Modelo cuántico del átomo

Presentación del tema: "Modelo cuántico del átomo"— Transcripción de la presentación:

1 Modelo cuántico del átomo
Los primeros intentos de los físicos del siglo XIX para comprender el comportamiento de los átomos y de las moléculas no fueron exitosos del todo. Al suponer que las moléculas se comportan como pelotas que rebotan, los físicos fueron capaces de predecir y explicar algunos fenómenos macroscópicos, como la presión que ejerce un gas. Sin embargo, este modelo no informaba del todo la estabilidad de las moléculas; es decir, no podía explicar qué fuerzas mantenían unidos a los átomos. Pasó mucho tiempo para que se descubriera -y aún más para que se aceptara- que las propiedades de los átomos y de las moléculas no son gobernadas por las mismas leyes físicas que rigen a los objetos más grandes. La nueva era de la física comenzó en 1900 con el joven físico alemán Max Planck. Al examinar los datos de la radiación que emitían los sólidos calentados a diferentes temperaturas, Planck descubrió que los átomos y las moléculas emiten energía sólo en cantidades discretas o quanta. Los físicos siempre habían asumido que la energía era un proceso continuo y que en el proceso de radiación se podía liberar cualquier cantidad de energía. La teoría cuántica de Planck revolucionó la física. Sin duda, la serie de investigaciones que siguió a este descubrimiento modificó para siempre el concepto de la naturaleza.

2 Modelo cuántico del átomo
Una onda es una perturbación vibrátil mediante la cual se transmite la energía de un lugar a otro. La longitud de onda [m], λ (lambda), es la distancia entre puntos iguales de ondas sucesivas. La frecuencia [Hz], ν (nu) es el número de ondas que pasan por un punto particular por unidad de tiempo, ondas/tiempo. ν se mide en hertz, 1 Hz = 1 ciclo/s = 1 s-1. La amplitud [m] de la onda es la distancia vertical de la línea media de una onda a su cresta o a su valle.

3 Radiación electromagnética
Existen muchos tipos de ondas, como las del agua, del sonido y de la luz. En 1873, James Clerk Maxwell propuso que la luz visible se compone de ondas electromagnéticas. Una onda electromagnética tiene un componente de campo eléctrico y un componente de campo magnético. Ambos componentes tienen la misma longitud de onda y frecuencia y, por lo tanto, igual velocidad, pero viajan en planos perpendiculares entre sí. El modelo de Maxwell describe cómo se propaga la energía en forma de radiación a través del espacio como una vibración de campos magnético y eléctrico. La radiación electromagnética es la emisión y transmisión de energía en forma de ondas electromagnéticas. Las ondas electromagnéticas viajan a la velocidad de la luz, cuyo valor es c = × 108 m/s en el vacío. Esta velocidad varía según el medio, pero no lo suficiente para modificar sustancialmente los cálculos. La longitud de onda de las ondas electromagnéticas se expresa comúnmente en nanómetros (nm).

4 Radiación electromagnética
Si la longitud de onda es larga, menos ciclos de la onda pasarán por un punto dado cada segundo; por tanto, la frecuencia será baja. Por otro lado, para que una onda tenga una frecuencia alta, debe tener una longitud de onda corta. Esta relación inversa entre la frecuencia y la longitud de onda de la radiación electromagnética puede expresarse con la ecuación siguiente: λ ν = c

5 Espectro electromagnético

6 Teoría cuántica de Planck
Cuando un sólido se calienta emite radiación electromagnética en una amplia gama de longitudes de onda cuya distribución depende de la temperatura. La luz rojiza tenue de un calentador eléctrico o la luz blanca brillante de una lámpara de tungsteno son ejemplos de radiación que emiten los sólidos calentados. La física clásica asumía que los átomos y las moléculas emitían o absorbían cualquier cantidad arbitraria de energía radiante. Planck proponía que los átomos y las moléculas emitían o absorbían energía sólo en cantidades discretas, como pequeños paquetes o cúmulos. A la mínima cantidad de energía que se podía emitir (o absorber) en forma de radiación electromagnética, Planck la llamó cuanto. La energía E de sólo un cuanto de energía está dada por E = hν h = 6, (52) × J·s, es la constante de Planck y ν es la frecuencia

