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La historia de la teoría atómica
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TEORIA ATOMICA
Desde la Antigüedad, el ser humano se hacuestionado de qué estaba hecha la materia.
Unos 400 años antes de Cristo, el filósofo griegoDemócrito consideró que la materia estabaconstituida por pequeñísimas partículas que nopodían ser divididas en otras más pequeñas.
Por ello, llamó a estas partículas átomos, que engriego quiere decir "indivisible".
Demócrito atribuyó a los átomos las cualidadesde ser eternos, inmutables e indivisibles.
Historia: modelos atómicos
Puede decirse que la química nace como ciencia a finales del siglo XVIII y principios del XIX, con la formulación por Lavoisier, Proust y Dalton, tras la experimentación cuantitativade numerosos procesos químicos, de las leyes clásicas de la química:
LEYES CLASICAS DE LA QUIMICA
En el siglo XVIII, Antoine Lavoisier, considerado el
padre de la química moderna, estableció la Ley de
la conservación de la masa, formulada en su
libro "Elementos químicos" (1789). En ella se dice
que no se produce un cambio apreciable de la masa
en las reacciones químicas.
LEYES CLASICAS DE LA QUIMICA
Ley de la conservación de la masa
En una reacción Química existen reactivos y productos
Los reactivos reaccionan para dar
origen a los productos
Los productos se presentan en la
misma cantidad de acuerdo a los reactivos
LEYES CLASICAS DE LA QUIMICA
2. Ley de la composición definida oconstante, establecida en 1801 por el químicofrancés Joseph Proust, establece que uncompuesto contiene siempre los mismoselementos en la misma proporción de masas.
Expresada de otra manera, cuando dos elementosse combinan para dar un determinado compuestolo hacen siempre en la misma relación demasas.
Cuando dos elementos se
combinan para dar un
determinado compuesto lo hacen siempre
en la misma relación de masas.
Siempre que tengamos estas combinaciones,
obtendremos los mismos
productos.
LEYES CLASICAS DE LA QUIMICA
. La ley de las proporciones múltiples. Formulada por el propio Dalton, se aplica a dos elementos que forman más de un compuesto: Establece que las masas del primer elemento que se combinan con una masa fija del segundo elemento, están en una relación de números enteros sencillos.
La imagen del átomoexpuesta por Dalton ensu teoría atómica, paraexplicar las leyes de laQuimica, es la deminúsculas partículasesféricas, indivisibles einmutables, igualesentre sí en cadaelemento químico.
1808 John Dalton
Ya vimos las leyes clásicas de la Química, ahora
estudiaremos algunos descubrimientos fundamentales
que respaldan la existencia del átomo y su estructura
En 1808, Dalton publicó sus ideas sobre el modelo atómico de la materia Los principios fundamentales de esta teoría son:
1. La materia está formada por minúsculas partículas indivisibles llamadas átomos.
2. Hay distintas clases deátomos que se distinguen porsu masa y sus propiedades.Todos los átomos de unelemento poseen las mismaspropiedades químicas. Losátomos de elementos distintostienen propiedades diferentes.
3.Los compuestosse forman al combinarse los átomos de dos o más elementos en proporciones fijas y sencillas. De modo que en un compuesto los átomos de cada tipo están en una relación de números enteros o fracciones sencillas.
4.En las reacciones químicas, los átomos se intercambian de una a otra sustancia, pero ningún átomo de un elemento desaparece ni se transforma en un átomo de otro elemento.
1897 J.J. Thomson
Demostró que dentro delos átomos hay unaspartículas diminutas, concarga eléctrica negativa,a las que se llamóelectrones.
De este descubrimientodedujo que el átomo debíade ser una esfera demateria cargadapositivamente, en cuyointerior estabanincrustados los electrones.
1911 E. Rutherford
Demostró que losátomos no eransolidos, como se creía,sino que están vacíosen su mayor parte yen su centro hay undiminuto núcleo.
Dedujo que el átomodebía estar formadopor una corteza conlos electrones girandoalrededor de unnúcleo central cargadopositivamente.
Rutherford y sus colaboradoresbombardearon una fina lámina deoro con partículas alfa (núcleos dehelio). Observaban, mediante unapantalla fluorescente, en qué medidaeran dispersadas las partículas.
La mayoría de ellasatravesaba la láminametálica sin cambiar dedirección; sin embargo,unas pocas eran reflejadashacia atrás con ángulospequeños.
