Documento 256408

Dpto. de Ciencias
Subsector: Química
Profesora: Daniela Troncoso Ríos
Guía Teórica: Números Cuánticos, Orbitales Atómicos y Configuración Electrónica.
Nombre: ____________________________________ Curso: I°____
Fecha:
/05/2013
La propuesta de Schrödinger, considerado como el 5° modelo atómico, radica en describir las características de todos los
electrones de un átomo, y para ello uso lo que conocemos como números cuánticos.
Los números cuánticos se denominan con las letras n, m, l y s y nos indican la posición y la energía del electrón. Ningún
electrón de un mismo átomo puede tener los mismos números cuánticos.
El significado de los números cuánticos es:
n = número cuántico principal, que indica el nivel de energía donde se encuentra el electrón, asume valores enteros positivos, del 1
al 7.
l = número cuántico secundario, que indica el orbital en el que se encuentra el electrón, puede ser: s, p, d y f (0, 1, 2 y 3).
Se calcula considerando: l = 0, 1, 2,..., (n-1)
Por ejemplo: Si n = 1, l = 0
Si n = 2, l = 0, 1
Si n = 3, l = 0, 1, 2
Si n = 4, l = 0, 1, 2 ,3
En resumen podemos decir que:
m = número cuántico magnético, representa la orientación de los orbitales en el espacio, o el tipo de orbital, dentro de un orbital
especifico. Asume valores del número cuántico secundario negativo (-l) pasando por cero, hasta el número cuántico positivo (+l).
s = número cuántico de spin, que describe la orientación del giro del electrón. Este número tiene en cuenta la rotación del electrón
alrededor de su propio eje a medida que se mueve rodeando al núcleo. Asume únicamente dos valores +1/2 y – 1/2
En resumen los números cuánticos se expresan:
n: Nivel de energía (1, 2, 3, 4, 5, 6, 7)
l: Orbital (s=0, p=1, d=2 y f=3) de l =0 (orbital s) hasta n - 1.
m: magnético (m=-l ,0 +1) desde -l, pasando por cero, hasta +l.
s: spin (-1, + 1).
Orbitales atómicos:
Los números cuánticos permiten analizar en profundidad los orbitales atómicos de los átomos simples, como el hidrógeno, hasta los
átomos poli electrónicos según la relación que se muestra en la siguiente tabla:
Orbitales s:
Orbitales p:
Orbitales d:
Orbitales f:
Configuración Electrónica
Principios de construcción
A pesar de estar prácticamente establecida la estructura atómica, algunos aspectos energéticos y electrónicos impedían
comprender a cabalidad el comportamiento de los electrones en átomos multielectronicos. La respuesta llego mediante el principio
de Aufbau o de construcción, que se compone
de los siguientes principios:
1.- Principio de mínima energía: “Los electrones se ubican primero en los orbitales de mas baja energía; por lo tanto, los de mayor
energía se ocuparan solo cuando los primeros hayan agotado su capacidad”
2.- Principio de exclusión de Pauli: los orbitales son ocupados por dos electrones como máximo, siempre que presenten espines
distintos. Por lo tanto, en un átomo no pueden existir dos electrones que tengan
los mismos números cuánticos.
3. -Principio de máxima multiplicidad de Hund: en orbitales de la misma energía, los electrones entran de a uno, ocupando cada
orbita con el mismo espín. Cuando se alcanza el semillenado, recién se produce el apareamiento con los espines opuestos
Configuración Electrónica: Para entender el comportamiento electrónico de átomos poli eléctricos se establece la configuración
electrónica, que informa como están distribuidos los electrones entre los diferentes orbitales atómicos. De esta forma, la
configuración electrónica de un átomo estaría descrita mediante el esquema cuyo orden de llenado se indica mediante flechas y es
el que se presenta a continuación:
Para el llenado se sigue el siguiente orden:
1s/2s 2p/3s 3p/4s 3d 4p/5s 4d 5p/6s 4f 5d 6p/ 7s 5 f 6d 7p/
La configuración electrónica explica la ubicación probable de los electrones considerando cada uno de los aportes y postulados
establecidos por los diferentes científicos que se han estudiado a lo largo de la unidad.
Para desarrollarla fácilmente estableceremos el siguiente protocolo:
1º Identifica el numero de electrones que tiene el átomo o ion por configurar.
2º Escribe la estructura de configuración electrónica según el orden de llenado que obedece al principio de mínima energía.
3º Completa la configuración electrónica asignando a cada subnivel el máximo de electrones posibles. Nunca utilices el nivel
siguiente si el anterior no está lleno, pues los electrones por atracción siempre trataran de estar lo más cerca del núcleo.
4º Existen cuatro formas de escribir la configuración electrónica:
a. Global: en ella se disponen los electrones según la capacidad de nivel y subniveles.
b. Global externa: se indica en un corchete el gas noble anterior al elemento configurado y posteriormente los niveles y
subniveles que no están incluidos en ese gas noble y pertenecen al elemento configurado. Este tipo de configuración es
muy útil cuando el interés esta concentrado en conocer los electrones más externos o lejanos al núcleo, es decir, los que se
ubican en la capa más externa, llamados electrones de valencia.
c. Por orbital detallada: se indica la ubicación de los electrones por orbital.
d. Diagrama de orbitales: en este se simboliza cada orbital por un casillero, utilizando las expresiones y para representar la
disposición del espín de cada electrón.
Ejemplos:
Número 1: configuraremos el Na.
Se sabe que el Na tiene 11 e–; por lo tanto, su configuración electrónica global será:
1 s2
2 s2 p6
3 s1
o 1s2 2s2 2p6 3s1
La configuración global externa será: [Ne] 3s1
La configuración detallada por orbital:
1 s2
2 s2 px 2py2pz2
3 s1
El diagrama por orbital:
Número 2: el ion Al 3+ presentaba 10 e–, entonces su configuración electrónica será:
1 s2
2s2 p6
o
1s2 2s2 2p6
La configuración global externa será: 10[Ne]
La configuración detallada por orbital:
1 s2
2 s2 px2 py2 pz2
El diagrama por orbital: