Configuración Electrónica

QuímicaQuímica

Configuración electrónica

Es la descripción de la ubicación de los electrones en los distintos subniveles de un átomo.

Son conjuntos de: n l x n = número cuántico principal

l = número cuántico secundario

x = número de electrones

Ejemplo: 8 O = 1 s2 2 s2 2 p4

Por la configuración electrónica se deducen las propiedades de los átomos, y en base a las propiedades de los átomos se explican los

enlaces que originan las distintas sustancias químicas.

Tipos de ElectronesElectrones de valencia:

Son los electrones más externos de un átomo y son los implicados en el enlace químico. Están ubicados en el nivel de valencia y el número del grupo en el sistema periódico los indica.

En elementos representativos el nivel de valencia corresponde a los valores más altos de n.

Ejemplo: 8 O = 1s2 2s2 2p4 6 electrones de valencia

En elementos de transición el nivel de valencia corresponde a los valores más altos de n y además el subnivel (n-1)d.

Ejemplo: 26 Fe [Ar] 4s2 3d6 8 electrones de valencia

Tipos de ElectronesElectrón diferencial:

Es el último electrón que ingresa a la construcción de un elemento. Es elelectrón de mayor energía y va a tener importancia en la construcción delSistema Periódico.

Ejemplos: 66CC : 1: 1ss22 22ss22 22pp22

electrón diferencial; 2 electrón diferencial; 2 ēē desap.; 4 desap.; 4 ēē valencia valencia

77NN : 1: 1ss22 22ss22 22pp33

electrón diferencial; electrón diferencial; 3 3 ēē desap; 5 desap; 5ēē valenciavalencia

1010NeNe : 1: 1ss22 22ss22 22pp6 6

electrelectrón diferencial; ón diferencial; 8 ē8 ē valencia valencia

Tipos de ElectronesElectrones desapareados:

Son los electrones que se encuentran solitarios en los orbitales de los átomos. Los elementos que tienen esta característica se dice que son paramagnéticos, a diferencia de los otros que son diamagnéticos. Una sustancia paramagnética, siempre es atraída hacia un campo magnético (imán).

Ejemplo

3 electrones desapareados 3 electrones desapareados sustancia paramagnéticasustancia paramagnética

77NN : 1: 1ss22 22ss22 22pp3 3

Número cuántico principal ( n )Significado Físico:Energía total del electrón (nivel energético en que se encuentra el electrón).Distancia del electrón al núcleo.

Valores permitidos:n = 1 , 2 , 3 , 4 , 5 , . . .n = 1 , 2 , 3 , 4 , 5 , . . .

Número cuántico secundario ( l )Significado Físico:Subnivel energético en donde está el electrón, dentro del nivel determinado por n.

Indica la forma del orbital electrónico

Valores Permitidos:ll = 0 , 1 , 2 , . . . , n – 1 = 0 , 1 , 2 , . . . , n – 1

Número cuántico

subnivel

l =0 s

l =1 p

l =2 d

l =3 f

l =4 g

Orbitales s (l = 0) tienen forma esférica. La extensión de este orbital depende del valor del número cuántico principal, así un orbital 3s tiene la misma forma pero es mayor que un orbital 2s.

Los orbitales p (l = 1) están formados por dos lóbulos idénticos que se proyectan a lo largo de un eje. La zona de unión de ambos lóbulos coincide con el núcleo atómico. Hay tres orbitales p (m = -1, m = 0 y m = +1) de idéntica forma, que difieren sólo en su orientación a lo largo de los ejes x, y o z.

Los orbitales d (l = 2) también están formados por lóbulos. Hay cinco tipos de orbitales d (que corresponden a m = -2, -1, 0, 1, 2) 

Número cuántico magnético ( m ) ( ml )

Significado Físico:Orientación del orbital cuando se aplica un campo magnético externo.

Valores Permitidos:

-l, ……0,…….+l

Especifica en que lugar del orbital está ubicado el electrón

Ejemplos:1 ) l = 0 m = 02 ) l = 1 m = – 1 , 0 , 13 ) l = 2 m = – 2 , – 1 , 0 , 1 , 2

Spin del electrón ( s ) ( ms )

Significado Físico:Sentido de giro del electrón en torno a su propio eje.

Valores Permitidos:         ± 1/2

Númerocuántico

Simbolo

Descripción valores

Principal nRepresenta el nivel de E y el volumen de átomo

1,2, 3…..n

Secundario lDescribe la forma del orbital atómico

0,1,2,..n-1

Magnético m o mlDescribe la orientación espacial del orbital

-l, 0, +l

Espin del electrón

s o msEl giro del electrón sobre su propio eje

+½ y - ½

TABLA RESUMEN DE NÚMEROS CUÁNTICOS

Algunas relaciones útiles

N° de orbitales en N° de orbitales en subnivelsubnivel = 2 = 2ll + 1 + 1

N° máximo de electrones en N° máximo de electrones en subnivel subnivel = 2 (2= 2 (2ll + 1) + 1)

N° de orbitales en N° de orbitales en nivelnivel = n = n22

N° máximo de electrones en N° máximo de electrones en nivelnivel = 2n = 2n22

nº orbitales nº electrones nivel subnivel orbital sub nivel sub nivel n l ml nl (2l+1) n2 2(2l+1) 2 n2