Éste era un resultado completamente inesperado, incompatible con el modelo de átomo de Thomsonexistente.Rutherford demostró que la dispersión era causada por un pequeño núcleo cargado positivamente, situado en el centro del átomo de oro. De esta forma dedujo que la mayor parte del átomo es espacio vacío
Observe que solo cuando el rayo choca con el núcleo del átomo hay desviación.
Ya vimos las leyes clásicas de la Química, algunos
descubrimientos fundamentales que respaldan la existencia
del átomo , ahora introduzcámonos en la estructura
del átomo .
Un átomo es unaentidad esférica ,eléctricamente neutra, compuesta de unnúcleo centralcargadopositivamenterodeado por uno omas electrones concarga negativa.
Una nube deelectrones con carganegativa moviéndoserápidamenteocupando casi todo elvolumen del átomo
ESTRUCTURA DEL ATOMO
Cada elemento químico está constituido por átomos.
Cada átomo está formado por un núcleo central y 1 o más capas de electrones.
Dentro del núcleo residen partículas subatómicas:
protones (de carga +) y
neutrones (partículas del mismo peso, pero sin carga).
ESTRUCTURA DEL ATOMO
NUCLEO
PROTONES
NEUTRONES
ELECTRONES
Los átomos grandes albergan a varias órbitas o capas de electrones.
el orbital más externo se llama la capa de valencia, porque determina cuantos enlaces puede formar un átomo.
Los electrones giran alrededor del núcleo en regiones del espacio denominadas órbitas.
En el átomo distinguimos dos partes:
el núcleo y la corteza
El núcleo es la parte central del átomo y contiene partículas con carga positiva, los protones, y partículas que no poseen carga eléctrica, es decir son neutras, los neutrones.
La masa de un protón es aproximadamente igual a la de un neutrón.
La corteza es la parte exterior del átomo. En ella se encuentran los electrones, con carga negativa. Éstos, ordenados en distintos niveles, giran alrededor del núcleo.
La masa de un electrón es unas 2000 veces menor que la de un protón.
Todos los átomos de un elemento químico tienen en el núcleo el mismo número de protones. Este número, que caracteriza a cada elemento y lo distingue de los demás, es el número atómico y se representa con la letra Z.
SIMBOLO DEL ELEMENTO
NUMERO ATOMICO
NUMERO MASICO
EA
Z
NUMERO ATOMICO
NUMERO MASICO
La suma del número de protones + neutrones
Número que esigual al número total de
protones en elnúcleo del átomo.
Es característico de cadaelemento químico y
representa una propiedad fundamental
del átomo: su carga nuclear.
EA
Z
PARA EL ELEMENTO QUE CONTIENE
Numero
atómico =Cantidad de protones en el núcleo = 79
Numero de
masa = Suma Protones + Neutrones= 197
Neutrones
=Numero de masa – Protones
= 197-79=118
Cantidad de electrones= Cantidad de protones= 79
Esto es para un átomo eléctricamente neutro
79 p118n
Encuentre
DE ACUERDO A LA INFORMACION ANTERIOR DIGA DE QUE ELEMENTO SE TRATA
En la tabla periódica encontramos esta información para cada elemento
79 p
118n
Los elementos se ubican en orden creciente de su numero atómico en
la tabla periódica
El elemento de número atómico = 79 es
¿En que grupo está el elemento?
Au = oro
Está en el grupo IB por tanto es un metal
de transición
¿En que periodo está el elemento?
1
2
3
4
5
6
7
Está en el periodo 6 , por tanto tiene 6 electrones en su
ultima capa
DESARROLLE EL SIGUIENTE EJERCICIO
Si28
14 Numero atómico
Numero de masa
Cantidad de electrones
Neutrones
En que grupo y periodo esta el elemento
Encuentre
ISOTOPOS
Aunque todos los átomos de un mismo elemento se caracterizan por tener el mismo número atómico, pueden tener distinto número de neutrones.
Llamamos isótopos a las formas atómicas de un mismo elemento que se diferencian en su número másico.
Veamos un ejemplo
Todos los átomos de Carbono tienen 6
protones en el núcleo (Z=6), pero solo:
El 98.89% de carbono natural tiene 6
neutrones en el núcleo A=12
Un 1.11% tiene 7 neutrones en el núcleo
A= 13.
Una cantidad aun menor 0.01% tiene 8
Neutrones A= 14
Todos los átomos de un elemento son idénticos en número atómico pero no en su masa atómica
Número atómico es igual al
número total de protones en el
núcleo del átomo
Masa atómica también peso atómico, es el promedio de
las masa de los isotopos
encontrados naturalmente
de un elemento pesado de
acuerdo con su abundancia
Los isotopos de un elemento son átomos que tienen diferente número de neutrones y por tanto una masa atómica diferente.
