UNIDAD II

ESTRUCTURA ATÓMICA

ÁTOMOS, MOLÉCULAS E IONES

EL ÁTOMO.- Es la partícula más simple de un elemento químico que conserva las

propiedades de el, por lo general un átomo esta formado por una serie de partículas

fundamentales como son: Electrones, Protones, Neutrones. Que en su conjunto tienen

cargas positivas, negativas y neutras respectivamente en la distribución los protones y

neutrones se ubica en el núcleo y los electrones se ubican en las órbitas atómicas llamados

también NUBE ELECTRÓNICA.

A continuación algunos detalles de ciertas características de las partículas:

PARTÍCULAS SÍMBOLO MASA ATÓMICA

RELATIVA

CARGA

RELATIVA

COULUMBIOS (C) unidad eléctrica

para medir la carga

Protones p+

1.00783 uma +1 +1.6 x 10-19

Electrones e- 1.00867 uma -1 -1.6 x 10

-19

Neutrones nº 0.30055 uma 0 0

Con relación al diámetro del núcleo del átomo los valores promedios corresponden a:

10-2

cm (10-4

Aº) y 10-8

cm (1 Aº)

El átomo con relación a cualquier elemento químico es eléctricamente neutro, lo que quiere

decir que el número de protones es igual al número de electrones.

Número Atómico (Z).- representa el número de partículas positivas o el número de

protones ubicados en el núcleo.

Todos los átomos que constituyen un elemento químico determinado tiene el mismo

número atómico por ejemplo:

El átomo de Bario de #atómico 56 (Z),

Número de protones = 56 átomos de Bario.

Número de Masa o Peso Atómico (A).-Representa la sumatoria de partículas positivas y

neutras ubicadas en el núcleo.

A = Z + nº

# nº = A – Z

Ejercicios de Aplicación:

Calcular el número de electrones, el número de protones y el número de neutrones para los

siguientes elementos:

K, Cr, Co, Zn

K = Potasio

Z = 19

Z = #P+ = #At = 19

A = Z + N

N = A – Z

N = A – Z+

nº = 39 – 19

nº = 20

Cr = Cromo

Z = 24

Z = #P+ = #At = 24

#P+ = #e

-

24 = 24

nº = A – Z

nº = 51.49 – 24

nº = 29.6 ≡ 27

Co = Cobalto

Z = 27

Z = #P+ = #At = 27

#P+ = #e

-

24 = 24

nº = A – Z

nº = 59.3 – 27

nº = 31.9 ≡ 32

Zn = Zinc

Z = 30

Z = #P+ = #At = 30

#P+ = #e

-

30 = 30

nº = A – Z

nº = 65-30

nº = 35

u.m.a en lugar de gramos utilizamos la unidad de masa atómica (u.m.a) y es igual a 1.66053

x 10-24

gr.

PESO ATÓMICO

La masa atómica se considera de 2 tipos:

Masa Atómica Absoluta.- Es el peso real de un átomo cualquiera determinado por algún

método físico de pesaje. Por ejemplo para el átomo de Hidrógeno su masa atómica es:

H = 1.6 x 10-24

gr de masa atómica absoluta

H = 1.0079 u.m.a. masa atómica neutra

Masa Atómica Relativa.- Representa el peso de un átomo cualquiera tomando en

referencia al isótopo más común del átomo de Carbono; a este isótopo se le asigna

convencionalmente el valor de 12 unidades de masa atómica (u.m.a.), para el siguiente

ejemplo se interpretan de la siguiente manera:

Por definición

C 12 1 uma = (1/12.0) uma

u.m.a. por definición de la masa del átomo de carbono

Valor asignado convencionalmente

A = 12.011 u.m.a.