7 Teoría cuántica de Planck
Distribución de intensidad en función de la longitud de onda y la temperatura

8 Teoría cuántica de Planck
La ecuación también se puede expresar de la siguiente manera: E=h c λ La materia siempre emite o absorbe energía en múltiplos enteros de hν, por ejemplo hν, 2hν, 3hν, etc. Si la cantidad de energía emitida por un átomo es 3hν, por ejemplo, decimos que se emitieron tres cuantos de energía. Además, decimos que las energías permitidas están cuantizadas; es decir, que sus valores están restringidos a ciertas cantidades.

9 El efecto fotoeléctrico
En 1905, Albert Einstein ( ) usó la teoría cuántica de Planck para explicar el efecto fotoeléctrico. Se había observado experimentalmente que la incidencia de luz sobre una superficie metálica limpia hace que la superficie emita electrones.

10 El efecto fotoeléctrico
Para cada metal hay una frecuencia mínima de luz (frecuencia umbral) por debajo de la cual no se emiten electrones. Por ejemplo, la luz con una frecuencia de 4.60 × 1014 s-1 o mayor hace que el cesio metálico expulse electrones, pero la luz con una frecuencia más baja no tiene efecto alguno. Para explicar el efecto fotoeléctrico, Einstein supuso que la energía radiante que incidía sobre la superficie metálica es una corriente de diminutos paquetes de energía. Cada paquete de energía, llamado fotón, se comporta como una pequeñísima partícula. Extendiendo la teoría cuántica de Planck, Einstein dedujo que cada fotón debía tener una energía proporcional a la frecuencia de la luz, E = hν. Así, la energía radiante misma está cuantizada. ν es la frecuencia de la luz.

11 El efecto fotoeléctrico
Los electrones se mantienen unidos en el metal por fuerzas de atracción y, para emitirlos, se necesita una luz que tenga una frecuencia suficientemente alta (es decir, una energía suficiente). El rayo de luz que incide sobre una superficie metálica puede compararse con la descarga de un rayo de partículas - fotones - sobre los átomos del metal. Si la frecuencia de los fotones es tal que hν es exactamente igual a la energía de enlace de los electrones en el metal, entonces la luz tendrá la energía suficiente para emitirlos. Con una luz de mayor frecuencia, los electrones no sólo serán emitidos, también adquirirán cierta energía cinética. Esto se resume en la siguiente ecuación hν = KE + BE donde KE es la energía cinética del electrón emitido y BE es la energía de unión del electrón en el metal.

12 El efecto fotoeléctrico
La ecuación anterior puede escribirse como KE = hν - BE para mostrar que, cuanto más energético sea el fotón (es decir, cuanto mayor sea su frecuencia), mayor será la energía cinética del electrón emitido. Ahora considere dos rayos de luz que tienen la misma frecuencia (que es mayor que la frecuencia umbral) pero diferentes intensidades. El rayo de luz más intenso consta de un mayor número de fotones; por consiguiente, emite más electrones de la superficie del metal que el rayo de luz más débil. Así que cuanto más intensa sea la luz, mayor será el número de electrones emitidos por el metal de prueba; a mayor frecuencia de la luz, mayor energía cinética de los electrones emitidos.

13 Modelo de Bohr La mayor parte de las fuentes de radiación comunes, como las bombillas y las estrellas, producen radiación que contiene muchas longitudes de onda distintas. Cuando la radiación de las fuentes se separa en sus componentes de longitud de onda diferentes, se obtiene un espectro. Con un prisma puede dispersarse la luz de una bombilla. El espectro así producido consiste en una gama continua de colores: el violeta se funde en el azul, el azul en el verde, etc., sin huecos. Esta gama de colores, que contiene luz de todas las longitudes de onda, es un espectro continuo. El ejemplo más conocido de espectro continuo es el arco iris, que se produce cuando gotas de lluvia o neblina dispersan la luz solar.

