CONFIGURACIÒN ELECTRÓNICA Indica la ubicación de cada uno de los electrones dentro del átomo

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Evolución de los modelos atómicos

Postulados del modelo atómico de Bohr 1. En el átomo de hidrógeno, el electrón se desplaza en una órbita circular en torno al núcleo 2. La energía del electrón permanece constante conforme el electrón se mantiene en su órbita en torno al núcleo. 3. Sólo ciertas órbitas se permiten, cada una de las cuales tienen un valor cuantizado de su momentum angular. 4. Se permiten las transiciones entre órbitas, pero sólo cuando un electrón absorbe o emite un fotón,

LIBERA ENERGÍA

Insuficiencias del modelo de Bohr El modelo atómico de Bohr funcionaba muy bien para el átomo de hidrógeno, sin embargo, en los espectros realizados para átomos de otros elementos se observaba que electrones de un mismo nivel energético tenían distinta energía, mostrando que algo andaba mal en el modelo. Su conclusión fue que dentro de un mismo nivel energético existían subniveles, es decir, energías ligeramente diferentes para un nivel energético dado.

Modelo de Schodinger Descripción Mecánico-cuántica de los átomos. En la Mecánica Cuántica se necesitan tres números cuánticos para describir la posición de los electrones alrededor del núcleo y un cuarto número cuántico que describe el comportamiento de un electrón

Números cuánticos Números que describen la distribución de los electrones en los átomos Número cuántico principal (n) “nivel” Número cuántico del momento angular (l) “forma” Número cuánico magnético (ml) “orientaciòn” Número cuántico de spín del electrón (ms) “giro”

Número cuántico principal (n) Está relacionado con la distancia promedio del electrón al núcleo en un determinado orbital Puede tomar valores enteros (1, 2, 3, etc) Cuanto más grande es el valor de n, mayor es la distancia entre un electrón en el orbital respecto del núcleo y, en consecuencia, el orbital es más grande y menos estable

Número cuántico del momento angular (l) Expresa la “forma”de los orbitales Los valores de l va desde l= 0 hasta n-1 l 0 1 2 3 4 5 Nombre del orbital s p d f g h El conjunto de orbitales que tienen el mismo valor de n se conoce como nivel o capa

Número cuántico magnético (ml) Describe la orientación del orbital en el espacio Dentro de un subnivel, el valor de ml depende del valor que tenga el número cuántico del momento angular Para cierto valor de l, existe (2l +1) valores enteros de ml : -l, (-l + 1), …, 0, (+l – 1), l El número de valores que tenga ml indica el número de orbitales presentes en un subnivel

Orbitales s Todos los orbitales s son esféricos, pero varían de tamano, éste aumenta con el número cuántico principal

Orbitales p Comienzan con el número cuántico ppal n=2 Cuando l=1, ml puede tomar valores de –1, 0 y 1; 2px, 2py y 2pz Los orbitales tienen el mismo tamano, forma y energía, solo difieren en la orientación El tamano de los orbitales umenta al aumentar n

Orbitales d El valor mínimo de n=3 Como l nunca puede ser mayor que (n-1; cuando n=3, l=2, se tienen 5 orbitales 3d. Las distintas orientaciones de los orbitales d corresponden a los distintos valores que puede tomar ml

Número cuántico de spín del e- (ms) Describe el comportamiento de un determinado electrón y completa la descripción de los e- en los átomos Toma valores +1/2 y -1/2

Números cuánticos Principal, n n = 1 – 7 Secundario, l l = 0, 1, 2, …, n-1, ( s, p, d, f) Magnético, m m varía desde –l hasta +l Spin , s sentido de giro del e

COLOCACIÓN DE LOS ELECTRONES EN UN DIAGRAMA DE ENERGÍA Se siguen los siguientes principios: Principio de mínima energía (aufbau) Principio de máxima multiplicidad (regla de Hund) Una vez colocados se cumple el principio de exclusión de Pauli. Se rellenan primero los niveles con menor energía. No se rellenan niveles superiores hasta que no estén completos los niveles inferiores. Principio de mínima energía (aufbau) Cuando un nivel electrónico tenga varios orbitales con la misma energía, los electrones se van colocando lo más desapareados posible en ese nivel electrónico. No se coloca un segundo electrón en uno de dichos orbitales hasta que todos los orbitales de dicho nivel de igual energía están semiocupados (desapareados). Principio de máxima multiplicidad (regla de Hund) Principio de exclusión de Pauli. “No puede haber dos electrones con los cuatro números cuánticos iguales en un mismo átomo”

