Energía y capacidad de Energía y capacidad de los orbitales atómicoslos orbitales atómicos

• Los niveles de energía para el átomo de hidrógeno dependen exclusivamente del número cuántico n, de manera que todos los subniveles tienen la misma energía.

• Para los átomo polielectrónicos, depende de los números cuántico principal (n) y secundario (ℓ).

1s<2s<2p<3s<3p<4s<3d<4p<5s<4d<5p<6s<4f<5d<6p<7s< ....

Variación de los Niveles de Energía

NIVELES

Configuración Electrónica Configuración Electrónica de los Atomosde los Atomos

• Se entiende por configuración electrónica del átomo como la distribución de los electrones en los diferentes orbitales atómicos.

• Para encontrar tal configuración se deben seguir ciertas reglas

Configuración electrónica y la tabla periódicaConfiguración electrónica y la tabla periódica

Representativos• Grupo IA ns1

• Grupo IIA ns2

• Grupo IIIA ns2 np1

• Grupo IVA ns2 np2

• Grupo VA ns2 np3

• Grupo VIA ns2 np4

• Grupo VIIA ns2 np5

Gases nobles ns2 np6

Elementos de transición

ns2 ( n-1) dx

x: 1 a 10

Elementos de transición interna

ns2 ( n-1) d0 (n-2) fx

x: 1 a 14

• Según Pauli, cada electrón de un átomo tiene sus propios números cuánticos .

• Así un orbital tiene un máximo de dos electrones con espín opuesto, lo que se traduce que:

• el subnivel s tiene como capacidad máxima 2 electrones.

• El subnivel p con tres orbitales, 6 electrones • El subnivel d con cinco orbitales, 10 electrones • Y el subnivel f con 7 orbitales, 14 electrones.

¿Cuantos electrones se ubican en un orbital?

• Cuando un subnivel tiene más de un orbital, los electrones van ocupando el subnivel de manera que cada electrón adicional que entra, se ubica en orbitales diferentes con el mismo espín. Esta condición se llama regla de Hund o regla de máxima multiplicidad de espín.

• Una forma de sencilla de representar las configuraciones es a través de diagrama de orbitales donde cada cuadrado representa a un orbital.

• 1H 1s1

• 2He 1s2

• 3Li 1s22s1

Representación en Diagrama de Orbitales

Orbitales s

Orbitales p

ORBITALES d

Sustancias Para y Sustancias Para y DiamagnéticasDiamagnéticas

• Un electrón tiene un espín que genera un momento magnético, es decir se comporta como un pequeño imán . Cuando un átomo tiene ē desapareados la sustancia es paramagnéticaparamagnética y cuando todos los ē de un átomo están apareados , los momentos magnéticos de los ē se cancelan unos con otros y la sustancia es diamagnéticadiamagnética.

• Las sustancias paramagnéticas son atraídas por un campo magnético, las sustancias que tienen electrones no apareados son paramagnéticas.

• Las sustancias diamagnéticas son débilmente repelidas por un campo magnético. Un material es diamagnético si todos los electrones están apareados.

Configuración electrónica de Configuración electrónica de ionesiones

• Ion sodio Na+

• Configuración para el átomo neutro

11Na (1s22s22p63s1)

• Configuración para el ion Na+

11Na+ ( 1s22s23p6) + 1ē

Configuración electrónica Configuración electrónica abreviadaabreviada

• Cuando el número atómico Z de los átomos es elevado, su configuración electrónica (c.e.) es extensa. Para evitar hacer toda la c.e., tomaremos por sabida la c.e. del gas noble inmediatamente anterior.

Series IsoelectrónicasSeries Isoelectrónicas

• Entenderemos por tal aquellas configuraciones que presenten la misma cantidad de electrones.

Ejemplos:• El ion Na+ tiene idéntica configuración que el

10Ne y el ion Cl‾ con el 18Ar.

• El Al+3 es isoelectrónico respecto del 10Ne

• Una serie isoelectrónica estará constituida por Ne, Na+,Mg+2, Al+3.