“ 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

CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA

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.

Números cuánticosLas soluciones de la ecuación de onda depende de cuatro parámetros, n, l, m l 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.

n l m s1s 1 0 0 1/22s 2 0 0 1/22p 2 1 –1,0,1 1/23s 3 0 0 1/23p 3 1 –1,0,1 1/23d 3 2 –2, –1,0,1,2 1/24s 4 0 0 1/24p 4 1 –1,0,1 1/24d 4 2 –2, –1,0,1,2 1/24f 4 3 –3,–2, –1,0,1,2,3 1/2

SUBNIVELES DE ENERGÍA

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:

SUBNIVEL NOMBRECARACTERÍSTICA

DEL ESPECTRO

s SharpNítidas pero de poca

intensidad

p Principal Líneas intensas

d Difuso Líneas difusas

f Fundamental Líneas frecuentes

• Dentro de cada nivel ,existen además subniveles u orbitales con probabilidad de encontrarnos electrones.

NivelMax de

e- Subnivel u orbitales Max de e-

1 2 s 22

2 8s 22

p 66

3 18

s 22

p 66

d 1010

4 32

s 22

p 66

d 1010

f 1414

5 32

s 22

p 66

d 1010

f 1414

6 18

s 22

p 66

d 1010

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 exclusión de Pauli

Principio de máxima multiplicidad de Hund

Principio de mínima energía o Aufbau

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

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:

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 7s6s5s

2p 3p 4p 7p6p5p

3d 4d 6d5d

4f 5f

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).

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.

PROPIEDADES

MAGNÉTICAS

Si la molécula tiene electrones desapareados paramagnética.

Si la molécula no tiene electrones desapareados diamagnética.

Configuración electrónica

Configuración Global 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

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

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)

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

Configuración electrónica del

oxígeno (8O)

8O = 1S22S22P4

# de electronesTotal de e = 2 + 2 + 4 = 8

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