Energía y capacidad de los orbitales atómicos

Presentación del tema: "Energía y capacidad de los orbitales atómicos"— Transcripción de la presentación:

1 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).

2 Variación de los Niveles de Energía
1s<2s<2p<3s<3p<4s<3d<4p<5s<4d<5p<6s<4f<5d<6p<7s<

3 NIVELES

4 Configuración Electrónica de los Atomos
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

5 Configuración electrónica y la tabla periódica
Representativos Grupo IA ns1 Grupo IIA ns2 Grupo IIIA ns2 np1 Grupo IVA ns2 np2 Grupo VA ns2 np3 Grupo VIA ns2 np4 Grupo VIIA ns2 np5 Elementos de transición ns2 ( n-1) dx x: 1 a 10 Elementos de transición interna ns2 ( n-1) d0 (n-2) fx x: 1 a 14 Gases nobles ns2 np6

6 ¿Cuantos electrones se ubican en un orbital?
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.

7 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.

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9 Representación en Diagrama de Orbitales
Una forma de sencilla de representar las configuraciones es a través de diagrama de orbitales donde cada cuadrado representa a un orbital. 1H s1 2He 1s2 3Li 1s22s1

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11 Orbitales s

12 Orbitales p

13 ORBITALES d

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15 Sustancias Para y Diamagnéticas
Un electrón tiene un espín que genera un momento magnético, es decir se comporta como un pequeño imán . Cuando un átomo tiene é desapareados la sustancia es paramagnética y cuando todos los é de un átomo están apareados , los momentos magnéticos de los é se cancelan unos con otros y la sustancia es diamagnética.

16 Las sustancias paramagnéticas son atraídas por un campo magnético , las sustancias que tienen electrones no apareados son paramagnéticas.

17 Las sustancias diamagnéticas son débilmente repelidas por un campo magnético. Un material es diamagnético si todos los electrones están apareados

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19 Configuración electrónica de iones
Ion sodio Na+ Configuración para el átomo neutro 11Na (1s22s22p63s1) Configuración para el ion Na+ 11Na+ ( 1s22s23p6) + 1e

20 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.

21 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.