LOS ÁCIDOS NUCLEICOS Y SUS TIPOS.

1. CONFIGURACIONES ELECTRÓNICAS
Justificación teórica

2. • Ahora que ya sabéis hacer configuraciones electrónicas
trataremos de entender los principios y reglas teóricas en
los que se basan.
• He preferido hacerlo así en esta ocasión porque empezar
con la teoría podría haberos resultado más árido.

3. • Para el SODIO (11 electrones), el resultado es:
1s2 2s2 2p6 3s1
La suma de los electrones (superíndice) en cada nivel es:
• 1º nivel:2 electrones;
• 2º nivel:8 electrones;
• 3º nivel:1 electrón;
• Para el MANGANESO (25 electrones), el resultado es:
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d5
• La suma de los electrones (superíndice) en cada nivel es:
• 1º nivel:2 electrones
• 2º nivel:8 electrones
• 3º nivel:13 electrones
• 4º nivel: 2 electrones

4. Colocación de electrones en un
diagrama de energía.
Se siguen los siguientes principios:
• Principio de mínima energía (aufbau)
• Principio de exclusión de Pauli.
• Principio de máxima multiplicidad (regla de Hund)

5. Principio de mínima energía (aufbau)
• Los electrones en las configuraciones electrónica en
estado fundamental se colocan siguiendo el criterio
de mínima energía.
• Es decir se rellenan primero los niveles con menor energía.
• No se rellenan niveles superiores hasta que no estén completos los
niveles inferiores.
• El esquema de las diagonales nos ayuda a saber cuál el orden de
energía creciente.

6. Principio de exclusión de Pauli.
• “No puede haber dos electrones en el mismo
átomo con los cuatro números cuánticos iguales”
• De este principio se deduce que en cada orbital atómico
(caracterizado por ciertos valores de n, l y ml) no puede
haber más de dos electrones que se distinguen en el nº
cuántico de spin (+½ , – ½)

7. Observa con atención la imagen
• Cada nivel de energía se refiere a cada valor
de n (nº cuántico principal).
• Cada subnivel de energía se refiere a cada
valor de l (nº cuántico secundario)
• Cada orbital aparece representado por una
caja y le corresponderán unos determinados
valores para los 3 primeros cuánticos.
• Por el Principio de Exclusión de Pauli se
deduce que en cada orbital sólo puede haber
dos electrones con el spin diferente. A cada
electrón le corresponde 4 nº cuánticos. Los
representaremos con flechas de sentidos
distintos para indicar que tienen diferente ms
Comprueba que distingues
los términos nivel,
subnivel, orbital y electrón

8. Observa con atención la imagen
• ¿Cuántos subniveles hay en el nivel n =4?
Mirando la imagen veo que tiene 3 (4s, 4p y 4d)
• ¿Cuántos orbitales hay en el nivel n=4?
Observo que hay 9
• ¿Cuántos electrones caben como máximo
en el nivel n=4?
• Aunque los electrones no están representados
en la imagen, deduzco que 18 dado que hay 9
orbitales y en cada uno sólo puede haber 2.
Vamos a deducirlo de los valores de los números
cuánticos permitidos en las diapositivas
siguientes.

9. n l ml ms
4s 4 0 0 1/2
4p 4 1 –1,0,1 1/2
4d 4 2 –2, –1,0,1,2 1/2
4f 4 3 –3,–2, –1,0,1,2,3 1/2
Comprueba que conoces los valores
posibles para los números cuánticos
que hemos estudiado en la sesión
anterior

10. n l m s
1s 1 0 0 1/2
2s 2 0 0 1/2
2p 2 1 –1,0,1 1/2
3s 3 0 0 1/2
3p 3 1 –1,0,1 1/2
3d 3 2 –2, –1,0,1,2 1/2
4s 4 0 0 1/2
4p 4 1 –1,0,1 1/2
4d 4 2 –2, –1,0,1,2 1/2
4f 4 3 –3,–2, –1,0,1,2,3 1/2
Números cuánticos permitidos para los 4 primeros niveles de energía

11. Principio de máxima multiplicidad
(regla de Hund)
• Cuando un nivel electrónico tenga
varios orbitales con la misma
energía, los electrones se van
colocando desapareados y con el
espín paralelo o igual.
• No se coloca un segundo electrón en uno de
dichos orbitales hasta que todos los orbitales
de dicho subnivel (misma energía) están
semiocupados.

