es la primera. Esto se debe a que el semillenado de orbitales d es de mayor estabilidad, puesto que su energía es más baja.

18. Con el cobre Cu Z = 29 sucede algo similar al cromo, puesto que su configuración fundamental es [Ar] 3d10 4s1. La configuración [Ar] 3d9 4s2 es de mayor energía. La configuración con 10 electrones en orbitales d, es decir, el llenado total de estos orbitales es más estable.

19. Se da cuando la última configuración termina en d4 y d9.
1) Los subniveles d, tienen estabilidad media, cuando poseen un e- en cada celda (órbita): 24e- : 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 4s1, 3d5.
2) Los subniveles d, tienen estabilidad total, cuando poseen completas las celdas con el número máximo de e- (dos en cada una):
29e- : 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 4s1, 3d10.
PRINCIPIO DE ESTABILIDAD