Muy bueno

1. Capítulo 1:
Estructura Atómica y Tabla Periódica
Parte 5/6: Orbitales atómicos y
números cuánticos
Universidad Mayor de San Andrés
Facultad de Ingeniería
QMC 104
Química Inorgánica
Semestre Académico 1/2023

4. El modelo atómica actual se constituye
bajo las siguientes conclusiones:
1.El movimiento de un electrón es
aislado por una onda.
2.Como no es posible determinar
algunas características del electrón en
cualquier instante se usan probabilidades
para indicar características como la
posición ,la velocidad ,etc.
3.La energía de los electrones esta
cuantificada es decir que aceptan ciertos
valores
El físico Erwin Schrodinger describió la
teoría atómica en base de la teoría de
Bohr calculando los subniveles de energía
de los electrones ya que los electrones
no solo se siguen movimientos circulares
sino también ondulatorias

6. La naturaleza del electrón
En 1924 Broglie razono que si las ondas luminosas se componen como
una corriente de partículas quizá las partículas como los electrones
tuvieran propiedades ondulatorias en un intervalo de tiempo ,de
acuerdo con Broglie un electrón enlazado al núcleo se comportara
como onda. El fotón tiene mas propiedad de onda que de materia. El
electrón demuestra propiedades de materia y de onda
Longitud de
onda

10. Ecuación de Onda de Schrodinger

11. ORBITALES ATOMICOS
• El principio de incertidumbre de Heisemberg afirma que es imposible
describir con exactitud la trayectoria seguida por un electrón en
movimiento, pudiéndose determinar únicamente la zona en la que dicho
electrón tendrá mayor probabilidad de encontrarse.
• La región de la corteza atómica en la que existe mayor probabilidad de
encontrar un electrón recibe el nombre de orbital atómico o REGIÓN
ESPACIO ENERGÉTICA DE MÁXIMA PROBABILIDAD ELECTRÓNICA
(REEMPE).
• Los orbitales adoptan formas geométricas espaciales:
• balón (orbital “s”),
• pera (orbital “p”),
• trébol (orbital “d”) y
• compleja (orbital “f”).

12. El orbital “s ” tiene una simetría esférica alrededor del núcleo atómico.
Orbital s

13. La forma geométrica de cada uno de los 3 lóbulos u “orbitales degenerados”
que forman el orbital “p”, es parecido a un par de peras concéntricas hacia el
punto de contacto (el núcleo atómico) y orientados según los ejes coordenados.
Se los halla desde el 2° nivel de energía del átomo (2p, 3p, 4p,…)
Cada lóbulo u orbital degenerado px, py y pz acepta hasta 2 electrones
Orbital p

14. El orbital “d” está conformado por 5 juegos de lóbulos; cada juego acepta hasta
2 electrones. Se hallan desde el 3° nivel de energía del átomo (3d, 4d, 5d, . . . )
y ofrecen las siguientes formas:
Orbital d
dyz
dxy
dx
2
y
2
dxz
dz
2

15. Tienen formas mas
exóticas. En cada
forma sólo se acepta
hasta un par de
electrones.
Se presentan desde el
4° nivel de energía del
átomo.
Un orbital f completo
estará constituido por
14 electrones
Orbital f

16. Orden energético para el llenado
de subniveles de energía con
electrones (en estado basal o
fundamental)
Energía
1s
2s 2p
3s 3p 3d
4s 4p 4d 4f
5s 5p 5d 5f
6s 6p 6d
7s 7p
Orbitales con
gran diferencia
de energía
Orbitales con
mínima diferencia
de energía

17. Configuración electrónica en Estado Basal
Orden energético de orbitales atómicos:
Incrementan su energía:
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s2 4f14 5d10…
Ejemplos:
16S(16 e-): 1s2 2s2 2p6 3s2 3p4
16S2- (18 e-): 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6
20Ca2+ (18 e-): 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6
24Cr(24 e-): 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1 3d5
24Cr2+ (22 e-): 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s0 3d4

18. Conclusiones principales de los
estudios de estabilidad orbital
1) El efecto de la carga nuclear (Z) sobre la energía del orbital
He+ y H tienen un electrón pero He+ tiene 2 protones, lo que duplica la fuerzas de
atracción sobre los electrones:
Potencial o energía de ionización (PI): He+ = 5250 [kJ / mol]
H = 1311 [kJ / mol]
2) El efecto de un electrón adicional sobre la energía del orbital
He tiene dos electrones mientras que He+ tiene sólo uno; el potencial o energía de
ionización para el segundo electrón es mucho mas alto:
PI2 para He+ = 5250 [kJ / mol]
PI1 para He = 2372 [kJ / mol]

19. 3) El efecto de electrones internos sobre la energía de orbitales
externos
4) El efecto de la forma del orbital (valor de l) sobre su energía
Los electrones internos (1s) protegen a los electrones externos (2s) de la fuerza de atracción
completa del núcleo, haciendo al orbital 2s más alto en energía. Este escudo significa que la
carga nuclear efectiva (Zef), la carga nuclear que realmente experimenta un electrón, es
menor para un electrón que se encuentra en un orbital externo.
PI de H 1s = 1311 [kJ/mol] y PI de Li 2s = 520 [kJ/mol]
Debido a su forma diferente, un electrón 2s está, en promedio, un poco más lejos del núcleo
que uno 2p, por lo tanto, deberíamos esperar que un electrón 2s sea atraído con menos
fuerza y que tenga más energía. Pero debido a que un electrón 2s también tiene una
probabilidad más pequeña de “penetrar” muy cerca del núcleo, se reduce la energía del
electrón 2s, y lo hace de menor energía que un electrón 2p.
Conclusiones principales de los
estudios de estabilidad orbital