PRINCIPIO DE EDIFICACIÓN PROGRESIVA O REGLA DE AUF – BAU. Este principio establece que al realizar la configuración electrónica de un átomo cada electrón ocupará el orbital disponible de mínima energía

COLOCACIÓN DE LOS ELECTRONES EN UN DIAGRAMA DE ENERGÍA Se siguen los siguientes principios: Principio de mínima energía (aufbau) Principio de máxima multiplicidad (regla de Hund) Una vez colocados se cumple el principio de exclusión de Pauli. Se rellenan primero los niveles con menor energía. No se rellenan niveles superiores hasta que no estén completos los niveles inferiores. Principio de mínima energía (aufbau) Cuando un nivel electrónico tenga varios orbitales con la misma energía, los electrones se van colocando lo más desapareados posible en ese nivel electrónico. No se coloca un segundo electrón en uno de dichos orbitales hasta que todos los orbitales de dicho nivel de igual energía están semiocupados (desapareados). Principio de máxima multiplicidad (regla de Hund) Principio de exclusión de Pauli. “No puede haber dos electrones con los cuatro números cuánticos iguales en un mismo átomo”

n = ; l = ; m = ; s = n = 4; l = 1; m = – 1; s = – ½ 2 p 3 p 4 f Energía 4 s 4 p 3 d 5 s 5 p 4 d 6s 6 p 5 d n = ; l = ; m = ; s = ORDEN EN QUE SE RELLENAN LOS ORBITALES n = 4; l = 1; m = – 1; s = – ½ n = 4; l = 1; m = 0; s = – ½ n = 4; l = 1; m = + 1; s = – ½ n = 4; l = 1; m = – 1; s = + ½ n = 4; l = 1; m = 0; s = + ½ n = 4; l = 1; m = + 1; s = + ½ n = 3; l = 2; m = + 1; s = – ½ n = 3; l = 2; m = 0; s = – ½ n = 3; l = 2; m = – 1; s = – ½ n = 3; l = 2; m = – 2; s = – ½ n = 3; l = 2; m = + 2; s = – ½ n = 3; l = 2; m = + 2; s = + ½ n = 3; l = 2; m = + 1; s = + ½ n = 3; l = 2; m = 0; s = + ½ n = 3; l = 2; m = – 1; s = + ½ n = 3; l = 2; m = – 2; s = + ½ n = 4; l = 0; m = 0; s = – ½ n = 4; l = 0; m = 0; s = + ½ n = 3; l = 1; m = – 1; s = – ½ n = 3; l = 1; m = 0; s = – ½ n = 3; l = 1; m = + 1; s = – ½ n = 3; l = 1; m = – 1; s = + ½ n = 3; l = 1; m = 0; s = + ½ n = 3; l = 1; m = + 1; s = + ½ n = 3; l = 0; m = 0; s = – ½ n = 3; l = 0; m = 0; s = + ½ n = 2; l = 1; m = – 1; s = – ½ n = 2; l = 1; m = 0; s = – ½ n = 2; l = 1; m = + 1; s = – ½ n = 2; l = 1; m = – 1; s = + ½ n = 2; l = 1; m = + 1; s = + ½ n = 2; l = 1; m = 0; s = + ½ n = 2; l = 0; m = 0; s = – ½ n = 2; l = 0; m = 0; s = + ½ n = 1; l = 0; m = 0; s = – ½ n = 1; l = 0; m = 0; s = + ½

COLOCACIÓN DE LOS ELECTRONES EN UN DIAGRAMA DE ENERGÍA Se siguen los siguientes principios: Principio de mínima energía (aufbau) Principio de máxima multiplicidad (regla de Hund) Una vez colocados se cumple el principio de exclusión de Pauli. Se rellenan primero los niveles con menor energía. No se rellenan niveles superiores hasta que no estén completos los niveles inferiores. Principio de mínima energía (aufbau) Cuando un nivel electrónico tenga varios orbitales con la misma energía, los electrones se van colocando lo más desapareados posible en ese nivel electrónico. No se coloca un segundo electrón en uno de dichos orbitales hasta que todos los orbitales de dicho nivel de igual energía están semiocupados (desapareados). Principio de máxima multiplicidad (regla de Hund) Principio de exclusión de Pauli. “No puede haber dos electrones con los cuatro números cuánticos iguales en un mismo átomo”

Estructura electrónica de átomos multielectrónicos El máximo número de electrones en cada nivel está definido por los diferentes números cuánticos principales de acuerdo al principio de exclusión de Pauli, 2n2.