Capitulo 2 -Quimica - Estructura Electronica

UNIDAD II

ESTRUCTURA ELECTRONICA DE LOS ATOMOS

NIVELES ENERGÉTICOS ELECTRONICOS

Como se vio en el capítulo I cada átomo consta de un pequeño núcleo, cargado positivamente, formado por protones y neutrones.

El núcleo está rodeado por electrones que son los que portan la carga negativa. La carga de un electrón es igual en magnitud, pero de signo opuesto a la del protón. En un átomo neuttro, el número de electrones es igual al de protones y, por consiguiente al número atómico del elemento.

Las propiedades químicas de los átomos dependen de cómo estén distribuidos los electrones alrededor del núcleo. El conocimiento de la estructura electrónica de un átomo nos permite predecir su comportamiento químico. En esta unidad trataremos de la distribución de los electrones en el átomo. Antes de ello es conveniente que examinemos las energías de estos electrones. Las energías de los electrones de los átomos se derivan de la teoría cuántica, desarrollada durante la primera parte del siglo pasado.

LA TEORIA CUÁNTICA

La teoría cuántica fue propuesta en primer lugar por Max Planck en 1900 para explicar la radiación de un cuerpo caliente. Unos pocos años después, en 1905, fue utilizada por Albert Einsten para tratar la emisión de electrones por metales expuestos a la luz. En 1913 Neils Bohr utilizó la teoría cuántica para desarrollar el modelo del átomo de hidrógeno. Hoy en día se sabe que la teoría cuántica es una teoría general que se aplica a todas las interacciones de la materia con la energía.

Postulados de la Teoría cuántica

1. Los átomos y las moléculas sólo pueden existir en ciertos estados, que se caracterizan por cierta energía. Cuando un átomo o molécula cambia de estado, debe absorber o emitir la cantidad exacta para ir a dicho estado. Los átomos y las moléculas pueden poseer varias clases de energía. Una forma de energía de especial importancia surge el movimiento de los electrones alrededor del núcleo atómico, así como de las interacciones de carga entre los electrones y los electrones y el núcleo. Esta clase de energía se llama energía electrónica. La energía del sistema sólo puede existir en estados discretos, y se dice que está cuantizada. Un cambio en el nivel de energía de tal sistema lleva consigo la absorción o emisión de una cantidad definida (“cuanto”) de energía.Cuando un átomo va desde une estado permitido de energía a otro, debe absorber o emitir suficiente energía como para que adquiera la del estado

Quìmica – 1er semestre - Electrónica Page 1

final. El estado electrónico de energía más bajo se llama estado fundamental. Un estado excitado es aquel que tiene una energía superior a la del estado fundamental.

2. Cuando los átomos o moléculas absorben o emiten luz en el proceso de cambiar sus energías, la longitud de onda λ de la luz está relacionada con el cambio de energía por la ecuación:

E1−E0=h∗cλ

E1 es la energía del estado superior (aquel que tiene mayor energía) y E0 es la energía de estado inferior (aquel que tiene menor energía). Los símbolos h y c son constantes físicas: h es la constante de Planck, y c es la velocidad de la luz.Un rayo de luz se puede considerar formado por fotones, que tiene las propiedades de las partículas. En particular, cada fotón de longitud de onda

λ tiene una energía de h∗cλ

, aumenta su energía en esta cantidad:

∆ E=E final−Eincial=E fina1l−E0= h∗cλ

Si, por otra parte, el átomo o molécula emite un fotón de energía h∗cλ

, se mueve de un estado de energía alta a otro de energía baja. En este

caso, su energía disminuye en h∗cλ

∆ E=E final−Eincial=Efina1 l−E0= - h∗cλ

3. Los estados permitidos de energía de átomos o moléculas se pueden describir por una serie de números llamados números cuánticos.Es posible escribir ecuaciones que describan las energías de los electrones en los átomos o moléculas. En general, tales ecuaciones tienen más de una solución. Todas las soluciones son de la misma forma general y contienen uno o más números cuánticos. Estos números distinguen une estado particular de energía de todos los demás. En el modelo usual, los números cuánticos están asociados a electrones individuales dentro del átomo. A cada electrón se le asigna una serie de números cuánticos según unas ciertas reglas.