1 0 0 1s 1 11 2 22

2 0 0 2s 1 21 -1, 0, +1 2p 3 44 6 88

3 0 0 3s 1 21 -1, 0, +1 3p 3 62 -2, -1, 0, +1, +2 3d 5 99 10 1818

4 0 0 4s 1 21 -1, 0, +1 4p 3 62 -2, -1, 0, +1, +2 4d 5 103 -3, -2, -1, 0, +1, +2, +3 4f 7 1616 14 3232

PRINCIPIOS QUE RIGEN LA CONFIGURACION ELECTRONICA

La distribución en orbitales de los electrones de un

átomo, está regida por los siguientes principios:

1- Principio de la Mínima energía (AufBau)

2- Principio de exclusión (Pauli)

3- Principio de máxima multiplicidad (Regla de Hund)

Sólo teóricosSólo teóricos(no existen)(no existen)

1s

2s 2p

3s 3p3d

4s 4p4d

4f

5s 5p5d

5f 5g

6s 6p6d

6f 6g6h

7s 7p7d

7f 7g7h

7i

Energias crecientes

1- Principio de la Mínima energia (AufBau)

En un mismo nivel: s < p < d < f

E

Ej: 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d….

Regla: E (n + l)

Si (n + l) iguales, escoger menor n

5s 5 + 0 = 53d 3 + 2 = 5 (menor E)

(n + l)

regla (n+l) el subnivel de menor energía es el que tiene el menor valor de la suma n+ l. Si hay 2 o más con el mismo valor de n+ l, el de menor energía es el que tiene el menor valor de n

2- Principio de exclusión (Pauli)

En un átomo no puede haber 2 e con los 4 nº cuánticos idénticos.

Deben diferenciarse a lo menos en el número cuántico de spín.

Ningún orbital puede tener más de 2 e

Ejemplo:

n =1, l = 0, ml = 0, ms= +½ (1, 0, 0,+½)

n =1, l = 0, ml = 0, ms= - ½ (1, 0, 0, -½)

Cuando hay orbitales de energía idéntica, los e tienden a ocuparlos de a uno. Primero se llenan los orbitales vacíos, luego se aparejan los electrones pero con distinto espín.

Mayor nº posible de e desapareados

Z=7N: 1s22s22p3

Capa de valenciaMayor energia

3- Principio de la máxima multiplicidad (Hund)

Ejemplo :

Configuración electrónica de elemento carbono, Z= 6

• Configuración global: 1s2 2s22p2 o bien: [He] 2s22p2

• Configuración detallada por orbital 1s22s22px1 2py1 2pz0

• Configuración de diagrama de orbitales

1s 2s 2p

Configuraciones Electrónicas

Configuraciones abreviadas (Kernel):Las configuraciones electrónicas se representan por un núcleo de gás noble que muestra entre paréntesis el símbolo del gás noble que antecede al elemento a considerar, seguido por los símbolos de los subniveles superiores llenos que ocupan los niveles externos.

Ejemplos:

16S : 10[Ne] 3s2 4p4

24Cr : 18[Ar] 4s2 3 d4

38Sr : 36[Kr] 5s2

Configuraciones ElectrónicasConfiguraciones electrónicas de iones

Para aniones: se van agregando electrones en la misma forma que se construye una configuración electrónica de un elemento.

Ejemplo :

17 Cl : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5

Cl : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6

+ 1 e-

Configuraciones ElectrónicasConfiguraciones electrónicas de iones

Para cationes:a) De elementos representativos: Se pierde uno o más electrones del nivel ocupado más alto de n.

Ejemplo:

19 K : 1s2 2s2 2p2 3s2 3p6 4s1

K+: 1s2 2s2 2p2 3s2 3p6 ….. 4s0

b) De elementos de transición: Se pierde uno o más electrones del subnivel más alto de n s y después los electrones de (n-1)d.

Ejemplo:

26 Fe : 1s2 2s2 2p2 3s2 3p6 4s2 3d6

Fe2+ : 1s2 2s2 2p2 3s2 3p6 …. 3d6

Fe3+ : 1s2 2s2 2p2 3s2 3p6 3d5

Diagramas de orbitales Las configuraciones electrónicas también se pueden representar por los diagramas de orbitales que muestran el espín del electrón (una flecha) dentro de cajas o círculos.

Ejemplos:11HH : 1: 1ss11

22HeHe : 1: 1ss22

33LiLi : 1: 1ss22 22ss11

66CC : 1: 1ss22 22ss22 22pp22

**

77NN : 1: 1ss22 22ss22 22pp33

Diagramas deDiagramas de

orbitalesorbitales

*Regla de Hund: “los electrones se disponen en los orbitales de forma que el desapareamiento *Regla de Hund: “los electrones se disponen en los orbitales de forma que el desapareamiento sea máximo”.sea máximo”.

Diagramas de orbitales

17 17 Cl : 1Cl : 1ss22 22ss2 2 22pp6 6 33ss22 33pp55

ss22 ss22 66 ss22 66 ss22 1121 21 Sc : 1Sc : 1 22 22pp 33 33pp 44 33dd

Calculo del ZefectivoZef= Z-S ; donde S es el efecto pantalla y Z número atómico(cantidad de electrones)

S= 0,35x(electrones del último nivel)+ 085x( electrones del penúltimo nivel)+ electrones restante.

Calcular para el ejercicio anterior el Zef de cada elemento.