Este documento presenta varios temas sobre la química cuántica y la distribución electrónica en sistemas poliatómicos. Se discuten los números cuánticos y orbitales atómicos, así como los principios de Aufbau, exclusión de Pauli, máxima multiplicidad de Hund y la configuración electrónica de los elementos en la clasificación periódica. Varios estudiantes presentarán sobre estos temas fundamentales de la estructura atómica.

1. TERCERA SEMANA
QUIMICA

2. TEMAS :
• SIGNIFICADO FISICO DE LA FUNCION DE ONDA ?
ROSENDO OLVERA
1.4.3.2 NUMEROS CUANTICOS Y ORBITALES ATOMICOS
JARED CASTILLO HERNANDEZ
1.5 DISTRIBUCION ELECTRONICA EN SISTEMAS POLIELECTRONICOS
HUGO JOSEPH HERNANDEZ
1.5.1 PRINCIPIO DE AUFBAU O DE CONSTRUCCION
JOSE LUIS LOREDO
1.5.2 PRINCIPIO DE EXCLUSION DE PAULI
EDGAR YAIR MORALES PEREZ
1.5.3 PRINCIPIO DE MAXIMA MULTIPLICIDAD DE HUND
OMAR SANTIAGOCORTES
1.5.4 CONFIGURACION ELECTRONICA DE LOS ELEMENTOS Y SU
UBICACION EN LA CLASIFICACION PERIODICA
• VICTOR ALANIZ

3. 1.4.3.2 NUMEROS CUANTICOS Y
ORBITALES ATOMICOS
• 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.
• Número cuántico secundario (l):
Identifica al subnivel de energía dNúmero el 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.
• 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.

4. 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.

5. SIGNIFICADO FISICO DE LA FUNCION
DE ONDA
• LA FUNCION DE ONDA NO IMPLICA QUE UN PARTICULA IMPLICA SE
EXACTAMENTE UN AGLOMERADO O PAQUETES DE ONDAS SINO ESTA
TAMBIEN TIENE QUE VER CON LA PROBABILIDAD DE LA POSICION DE UNA
PARTICULA QUE ESTA DADA POR LAS FUNCIONES DE ONDA.
• EL VALOR DE LA FUNCION DE UNA OND ASOCIADO CON UNA PARTICULA
EN MOVIMIENTO ESTA RELLACIONADO CON LA PROBABILIDAD DE
PARTICULA EN EL MUNDO (X , Y , Z EN EL INSTANTE DE TIEMPO (t)).
• LA FUNCION DE ONDA PRESENTA AMPLITUD POSITIVA Y NEGATIVA
AUNQUE ESTOS SIGNOS DE LA AMPLITUD NO TIENE UN SIGNIFICADO
DIRECTO SI RESUELTA DE GRAN IMPORTANCIA CUANDO LAS FUNCIONES
DE ONDA SE PUEDE RELACIONAR .

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. 1.5.2 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:  ↓

8. PRINCIPIO DE MAXIMA
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 Propiedades Periódicas
• Los cuatro números cuánticos (n, l, m, s) • - La energía de ionización es la energía
permiten identificar completamente un mínima necesaria para que un átomo
electrón en cualquier orbital de cualquier gaseoso en su estado fundamental o de
átomo. Si analizamos el átomo de menor energía, separe un electrón de
hidrógeno, vemos que representa un sistema este átomo gaseoso y así obtenga un
muy sencillo porque sólo contiene un ión positivo gaseoso en su estado
electrón, que se ubica en el orbital “s” del fundamental:
primer nivel de energía. • Las energías de ionización de los
• Clasificación periódica elementos de un periodo aumentan al
De acuerdo con el tipo de subnivel que ha incrementarse el número atómico. Cabe
sido llenado, los elementos se pueden dividir destacar que las energías de ionización
en categorías: los elementos de los gases nobles (grupo 8A) son
representativos, los gases mayores que todas las demás, debido a
nobles, los elementos de transición (o que la mayoría de los gases nobles son
metales de transición), los lantánidos y químicamente inertes en virtud de sus
los actínidos. elevadas energías de ionización. Los
elementos del grupo 1A (los metales
Los elementos representativos son los alcalinos) tienen las menores energías
elementos de los grupos 1A hasta 7A, todos de ionización.
los cuales tienen incompletos los subniveles
s ó p del máximo número cuántico principal.