Por definición

Isótopos.- Son grupos atómicos que pertenecen al mismo elemento químico que poseen

propiedades físicas y químicas semejantes e igual número atómico pero difieren en sus

masas atómicas por ejemplo:

El átomo de O ISÓTOPO % abundancia

En mezcla natural posee 8

O uma 99.7%

16

8

O uma 0.037%

17

8

O uma 0.204%

18

Isóbaros.- Son grupos atómicos que tienen igual número de masa atómica pero difieren en

las propiedades físicas y químicas en el número atómico por ejemplo:

Hidrógeno # de p+ # de e

- #nº % de abundancia

Proteo 1H 1.008 1 1 0 99.985%

Deuterio 2H 1.009 1 1 1 0.015%

Tritio 3H 1.008 1 1 2 0%

EL ÁTOMO NUCLEAR.- La actividad llevada a cabo por químicos y físicos del siglo

XIX no comprobaron la existencia del átomo pues las evidencias que proporcionaban eran

solamente de tipo indirectas, aunque procesadas adecuadamente.

Los resultados experimentales coincidían con la teoría atómica del átomo (1.813), en

conclusión este trabajo conjunto fue suficientemente convincente como para poner en tela

de duda, por los investigadores del siglo XX en torno a la estructura atómica de la materia.

Con estos antecedentes se describe los diferentes modelos atómicos que pueden

considerarse como aportes importantes a definir el modelo actual del átomo.

El Átomo o Modelo Nuclear (J.J Thomson 1987).- Constituye una de las primeras teorías

en la que se propuso que el átomo es una masa con carga positiva, con

electronesesparcidospor todo el átomo y lo más separados posibles entre ellos.

12 u.m.a. 1 átomo

O

A=16 u.m.a.

Z=80

Esta teoría es la que conocemos como el pudín de pasas, en la cual el pudín es la masa con

la carga positiva y las pasas representan los electrones.

Masa con car Masa con carga positiva (núcleo del átomo)

Modelo Atómico (Ernest Rutherford1.911).- Este modelo se encuentra basado en su

propio experimento que consistía en haber hecho pasar partículas con cargas positivas por

una lámina metálica delgada de Oro, Rutherford propuso un modelo planetario o lunar para

el átomo, en el cual la parte positiva llamada núcleo esta en el centro del átomo y los

electrones son considerados como si estuvieran girando alrededor.

Sin embargo existieron dificultades con este modelo atómico como por ejemplo: el hecho

de que los electrones no daban con un espectro de luz continua, cuando se los permitía

regresar a su estado original, después de haber pasado por un estado excitado.

En el átomo se distinguen dos estados fundamentales que son:

Estado Normal o Basal.- Representa aquel estado en que los electrones correspondientes a

los diferentes orbitales se ubican en ciertos niveles de energía, con la particularidad de que

estos niveles están muy cercanos al núcleo.

e-

e-

e-

p+

e-

e-

e-

Pp

pp

ptd

gd

p+

Núcleo de carga

positiva (p+)

P+

E1 E2 E3 . . . . . En

Relación de Energía E1< E2< E3 . . . . . < En

Estado Excitado.- Representa aquel estado cuando por alguna razón los electrones ocupan

niveles superiores o inferiores de energía, a través de los saltos de electrones produciendo

una absorción o emisión de energía respectivamente.

Tomando en referencia al estado excitado del átomo el origen del término “ESPECTRO

ATÓMICO” se establece de la siguiente forma:

Estado

Normal

del

Átomo

Estado

Excitado

de Átomo

Salto nivel superior

Absorción de energía

Salto nivel inferior

Emisión de energía

Espectro atómico

Secuencia del

fenómeno físico

para el espectro

atómico.

Átomo

Estado

excitado

Emite

radiación

Átomo

Estado

normal

Al retractarse la

radiación emitida

produce

espectros

característicos de

la especie

atómica.

El registro de esta información representa el espectro atómico.

