CONFIGURACIONES ELECTRÓNICAS

En la notación se nombra cada orbital a través de: El nivel de energía (número cuántico principal): El número cuántico principal, se representa con una letra n y su valor indica la órbita o nivel energético en el que se encuentra el electrón, mientras mayor sea el valor de n, más alejado está el electrón del núcleo, y mayor es su contenido energético. El tipo de orbital: Orbital es una región tridimensional alrededor del núcleo atómico donde existe mayor probabilidad de encontrar un electrón: La primera región contiene sólo al orbital s y consiste en una región esférica en cuyo centro se encuentra el núcleo.    La segunda región contiene 1 orbital s (esférico) y 3 orbitales p, que son mutuamente perpendiculares entre sí. En la siguiente figura se indica la forma de cada uno de los orbitales 2p: El tercer nivel cuántico posee 1 orbital s, 3 orbitales p y 5 orbitales d, cuya forma y orientación se da en la siguiente figura:    ...

Dos electrones de un átomo no pueden tener los cuatro números cuánticos iguales. Como se vio anteriormente, los primeros tres números cuánticos (n, l y m), determinan un orbital específico. Dos electrones pueden tener los primeros tres números cuánticos iguales; pero si es así, el espín debe ser diferente. Dos electrones pueden tener la misma función orbital si tienen diferente función de espín (apareados). Configuración electrónica fundamental del He: 1s2 Configuración electrónica fundamental del Li: 1s 2 2s1

La regla de Hund es un método empírico utilizado para el llenado de orbitales que posea igual energía. Dicha regla fue acuñada por el físico alemán Friedrich Hund, y es conocida también bajo el nombre de regla de máxima multiplicidad de Hund. La regla se basa en el llenado de orbitales atómicos que tengan igual energía, así podemos decir que existen tres orbitales tipo p, cinco orbitales atómicos tipo d, y siete tipo f. En ellos se van colocando los electrones con spines paralelos en la medida de lo posible. La partícula analizada será más estables ( es decir, tendrá menor energía), cuando los electrones se encuentren en modo desapareado, con espines colocados paralelamente, en cambio poseerá mayor energía cuando los electrones se encuentren apareados, es decir los electrones colocados de manera antiparalela o con espines de tipo opuestos. Para poder comprender bien la regla de Hund, es necesario saber que todos los orbitales en una capa deben de encontrarse ocupados al menos por un el...

Aufbau es una palabra alemana que significa “construcción progresiva”; en química, es un método utilizado para realizar las configuraciones electrónicas de los elementos por orden de su número atómico creciente. Al pasar de un elemento neutro al siguiente, se añade un electrón y después se describe el orbital donde va el electrón añadido. Dentro de cada nivel de energía, el subnivel s tiene menor energía, que el subnivel p, el cual tiene menor energía que el subnivel d y así sucesivamente. Sin embargo, hay que tener en cuenta que dentro de un conjunto de orbitales todos tienen igual energía. Por ejemplo, todos los orbitales que conformaron el subnivel 2p tienen la misma energía. A menudo estos orbitales son representados por una caja o serie de cajas, las cuales pueden ser colocadas ordenadamente para mostrar el aumento de energía. También, algunas veces encontramos fácil diferenciar entre los tres orbitales que forman el subnivel p, refiriéndonos a ellos como px, py y pz. Para los...

Al desarrollar la configuración electrónica, encontramos una serie de excepciones. Por ejemplo, es más estable llenar dos medios orbitales que completar uno y dejar el otro a uno o dos electrones de estar completado a la mitad. Así, los metales del grupo 6 en vez de tener los orbitales externos s completos y el orbital d a un electrón de estar semi-completo, donarán un electrón del orbital s al orbital d, quedando ambos completos a la mitad: s1d5 en vez de s2d4. Igualmente, es más estable rellenar los orbitales d completamente, por lo que los elementos del grupo 11 tenderán a adoptar la configuración s1d10 en vez de s2d9. Ejemplos de estas anomalías son: Grupo VIB: 24Cr: 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 4s2, 3d4 : es incorrecto . 24Cr: 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 4s1, 3d5 : es correcto Grupo IB: 29Cu: 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 4s1, 3d10 : es correcto.   ER: n + l Dónde: n: nivel l: subnivel   Ejemplo: 4s: 4+0: 4 3p: 3+1: 4 4d: 4+2: 6 5f: 5+3: 8 6g: 6+4: 10 7h: ...

Maria Isabel Cabello Bravo, “Química 2”, Ed. Cal y Canto, Universidad de Chile, 2011. Alfredo Velásquez Márquez, “Presentación números cuánticos”, Profesor de Carrera de la División de Ciencias Básicas de la Facultad de Ingeniería de la UNAM.   Cecilia Avendaño, “Química III”, Profesora del Coegio de Química de la UNAM.  Gutiérrez-Zorrilla, J.  Estructura Electrónica Del Átomo . Gutiérrez-Zorrilla, 2005  Disponible: http://www.ehu.eus/zorrilla/juanma/T2Atomo.pdf. Preuniversitario Pedro de Valdina: http://www.windmill.cl/sitio/wp-content/uploads/2015/06/QC03N%C3%BAmeros-Cu%C3%A1nticos-y-Configuraci%C3%B3n-Electr%C3%B3nica.pdf Universidad de Química . La estructura electrónica de los átomos. España: EQEM; 2008.  Disponible en : http://www3.uah.es/edejesus/resumenes/EQEM/tema_1.pdf SIN DATOS  https://dqgusac.files.wordpress.com/2012/02/04-configuraciones-electrc3b3nicas.pdf Atkins, P. y Jones, L. “Principios de Química”.Los Caminos del De...