Números cuánticos Estos números se derivan de la resolución de la ecuación de Schrödinger para el átomo de hidrógeno. Para describir un orbital se necesitan tres números cuánticos y para caracterizar un electrón en un orbital cuatro. Son: - número cuántico principal, n - número cuántico del momento angular, l - número cuántico magnético, ml - número cuántico de espín, s

Número cuántico principal, n Se relaciona con la distancia promedio del electrón al núcleo en un determinado orbital. Caracteriza la energía del electrón en un determinado orbital. Valores posible: 1,2,3…………. Número cuántico secundario, l Indica la “forma” de los orbitales. En átomos polielectrónicos matiza la energía del electrón. Valores posibles: 0,……(n-1) (números enteros)

Número cuántico magnético, m Indica la orientación de los orbitales en el espacio. Valores posibles: - l…..,0,……+l (números enteros) Número cuántico de espín, s Deducido teóricamente al efectuar consideraciones relativistas. Otto Stern y walter Gerlach aportaron pruebas experimentales concluyentes en 1924. Caracteriza a un electrón, ¡no al orbital! Valores posibles: - ½ y + 1/2

Configuraciones electrónicas Distribución de los electrones en los orbitales de un átomo. Las configuraciones fundamentales se rigen con: Principio de mínima energía Principio de Pauli Regla de Hund

Átomo de hidrógeno: E(n) =- RH / n2 Átomos polielectrónicos: E= E(n,l)

Energía electrones en orbitales En átomos polielectrónicos su energía viene determinada en gran medida por “n”. Pero la repulsión entre electrones modifica sustancialmente el valor de la energía, y dicha repulsión dependerá de la posición espacial de todos ellos, es decir, de la forma y orientación de los orbitales. Para un valor “n”, la energía es más negativa cuanto menor es “l”, debido a que el electrón pasa más tiempo cerca del centro del átomo, donde la atracción con el núcleo es mayor. Otro factor importante en los valores de energía es la carga nuclear. Cuanto mayor es ésta, mayor atracción ejerce el núcleo sobre el electrón y menor es su energía.

Energía electrones en orbitales Un electrón en un orbital “4s” está, simultáneamente: - más alejado del núcleo, por término medio, que un electrón “3d” r (4s) > r (3d) - Es más estable a causa de la pequeña, pero no despreciable, probabilidad de que se halle muy cerca del núcleo. E (4s) < E (3d)

Configuraciones electrónicas Principio de mínima energía Los electrones se sitúan en los orbitales de menor energía disponibles. Existen algunas excepciones al orden indicado por el diagrama adjunto. Su incumplimiento origina una configuración excitada.

Configuraciones electrónicas Principio de exclusión de Pauli En un átomo no puede haber dos electrones con los cuatro números cuánticos iguales. Consecuencia: en un orbital sólo pueden situarse dos electrones con espines opuestos. No se puede incumplir este principio. La configuración resultante estaría prohibida.

Configuraciones electrónicas Regla de Hund Los orbitales degenerados primero se semiocupan con electrones del mismo espín y luego se completan. Su incumplimiento origina una configuración excitada. EJEMPLOS configuraciones fundamentales: Li: 3 electrones ………………… O: 8 electrones ……………….. 1s22s1 1s22s22p4