El documento describe los números cuánticos y sus significados físicos, incluyendo el número cuántico principal (n), número cuántico secundario (l), número cuántico magnético (m) y número cuántico de espín (s). Explica cómo estos números determinan las órbitas de los electrones y la forma de los orbitales atómicos como s, p, d y f. También cubre conceptos como la distribución electrónica, los principios de Aufbau, Pauli y Hund, y cómo la configuración electrónica determina la

1. Significado físico de la función de onda.

2. NUMEROS CUANTICOS Y SUS ORBITAS
 Número cuántico principal (n): Representa al nivel de energía (estado
estacionario de Bohr) y su valor es un número entero positivo (1, 2, 3, 4, etc.)
y se le asocia a la idea física del volumen del orbital. Dicho de otra manera
el número cuántico principal determina el tamaño de las órbitas, por tanto, la
distancia al núcleo de un electrón vendrá determinada por este número
cuántico. 5 P, etc.
 Número cuántico secundario (l):
Identifica al subnivel de energía del electrón y se le asocia a la forma del
orbital. Sus valores dependen del número cuántico principal "n", es decir,
sus valores son todos los enteros entre 0 y (n-1), incluyendo al 0. Ejemplo: n =
4 ; l = 0, 1, 2, 3. Dicho de otra manera, El número cuántico azimutal determina
la excentricidad de la órbita, cuanto mayor sea, más excéntrica será, es
decir, más aplanada será la elipse que recorre el electrón..

3.  Número cuántico magnético (m): Describe las orientaciones espaciales
de los orbitales. Sus valores son todos los enteros del intervalo (-l,+l)
incluyendo el 0.Ejemplo: n = 4l = 0, 1, 2, 3m = -3, -2, -1, 0, +1, +2, +3..
Número cuántico de espín (s): Describe el giro del electrón en torno a su
propio eje, en un movimiento de rotación. Este giro puede hacerlo sólo en
dos direcciones, opuestas entre sí. Por ello, los valores que puede tomar el
número cuántico de spin son -1/2 y +1/2. Dicho de otra manera, Cada
electrón, en un orbital, gira sobre sí mismo. Este giro puede ser en el mismo
sentido que el de su movimiento orbital o en sentido contrario. Este hecho se
determina mediante un nuevo número cuántico, el número cuántico se spin s,
que puede tomar dos valores, 1/2 y -1/2.
Orbitales "s": Los orbitales "s" son esféricamente simétricos.
 Orbitles "p": La forma de los orbitales p es de dos lóbulos situados en lados
opuestos al núcleo. Hay tres tipos de orbitales p ( ; ml= -1,0,1) que difieren en
su orientación. No hay una correlación simple entre los tres números

4. cuánticos magnéticos y las tres orientaciones: las direcciones x, y y z. Los
orbitales p del nivel n se denominan npx, npy, npz
Los orbitales p al igual que los s aumentan de tamaño al aumentar el número
cuántico principal.
 Orbitales "d": En el tercer subnivel tenemos 5 orbitales atómicos (para n>3 l
=2; ml=-2,-1,0,1,2) con diferentes orientaciones sen el espacio tal y como
vemos en la figura :
 Orbitales "f": Son orbitales de mayor energía. Para n>4 tendremos 7
orbitales f ( =3 y ml=-3,-2,-1,0,1,2,3) . Los orbitales f son importantes para
comprender el comportamiento de los elementos con número atómico mayor a
57.

5. DISTRIBUCION ELECTRONICA EN SISTEMAS
POLIELECTRICOS
La configuración electrónica de un átomo informa cómo están distribuidos los
electrones entre los diversos orbitales atómicos. Se utilizarán los primeros diez
electrones (de hidrógeno al neón) para mostrar las reglas básicas de escritura de
las configuraciones electrónicas de los estados fundamentales de los átomos. El
numero de electrones de un átomo neutro es igual a su numero atómico z.
La configuración electrónica se puede representar por un diagrama de orbital que
muestra el spin del electrón
Donde la flecha hacia arriba indica uno de los dos posibles movimientos de giro
del electrón, la caja representa un orbital atómico.

6. PRINCIPIO DE AUFBAU O DE CONSTRUCCION
En el estado fundamental de un átomo, los electrones ocupan orbítales atómicos
de tal modo que la energía global del átomo sea mínima.
Se denomina principio de construcción (Aufbau) al procedimiento para deducir la
configuración electrónica de un átomo, y consiste en seguir un orden para el
llenado de los diferentes orbítales, basado en los diferentes valores de la energía
de cada uno de ellos. Para recordarlo se utiliza el diagrama de Möller o de las
diagonales, así como la regla de la mínima energía (n+l)..