Relación entre diferencia de energía y longitud de onda

La siguiente figura ilustra el significado de la ecuación 1, la ecuación básica de la teoría cuántica simple. La longitud de onda, λ, está relacionada de una manera inversa con la diferencia de energía, ∆ E. Si los estados energéticos están muy separados (valor grande de ∆ E), se obtiene una luz de longitud de onda corta, quizá en el ultravioleta (λ<400nm ¿. Suponga por el contrario, que los estados de energía


están muy juntos (pequeño valor de ∆ E). En esta caso se emite una luz de gran longitud de onda quizá en el infrarrojo (λ>700nm).

Un electrón se mueve desde un estado de energía a otro absorbiendo o emitiendo radiación de una determinada longitud de onda. Por medidas precisas de la longitud de onda asociada a esta transición electrónica se puede hallar la diferencia de energía entre los dos estados afectados

h=constante de Plank =6,626∗10−34 J∗spartícula

c= velocidad de la luz = 2,998∗108ms

Obtenemos E1−E0 en jules por partícula, si λ se expresa en metros:

E1−E0=6,626∗10−34 J∗s

partículax 2,998∗108m

sλ

=1,986∗10−25

λJ∗m

partícula

Las diferencias de energía se suelen expresar en kilojulwa poe mol, más que en jules por partícula. Puesto que las longitudes de onda de las transiciones electrónicas son muy cortas, es conveniente expresarlas en nanómetros más que en metros

1 mol = 6,022∗1023 partículas 1 kJ = 103 J ;1nm=10−9m

Haciendo las debidas transformaciones nos queda:

E1−E0=¿ (1,196∗10¿¿5/ λ)kJ .nmmol

¿ Ec. 1

EL MODELO ATOMICO DE BOHR


Bohr desarrolló un modelo sobre el comportamiento de los electrones en el átomo de hidrógeno.

Bohr basó su teoría en el átomo de Rutherford.. También disponía de la teoría cuántica de Planck. Lo más importante: disponía de información precisa sobre las diferencias de energía entre los estados electrónicos del átomo de hidrógeno, obtenidas a partid del espectro de dicho átomo.

Espectro atómico del hidrógeno

El espectro atómico más simple es el que muestra el hidrógeno. En un átomo de hidrógeno tratamos con un simple electrón que se mueve en diferentes estados de energía. Cuando el átomo absorbe energía, el electrón se mueve a un estado de energía superior. Cuando el electrón vuelve al estado primitivo, desprende la energía en forma de luz a longitudes de onda discretas.

Bohr supuso que el átomo de hidrógeno constaba de un protón central alrededor del cual se movía un electrón en órbitas circulares. Relacionó la fuerza de atracción del protón y el electrón con la fuerza centrífuga de vida al movimiento circular del electrón. De esta manera Bohr fue capaz de expresar la energía de un átomo en función del radio de la órbita del electrón, e introdujo la teoría cuántica en su modelo. Luego, Bohr, introduce la teoría cuántica en su modelo. De una manera arbitraria, impuso una condición en una propiedad del electrón, llamada el momento angular. Viene dado por el producto mvr , donde m es la masa del electrón, v su velocidad, y r el radio de su órbita alrededor del núcleo. Bohr propuso, eue el momento angular venía dado por la ecuación:

mvr= nh2π

Donde h es la constante de Plank, y n un número que sólo puede tomar números entero positivos (1,2,3,….). Según el modelo de Bohr del átomo de hidrógeno, el momento angular del electrón está cuantizado. El momento angular no puede tomar cualquier valor, sino que está restringido a los valores en que n sea un entero positivo (h, 2 y π son constantes). Por tanto, el momento angular solo puede cambiar en cantidades discretas, es decir, múltiplos enteros de h/2π.

Bohr encontró que esta condición cuántica restringía los valores permitidos de la energía del átomo de hidrógeo. Sólo podrán existir los valores dados por la ecuación:

E=−Bn2

n = 1,2,3,…….


El valor de la constante B en esta ecuación se puede calcular directamente a partir de la teoría, y es igual a 2,179*10−18J/partícula.

Sustituyendo: E= −¿ J/partícula)*6,022∗1023 partículas/mol

E = -1312 E=1312n2

kJmol Ec. 2

Bohr aclaró los siguientes puntos:

1. Al desarrollar su modelo, Bohr tomó como cero de energía la del punto en que el protón y electrón estaban completamente separados. Para llegar a tal punto se necesita absorber energía. Esto quiere decir que todos los estados permitidos de energía del átomo deben caer por debajo de cero. De ahí el signo de la ecuación anterior.