ISOTOPOS DEL HIDROGENO
El número de neutrones
puede variar, lo que da lugar a isótopos con el
mismo comportamiento
químico pero distinta masa. El hidrógeno siempre tiene
un protón en su núcleo, cuya carga está
equilibrada por un electrón.
RADIACIÓN ELECTROMAGNETICA
• La radiación electromagnética es una forma de transmisión de energía en laque los campos eléctricos y magnéticos se propagan como ondas a través delespacio vacío (el vacío) o a través de un medio como el vidrio. Una onda esuna perturbación que transmite energía a través del espacio o un mediomaterial.
De acuerdo con la teoría propuesta deJames Clerk Maxwell (1831 – 1879) en1865, la radiación electromagnética, unapropagación de campo eléctrico ymagnético, se produce por unaaceleración de una partícula cargadaeléctricamente. Las ondas de radio porejemplo, son una forma de radiaciónelectromagnética producida poroscilaciones, fluctuaciones de la corrienteeléctrica en un circuito eléctricoespecialmente diseñado.
En el siglo XVII, Isaac Newton demostró que la luz blanca visible procedente del sol puede descomponerse en sus diferentes colores mediante un prisma.
El espectro que se obtiene es continuo; contiene todas las longitudes de onda desde el rojo al violeta, es decir, entre unos 400 y 700 nm (1 nm-nanómetro- = 10-9 m).En cambio la luz emitida por un gas incandescente no es blanca sino coloreada y el espectro que se obtiene al hacerla pasar a través de un prisma es bastante diferente.
Es un espectro discontinuo que consta de líneas o rayas emitidas a longitudes de onda específicas. Cada elemento (es decir cada tipo de átomos) posee un espectro característico que puede utilizarse para identificarlo. Por ejemplo, en el del sodio, hay dos líneas intensas en la región amarilla a 589 nm y 589,6 nm.
Uno de los espectros atómicos más sencillos, y que más importancia tuvo desde un punto de vista teórico, es el del hidrógeno. Cuando los átomos de gas hidrógeno absorben energía por medio de una descarga de alto voltaje, emiten radiaciones que dan lugar a 5 líneas en la región visible del espectro:
El modelo atómico de Rutherford no podía explicar estas emisiones discretas de radiación por los átomos.
El espectro visible es continuo, porque la luz está formada por ungran número de longitudes de onda. Pero si hay una fuente deluz, que emite un número relativamente pequeño de longitudesde onda el espectro será discontinuo. En estos casos los espectrosconsisten en un número limitado de longitudes de onda que seobservan como líneas coloreadas en un barrido espectral, conespacios oscuros entre ellas. Estos espectros se llaman espectrosatómicos o espectros de línea.
Cada elemento químico tiene su propio espectro de líneascaracterístico, es una especie de huella dactilar atómica.
LA TEORÍA CUÁNTICA*La teoría cuántica, es una teoría física basada en
la utilización del concepto de unidad cuántica paradescribir las propiedades dinámicas de laspartículas subatómicas y las interacciones entre lamateria y la radiación. Las bases de la teoríafueron sentadas por el físico alemán Max Planck,que en 1900 postuló que la materia sólo puedeemitir o absorber energía en pequeñas unidadesdiscretas llamadas cuantos.
Otra contribución fundamental al desarrollo de lateoría fue el principio de incertidumbre,formulado por el físico alemán WernerHeisenberg en 1927, y que afirma que no esposible especificar con exactitudsimultáneamente la posición y el momento linealde una partícula subatómica.
El término Principio de Incertidumbre se utiliza enla ciencia para designar el estado de un electrón.El nombre es apropiado, dado que es imposiblesaber la posición exacta que un electrón ocupa enla electrosfera de un átomo. Este principio fueidealizado por Werner Heisenberg (1901- 1976)en 1927 y se convirtió en un enunciado de lamecánica cuántica.
La mecánica cuántica surgió de la necesidad deexplicar mejor la estructura atómica (alrededorde 1900), puesto que las teorías existentes seconvirtieron un tanto obsoletas. La nueva teoríase basaba en un modelo de átomo más complejoy matemático, y declaraba que la materia poseíapropiedades asociadas con las ondas.