Característicasdel Espectro Atómico.- El estudio de los espectros atómicos es muy

importante para indicar el comportamiento de los electrones en el átomo; en este contexto

sus características corresponden a:

1. El espectro atómico consta de un grupo de líneas finas.

2. Cada línea corresponde a una frecuencia definida (υ).

3. La frecuencia de la radiación emitida por un átomo es una medida del cambio energético

que experimenta los electrones en dicho átomo.

La relación entre el cambio de energía y la frecuencia este dado por la ecuación de

PLANK de la siguiente forma:

∆ E = h * υ(nu)

Donde:

∆ E = Es el cambio de energía

h = Es la constante de PLANK

υ = Es la frecuencia.

Para un elemento determinado del espectro atómico aparece en grupos o series diferentes

con ciertas denominaciones, tal es el caso por ejemplo del elemento Hidrógeno.

ESPECTRO ATÓMICO DEL ELEMENTO HIDRÓGENO.

Serie de Pachel serie de Balmor Serie de Lyman

Región infra-roja Región visible Región ultravioleta

Modelo Atómico de Neil Bohr (1913).- Su modelo hace referencia a la propuesta de que

los electrones en un átomo podían estar solamente en ciertas órbitas o niveles de energía

alrededor del núcleo en este contexto proponía que la energía de los electrones es

cuantizadas y que puede perderse o ganarse energía (absorción o emisión de energía)

únicamente en cantidades discretas.

Salto Electrónico

Estado

estacionario

Esta teoría en la interpretación hace una analogía al hecho

de que compara con una escalera donde una persona puede

trepar de un escalón a un escalón y no podría trepar de una

posición inicial a otra posición mayor.

)1(

23

12

nn EEE

EEE

EEE

. Discreta.

21

13

nn EEE

EEE

No factible

MODELO ACTUAL DEL ÁTOMO

Antecedentes.- El perfeccionamiento de la teoría y modelo atómico propuesto por Bhor

desde 1920 – 1930 condujo al desarrollo de la teoría moderna sobre la estructura atómica la

cual se basa en la mecánica cuántica o mecánica ondulatoria, esta es una descripción

matemática de las leyes del movimiento ya que se aplica a partículas pequeñas como los

electrones los cuales poseen propiedades tanto de partículas como de ondas.

A más de lo indicado esta teoría indica puntualizar lo siguiente:

1. Permite el cálculo matemático de le energía de cada electrón en un átomo, establece

que los electrones ocupan varios niveles de energía en torno al núcleo.

2. Cada nivel de energía posee uno o más subniveles de energía y además cada subnivel

de energía posee un conjunto de uno o más orbitales.

Cantidad de energía

que puede ganar o

perder e

e e

Factible – Experimentalmente

12 EEE

Núcleo Orb. Orb.2 Orb.……Orb.

E1 E2 E3……En

3. Finalmente la mecánica cuántica establece el límite en el número de electrones que

puede ocupar cualquier nivel de energía determinado. En este contexto los trabajos de

mayor importancia y que sirven de fundamento teórico para establecer el modelo actual

se detalla a continuación de la siguiente forma:

Teoría de Onda de Maxwell (1964).

Cuando un grupo de partículas cargadas eléctricamente se mueven unas con respecto a

otros se generaban campos eléctricos y campos magnéticos que se propagan en el medio

ambiente, esta forma de propagación se denomina ONDA, los campos electromagnéticos

tienen su propia energía y resulta que la ONDA sirve de medio para su propagación,

transmisión, o distancia.

Esta transmisión de energía se denomina radiación electromagnética, que representado

gráficamente a través de una ecuación de estado tiene el siguiente alcance:

C = .υ

C = Es la velocidad de la radiación electromagnética.

= Es la longitud de onda (distancia entre dos puntos máximos o mínimos de la trayectoria

de onda).

υ = Es la frecuencia (representa el número de crestas por el tiempo)

Ejemplo: 20 crestas en 60 segundos.