2. En el átomo de hidrógeno normal, el electrón se encuentra en su estado fundamental, para el que n =1. Cuando el electrón absorbe energía, se mueve a un estado superior, a un estado excitado. Los estados excitados corresponden a n = 2,3,4…

3. Cuando un electrón desprende energía en forma de luz, vuelve a un estado de energía más bajo. Algunas de las transiciones se indican en la siguiente figura.

Observe que el electrón puede volver Al estado fundamental (n=1). Los electrones que vuelven a este

estado dan lugar a las líneas de la serie de Lyman en el espectro del hidrógeno. La transición desde n=2 a n=1 da una de tales líneas, de n = 3 a n= 1 da otra y así sucesivamente.

A un estado excitado. Los electrones que van a n=2 desde n=3,4… son los responsables de la serie de Balmer. Las transiciones que van a n=3 dan la serie de Paaschen,.

Ejemplo:


En cuál de lss siguientes transiciones del átomo de hidrógeno se absorbe energía y en cuál se emite:

n=2 n = 3 Se absorbe energía, ya que los electrones se mueven de un estado de energía bajo a uno alto.

n=5 n = 2 Se emite energía, el electrón se mueve de un estado de alta energía a uno de baja

Bohr usó su modelo para calcular las longitudes de onda de las diferentes líneas del espectro del átomo de hidrógeno. La concordancia entre la teoría y la experiencia era excelente. Podemos repetir sus cálculos usando en primer lugar la ecuación 2 para obtener las energías de los estados individuales. Después por resta, obtenemos ΔE, la diferencia de energía entre dos estados. Finalmente con la ayuda de la ecuación 1, obtenemos el valor de la longitud de onda.

Ejercicio:

Calcule la longitud de onda, en nm de la línea de la serie de Balmer que resulta de la transición de n = 3 a n = 2

E3=−13129

kJmol

=−145,8kJ /mol

E2=−13124

kJmol

=−328,0kJ /mol

ΔE= E3−E2= -145,8kJmol

−¿ ¿) = 182,2 kJ/mol

182,2kj/mol = (1,196∗10¿¿5/ λ)kJ .nmmol

¿

λ=¿ 1,196∗105

182,2nm= 656,4 nm

Esta es la primera línea de la serie de Balmer

EL ATOMO MECANOCUANTICO

La teoría de Bohr para la estructura del átomo de hidrógeno tuvo mucho éxito. Los científicos de aquella época creían poder predecir los niveles de energía de todos los átomos. Sin embargo, la extensión de las ideas de Bohr a átomos con más de dos electrones dieron sólo concordancia cualitativa con los resultados


experimentales. Consideremos por ejemplo, lo que sucede cuando se aplica la teoría de Bohr al átomo de Helio. En este caso, los errores en el cálculo de las energías y longitudes de onda eran del orden del 5 %, en lugar del error del 0,1% del átomo de hidrógeno. Esto indicó que había un problema fundamental con el modelo de Bohr. La idea de un electrón que se mueve alrededor del núcleo en una órbita bien definida a una distancia fija del núcleo tuvo que ser abandonada.

Naturaleza ondulatoria del electrón. La relación de De Broglie

Antes de 1900 se suponía que la luz tenía naturaleza ondulatoria. Sin embargo, los trabajos de Planck y Einsten sugirieron que, en muchos procesos, la luz se comportaba como si estuviese formada por partículas llamadas fotones. De Broglie sugirió que las partículas podrán exhibir propiedades ondulatorias. Mostró que la longitud de onda λ, asociada a una partícula de masa m que se mueve a una velocidad v venía dada por

λ= hmv

Ecuación 3

Donde h es la constante de Planck. Pocos años después, Davisson y Germer, que trabajaban en los laboratiorios dela Bell Telephone, comprobaron las predicciones de la teoría de De Broglie. Mostraron que un haz de electrones tenía propiedades ondulatorias. Además la longitud de onda observada era exactamente la predicha por De Broglie.