14 Modelo de Bohr Se puede observar un espectro de emisión de una sustancia al "energizar" una muestra de material mediante energía térmica, o bien con alguna otra forma de energía (como una descarga eléctrica de alto voltaje si esa sustancia es gaseosa). Así, una barra de hierro calentada hasta el "rojo" o al "blanco" incandescente emite un resplandor característico recién sacado de la fuente de calentamiento. Este resplandor es la parte del espectro visible para el ojo humano. El calor de esta misma barra representa otra parte de su espectro de emisión: la región infrarroja. Los espectros de emisión de los sólidos calentados tienen una característica común con el espectro solar: ambos son continuos; esto es, todas las longitudes de onda de la luz visible están presentes en ellos.

15 Espectro de emisión de diversos materiales
Modelo de Bohr Espectro de emisión de diversos materiales

16 Modelo de Bohr No todas las fuentes de radiación producen un espectro continuo. Si colocamos diferentes gases a presión reducida dentro de un tubo y aplicamos un voltaje elevado, los gases emiten luz de diferentes colores. La luz emitida por el gas neón es el brillo rojo-anaranjado tan conocido de muchas luces “de neón”, mientras que el vapor de sodio emite la luz amarilla característica de algunas farolas. Si pasamos por un prisma la luz proveniente de tales tubos, sólo observaremos líneas de unas cuantas longitudes de onda en los espectros que se obtienen. Las líneas coloridas están separadas por regiones negras, que corresponden a longitudes de onda que están ausentes en la luz. Un espectro que sólo contiene radiación de longitudes de onda específicas se denomina espectro de líneas. Cada elemento tiene un espectro de emisión único. Las líneas características de un espectro atómico se emplean en el análisis químico para identificar átomos desconocidos, de la misma forma en que las huellas digitales sirven para identificar a una persona. El origen de estas líneas se desconocía a principios del siglo xx.

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18 Átomo de hidrógeno Después que Rutherford descubriera la naturaleza nuclear del átomo, los científicos pensaron en el átomo como un “sistema solar microscópico” en el que los electrones estaban en órbita alrededor del núcleo. Para explicar el espectro de líneas del hidrógeno, Bohr supuso inicialmente que los electrones se movían en órbitas circulares alrededor del núcleo. Sin embargo, según la física clásica una partícula con carga eléctrica (como un electrón) que se mueve en una trayectoria circular debería perder energía continuamente por emisión de radiación electromagnética. Al perder energía, el electrón tendría que seguir una espiral hasta caer en el núcleo. Bohr enfocó este problema de forma similar a como Planck había abordado el problema de la naturaleza de la radiación emitida por los objetos calientes: supuso que las leyes conocidas de la física eran inadecuadas para describir todos los aspectos de los átomos. Además, Bohr adoptó la idea de Planck de que las energías están cuantizadas.

19 Átomo de hidrógeno Bohr basó su modelo en tres postulados:
Sólo están permitidas órbitas con ciertos radios, correspondientes a ciertas energías definidas, para los electrones de un átomo. Un electrón en una órbita permitida tiene una energía específica y está en un estado de energía “permitido”. Un electrón en un estado de energía permitido no irradia energía, y por tanto, no cae en espiral hacia el núcleo. Un electrón sólo emite o absorbe energía cuando pasa de un estado permitido de energía a otro. Esta energía se emite o absorbe en forma de fotón , E = hν

20 Átomo de hidrógeno Con base en sus tres postulados y utilizando ecuaciones clásicas del movimiento y de la interacción de cargas eléctricas, Bohr calculó las energías correspondientes a cada una de las órbitas permitidas las cuales se ajustan a la fórmula siguiente: 𝐸 𝑛 = −𝑅 𝐻 1 𝑛 2 RH es la constante de Rydberg, tiene un valor de 2.18 X J. El número n, denominado número cuántico principal, es un entero que tiene valores de n = 1,2,3, ....

