Configuración Electrónica
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Este documento presenta información sobre la configuración electrónica de los átomos. Explica los números cuánticos y sus relaciones con las características de los electrones y orbitales atómicos. También describe los principios de Aufbau, Pauli y Hund que gobiernan cómo los electrones se distribuyen en los niveles y orbitales de energía de menor a mayor en los átomos. Finalmente, muestra ejemplos de cómo escribir las configuraciones electrónicas globales y detalladas por orbital para diferentes elementos.
![Configuración Global
Externa
En la configuración global externa se indica en un
corchete el gas noble anterior. Esta estructura es
muy útil cuando se desea tomar en cuenta sólo los
electrones más externos.
Z= 6 Carbono [He] 2s2 2p2
Z = 8 Oxígeno [He] 2s2 2p4](https://image.slidesharecdn.com/configuracionelectronica-141210234652-conversion-gate01/85/Configuracion-Electronica-17-320.jpg)
Configuración Electrónica
- 1. “ AÑO DE LA PROMOCIÓN DE LA INDUSTRIA RESPONSABLE Y COMPROMISO CLIMÁTICO” • INSTITUCIÓN EDUCATIVA PÚBLICA: “ARGENTINA” • ÁREA CURRICULAR: CIENCIA, TECNOLÓGIA Y AMBIENTE • DOCENTE: CORNELIO GONZALES TORRES . TEMA: CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA • GRADO Y SECCIÓN: 3º ‘’C’’ • ALUMNAS: -JULIET HIDALGO VELÁSQUEZ - VALERIA YZAGUIRRE TORRES LIMA-PERÚ 2014
- 3. Los sistemas de baja energía son más estables . . . . . . . . Los electrones en un átomo tienden a asumir el ordenamiento que le confiera al átomo la menor energía posible y la mayor estabilidad.
- 4. Números cuánticos Las soluciones de la ecuación de onda depende de cuatro parámetros, n, l, ml y s. n Número cuántico principal (n = 1, 2, 3, …) l Número cuántico secundario (m = 0, 1, … (n-1)) ml Número cuántico magnético (ml = -1, 0, + 1) s Número cuántico de spin ( s = +/- ½ ) El número cuántico principal está relacionado con el tamaño del orbital y el valor de la energía. El número cuántico secundario esta relacionado con la forma del orbital, con el momento angular y con la energía del orbital. Se le asignan las letras: l = 0 s (sharp, definido); l = 1 p (principal); l = 2 d (difuso); l =3 f (fundamental). El número cuántico magnético está relacionado con la orientación del orbital en el espacio. El número cuántico de spin está relacionado con la rotación sobre su eje del electrón, generando un campo magnético con dos posibles orientaciones según el giro.
- 5. n l m s 1s 1 0 0 ±1/2 2s 2 0 0 ±1/2 2p 2 1 –1,0,1 ±1/2 3s 3 0 0 ±1/2 3p 3 1 –1,0,1 ±1/2 3d 3 2 –2, –1,0,1,2 ±1/2 4s 4 0 0 ±1/2 4p 4 1 –1,0,1 ±1/2 4d 4 2 –2, –1,0,1,2 ±1/2 4f 4 3 –3,–2, –1,0,1,2,3 ±1/2
- 6. SUBNIVELES DE ENERGÍA SUBNIVEL NOMBRE CARACTERÍSTICA DEL ESPECTRO s Sharp Nítidas pero de poca intensidad p Principal Líneas intensas d Difuso Líneas difusas f Fundamental Líneas frecuentes Son regiones más pequeñas, más angostas donde se localizan los electrones. Son parte de los niveles de energía y son nombrados según la característica de las líneas espectrales de la emisión atómica Se llaman también número quántico secundario o azimutal. Se representa con la letra l Son 4 los subniveles:
- 7. • Dentro de cada nivel ,existen además subniveles u orbitales con probabilidad de encontrarnos electrones. Nivel Max de e- Subnivel u orbitales Max de e- 1 2 s 22 2 8 s 22 p 66 3 18 s 22 p 66 d 1100 4 32 s 22 p 66 d 1100 f 1144 5 32 s 22 p 66 d 1100 f 1144 6 18 s 22 p 66 d 1100