Por medio de la ecuación 3, es posible mostrar que el número cuántico n de la teoría de Bohr aparece de una manera natural. Por ello consideremos la figura siguiente, aquí imaginamos a un electrón en forma de onda moviéndose alrededor del núcleo a lo largo de una circunferencia. En estas condiciones hay una restricción a las longitudes de onda que puede tener el electrón. Las ondas, en sucesivas revoluciones, han de estar exactamente en fase unas con otras. Estos es, deben tener la misma altura (amplitud) en un punto dado. Esto quiere decir que una onda debe caer en la circunferencia,

2πr = nλ Ecuación 4

Donde λ es la longitud de onda y n es un número entero; es decir, 1, 2, 3, …

2πr = nhmv

mvr= nh2π


Esta es la condición que Bohr impuso arbitrariamente al momento angular del electrón en el átomo de hidrógeno. Por medio de la relación, de De Broglie, esta condición se hace físicamente razonable.

NUMEROS CUANTICOS, NIVELES DE ENERGÍA Y ORBITALES

Schrodinger, en 1926, encontró que el electrón del átomo de hidrógeno se podía describir por medio de tres números cuánticos. Estos son n, l y ml. Aparecen tres números, ya que el electrón necesita tres coordenadas para describir su movimiento.

Por razones que veremos más adelante, se necesitan cuatro, en lugar de tres, números cuánticos para la descripción completa del estado del electrón. Al cuarto número cuántico se le da el símbolo ms. Cada electrón, en un átomo tiene una serie

de números cuánticos: n, l, ml, ms , que fijan su energía y la forma de su nube de carga. A continuación vamos a discutir los números cuánticos de los electrones según se usan generalmente en los átomos. Los átomos se refieren a átomos aislados, gaseosos y en su estado fundamental.

Primer número cuántico, n, Niveles principales de energía

El primer número cuántico, con el símbolo n, es de importancia capital para determinar la energía del electrón. Para el átomo de hidrógeno, la energía depende sólo de n (observe la ecuación 2). En otros átomos, la energía depende fundamentalmente, pero no completamente, el valor de n. A medida que aumenta n, aumenta la energía del electrón y, en promedio, este está más alejado del núcleo.


El número cuántico n sólo puede tomar valores enteros positivos, empezando por el 1:

n=1, 2, 3, 4,…….

En un átomo, el valor de n corresponde a lo que se conoce con el nombre de nivel de energía principal. Así, un electrón par el que n=1, se dice que está en el primer nivel principal. Si n=2, estamos en el segundo nivel principal, y así sucesivamente.

Segundo número cuántico ℓ, subniveles (s, p, d, f)

Cada uno de los niveles principales de energía incluye uno o más subniveles. Los subniveles se denotan por el segundo número cuántico, ℓ. La forma de la nube electrónica asociada a un electrón viene determinada por ℓ.

Los números cuánticos n y ℓ están relacionados entre si. ℓ sólo puede tomar valores enteros positivos empezando por 0 hasta un máximo de (n-1), es decir,

ℓ = 0, 1, 2, ………. (n-1)

Si n = 1 sólo hay un posible valor de ℓ, por ejemplo, ℓ = 0. Si n = 2, hay dos valores de ℓ posibles, 0 y 1. En otras palabras, dentro del segundo nivel principal de energía hay dos subniveles (ℓ = 0, ℓ = 1).

Analogamente,

Si n = 3: ℓ= 0, 1, 2 (tres subniveles)

Si n = 4: ℓ= 0, 1,2,3 (cuatro subniveles)

En general, en el nivel principal n, hay n subniveles diferentes.

Hay otro método para designar subniveles. En lugar de dar el número cuántico ℓ, se usan las letras, s (de Sharp), p (de principal), d (de difuse) , f ( de fundamental). Un subnivel para el que ℓ = 0 se le conoce como subnivel s. si ℓ = 1 estamos tratando con un subnivel p. Un subnivel d es aquel en que ℓ = 2; en un subnivel f, ℓ = 3.

Cuadro de Designación de subniveles para los cuatro primeros niveles principales

n 1 2 3 4ℓ 0 0 1 0 1 2 0 1 2 3subniveles 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d 4f