Según el viejo modelo atómico propuesto
por Bohr, sería posible conocer la posición
exacta de un electrón. El modelo de la
mecánica cuántica establece la probabilidad
de que un electron se encuentre en una
región particular en átomo y, para eso,
utiliza los orbitales (densidad electrónica ó
nubes de electrones). Los órbitales son
volúmenes de espacio donde hay
probablemente un electrón, de ahí el
término Principio de incertidumbre de
Heisenberg.
Para distinguir la descripciónmecánica-cuántica del modelo deBohr, se reemplaza orbita con eltermino orbital u orbital atómico. Unorbital se puede pensar como lafunción de onda Psi de un electron.El cuadrado de la función de ondaPsi, define la distribución de ladensidad electrónica en el espacioalrededor del núcleo.
El efecto fotoeléctricoLa emisión de electrones por metales iluminados con luz de determinada frecuenciafue observada a finales del siglo XIX por Hertz y Hallwachs. El proceso por el cual seliberan electrones de un material por la acción de la radiación se denomina efectofotoeléctrico o emisión fotoeléctrica. Sus características esenciales son:Para cada sustancia hay una frecuencia mínima o umbral de la radiaciónelectromagnética por debajo de la cual no se producen fotoelectrones por más intensaque sea la radiación.La emisión electrónica aumenta cuando se incrementa la intensidad de la radiación queincide sobre la superficie del metal, ya que hay más energía disponible para liberarelectrones.En los metales hay electrones que se mueven más o menos libremente a través de lared cristalina, estos electrones no escapan del metal a temperaturas normales por queno tienen energía suficiente. Calentando el metal es una manera de aumentar suenergía. Los electrones "evaporados" se denominan termoelectrones, este es el tipo deemisión que hay en las válvulas electrónicas. Vamos a ver que también se puedenliberar electrones (fotoelectrones) mediante la absorción por el metal de la energía deradiación electromagnética.
1913 Niels Bohr Espectros atómicos
discontinuos originados por la radiación emitida por los átomos excitados de los elementos en estado gaseoso.
Propuso un nuevo modelo atómico, según el cual los electrones giran alrededor del núcleo en unos niveles bien definidos.
Bohr postuló para un átomo de hidrógeno que:
Sólo las órbitas con ciertos radios, que corresponden a energíasdefinidas, son permitidas para el electrón de un átomo dehidrógeno.
Un electrón en su órbita permitida, tiene energía específica, yes un estado de energía “permitido”. Esto obliga a que unelectrón con estado de energía permitido, no irradiará energía,lo que conduce a que éste mismo no girará en espiral haciadentro del núcleo.
La energía es emitida o absorbida por un electrón, cuando estecambie de estado de energía permitido hacia otro. Ésta energíaes emitida o absorbida como un fotón, E=hv.
Pero los aportes de Bohr fue uncamino importante para desarrollarun modelo más completo. Las ideasfundamentales que aún están en elmodelo actual son:
(1) que los electrones solo existen enniveles discretos de energía, queestán descritos por númerocuánticos, y (2) la energía tiene quever con el movimiento de un electrónde un nivel a otro.
Propiedades ondulatorias de la materia
En 1924, Louis de Broglie (1892-1987),formuló también que: las partículaspequeñas de materia a veces puedenmostrar propiedades ondulatorias. Élconocía la ecuación de Einstein, E=mc2,donde m es la masa relativista del fotón,y c es la velocidad de la luz. La combinócon la ecuación de Planck, y obtuvo: hv= mc2, o de otra manera (hv/c) = mc =p. Donde p es el momento del fotón.
Utilizando , tenemos: . Para aplicaresa última ecuación a una partículamaterial, como un electrón, DeBroglie sustituyó el momento p, porsu equivalente, el producto de lamasa de la partícula, m, y suvelocidad, u. Así llegamos a lafamosa relación de De Broglie.
El modelo atómico de Schrödinger definía al principio los electrones como ondas de materia (dualidad onda-partícula), describiendo de este modo la ecuación ondulatoria que explicaba el desarrollo en el tiempo y el espacio de la onda material en cuestión. El electrón con su carácter ondulatorio venía definido por una función de ondas , usando una ecuación de ondas sencilla que no era más que una ecuación diferencial de segundo grado, donde aparecían segundas derivadas de .
El átomo de Schrödinger
El modelo atómico de Schrödinger no se trata de un modelo relativista, sino cuántico, que está basado en la ecuación que este físico austríaco realizó en 1925.