Tomando como referencia la trayectoria de ONDA seguida por una partícula cargada,

Maxwell estableció que: la velocidad con que se propaga una radiación

electromagnética es igual al producto de las longitudes de ONDA por la frecuencia de

las mismas, matemáticamente se tiene la siguiente ecuación:

C = λ * υ

cresta

cresta cresta

cresta

cresta

Partícula

cargada

eléctricamente

Plano de las X es

perpendicular

Teoría Cuántica de Max Plank (1901).- A este físico correspondió la postulación de la

teoría cuántica que durante el siglo XIX contribuyó a solucionar problemas de la física.

Esta teoría explica la interacción que existe entre la radiación y la materia, afirmando que la

energía radiante producida por un cuerpo negro se comporta como si estuviera constituido

por pequeñas cantidades, unidades o paquetes denominados (CUANTOS). Un cuanto es la

unidad más pequeña de energía, en general la cantidad de energía asociada a un cuanto de

radiación electromagnética se expresa a través de la siguiente ecuación:

FrecuenciaV

SgErgxPlanckdeteconslaEs

cuantoconasociadoenergíadeCambioE

vhE

)1063.6(tan

""

.

27

Cuerpo negro

Fuente de emisión

Las ecuaciones de estado planteadas en la teoría de onda de (Maxwell), y la teoría cuántica

de (PLANK), se establece una relación de la siguiente forma:

Reemplazando en la ecuación de ∆ε se tiene:

Ecuación que relaciona la teoría de onda y cuántica.

HIPÓTESIS DE LUIS BROGLIE (1924).- La teoría de Bohr a esta altura del tiempo se

le consideraba inconsistente ya que no permitió explicar algunos fenómenos físicos del

átomo y esto se debe a la hipótesis de BROGLIE que afirma:

“QUE LOS ELECTRONES DEBEN TENER PROPIEDADES QUE SE SUBORDINAN A DOS

CONDICIONES”

1. La teoría de la onda de Maxwell.

C = λ * υ

Teoría de onda

∆ε = hυ Teoría cuántica

υ = C/ λ

∆ε = h*C

λ

Radiación electromagnética

Cuanto

2. A la teoría cuántica ∆ε = h *υ y la relativa ∆ε = hυ =mc2

Donde:

m = es la masa del electrón e1-

C = es la velocidad de la luz (e1-

)

Según Broglie un electrón se mueve en el espacio con una longitud de onda que responde a

las siguientes características:

De la ecuación de Maxwell despejamos λ

C = λυ

υ = C / λ reemplazamos en la ecuación de Max – Plank y tenemos: ∆ε = (h*c)/ λ

Si nosotros sabemos que:

∆ε = h * υ = m*C2 ∆ε = (h*C)/ λ

Entonces tenemos:

(h*C)/ λ = m*C2 despejamos λ

λ = h/ (m*C) Esta ecuación demuestra la hipótesis de Luis - Broglie

Principio de Incertidumbre W. Heinsimberg.- A este investigador le correspondió

formular el principio de incertidumbre que afirma que:

“NO SE PUEDE CONOCER SIMULTÁNEAMENTE LA VELOCIDAD EN POSICIÓN DE UN

ELECTRÓN CON LA UBICACIÓN EXACTA PARA TRAZAR SU TRAYECTORIA EN UN

DETERMINADO NIVEL DE ENERGÍA ES DECIR, NO SE PUEDE ESTABLECER A priori LAS

CONDICIONES DE POSICIÓN Y VELOCIDAD PERO SI ES POSIBLE MEDIR LA

PROBABILIDAD DE ENCONTRAR UN ELECTRÓN DE UN INSTANTE DADO PARA UN PUNTO

DETERMINADO PARA UN NIVEL DE ENERGÍA.”

Ejemplo para el átomo de He. Este contexto si bien no se traza la trayectoria de un electrón,

pero a través de la ecuación de SCHǑHDINGER, se puede situar una región del espacio

C = h * υ

υ= C/λ

alrededor del núcleo donde la probabilidad de encontrar un electrón es considerado, esta

región se denomina “ORBITAL ATÓMICO”.