20. Energía
Diagrama de
orbital vertical
(Diagrama de
cajas) para el
estado basal del
Li (3e-): 1s2 2s1

21. Describe el nivel de energía principal y por tanto señala el tamaño del átomo. El numero de
electrones que se puede encontrar en cada nivel se calcula mediante la expresión: 2n2.
Cuanto mayor es n mayor es la energía.
Indica la forma del subnivel orbital que describe el electrón mientras se desplaza en él. Asume
el valor 0 (orbital s), 1 (orbital p), 2 (orbital d) ó 3 (orbital f).
Describe la orientación de cada orbital o subnivel en el espacio, respecto a un campo
magnético y puede tomar cualquier valor entero(incluyendo el cero) desde – l hasta + l
Describe el sentido de giro del electrón sobre su propio eje. Asume el valor + ½ si gira a la
derecha o el valor – ½, si gira a la izquierda. En el Diagrama de Cajas, estas orientaciones se
representa por pequeñas flechas, apuntando hacia arriba y hacia abajo, respectivamente.
A consecuencia de la interpretación de la Ecuación de Schrodinger, se
establecen las principales propiedades de cada electrón que se describen
simbólicamente a través de una colección de cuatro números cuánticos:
número cuántico principal, n
número cuántico azimutal, l
número cuántico de rotación o del spin, r
número cuántico magnético, m

22. Principio de exclusión de Pauli
Cada electrón en un átomo tiene un único conjunto de números cuánticos
Sólo dos electrones pueden ser descritos por el mismo orbital y estos dos
electrones deben tener espín opuesto.
En consecuencia, los electrones con el mismo espín permanecen
separados dado que los electrones de espín opuesto pueden ocupar la
misma región del espacio.

23. Regla de Hund
• Para un átomo en su estado de basal, todos los electrones no
apareados tienen la misma orientación de espín.
• Por tanto los electrones tienden a ocupar todos los orbitales libres y
no aparearse, de manera que sus espines se agreguen para
producir un vector general para el átomo.
• En conclusión: La distribución electrónica más estable en los
subniveles es la que tiene el mayor número de espines paralelos.

24. Diagrama de caja y números cuánticos de cada electrón
8O (8 e-) 1s2 2s2 2p4
2s
2px 2py 2pz
1s
El conjunto de los 4 números
cuánticos que corresponde a cada
uno de los ocho electrones:
1er. electrón: (1, 0, 0, +½)
2do. electrón: (1, 0, 0, –½)
3er. electrón: (2, 0, 0, + ½)
4to. electrón: (2, 0, 0, –½)
5to. electrón: (2, 1, –1, – ½)
6to. electrón: (2, 1, 0, –½)
7mo. electrón: (2, 1, +1, –½)
8vo. electrón: (2, 1, –1, + ½)
–1 0 +1
0
0
1 2
5 8 6 7
3 4
Distribución de electrones del átomo de O en su estado basal

25. Números cuánticos y número de electrones
n L m (orbital) s capac # e- Total Máx
====================================================================================
1 0 0 (1s) +½, -½ 2 2*
2 0 0 (2s) +½, -½ 2 4
1 -1,0,+1 (2p) +½, -½ 6 10*
3 0 0 (3s) +½, -½ 2 12
1 -1,0,+1 (3p) +½, -½ 6 18*
2 -2,-1,0,+1,+2 (3d) +½, -½ 10 28
4 0 0 (4s) +½, -½ 2 30
1 -1,0,+1 (3p) +½, -½ 6 36*
* Denota gas noble

26. Números cuánticos de cada electrón (n, l, m, r)
n
l
m
r
Valores permitidos
1 2 3 4
0 0 1 0 1 2 0 1 2 3
0 0 -1 0 +1 0 -1 0 +1 0 -1 0 +1
-2 -1 0 +1 +2 -2 -1 0 +1 +2
-3 -2 -1 0 +1 +2 +3
Todos espín +½ o - ½
+1/2 -1/2

27. Electrones de valencia y centrales
• Electrones de valencia: electrones fuera de la capa electrónica cerrada.
Estos electrones toman parte en las reacciones químicas.
• Electrones centrales (meollo): electrones en las capas cerradas. Estos
electrones no participan en las reacciones químicas.
• Sodio 11 electrones
Electrones de valencia [Ne] 3s 1 --- uno
Electrones centrales 1s 2 2s 2 2p 6 --- diez (equivalente a [Ne])
• Cloro 17 electrones
Electrones de valencia [Ne] 3s 2 3p 5---- siete
Electrones centrales 1s2 2s 2 2p 6 ---- diez (equivalente a [Ne])

28. 1s2 2 He
1s2 2s22p6 = [He] 2s22p6 10 Ne
Orbitales de electrones Número de electrones Elemento
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 = [Ne] 3s2 3p6 18 Ar
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 = [Ar] 4s2 4p6 36 Kr
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 54 Xe
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s2 4f14 5d10 6p6 86 Rn
1s22s22p63s23p64s23d104p65s24d105p66s24f145d106p67s25f146d107p6 118 Og
Configuración electrónica de los gases nobles
La capa de valencia y sus electrones de valencia se pintan de color rojo:
capa de valencia con 8 electrones de valencia
La configuración electrónica se la describe asumiendo que el átomo se halla en estado
basal o estado fundamental