Funciones de onda y números
cuánticos El modelo de la mecánica cuántica de
Schrödinger para la estructura del átomo es unaecuación diferencial conocida como ecuación deonda, además es similar a la ecuación quedescribe el movimiento típico de las ondas en losfluidos. La solución a esa ecuación se le conocecomo funciones de onda, u orbitales. El orbitaldefine la probabilidad de encontrar al electrón enuna región del espacio alrededor del núcleo. Sinolvidar el principio de incertidumbre deHeisenberg. Un esquema mental puede ser elsiguiente:
Orbital atómico:
Zona alrededor del núcleo donde existe la mayor
probabilidad de encontrar el electrón
Los resultados del modelo atómico de orbitales
condujeron a la introducción de los números cuánticos 50
NÚMEROS CUANTICOS
Los números cuánticos permiten expresar las propiedades de los
electrones en los orbitales y también describen el ordenamiento de
los electrones de cualquier átomo. Existen cuatro números
cuánticos:
1) Primer número cuántico (número cuántico principal)
Se designa: por la letra “n”
Indica: el nivel de energía principal en que se encuentra el electrón, que
corresponde a los diferentes niveles de energía permitidos o niveles
cuánticos, introducidos por Bohr.
Valores que toma: en orden creciente de energía, son 1, 2, 3, 4,..etc. En
algunos casos también se denotan como capas K, L, M, N, etc.
Valor de n 1 2 3 4 …
Nivel o capa K L M N …51
Una función de onda se caracteriza por los números cuánticos, que se representan por n, l, y ml, describen el nivel de energía del orbital, y la forma tridimensional de la región del espacio ocupada por un electrón.
Indica: el tipo ó clase de subnivel de energía en que se encuentra el
electrón y determina la forma de los orbítales.
Valores que toma: desde 0 hasta n-1 (l = 0.…. (n-1); por lo tanto
los valores que toma “l” dependen del valor de n.
El número de subniveles en un nivel es igual al número del nivel,
así para n = 1, un subnivel, para n = 2, dos subniveles, para n = 3,
tres subniveles,
Los valores de l en general, se designan por las letras: s, p, d, f,
g,…
Valor de l 0 1 2 3 4 5 …
Tipo de subnivel ú orbital s P d f g h …52
2) Segundo número cuántico (número cuántico secundario ó
azimutal)
Se designa: por la letra “l”
Por ejemplo, para n = 3, hay 3 subniveles: 3s, 3p, y 3d; para n = 4, hay 4 subniveles: 4s, 4p,
4d y 4f.
Ejemplo:
Tipos de subniveles o subcapas
n = 1 l = 0 1s
n = 2 l = 0,1 2s 2p
n = 3 l = 0,1,2 3s 3p 3d
n = 4 l = 0,1,2,3 4s 4p 4d 4f
3) Tercer número cuántico (número cuántico
magnético) ml:
Se designa: por la letra ml
Indica: la orientación espacial del orbital atómico y el
numero de orbítales que hay en cada subnivel
Valores que toma: desde –l, pasando por 0 hasta +l.53
l = 0(s) m = 0 1 orbital tipo s , 1
orientación en el espacio
l = 1(p) m = -1,0,+1 3 orbitales tipo p, 3
orientación en el espacio
l = 2(d) m = -2,-1,0, +1,+2 5 orbitales tipo d, 5
orientación en el espacio
l = 3(f) m = -3,-2,-1,0, +1,+2,+3 7 orbitales tipo f, 7
orientación en el espacio
Para el nivel n = 4 tenemos:
Subniveles Nºorbitales Nº de electrones
4s 1 2
4p 3 6
4d 5 10
4f 7 1454
Los orbítales atómicos son espacios tridimensionales donde existe la mayor
probabilidad de encontrar los electrones del átomo. Cada orbital tiene una
forma definida, a continuación se presenta la forma de los orbítales s y p.
Forma de los orbítales atómicos
Los orbítales s (l = 0) tienen forma esférica (redonda). 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.
55
Los orbítales p (l =1) están formados por dos lóbulos idénticos,
por lo que su forma se le llama lobular o de ocho que se
proyectan a lo largo de cada uno de los ejes del plano. La zona de
unión de ambos lóbulos coincide con el núcleo atómico. Hay tres
orbítales p (ml = -1, ml = 0 y ml = +1) de idéntica forma, que
difieren sólo en su orientación a lo largo de los ejes x, y o z. Estos
orbitales px, py, pz se encuentran separados entre si por un ángulo
recto (90º) a o largo de los ejes x, y, z
Un electrón tiene igual probabilidad de estar ubicado en cualquiera
de los tres orbitales p
Los orbítales d y f son más complejos.