7. PRINCIPIO DE EXCLUSION DE PAULI
Este principio establece que: dos electrones en un átomo no pueden tener los
mismos cuatro números cuánticos, en otras palabras, solo dos electrones
pueden existir en el mismo orbital atómico, y estos electrones deben tener espines
opuestos.
Un ejemplo es el Helio, siguiendo el principio de Pauli su configuración es:
He 1s2 ↓
1s
Los tres primeros número cuánticos, n, l y ml determinan un orbital específico. Dos
electrones, en un átomo, pueden tener estos tres números cuánticos iguales, pero
si es así, deben tener valores diferentes del número cuántico de espín. Podríamos
expresar esto diciendo lo siguiente: en un orbital solamente puede estar ocupado
por dos electrones y estos electrones deben tener espines opuesto:  ↓
DIAMAGNETICOS Y PARAMAGNETICOS.
Si dos electrones en el orbital 1s de un átomo de helio tuvieran el mismo espín, o
espines paralelos (   , ↓ ↓ ), sus campos magnéticos netos se reforzarían
mutuamente. Dicha distribución haría del helio un átomo paramagnético. Se
conocen como sustancias paramagnéticas: a las que son atraídas por un imán.
Por otro lado, si los espines del electrón están apareados o son antiparalelos(  ↓
, ↓  ), los efectos magnéticos se cancelan y el átomo es diamagnético. Las
sustancias diamagnéticas son repelidas ligeramente por un imán.
Un ejemplo, se considera el litio (Z=3) que tiene tres electrones, la cual su
configuración electrónica es 1s2, 2s 1 y su diagrama orbital es

8. Li ↓ 
1s 2s
Principio de máxima multiplicidad de Hund
La regla de Hund es una regla empírica obtenida por Friedrich Hund en el estudio
de los espectros atómicos que enuncia lo siguiente:
Al llenar orbitales de igual energía (los tres orbitales p, los cinco d, o los siete f)
los electrones se distribuyen, siempre que sea posible, con sus espines paralelos,
es decir, que no se cruzan. La partícula subatómica es más estable (tiene
menos energía) cuando tiene electrones apareados (espines paralelos) que
cuando esos electrones están desapareados (espines opuestos o anti paralelos).
Cuando varios electrones están descritos por orbitales degenerados, la mayor
estabilidad energética es aquella en donde los espines electrodos los orbitales en
una subcapa deben estar ocupados por lo menos por un electrón antes de que se
le asigne un segundo. Es decir, todos los orbitales deben estar llenos y todos los
electrones en paralelo antes de que un orbital gane un segundo electrón. Y
cuando un orbital gana un segundo electrón, éste deberá estar apareado del
primero (espines opuestos o anti paralelos). Por ejemplo:
3 electrones en el orbital 2p; px1 py1 pz1 (vs) px2 py1 pz0
(px2 py1 pz0 = px0 py1 pz2 = px1 py0 pz2= px2 py0 pz1=....)

9. Configuración electrónica de los elementos y
su ubicación en la clasificación periódica
Configuración Electrónica
Los cuatro números cuánticos (n, l, m, s) permiten identificar completamente un
electrón en cualquier orbital de cualquier átomo. Si analizamos el átomo de
hidrógeno, vemos que representa un sistema muy sencillo porque sólo contiene un
electrón, que se ubica en el orbital “s” del primer nivel de energía. Esta situación
es diferente para átomos que tienen más de un electrón. Para conocer la
distribución de electrones en los distintos orbitales (lugares donde es más
probable encontrar un electrón) en el interior de un átomo, se desarrolló la
configuración electrónica. En ella se indica claramente el nivel de energía, los
orbitales ocupados y el número de electrones de un átomo.
La configuración electrónica del átomo de hidrógeno es: 1s1
Para átomos más grandes, la configuración electrónica se efectúa según tres
principios:
- Principio de mínima energía: Las configuraciones electrónicas de los elementos
se obtienen por ocupación sucesiva de los niveles desde el primer nivel de menor
energía (1s). A medida que los niveles se llenan, se van ocupando los niveles
superiores. El orden de energía creciente puede ser recordado mediante el
siguiente esquema:

10. Clasificación periódica
De acuerdo con el tipo de subnivel que ha sido llenado, los elementos se pueden
dividir en categorías: los elementos representativos, los gases nobles,
los elementos de transición (o metales de transición), los lantánidos y
los actínidos.
Los elementos representativos son los elementos de los grupos 1A hasta 7A,
todos los cuales tienen incompletos los subniveles s ó p del máximo número
cuántico principal.
Con excepción del He, los gases nobles que conforman el grupo 8A tienen el
mismo subnivel p completo.
Los metales de transición son los elementos 1B y del 3B hasta el 8B, los cuales
tienen capas d incompletas, o fácilmente forman cationes con subniveles d
incompletos. Los elementos del grupo 2B son Zn, Cd, y Hg, que no son
representativos ni metales de transición.
A los lantánidos y actínidos se les llama también elementos de transición
interna del bloque f porque tienen subniveles f incompletos.

11. Si analizamos las configuraciones del grupo 1A vemos que son similares: todos
tienen el último electrón en un orbital s. El grupo 2A tiene configuración ns2
para los dos electrones más externos. La similitud de las configuraciones
electrónicas externas es lo que hace parecidos a los elementos de un grupo en
su comportamiento químico.
Esta observación es válida para el resto de los elementos representativos. Si
analizamos la configuración del grupo 7A, o elementos halógenos, todos ellos
poseen configuración ns2np5, haciendo que tengan propiedades muy similares
como grupo.
Propiedades Periódicas
- La energía de ionización es la energía mínima necesaria para que un átomo
gaseoso en su estado fundamental o de menor energía, separe un electrón de
este átomo gaseoso y así obtenga un ión positivo gaseoso en su estado
fundamental:
Las energías de ionización de los elementos de un periodo aumentan al
incrementarse el número atómico. Cabe destacar que las energías de ionización
de los gases nobles (grupo 8A) son mayores que todas las demás, debido a que
la mayoría de los gases nobles son químicamente inertes en virtud de sus
elevadas energías de ionización. Los elementos del grupo 1A (los metales
alcalinos) tienen las menores energías de ionización.