Ejemplo para el átomo de He

e Ejemplo: 2 Hl

Zona de probabilidad de encontrar

Ecuación de Onda de Schodinger 1926.-Fórmula la ecuación matemática llamada

ecuación de onda a base de la mecánica cuántica que relaciona las longitudes de onda

asociadas a las partículas y a sus energías (E1, E2, E3,..., En). El estado de una partícula se

describe mediante la función de onda . Que obedece a la ecuación de SCHODINGER. Para

el átomo de Hidrógeno tenemos:

2Ψ +

2Ψ +

2Ψ + 8

2m (Et – Epo)

x2

y2 z

2 h

2

= 0

Donde:

= Es la función de onda

x,y,z = Son las coordenadas del espacio tridimensional

m = Masa de la partícula.

h = Es la constante de Planck

Et – Epo = Es la energía total y potencial de una partícula

Epo = Energía potencial de una partícula.

Esta ecuación manifiesta la naturaleza corpuscular y ondulatoria de un electrón.

Et = Ec + Epo

NÚMEROS CUÁNTICOS Y ORBITALES.

1s

2P+

Posición Átomo –

He-normal

No factible

e-

Zona de probabilidad de encontrar un

electrón. Factible orbital atómico..

2s 2p

3s 3p 3d

4s 4p 4d 4f

5s 5p 5d 5f

6s 6p 6d 6f

7s 7p 7d 7f

Es la parte más importante de la mecánica cuántica es el de haber explicado la trayectoria

de un electrón mediante los números cuánticos y orbitales. La solución completa de la

mecánica cuántica al problema del átomo de hidrógeno, proporciona un conjunto de

funciones de onda y otra energía.

Pero cada solución satisface la ecuación de SCHODINGER. Las funciones de onda ( )

permitidas para el átomo de hidrógeno se llaman orbitales caracterizados por una forma y

energía específica. El modelo de la mecánica cuántica utiliza tres números cuánticos para

describir un orbital, siendo importante también la descripción del número cuántico del

espin que se adiciona a las tres anteriores y en este contexto los números cuanticos son los

siguientes:

Número Cuántico Principal (n).- Este número cuántico representa el nivel de energía

principal o capa principal e indica la distancia media de los electrones con relación al

núcleo. Su intervalo de variación corresponde a:

# Max e-

es

n = 1, 2, 3,4………………+

El número máximo de electrones para la capa o nivel de energía principal esta dado por:

2n2

En resumen el número máximo de electrones en función del número cuántico principal y la

representación del nivel o capa principal de energía, se puede expresar como:

N 1 2 3 4 5 6 7

Capa o nivel principal K L M N O P Q

Número máximo de electrones

2n2

2 8 18 32 50 72 98

Nivel de Energía: Representa la nube electrónica de la carga negativa esparcida en

una región determinada del espacio.

Orbital: Un orbital representa una región en el espacio con una forma específica,

donde es probable encontrar el par de electrones.

Número Cuántico Secundario o Azimutal ( ).- Este número cuántico define la forma del

orbital en el cual se mueve el electrón, su variación corresponde a:

l = 0, 1, 2, 3, 4,…………. (n - ).

El valor de para un orbital en particular se designa y con las letras s, p, d, f, que

corresponden a las palabras: sharp, principal, difusa, fundamental: las cuales se utilizaron

para describir ciertos aspectos del espectro atómico en los átomos (multi–electrones, antes

del desarrollo de la mecánica cuántica).

