Configuración electrónica QUIMICA INDUSTRIAL Configuración electrónica PROFESORA: INES PALAPE PAVELIC

Densidad electrónica Esta probabilidad es la densidad electrónica, de modo que las regiones donde existe una alta probabilidad de encontrar al electrón, son las zonas de alta densidad electrónica

Bajo este planteamiento, los estados de energía permitidos para el electrón en el átomo (llamados orbitales y donde cada uno de ellos tiene una energía característica y una forma particular) quedan descritos por medio de cuatro números cuánticos: el principal(n), el secundario (l), el magnético (m) y el espín (s).

Teoría Cuántica Números cuánticos. Número cuántico principal (n) se relaciona directamente con la magnitud y la energía de un orbital atómico. Este número puede tener cualquier valor entero y positivo n: 1,2,3,4,....

Cuando n aumenta, también aumenta al energía y la distancia del electrón del núcleo. El valor n no es una medida de distancia ni de la energía del electrón, sino es un número entero sencillo a partir del cual se obtiene estos valores.

Número cuántico secundario o azimutal (l): A la luz de los resultados obtenidos en espectrofotometría, se postuló que las órbitas podrían ser no solo circulares sino también elípticas. Para medir la excentricidad de la órbita se define un segundo número cuántico denominado secundario o azimutal

Los valores que toma el número cuántico secundario dependen del valor de n, según l=0,1,2...(n-1). Si n = 3 entonces l toma los valores 0,1 y 2 Los valores de l tienen su equivalentes en letras, l 0 1 2 3 4 Nombre s p d f g

Orbitales s

Orbitales f

Los orbitales que tienen el mismo n, reciben el nombre de nivel o capa y los orbitales que tienen igual n y l , subnivel o subcapa. Determinemos los subniveles para los tres primeros niveles,

Número cuántico magnético ml Número cuántico magnético ml . Está relacionado con la orientación espacial del orbital . Sus valores dependen de l y puede tomar 2l + 1 valores enteros, es decir +l,.....,0,.......-l Si l = 0 entonces ml = 0 Si l = 1 entonces ml = +1, 0, -1 , de manera que el subnivel p (l=1) contiene tres orbitales que se designan como px, py, pz

Relación entre n,l y ml para n=4

Número cuántico de espín (ms) Número cuántico de espín (ms). Corresponde al giro del electrón sobre su propio eje, el cual puede tener dos sentidos, en la dirección del puntero del reloj o en el sentido contrario. El espín puede tomar valores de +1/2 y -1/2 que se simbolizan como y respectivamente

En rigor, el número cuántico de espín no deriva de la ecuación de Schrödinger sino que se introdujo para que la teoría estuviera de acuerdo con los datos experimentales

El Modelo Mecánico-Cuántico es una teoría que, hasta el momento , explica con éxito la periodicidad de los elementos químicos en la tabla periódica, así como varias propiedades químicas de los átomos.

Energía y capacidad de los 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).

4d 5s 4p 3d 4s 3p 3s 2p 2s 1s n=4 n=3 n=2 n=1 Incremento de energía Nivel principal de energía Subnivel

REGLA DE HUND

Para obtener estos valores se supone que que los números cuánticos que son válidos para el átomo de hidrógeno son válidos para los demás átomos. Así se tiene una idea de la variación de los niveles de energía. 1s<2s<2p<3s<3p<4s<3d<4p<5s<4d<5p<6s<4f<5d<6p<7s< ...........

REGLA DE LAS DIAGONALES 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d 4f 5s 5p 5d 5f 6s 6p 6d 7s 7p

El comportamiento de cada uno de los electrones queda descrito por un conjunto único de cuatro números cuánticos . Wofgang Pauli fue el primero en observar estos datos experimentales y hoy se conoce como El Principio de Exclusión de Pauli.

“Dos electrones en un átomo no pueden tener el mismo conjunto de números cuánticos”. Al menos uno de los cuatro números cuánticos debe ser diferente. Esta condición limita la capacidad de cada orbital , puesto que dos electrones en un orbital pueden tener igual n,l y ml pero deben tener diferente espín +1/2 y -1/2

Configuración electrónica de los átomos 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

Los electrones se ubican en los orbitales de menor energía. 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.

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.

Configuraciones Electrónicas de algunos átomos. Hidrógeno, H (Z=1). El único é del H se ubica en el orbital de más baja energía, sus números cuántico serán n=1, l = 0 y ml=0 . Existen dos posibilidades para el espín del é, +1/2 y -1/2 . Por convención tomaremos el valor de +1/2 La configuración para el H es 1s1

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

Principio de Aufbau Cada átomo se “construye” añadiendo el número apropiado de protones y neutrones especificados por el número atómico el el número de masa y añadiendo la cantidad de electrones necesarios en los orbitales de forma que den energía total más baja para el átomo.

Problemas resueltos Escribir la configuración electrónica para el fósforo, elemento 15 15P 1s2 2s2 2p6 3s2 3p3         

Escriba la configuración electrónica y el diagrama de orbitales para los siguientes elementos : 3Li, 11Na, 19K, 12Mg, 13Al, 14Si, 9F ,17Cl, 35Br, 18Ar. ¿Que similitud encuentra en la configuración electrónica del último nivel de energía de los átomos Li ,Na ,K y F, Cl, Br ?

Configuración electrónica de iones Ion sodio Na+ Configuración para el átomo neutro 11Na (1s22s22p63s1) Configuración para el ion Na+ 11Na+ ( 1s22s22p6) + 1e

Configuración de ion cloruro Cl- Configuración del átomo de cloro más un é 1e + Cl(1s22s22p63s23p5) Configuración electrónica del ion cloruro Cl- Cl- (1s22s22p63s23p6)

Configuración electrónica de iones Zn2+ y Sn2+ Zn(.......3s23p63d104s2) Zn2+ (.......3s23p63d10) + 2é Sn( ...4s24p64d105s25p2) Sn2+(...4s24p64d105s2) + 2é

Configuración electrónica abreviada 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.

Ejemplo 1: Escribir c.e. del 13Al El gas noble inmediatamente anterior es el neón 10Ne, luego la c.e. del Al debe ser Ne 3s23p1 Ejemplo 2: Escribir la c.e. del galio 31Ga El gas noble inmediatamente anterior es el 18Ar , luego la c.e. del galio será Ar 4s23d104p1

Series 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 constituída por Ne, Na+,Mg+2, Al+3.