Dentro de un nivel principal (el mismo valor de n), los subniveles aumentan la energía en el orden:

ns<np<nd<nf


Tercer número cuántico, ml, Orbitales

Cada subnivel contiene uno o más orbitales, designados por el tercer número cuántico, ml. Este número cuántico nos dice cómo está orientada la nube

electrónica que rodea al núcleo. El valor ml está relacionado con el de ℓ. Para un

determinado valor de ℓ , ml puede tomar cualquier valor entero, incluso 0. Entre + ℓ y - ℓ; es decir,

ml=l ,… ...+1,0 ,−1 ,… ..−¿ ℓ

Cuarto número cuántico, ms, Spin del electrón

Para la descripción completa del electrón en un átomo se necesita un cuarto número cuántico ms . Este número está asociado al giro del electrón alrededor de si mismo. Un electrón posee propiedades magnéticas, que son como las de una partícula cargada girando alrededor de su eje. Hay dos posibilidades de giro, en la dirección de las agujas del reloj, o en sentido inverso. Este número cuántico no está relacionado con n, l, o ml. Sólo puede tomar dos valores

ms= +1/2 o -1/2

Los electrones que tiene el mismo valor de ms, (ambos +1/2, o ambos -1/2)se dice

que tienen spines paralelos. Si los valores de ms, son diferentes (uno +1/2 y el otro -1/2) se dice que tienen spines opuestos.


Dos maneras diferentes de indicar la forma de la nube electrónica de un orbital 1s. A muestra como disminuye la probabilidad de encontrar el electrón a medida que nos alejamos del núcleo. En el diagrama de la derecha (B), la esfera incluye una región donde el electrón pasa el 90 % de su tiempo

Nubes electrónicas correspondientes a los tres orbitales p. La densidad electrónica en uno de estos orbitales es simétrica alrededor del eje x (orbital px). En otro orbital es simétrico respecto al eje z (orbital Pz), y en el tercero es simétrico respecto al eje y (orbital Px). Los tres orbitales están orientados formando ángulos de

En ciertos aspectos, el electrón se comporta como si fuese una partícula esférica que gira alrededor de su eje. Existiría una analogía entre la colocación de los spines del electrón y la de las barras imantadas (fig. superior). En un orbital, la situación más estable es aquella en la que dos electrones tienen spines opuestos (como se ve en la parte inferior derecha)

Principio de exclusión de Pauli

Hasta ahora se ha considerado los cuatro números cuánticos que caracterizan el electrón en un átomo. Hay una regla muy importante, conocida como principio de exclusión de Pauli, que relaciona a estos números. Dice que un átomo no puede haber dos electrones que tengan iguales los cuatro números cuánticos.

Las implicaciones del principio de exclusión de Pauli no son visibles a simple vista, implica que no puede haber más de dos electrones en cada orbital. Sin embargo, si dos electrones están en el mismo orbital, debe tener los spines opuestos. Para verlo más claro, consideremos, el orbital 2s. Cualquier electrón de este orbital debe tener:

n = 2, ℓ =0, ml= 0

Para que se cumpla el principio de exclusión de Pauli, los electrones de este orbital deben tener valores diferentes de ms, pero sólo son posibles dos valores de ms, por lo que sólo podrá haber dos electrones en dicho orbital. Si el orbital está lleno, uno de los electrones tendrá un ms= +1/2 y el otro número cuántico es ms=-1/2. En otras palabras, los spines de ambos electrones deben ser opuestos. Los números cuánticos son:

n = 2, ℓ =0, ml= 0, ms= +1/2,


n = 2, ℓ =0, ml= 0, ms= -1/2

Los mismos argumentos se pueden aplicar a cualquier orbital.

Capacidad de los niveles, subniveles y orbitales

Los reglas que hemos visto para los números cuánticos fijan la capacidad de los niveles principales, subniveles y orbitales. Resumiendo:

1. Cada nivel principal de número cuántico n tiene un total de n subniveles.2. Cada subnivel de número cuántico ℓ tiene un total de 2 ℓ + 1 orbitales, es

decir:

Un subnivel s (ℓ=0) tiene un orbital Un subnivel p (ℓ=1) tiene 3 orbitales Un subnivel d (ℓ=2) tiene 5 orbitales Un subnivel f (ℓ=3) tiene 7 orbitales

3. Cada orbital puede tener dos electrones, con spines opuestos.

Por aplicación de estas reglas a los tres primeros niveles principales de energía se obtiene la siguiente tabla. En la última línea de la tabla, cada flecha indica un electrón. En cada orbital hay dos electrones con spines opuestos. El número de electrones de un subnivel se obtiene sumando los electrones que hay en los orbitales dentro de cada subnivel. Por ejemplo, en un subnivel p (ℓ=1) hay seis electrones, dos en cada orbital. Para hallar el número total de electrones de un nivel principal se súmanlos electrones que hay en los subniveles de dicho nivel principal.