De acuerdo al principio que gobierna el arreglo de los electrones, es decir de acuerdo al

principio de exclusión de PAULI, el número máximo de electrones para cada subnivel de

energía se expresa como:

Máximo de electrones en cada orbital es de 2 ℮- así tenemos lo siguiente:

s 1 1 x 2 = 2℮-

p 3 3 x 2 = 6℮-

d 5 5 x 2 = 10℮-

f 7 7 x 2 = 14℮-

# de Orbitales# max ℮-

1 3 5 7

S = 2 p = 6 d = 10 f = 7

En resumen el número cuántico secundario (1) representado por los subniveles de energía s,

p, d, f, y el número máximo de electrones permisibles de cada electrón en cada subnivel se

da de la siguiente manera:

Sharp

Principal

Difusa

Fundamental Sharp

Principal

Fundamental

Difusa

Nivel principal n 1, 2, 3, 4………….+

Subnivel de energía 1 0, 1, 2, 3,……….... (n - 1)

s, sp, spd, spdf.

Número Cuántico Magnético (ml).- Este número cuántico describe la orientación en el

espacio del orbital (campo electromagnético) su variación corresponde a:

-m ………………………-2, -1, 0, 1, 2…………………………..+m

Número Cuántico de Espin (ms).- El movimiento de los electrones en sus propios ejes el

cual por combinación se le ha asignado un movimiento horario y antihorario.

Su variación corresponde a:

ms +1/2

(Movimiento hacia la derecha)

ms -1/2

(Movimiento hacia la izquierda)

El movimiento horario y antihorario asignado a un electrón se puede expresar como:

RELACIÓN ENTRE LOS NÚMEROS CUÁNTICOS.- De la información recopilada a

través de las definiciones de intervalos de variación de los números cuánticos; podemos

establecer esa tabla comparativa de sus relaciones no sin antes indicar dos aspectos que

deben ser tomados en cuenta para la estructuración de la tabla de relaciones entre los

números cuánticos.

1) Cada capa o nivel de energía es dividido en subniveles de energía, pero que en

conjunto es igual al número cuántico principal (n)

2) Cada subcapa o subnivel de energía esta dividida en ( subcapas o subniveles de

energía, pero que en conjunto es igual al número cuántico) por orbital tomando en

cuenta la siguiente distribución:

Subnivel s = 1 orbital

Subnivel p = 3 orbitales

Explicación.- Los electrones se

comportan como si giraran alrededor

de un eje que pasa por su centro, las

dos direcciones permitidas para el

SPIN corresponde a los valores de

+1/2 y -1/2 indicado anteriormente.

e-

- ½

e-

+ ½

Subnivel d = 5 orbitales

Subnivel f = 7 orbitales

Con estos antecedentes la conformación de la tabla que involucra las relaciones entre

numerales cuánticos es la siguiente:

TABLA DE RELACIONES

n m subcapa o subnivel ms № de orbitales

de energía. № de spin por cada subnivel

de energía.

1 0 0 1 s2 +1/2-1/2 1 x 2 = 2

2 0 0 2 s2

+1/2-1/2 1 4 x 2 = 8

1 -1

0 2p6

+1/2 -1/2 3

+1

3 0 0 3 s2

+1/2 -1/2 1

1 - 1

0 3p6 +1/2 -1/2 3 9 x 2 = 18

+1

2 - 2 +1/2 -1/2

- 1

0 3d10

+1/2 -1/2 5

1

2

4 0 0 1

1 - 1 +1/2 –1/2

0 4p6 3

+1

- 2

- 1 +1/2 –1/2

2 0 4d10

5 16 x 2 = 32

1

2

-3

- 2 +1/2 –1/2

- 1

3 0 4f14

7

1

2

3

TIPOS DE ORBÍTALES ELECTRÓNICOS.- Al término orbital se encuentra asociado

términos como la ubicación de los electrones y las energías asociadas a las mismas. Para

el presente caso la función de onda proporciona información en torno a la ubicación de un

electrón en el espacio cuando se encuentran en un determinado estado de energía, a

continuación se indican las formas que presentan los orbitales electrónicos con relación a su

representación gráfica.

Orbitales S.- Es la forma simétrica distribuida en torno al núcleo del átomo.