21 Átomo de hidrógeno Las energías del electrón de un átomo de hidrógeno son negativas para todos los valores de n. Cuanto más baja (más negativa) es la energía, más estable es el átomo. La energía es mínima (más negativa) con n=1. A la energía de un electrón libre se le asigna un valor arbitrario de cero. Matemáticamente, esto significa que n tiene un valor infinito, de manera que E∞ = 0. Cuando el electrón se acerca más al núcleo (n disminuye), En aumenta su valor absoluto, pero también lo vuelve más negativo. Su valor más negativo se alcanza cuando n = 1, y corresponde al estado energético más estable. Este estado se conoce como estado fundamental o nivel basal, y corresponde al estado de energía más bajo. La estabilidad del electrón disminuye para n = 2, 3, .... Cada uno de estos niveles es un estado excitado o nivel excitado, y tiene mayor energía que el estado fundamental. Se dice que un electrón de hidrógeno está en estado excitado cuando n es mayor que 1. En el modelo de Bohr, el radio de cada órbita circular depende de n2. Así, cuando n aumenta, el radio de la órbita aumenta muy rápido. Por consiguiente, cuanto mayor sea el estado excitado, el electrón se encuentra más lejos del núcleo (y éste lo retiene con menor fuerza).

22 Átomo de hidrógeno Un electrón puede “saltar” de un estado de energía permitido a otro absorbiendo o emitiendo fotones, cuya energía radiante corresponde exactamente a la diferencia de energía entre los dos estados. Para que un electrón pase a un estado de energía más alta (valor mayor de n) se debe absorber energía. Se emite energía cuando el electrón salta a un estado de energía más bajo (valor menor de n). Por tanto, si un electrón salta de un estado inicial con energía Ei a un estado final con energía Ef, el cambio de energía estará dado por las relaciones siguientes: ∆𝐸= 𝐸 𝑓 − 𝐸 𝑖 = 𝐸 𝑓𝑜𝑡ó𝑛 =ℎ𝜈 ∆𝐸= 𝐸 𝑓 − 𝐸 𝑖 = −𝑅 𝐻 𝑛 𝑓 2 − −𝑅 𝐻 𝑛 𝑖 =ℎ𝜈 ∆𝐸= 𝐸 𝑓 − 𝐸 𝑖 = −𝑅 𝐻 𝑛 𝑓 2 − 1 𝑛 𝑖 2 =ℎ𝜈 Se emite fotón, ni > nf y ΔE<0 Se absorbe fotón, ni < nf y ΔE>0

23 Átomo de hidrógeno

24 Átomo de hidrógeno Cuando se analizan muchos átomos de hidrógeno, se observan todas las transiciones posibles y, por consiguiente, las respectivas líneas espectrales. El espectro de emisión del hidrógeno abarca una amplia gama de longitudes de onda, desde el infrarrojo hasta el ultravioleta. En la tabla se indican las series de transición para su espectro que llevan el nombre de sus descubridores. La serie de Balmer fue más fácil de estudiar porque muchas de sus líneas caen en la región visible.

25 Naturaleza dual del electrón
Los físicos Cuestionaban por qué las energías del electrón del hidrógeno eran cuantizadas, ¿por qué el electrón en el átomo de Bohr está circunscrito a girar en órbitas alrededor del núcleo a distancias fijas? En 1924, Louis de Broglie dio la solución a este enigma. De Broglie razonó que si las ondas luminosas se comportan como una corriente de partículas (fotones), quizá las partículas como los electrones tuvieran propiedades ondulatorias. De acuerdo con De Broglie, un electrón enlazado al núcleo se comporta como una onda estacionaria. Una de estas ondas puede ser generada, por ejemplo, al pulsar una cuerda de una guitarra. Las ondas estacionarias no se desplazan a lo largo de la cuerda. Algunos puntos de la cuerda, llamados nodos, no se mueven en absoluto, es decir, la amplitud de la onda en estos puntos es cero. En cada extremo hay un nodo, y entre ellos puede haber varios nodos.