Serie de números cuánticos permitidos para los electrones en los átomos

Nivel n 1 2 3Subnivel ℓ 0 0 1 0 1 2orbital ml 0 0 1 0 -1 0 1 0 -1 2 1 0 -1 -2Spin ms ↑=+1↓=-1 ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓

Ejemplo:

a) Cuántos electrones caben en el nivel principal en el que n =2En el nivel n=2 hay dos subniveles, el 2s, y el 2p. El 2s tiene un orbital con una capacidad de 2e−¿¿. El 2p tiene tres orbitales, cada uno de los cuales puede contener 2e−¿¿:Capacidad total = 1*2+3*2 = 8


Observe en la que en la tabla, el nivel n = 2 hay ocho electrones en cuatro pares.

b) Cuál es la capacidad electrónica del subnivel 3d?Como cualquier subnivel d, el 3d tiene cinco orbitales, cada uno con dos electrones. Este resultado se confirma en la table, en la que aparecen cinco pares de electrones en el subnivel ℓ=2.

Ejercicio: Cuál es la capacidad electrónica total del cuarto nivel principal de energía, Respuesta: 32.

La capacidad electrónica en cada nivel principal es 2n2. Donde n es el número cuántico. Puesto que en cada orbital puede haber dos electrones, el número máximo de electrones en un subnivel ℓ es:

2 x número de orbitales =2(2ℓ+1)

Tabla: Capacidad electrónica de los niveles y subniveles

Nivel nNúmero total de electrones en el nivel, 2n2

Número máximo de electrones en los subniveles 2(2ℓ+1)s p d f

1 2 2 2 8 2 6 3 18 2 6 10 4 32 2 6 10 14

5. DISTRIBUCION DE LOS ELECTRONES EN LOS ATOMOS

Con las reglas dadas en la sección 4, se pueden asignar números cuánticos a cualquier electrón en un átomo. Además, los electrones se pueden distribuir en niveles principales, subniveles y orbitales. Hay varias maneras de mostrar cómo se distribuyen los electrones en un átomo entre los distintos niveles principales, subniveles y orbitales. La configuración electrónica da el número de electrones en cada nivel principal y subnivel. Mediante el diagrama orbital se indica la distribución de los electrones dentro de los orbitales. Finalmente, se puede indicar la serie de los cuatro números cuánticos de cada electrón. Finalmente, se puede indicar la serie de los cuatro números cuánticos de cada electrón.

En la siguiente tabla se da la configuración electrónica, el diagrama orbital y los números cuánticos de los electrones del hidrógeno (1e−¿¿) y del helio (2e−¿¿). Se puede observar que:


En la configuración electrónica un superíndice indica el número de electrones en un subnivel dado,

En un diagrama orbital se usan flechas para indicar el spin del electrón. Un electrón con ms=+1/2 se indica por↑, mientras que el electrón con spin

opuesto ms= -1/2 =↓;

El orden en que se dan los números cuánticos es n, ℓ,ml , ms

Hay que considerar, configuraciones electrónicas, diagramas de orbitales y números cuánticos electrónicos en átomos pluri-electrónicos.

Configuraciones electrónicas

Para poder llegar ala configuración electrónica de los átomos se necesita saber el orden en que se van llenando los distintos subniveles. Los electrones van ocupando los subniveles disponibles en el orden en que aumenta su energía. Las energías relativas de los diferentes subniveles se obtienen experimentalmente. En la siguiente figura se indica el orden de estas energías hasta el nivel principal con n=4.

Tabla: Distribución electrónica en los átomos del hidrógeno y en el helio

H1

❑ (1 electrón)He2

❑ (2 electrones)

Configuración electrónica1 s1

1 s2

Diagrama Orbital1s(↑)

1s(↑↓)

Números Cuánticos n, ℓ, ml ,ms 1, 0, 0, +1/2

↑: 1,0,0, +1/2↓. 1, 0,0, -1/2


A partir de la siguiente figura es posible predecir la configuración electrónica de los átomos de ciertos elementos con número atómico desde 1 a 36.