12. • Para entender la siguiente diapositiva debes estar en
modo presentación porque irán apareciendo electrones
junto a los números cuánticos que le corresponden.
• Están representados hasta el nivel 6 lo que es demasiado
pero sí debes prestar atención a los primeros niveles de
energía. Si no consigues entenderlo quizá debes repasar
la teoría de la sesión anterior (nº cuánticos) y la de ésta.
• El enlace a la página de Educaplus es para que puedas
practicar. Es muy visual.

13. 1 s
2 s
3 s
2 p
3 p
4 f
Energía
4 s
4 p 3 d
5 s
5 p
4 d
6s
6 p
5 d
n = 1; l = 0; m = 0; s = – ½
n = 1; l = 0; m = 0; s = + ½
n = 2; l = 0; m = 0; s = – ½
n = 2; l = 0; m = 0; s = + ½
n = 2; l = 1; m = – 1; s = – ½
n = 2; l = 1; m = 0; s = – ½
n = 2; l = 1; m = + 1; s = – ½
n = 2; l = 1; m = – 1; s = + ½
n = 2; l = 1; m = 0; s = + ½
n = 2; l = 1; m = + 1; s = + ½
n = 3; l = 0; m = 0; s = – ½
n = 3; l = 0; m = 0; s = + ½
n = 3; l = 1; m = – 1; s = – ½
n = 3; l = 1; m = 0; s = – ½
n = 3; l = 1; m = + 1; s = – ½
n = 3; l = 1; m = – 1; s = + ½
n = 3; l = 1; m = 0; s = + ½
n = 3; l = 1; m = + 1; s = + ½
n = 4; l = 0; m = 0; s = – ½
n = 4; l = 0; m = 0; s = + ½
n = 3; l = 2; m = – 2; s = – ½
n = 3; l = 2; m = – 1; s = – ½
n = 3; l = 2; m = 0; s = – ½
n = 3; l = 2; m = + 1; s = – ½
n = 3; l = 2; m = + 2; s = – ½
n = 3; l = 2; m = – 2; s = + ½
n = 3; l = 2; m = – 1; s = + ½
n = 3; l = 2; m = 0; s = + ½
n = 3; l = 2; m = + 1; s = + ½
n = 3; l = 2; m = + 2; s = + ½
n = 4; l = 1; m = – 1; s = – ½
n = 4; l = 1; m = 0; s = – ½
n = 4; l = 1; m = + 1; s = – ½
n = 4; l = 1; m = – 1; s = + ½
n = 4; l = 1; m = 0; s = + ½
n = 4; l = 1; m = + 1; s = + ½
n = ; l = ; m = ; s =
 Configuraciones electrónicas

14. Cuestiones
• a) Defina los diferentes números cuánticos, indicando con qué letra se representan y los valores que
pueden tomar.
• b) Enuncie el principio de exclusión de Pauli.
• c) A partir de los números cuánticos, deduzca el número máximo de electrones que pueden tener los
orbitales 3p y los orbitales 3d.
• d) Indique en qué orbitales se encuentran los electrones definidos por las siguientes combinaciones de
números cuánticos: (1,0,0,½ ) y (4,1,0,- ½).
• e) Razonar si las siguientes configuraciones electrónicas de los átomos neutros M y N incumplen alguna
de las reglas o principios que corresponde aplicar para establecer la configuración electrónica de los
átomos en estado fundamental