26 Naturaleza dual del electrón
Cuanto mayor sea la frecuencia de vibración, menor la longitud de onda de la onda estacionaria y mayor el número de nodos. Sólo puede haber ciertas longitudes de onda en cualquiera de los movimientos permitidos de la cuerda. De Broglie creía que si el electrón del átomo de hidrógeno se comporta como una onda estacionaria, su longitud debería ajustarse exactamente a la circunferencia de la órbita; de lo contrario, la onda se cancelaría parcialmente en cada órbita sucesiva. Con el tiempo, la amplitud de la onda se reduciría a cero y en consecuencia se anularía.

27 Naturaleza dual del electrón
La relación entre la circunferencia de una órbita permitida (2πr) y la longitud de onda (λ) del electrón está dada por : 2𝜋𝑟 = 𝑛𝜆 r es el radio de la órbita, λ es la longitud de onda de la onda descrita por el electrón, y n = 1,2,3, ... Dado que n es un entero, r puede tener sólo ciertos valores cuando n aumenta desde 1 a 2 a 3 y así sucesivamente. Como la energía del electrón depende del tamaño de la órbita (o del valor de r), se debe cuantizar.

28 Naturaleza dual del electrón
Con el razonamiento anterior, De Broglie llegó a la conclusión de que las ondas se comportan como partículas, y éstas exhiben propiedades ondulatorias. Dedujo que las propiedades de partícula y de onda se relacionan por medio de la siguiente expresión: 𝜆= ℎ 𝑚𝑣 λ, m y v son la longitud de onda asociada a una partícula en movimiento, su masa y velocidad, respectivamente. En la ecuación queda implícito que una partícula en movimiento se trata como si fuera una onda, y esta última puede mostrar las propiedades de una partícula. El lado izquierdo de la ecuación expresa la propiedad de una onda, es decir, su longitud de onda, en tanto que el lado derecho incluye a la masa, una propiedad característica de una partícula.

29 Principio de incertidumbre
La teoría de Bohr no podía explicar los espectros de emisión de los átomos que tenían más de un electrón, como los de helio y litio. Tampoco explicaba por qué aparecían más líneas en el espectro de emisión del átomo de hidrógeno cuando se aplicaba un campo magnético. Con el descubrimiento del comportamiento ondulatorio de los electrones surgió otro problema: ¿cómo se podía precisar la "posición" de una onda? Es imposible saber su posición exacta debido a que se extiende en el espacio.

30 Principio de incertidumbre
Para describir el problema que significa localizar una partícula subatómica que se comporta como onda, Werner Heisenberg formuló una teoría que ahora se conoce como principio de incertidumbre de Heisenberg: es imposible conocer con certeza el momento p (definido como la masa por la velocidad) y la posición de una partícula simultáneamente. Expresado en forma matemática: Δ𝑥Δ𝑝≥ ℎ 4𝜋 Δx y Δp son las incertidumbres en las mediciones de la posición y el momento, respectivamente. La ecuación expresa que cuando se mide con mayor precisión el momento de una partícula (es decir, si Δp se hace una cantidad pequeña), su posición se va a estimar con menor precisión (esto es, Δx se hará mayor). De igual modo, si la posición de una partícula se conoce con más precisión, la medición de su momento será menos precisa.

31 Modelo cuántico del átomo

32 Números cuánticos Número cuántico principal [n] Puede tomar cualquier valor entero positivo: n = 1, 2, 3, 4, 5, Indica la distancia promedio entre el núcleo y un electrón. A mayor n más lejos se encuentra del núcleo la región de mayor densidad electrónica (probabilidad de hallarlo). Indica el nivel energético. A mayor n el electrón tiene mayor energía y se encuentra menos “atado” al núcleo. En cada nivel hay 2n2 electrones.