Puesto que cada subnivel sólo puede tener dos electrones, el 1s se llena con el helio (1 s2). Con el Litio (número atómico 3), el tercer electrón ha de ir a un nuevo subnivel. Este es el 2s, el subnivel más bajo del segundo nivel principal de energía. El litio coloca un electrón en este subnivel (1 s22 s1 ¿. Con el berilio (número atómico

=4) se llena el subnivel 2s (1 s22 s2 ¿. Los seis elementos siguientes (número atómico desde 5 a 10) llenan el subnivel 2p. Sus configuraciones electrónicas son:

B5❑

1 s22 s22 p1

C6❑

1 s22 s22 p2

N7❑

1 s22 s22 p3

O8❑

1 s22 s22 p4

F9❑

1 s22 s22 p5

Ne10❑

1 s22 s22 p6

Después del neón, entramos en un nuevo nivel principal. El subnivel 3 s se llena con el magnesio

Mg12❑

1 s22 s22 p63 s2

Con el Argón se llena el subnivel 3p


En general, la energía aumenta al aumentar el número cuántico, n, sin embargo, ocurre que en el subnivel inferior de n=4 (el subnivel 4s) está por debajo del nivel altro de n = 3 (el 3d). Esto ocurre en los átomos de potasio y calcio, donde los sucesivos electrones ocupan el subnivel 4 s en lugar del 3d.

Ar18❑

1 s22 s22 p63 s23 p6

Después del argón se observa un solapamiento entre los niveles principales de energía. El próximo electrón entra en el subnivel más bajo del cuarto nivel principal (4s) en lugar del subnivel más alto del tercer nivel principal (3d). El potasio (número atómico = 19) coloca un electrón en el subnivel 4s; el Callclio (número atómico 20= los llena con los dos electrones.

Ca20❑ 1 s22 s22 p63 s23 p64 s2.

Ahora es cuando empieza a llenarse el subnivel 3d con el escandio (número atómico = 21. Recuerde que un subnivel 3d tiene una capacidad de diez electrones. Por tanto, el subnivel 3 d se llena con el cinc Zn número atómico 30.

Zn30❑

1 s22 s22 p63 s23 p64 s23d10

El subnivel siguiente, 4p, se completa con el kriptón (número atómico = 36)

Kr36❑ 1 s22 s22 p63 s23 p64 s23d10 4 p6

Ejercicio:

1 s, dos 2s, seis 2p, dos 3 s y 4p, lo que hace un total de 16 electrones. Por consiguiente, la configuración electrónica del átomo de S es 1 s22 s22 p63 s23 p4. halle la configuración electrónica de los átomos de azufre y de níquel.

El número atómico del átomo de S es 16: 16 electrones. Se van llenando los subniveles hasta completar su capacidad en el orden en que aumenta su energía. Hay dos electrones

El níquel, número atómico 28; 28 electrones:

1 s22 s22 p63 s23 p64 s23d8 (Se observa que el subnivel 4s se llena antes del 3d).

Esta aproximación se puede utilizar para encontrar la configuración electrónica ce cualquier átomo. El método consiste en ir añadiendo electrones de uno a uno a medida que aumenta el número atómico. Esto se conoce como proceso de formación. Para poder aplicarlo, sólo necesitamos saber el orden en que se llenan los subniveles. Para los primeros 36 electrones esÑ

1s, 2s.2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p.

A partir de aquí es màs sencillo deducir el orden de ocupación a partir del sistema periódico .


Una regla sencilla que puede servir la configuración electrónica de los átomos es la regla de n +ℓ. Dice que el subnivel que se llena primero es aquel que tenga la suma de n +ℓ más baja. Así, el subnivel 4s (n=4, ℓ=0; 4+0=4) se llenará antes aquel que tenga el menor n es el que se llena antes que uno 3d (n=3, ℓ=2; 3+2=5). Si la suma de n +ℓ es la misma en un par de subniveles, aquel que tenga menor n es el que se llena antes; por ejemplo, un subnivel 3d (3+2 = 5) se llena antes que uno 4p (4+1=5)

http://blog.educastur.es/eureka/2%C2%BA-bac-quim/07-distribucion-electronica-y-tabla-periodica/




TOMADO DE LA SIGUIENTE BIBLIOGRAFIA

Chang, R., Fundamentos de Química, (2010) Mc Graw-Hill – Interamericana de editores, S.A. de CV, México

Masterton, slowinski, stanitski, QUIMICA GENERAL SUPERIOR, 6 edición. Mc Grae Hill

Timberlake, K., Timberlake, W., Química, 2da edición, 2008, Pearson Educación México


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