Se le considera el orbital de mayor estabilidad electrónica o el de menor energía.

La probabilidad de encontrar un electrón alrededor del núcleo a medida de que se aleja del

mismo en cualquiera de sus direcciones, gráficamente se tiene:

NODOS.- Representa la superficie intermedia donde (2), es igual a cero anotándose que el

número de nodos aumenta; conforme se incrementa n.

ALTURA DE LA CURVA DE CALENTAMIENTO.- Representa la densidad electrónica a

medida que nos movemos del núcleo.

Orbitales P.- Estos orbitales no son simétricos con respecto al núcleo atómico, ya que su

densidad electrónica se encuentra a los lados respecto al núcleo; con frecuencia decimos

que este orbital tiene dos lóbulos en forma de dos peras unidas por su parte más angosta, en

el cuál su representación gráfica corresponde a la distribución promedio de un electrón a lo

largo de los ejes x, y, z, representan los orbítales px, py, pz, (existen tres tipos de orbitales

P).

Función de 2 de la

probabilidad decrece.

Px

Orbitales d y f.- Los orbitales que están formados por 4 lóbulos que representa la nube

electrónica, dependiendo de la orientación a lo largo de los ejes x, y, z, la representación de

los orbitales corresponden a: dxy, dxz, dyz, dx2y

2, dz

2.

Finalmente las representaciones dadas en la gráfica se emplean comúnmente para todos los

orbitales d, cualquiera que sea el valor de n.

Para el caso de los orbitales f, su representación responde a formas complejas, difícil de

graficar en un contorno tridimensional: ejes x, y, z, existiendo 7 orbitales f equivalentes

para valores de n.

CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA.- La teoría que se ha desarrollado para los

orbtales electrónicos es correcta siempre y cuando nos refiramos al átomo elemental de

hidrógeno o átomos similares como el Helio o el Litio.

Encontrando a la función de onda ( ), exacta como solución necesaria de la ecuación de

onda para átomos multi- electrónicos es una forma difícil, sin embargo se cree que los

resultados obtenidos para el átomo de hidrógeno son aproximadamente correctos para

átomos mas complejos, es decir que se supone que para estos átomos complejos existen los

mismos números cuánticos y orbitales.

Cabe indicar, que existe una diferencia entre los orbitales del átomo de hidrógeno y los

átomos multi- electrónico, esta diferencia reside en la energía asociada en cada electrón en

un orbital, comparativamente se tiene:

Átomo de Hidrógeno

Átomo multi- electrónico

Nota: En cada caso la energía total se forma positiva.

En este contexto, en el átomo normal de hidrógeno de un electrón, se halla en el estado

energético mas bajo posible, es decir, en el orbital 1S2. Para los átomos multi- electrónicos

la situación cambia, ya que la energía total de los orbitales depende en sumatoria del valor

de n = 1.

La designación que caracteriza a cada electrón dentro de un átomo cualquiera se denomina

como la configuración electrónica asignado a dicho átomo en particular, a continuación se

indican ciertas reglas y principios para asignar la configuración electrónica probables para

átomos de diferentes elementos químicos (tabla periódica), debiendo anotar que esta

configuración electrónica corresponde al comportamiento experimental contenido, esto es

basándose en los datos espectroscópicos (ESPECTRO ATÓMICO), así tenemos:

Los electrones tienden a ocupar orbitales de energía mínima.

Para los 18 primeros elementos de la tabla periódica los electrones van ocupando los

orbitales de más baja energía hasta saturarlos completamente, en este punto de

configuración electrónica corresponde a: n *

1s2, 2s2, 2p6,3s2, 3p6 = 18e-

(H, He, Li, Au), para estos elementos.

n *

n = nivel principal de energía. Ejemplo: 3 Li

= subnivel de energía x = e-

1s2, 2s

1

x= nùmero de electrones = s 1s2, 2s

1

n = 1

Energía

Orbital

Energía de

los

Orbitales.

