Energía y capacidad de los orbitales atómicos

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 Elementos de transición ns2 (n-1) dx x: 1 a 10 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 interna ns2 (n-1) d0 (n-2) fx x: 1 a 14 Gases noblesns2 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.

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 1s1 • 2He 1s2 • 3Li 1s22s1

11. Orbitales s

12. Orbitales p

13. ORBITALES d

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

17. Las sustanciasdiamagnéticasson débilmente repelidaspor un campo magnético. Un material es diamagnéticosi todos loselectrones están apareados

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.