33 Números cuánticos Número cuántico secundario o de momento angular [l] Toma valores enteros de 0 a (n-1). Cada valor corresponde a un subnivel y determina la forma de los orbitales (región del espacio en donde es más probable hallar un electrón) en dicho subnivel. Cada nivel (n) tiene n subniveles. Por ejemplo, si n = 3, l puede tener los valores 0, 1 y 2, por lo que en el nivel n = 3 existen tres posibles subniveles. Esto es, el conjunto de orbitales que tienen el mismo valor de n se conoce comúnmente como nivel o capa. Generalmente el valor de l se representa por una letra en vez de por su valor numérico: l 1 2 3 4 5 letra s p d f g h

34 Números cuánticos Número cuántico magnético [ml] Toma valores enteros desde –l hasta +l. Describe la orientación de los orbitales en el espacio en cada subnivel. En cada subnivel existen 2l +1 orbitales, cada uno de ellos con una determinada orientación en el espacio. Por ejemplo, si n = 2, y l = 1. Los valores de n y l indican que se tiene un subnivel 2p, y en éste se tienen tres orbitales 2p (ya que hay tres valores de ml : - 1, 0 y 1) subnivel s p d f l 1 2 3 Número de orbitales 5 7

35 Números cuánticos Número cuántico de spin [ms] Indica el sentido de giro de un electrón alrededor de su propio eje. Toma sólo dos posibles valores, -1/2 o +1/2, según el sentido de rotación.

36 Números cuánticos Formas de los orbitales Los orbitales son regiones del espacio en donde existe la mayor probabilidad de encontrar a un electrón. No tienen una forma bien definida, sin embargo, se escoge una superficie que delimita la región dentro la cual existe un 99 % de probabilidad de encontrar al electrón. La forma de cada orbital, depende del valor que tome el número cuántico secundario, l.

37 Números cuánticos Orbital s (l =0) Es esférico, esto es, existe igual probabilidad de hallar al electrón a una determinada distancia del núcleo en todas las direcciones.

38 Números cuánticos Orbitales p (l =1) Comienzan con el número cuántico principal n = 2. Cuando l = 1, el número cuántico magnético ml puede tomar valores de -1, 0 y 1. Si se comienza con n = 2 y l = 1, se tienen tres orbitales 2p: 2px, 2py y 2pz. Los subíndices señalan los ejes sobre los que se orientan los orbitales. Estos tres orbitales p tienen el mismo tamaño, forma y energía; sólo difieren en su orientación. Tienen forma de dos lóbulos ubicados en lados opuestos del núcleo. El tamaño de los orbitales p aumenta desde 2p hasta 3p, 4p y así sucesivamente.

39 Números cuánticos Orbitales d (l =2)
Comienzan con el número cuántico principal n = 3. Cuando l =2, existen cinco valores para ml, que corresponden a cinco orbitales d (d xy , d yz , d xz , d x 2 − y 2 , d z 2 )

40 Números cuánticos Orbitales f (l =3) Comienzan con el número cuántico principal n = 4. Cuando l=3, existen siete valores para ml, que corresponden a siete orbitales f.

41 Números cuánticos

42 Números cuánticos

43 Configuración electrónica
La configuración electrónica de un átomo es la forma en que se distribuyen los electrones de dicho átomo en los niveles, subniveles y orbitales. Muchas de las propiedades físicas y químicas de un elemento están relacionadas con la configuración electrónica. Los cuatro números cuánticos, n, l, ml y ms identifican por completo un electrón en cualquier orbital de cualquier átomo. Por ejemplo, los cuatro números cuánticos para un electrón de un orbital 2s son: n = 2, l = 0, ml = 0 y ms = +1/2 o -1/2. Se emplea la notación simplificada (n, l , ml, ms). Para el ejemplo anterior, los números cuánticos pueden ser (2, 0, 0, +1/2) o (2, 0, 0, -1/2). El valor de ms no influye en la energía, tamaño, forma u orientación de un orbital, pero sí determina la distribución de los electrones en el orbital

44 Configuración electrónica
La figura muestra que el electrón de un átomo de hidrógeno en el estado fundamental (n=1) debe estar en el orbital 1s, de manera que su configuración electrónica es 1s1: También es posible representar la configuración electrónica con un diagrama de orbital que muestra el espín del electrón. La flecha hacia arriba representa uno de los dos posibles giros o espines del electrón. (El electrón también se podría representar con la flecha hacia abajo.) La caja representa un orbital atómico.