Depende de n=1

(Sub-orbitalS)

Depende de

Sin = 2 SubnivelSp

n = 3SubnivelSpd

n = 4SubnivelSpdf

A partir del subnivel 3p, se produce una SUPERPOSICIÓN de energía; es decir, en este

punto, la configuración electrónica responde a otro ordenamiento. A U F B A U que

eslasiguiente:

1s,2s,2p,3s,3p,4s,3d,4p,5s,4d,5p,6s,4f,5d,6p,7s,6d,7p,6f,7d,7s.

Basándose en lo anotado se puede establecer un diagrama energético para indicar, aquella

situación de los niveles más bajos de energía, de la siguiente forma:

4to NIVEL DE ENERGIA ......Subnivel E 4p

......Subnivel E 3d

......Subnivel E 4s

......Subnivel E 3p

3er NIVEL DE ENERGÍA .......Subnivel E 3s

n = 3

......SubnivelE 2p

2do NIVEL DE ENERGÍA ......Subnivel E 2s

n = 2

……Subnivel E 1s

1er NIVEL DE ENERGÍA

n = 1

Aumento de energía.

El orden de llenado de los orbitales de menor a mayor de energía para cada uno de los

subniveles de energía se conoce con el nombre de AUFBAU; que es el orden que sigue la

tabla periódica, en este contexto tenemos; que en cualquier átomo los electrones van

ocupando los subniveles de menor energía más bajo del átomo, a esto se le conoce como

ESTADO FUNDAMENTAL.

Regla de Hund.- Para cualquier conjunto de orbitales, y si existen disponibles estos de

idéntica energía, los electrones tienden a ocupar de uno en uno y no parearse,

aparentemente toma menos energía para que un electrón, ocupe un orbital individualmente

que parearse con otro electrón en un orbital de igual energía por ejemplo: 6 C

1s2

2s2 2p

2Regla de Hund

Orbitales en superposición de E a partir de 19k hacia...... 105Ha

Orbitales de

energía más bajo

a los 18 primeros

elementos de la

tabla periódica

n=1 n =2

6 C

1s2

2s2 2p x incorrecto

n = 1 n = 2

Principio de Exclusión de Pauli.- Este principio relaciona los números atómicos cuánticos

con el número máximo de electrones posibles en cada orbital, sub. nivel, o nivel de energía,

en este contexto establece que “En un átomo determinado los dos electrones no pueden tener

exactamente iguales los cuatro números cuánticos (n = 1 = ml), que describa el orbital en

particular y al agregar luego el número cuántico de ESPIN, ms de + ½ y de - ½, tendremos

dos conjuntos diferentes de números cuánticos para un orbital en particular, así tenemos:

COMBINACIÓN BASADA EN LOS NÚMEROS CUÁNTICOS.

n m ms

1 0 0 +1/2 -1/2

2 0 0 +1/2 -1/2

-1 +1/2 -1/2

0 +1/2 -1/2

+1 +1/2 -1/2

3 0 0 +1/2 -1/2

1 - 1 +1/2 -1/2

0 +1/2 -1/2

+1 +1/2 -1/2

2 - 2 +1/2 -1/2

- 1 +1/2 -1/2

0 +1/2 -1/2

+ 1 +1/2 -1/2

+ 2 +1/2 -1/2

Configuración Electrónica asignado a los Átomos.- Si representamos los subniveles de

energía (conjunto de orbitales como cajas o conjunto de cajas), y los electrones con flechas,

además si aplicamos las diferencias dadas en las diferentes posiciones la configuración

electrónica asignada a cualquier átomo de los primeros elementos de la tabla periódica

podemos representar el diagrama de los orbitales para los átomos de la siguiente forma:

s 2 e-max.

CONJUNTO p 6 e-max.

DE

ORBÍTALES. d 10 e-max.

f 14 e-max.