- 8. Configuración electrónica de los átomos La distribución de los electrones de un átomo en orbitales recibe el nombre de configuración electrónica. Cuando ésta es la de menor energía se trata de la configuración electrónica fundamental. En cualquier otra configuración electrónica permitida con un contenido energético mayor del fundamental se dice que el átomo está excitado. La configuración electrónica fundamental se obtiene a partir de tres reglas: Principio de mínima energía o Aufbau Principio de máxima multiplicidad de Hund Principio de exclusión de Pauli
- 9. Escribiendo configuraciones electrónicas Para escribir la configuración electrónica de un átomo es necesario: Saber el número de electrones que el átomo tiene; basta conocer el número atómico (Z) del átomo en la tabla periódica. Recuerda que el número de electrones en un átomo neutro es igual al número atómico (Z = p+). Ubicar los electrones en cada uno de los niveles de energía, comenzando desde el nivel más cercano al núcleo (n = 1). Respetar la capacidad máxima de cada subnivel, así: S= 2e; P= 6e; d= 10e y f= 14e
- 10. Principio de construcción o Aufbau Este principio considera inicialmente un núcleo de número atómico Z, y en cuyo entorno deben ubicarse Z cantidad de electrones, si se trata de un átomo neutro. El principio de Aufbau se descompone a su vez en tres principios básicos que son los siguientes:
- 11. REGLA DE MOELLER Esquema simplificado que ayuda a ubicar los electrones en niveles y subniveles en orden de energía creciente. Se le conoce también como la regla de SARRUS y comúnmente denominada “regla del serrucho” 1s 2s 3s 4s 5s 6s 7s 2p 3p 4p 5p 6p 7p 3d 4d 5d 6d 4f 5f
- 12. Principio de exclusión de Pauli “En un átomo no pueden existir 2 electrones con los 4 números cuantiaos iguales al menos deben diferenciar en uno de ellos” En consecuencia, en un orbital (definido por n, l y m) solo puede haber dos electrones (uno con espín s = + ½ y otro con s = -1/2).
- 13. Principio de máxima multiplicidad (regla de Hund) Ningún orbital de un mismo subnivel puede contener dos electrones antes que los demás contengan por lo menos uno. Cuando un nivel electrónico tenga varios orbitales con la misma energía, los electrones se van colocando desapareados en ese nivel electrónico. No se coloca un segundo electrón en uno de dichos orbitales hasta que todos los orbitales de dicho nivel isoenergético están semiocupados.
- 14. PROPIEDAD ES MAGNÉTICA S Si la molécula tiene electrones desapareados Þ paramagnética. Si la molécula no tiene electrones desapareados Þ diamagnética.
- 16. Conf i gurac i ón Gl obal La configuración global dispone los electrones según las capacidades totales de los niveles y subniveles de energía. Ejemplos: Z = 6 1s2 2s2 2p2 6 electrones = ( 2 + 2 + 2) Carbono Z = 8 1s2 2s2 2p4 8 electrones = ( 2 + 2 + 4) Oxígeno
- 17. Configuración Global Externa En la configuración global externa se indica en un corchete el gas noble anterior. Esta estructura es muy útil cuando se desea tomar en cuenta sólo los electrones más externos. Z= 6 Carbono [He] 2s2 2p2 Z = 8 Oxígeno [He] 2s2 2p4
- 18. Configuración electrónica detallada por orbital En esta configuración se indica cuantos electrones se ubican específicamente en cada uno de los orbitales y niveles de energía del átomo. Ejemplos: Z = 6 1s2 2s2 2px12py1 2pz 6 electrones (2 + 2+ 1 +1) Z = 8 1s2 2s2 2px2 2py1 2pz1 8 electrones (2 + 2+ 2 +1+ 1)
- 19. DIAGRAMA DE ORBITALES En los diagramas de orbitales se aprecia claramente el spin del electrón que entra a cada orbital. Cuando los electrones entran en orbitales del mismo tipo (orbitales p, d o f) lo hacen según la regla de máxima multiplicidad. En este sistema se simbolizan los electrones dentro de cada orbital y se indica con flechas hacia arriba o hacia abajo el spin del electrón. Z = 6 1s2 2s2 2p2 •Z = 8 1s2 2s2 2p4
- 20. Configuración electrónica del oxígeno (8O) # de electrones 8O = 1S22S22P4 Total de e- = 2 + 2 + 4 = 8 20
- 21. GRACIAS