56
Indica: la rotación del electrón alrededor
de su propio eje en uno y otro sentido
Valores: tiene dos valores permitidos, +
½ (en el sentido de las agujas del reloj) ó
– ½
(en el sentido contrario a las agujas del
reloj). Para un electrón desapareado
ambos valores son permitidos, pero
cuando están apareados (2 electrones en
un orbital), estarán girando en direcciones
opuestos (uno con + ½ y el otro con - ½
).
Un orbital puede tener como máximo 2 electrones, entonces se dice que el orbital se
encuentra completo o lleno
Un orbital puede tener como mínimo 1 electrón, entonces se dice que el orbital se
encuentra semicompleto o semilleno59
4) Cuarto número cuántico (número cuántico del espín) ms :
Se designa: por la letra ms
Es la distribución de los electrones de un átomo en los diferentes
niveles y subniveles de energía alrededor del núcleo
Configuraciones electrónicas
los cuatro números cuánticos, son útiles para construir la
configuración electrónica de cualquier átomo.
H (z = 1) : 1s1
s11
Nivel de Energia
Tipo de orbital
N de electroneso
Para realizar configuraciones electrónicas para átomos
polielectrónicos debemos de tomar en cuenta las siguientes
reglas: energía de los orbítales, principio de exclusión de Paulí
y regla de Hund.61
1. Energía de los orbítales
Los electrones ocupan los orbítales a partir del de menor
energía. El orden exacto de llenado de los orbítales se
estableció experimentalmente, mediante estudios
espectroscópicos y magnéticos, y es el orden que debemos
seguir al asignar las configuraciones electrónicas a los
elementos. El orden establecido es:
1s22s22p63s23p64s23d104p65s24d105p66s24f145d106p67s25f146d107p6
Para recordar este orden más fácilmente se puede utilizar el
diagrama siguiente (diagrama de Aufbau), en donde la entrada
de las flechas indica el orden de colocación de los electrones
en los orbítales. Cuando finaliza una flecha se regresa e inicia
la siguiente.
62
Orden de llenado de los subniveles en la estructura electrónica63
1s22s22p63s23p64s23d104p65s24d105p66s24f145d106p67s25f146d107p6
Diagrama de Aufbau
Ejemplos:
a) Configuración electrónica del litio (Li)
Litio (Z = 3). Este elemento tiene 3 electrones. Empezaremos llenando
el orbital de menor energía con dos electrones que tendrán distinto spin
(ms). El electrón restante ocupará el orbital 2s, que es el siguiente con
menor energía:
La flecha indica el valor del cuarto número cuántico, el de
spin: para +1/2: y para –1/2, respectivamente
64
1 electrón
2 electrones
Por lo tanto la
configuración electrónica
del litio (Li) es: 1s2 2s1
. b) Configuración electrónica del potasio (K)
El potasio con 19 electrones, deberíamos llenar
los orbitales 3d después del 3p. Sin embargo el
orbital 4s tiene menor energía que los orbitales
3d, por lo tanto la configuración electrónica del
potasio (K) es: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1
65
Ejemplo: Determinar los cuatro números cuánticos para los dos electrones del Litio
(3Li: 1s22s1).
Orden del
electrónn l ml ms
primero 1 0 0 +1/2
segundo 1 0 0 - ½
tercero 2 0 0 +1/2
3. Regla de Hund.
Al llenar orbítales de igual energía (los tres orbítales p, los cinco
orbítales d, o los siete orbítales f), los electrones van llenando
los orbitales uno tras otro, antes de que ocurra el llenado de
electrones en el mismo subnivel. Ejemplo:
La estructura electrónica del nitrógeno 7N es: 1s2 2s2 2p3 66
2. Principio de exclusión de Pauli.Este principio establece que: dos electrones de un mismo átomo no
pueden tener los cuatro números cuánticos iguales.
Representación por medio de orbitales:
2px 2py 2pz
2s
1s
Ejercicios:
1. Escriba la configuración electrónica de los
siguientes elementos por medio de orbitales (círculos y
flechas):
a. oxígeno (O)
b. carbono (C)
c. flúor (F)
d. fósforo (P)
e. azufre (S)
67
Los orbitales se pueden representar por círculos o
cajas. Colocando dentro los electrones.
La estructura
electrónica del
nitrógeno 7N
es: 1s2 2s2 2p3