45 Configuración electrónica
En un átomo de hidrógeno la energía está determinada por n. Las energías de los subniveles en un nivel determinado son iguales.

46 Configuración electrónica
En un átomo polielectrónico (que posee varios electrones), las energías de los subniveles en un nivel determinado son ligeramente diferentes debido a las interacciones de los electrones en cada orbital de un subnivel. La energía está determinada por n y l. Así, el orden creciente de energía de cada subnivel es diferente al del átomo de hidrógeno.

47 Configuración electrónica
Principio de exclusión de Pauli En un átomo no pueden existir dos electrones cuyos valores de los cuatro números cuánticos sean iguales. Por lo menos se tienen que diferenciar en el número cuántico de spin. Por lo tanto, en un orbital dado, sólo pueden haber dos electrones, y se dice que estos están apareados. En la figura, las configuraciones (a) y (b) para el helio son prohibidas, ya que los cuatro números cuánticos serían iguales para ambos electrones violando el principio de exclusión de Pauli. La real configuración para el helio es entonces la dada por (c).

48 Configuración electrónica
Regla de Hund La distribución electrónica más estable en los subniveles es la que tiene el mayor número de espines paralelos. Esto significa que, en un subnivel, los electrones van llenando los orbitales disponibles de uno en uno sin aparearse con otros electrones hasta que todos los orbitales contengan ya un electrón y en ese caso comienza el apareamiento. En el caso del carbono, para el cual se muestra su configuración electrónica (1s2 2s2 2p2) en la figura, la única distribución en los orbitales p, que satisface la regla de Hund, es la (c).

49 Configuración electrónica
Reglas generales para la asignación de electrones en los orbitales atómicos Cada capa o nivel de número cuántico principal n contiene n subniveles. Por ejemplo, si n = 2, hay dos subniveles (dos valores de l) de números cuánticos de momento angular 0 y 1. Cada subnivel de número cuántico l contiene (2 l + 1) orbitales. Por ejemplo, si l = 1, entonces hay tres orbitales p. Cada orbital admite un máximo de dos electrones. Por lo tanto, el máximo número de electrones es simplemente el doble del número de orbitales empleados. De acuerdo con la fórmula 2n2 es fácil calcular el máximo número de electrones que puede tener un átomo en el nivel principal n.

50 Configuración electrónica
Principio de construcción (Aufbau) Los electrones en un átomo polielectrónico van ocupando los subniveles atómicos en orden de menor a mayor energía. Los orbitales en cada subnivel poseen la misma energía. Esto es, el orden de energía de los subniveles está dado por el diagrama de Moëller.

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52 Configuración electrónica
Configuraciones electrónicas abreviadas El llenado de la subcapa 2p se completa en el neón, que tiene una configuración estable con ocho electrones (un octeto) en la capa más exterior. El siguiente elemento, el sodio, con número atómico 11, marca el principio de una nueva fila de la tabla periódica. El sodio tiene un solo electrón 3s más allá de la configuración estable del neón. Podemos abreviar la configuración electrónica del sodio así Na: [Ne]3s1 El símbolo [Ne] representa la configuración electrónica de los 10 electrones del neón, 1s22s22p6. Escribir la configuración electrónica de esta forma ayuda a concentrar la atención en los electrones más exteriores del átomo.

53 Configuración electrónica
Configuraciones electrónicas abreviadas Al escribir la configuración electrónica abreviada de un elemento, la configuración electrónica del gas noble de número atómico más cercano pero menor se representa con su símbolo químico encerrado en corchetes. Por ejemplo, podemos escribir la con-figuración electrónica del litio como: Li: [He]2s1 Llamamos a los electrones representados por el símbolo de un gas noble “centro de gas noble” del átomo, aunque es más común llamarlos electrones internos. Los electrones que se dan después del centro de gas noble se denominan electrones de capa externa o electrones de valencia.

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60 [1] http://www. fullquimica
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