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Química General ISemestre 2010-1

Estructura Atómicars.emnhome.com

Estructura

electrónica de

los átomos

Semestre 2010-1

Grupo 07

J. J. Thompson

E. Rutherford



1900: Max Planck introduce el concepto de cuanto de

energía.

1905: Albert Einstein explica el efecto fotoeléctrico con

la teoría de Planck.

1913: Neils Bohr describió a los electrones del átomo en

órbitas circulares con el supuesto de que la energía

entre cada órbita está cuantizada.



1925: Louis de Broglie introduce el concepto de la naturaleza ondulatoria

del electrón.

1926: Erwin Schrödinger describe a los electrones con una ecuación de onda

modificada con las ideas de L. de Broglie, mecánica cuántica.

Esta ecuación describe perfectamente al átomo de hidrógeno que sólo tiene

un electrón.

De la solución a la ecuación de Schrödinger se desprenden los números

cuánticos y los orbitales atómicos.



Números cuánticos

Número cuántico principal (n)

Describe el nivel principal de energía o capa que ocupa cada electrón.

n = 0, 1, 2, 3,4,….

Número cuántico de momento angular (llll)

Describe la forma específica del orbital atómico que puede ocupar el electrón.

l l l l = 0, 1, 2, 3, 4,…, (n-1)

0 = s

1 = p

2 = d

3 = f



Número cuántico magnético (mllll)

Designa a un orbital específico en su orientación espacial, pero no en su energía.

ml = (- llll),…,0,…, (+ llll)

Por ejemplo, cuando llll es igual a 1, que designa a la subcapa p, hay tres valores

permisibles de ml : -1, 0, +1. En consecuencia, a una subcapa p están asociadas

tres regiones espaciales distintas, llamadas orbitales atómicos, los cuales se

designan como px, py y pz.

Número cuántico de spín (ms)

Se refiere al giro del electrón y a la orientación de su campo magnético.

ms = ± ½

Los valores de n, llll, mllll y ms describen un orbital atómico en particular.

Cada orbital atómico no puede alojar más de dos electrones, uno con ms = + ½

y otro con ms = - ½



Orbital s (1s)

n = 1

l l l l = 0

ml = 0

ms = ± ½

Orbital p (2p)

n = 2

l l l l = 1

ml = -1, 0, +1

ms = ± ½



Orbital d (3d)

n = 3

l l l l = 2

ml = -2, -1, 0, +1, +2

ms = ± ½



Orbital f (4f)

n = 4

l l l l = 3

ml = -3, -2, -1, 0, +1, +2, +3

ms = ± ½



Configuración Electrónica

La construcción de la configuración electrónica comienza en el estado basalestado basal (estado de

menor energía).

Principio de Principio de AufbauAufbau (Niels Bohr):

1) Los electrones se encuentran en los orbitales atómicos de tal forma que resulte el

estado energético más bajo posible.

2) Los electrones se asignan a orbitales en un orden creciente de n + l

Ejemplo: orbital 2s n = 2 ; l = 0 ; n + l = 2

orbital 2p n = 2 ; l = 1 ; n + l = 3

3) Para subcapas con el mismo valor de n + l , los electrones se asignan primero a la

subcapa con menor valor de n.

Ejemplo: orbital 2p n = 2 ; l = 1 ; n + l = 3

orbital 3s n = 3 ; l = 0 ; n + l = 3



Todas las estructuras electrónicas de los átomos están regidas por el Principio de Principio de

ExclusiExclusióón de n de PauliPauli.

“Ninguno de los 2 electrones que ocupan un orbital pueden tener los 4 números cuánticos

idénticos.”

Un orbital solamente puede hospedar a 2 electrones como máximo.

Uno de ellos tendrá el número cuántico ms = + ½ y el otro ms = - ½

ms = + ½ ms = - ½

Orbital (n, l, ml)

2 electrones

como máximo

(ms)

Regla de Regla de HundHund: Los electrones ocupan los

orbitales de una subcapa desapareados

antes de aparearse.



8s8

7p7s7

6d6p6s6

5f5d5p5s5

4f4d4p4s4

3d3p3s3

2p2s2

1s1

3210n

llll

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