TEMA 1 QUÍMICA GENRAL EVOLUCIÓN DEL CONCEPTO DE ÁTOMO DALTON. Elementos constituidos por átomos indivisibles. Los átomos de un mismo elemento son iguales pero de otro son diferentes. Los compuesto químicos se forman por la unión de átomos. Las reacciones químicas indican reagrupación de los átomos. CROOKES. Experimentando con gases a baja presión descubre que es pasar una corriente eléctrica a través de estos gases. Utiliza el tubo de rayos catódicos un tubo cerrado herméticamente que contiene un cañón de electrones que produce un haz electrónico, también un sistema deflector y una pantalla recubierta de sustancia luminiscente. THOMSOM A la vista de que los rayos catódicos se producen en todos los experimentos, sea cual sea el gas RADIACIÓN ELECTROMAGNÉTICA Forma de transmisión de energía en la que los campos eléctricos y magnéticos se propagan como ondas a través del espacio vacío o a través de un medio. Como toda onda, transmite energía. La luz es un tipo de radiación electromagnética. MAGNITUDES: Frecuencia (v): número de repeticiones por unidad de tiempo. (hz/s). Longitud de onda: distancia entre dos máximos (m). Amplitud (A): Desplazamiento desde el máximo al nivel cero. Velocidad. Constante para todas cuando se mueven en el vacío. A más amplitud y más frecuencia, más energía. Si dos ondas tienen la misma velocidad, la que tenga una longitud más corta tendrá más frecuencia. A más longitud, menos frecuencia. Las distintas longitudes de onda dan distintos colores y las distintas amplitudes, diferentes brillos. Cuando vemos un color es porque ese no lo absorbe, es el que refleja. Espectro electromagnético: distribución energética del conjunto de las ondas electromagnéticas. La intensidad varía con la longitud de onda. HIPÓTESIS DE PLANK La energía, como la materia, es discontinua. La energía emitida o absorbida por una radiación de una frecuencia dada tomaba solo valores de un cuanto de energía que era proporcional a su frecuencia. Física clásica: un sistema puede tener cualquier valor de energía. Física cuántica: un sistema puede tener sólo unos determinados valores de energía. EFECTO FOTOELÉCTRICO Se produce cuando una radiación monocromática se emite sobre metales y se produce la emisión de electrones. La energía de la luz se transfiere a los electrones. A menos longitud de onda, más electrones son emitidos. Si la luz es tenue tardan más en emitirse porque tardan más en absorber la energía necesaria para desprenderse. Frecuencia umbral: la cantidad mínima de energía necesaria para que los electrones se desprendan. A más frecuencia, más electrones. Explicación de Einstein: La energía luminosa es absorbida en cuantos o fotones. La energía de un fotón de luz es directamente proporcional a su frecuencia. Inversamente proporcional a su longitud de onda. ELECTRONES EYECTADOS Un fotón con la frecuencia umbral le da al electrón la energía suficiente para escapar del átomo. Energía de enlace o función de trabajo, (Φ) Energía necesaria para romper un mol de enlaces en estado gaseoso. Cuando se irradia con un fotón de longitud de onda más corta, el electrón absorbe más energía de la necesaria para escapar. Este exceso de energía se convierte en energía cinética del electrón expulsado Energía cinética = Efotón - Eenlace Pregunta Supongamos que un metal expulsará electrones de su superficie cuando sea irradiado con luz amarilla. ¿Qué pasará si la superficie es irradiada con luz ultravioleta? Respuesta: Los electrones serían expulsados, y tendrían una mayor energía cinética que los expulsados por la luz amarilla. NATURALEZA DUAL DE LA LUZ La luz se puede comportar como una onda y como una partícula: • Fenómenos ondulatorios: - interferencias. Dos objetos no comparten su espacio, sin embargo dos o más ondas no tienen problema en estar al mismo tiempo en un mismo punto del espacio. Este comportamiento es exclusivo de ellas. Sucede cada vez que se lanzan simultáneamente dos piedras al agua, se producen patrones de ondas independientes que pueden solaparse y dar una onda resultante. - difracción. La onda se desvía y distorsiona al encontrarse con un obstáculo interpuesto en el camino de la onda o una brecha en el medio. • Fenómenos fotónicos: - emisión de un cuerpo radiante - efecto fotoeléctrico. fenómeno en el que las partículas de luz llamadas fotón, impactan con los electrones de un metal arrancando sus átomos. ESPECTROS ELECTRÓNICOS Hecho experimental: los átomos emiten radiación de una frecuencia particular: Na: amarillo; K: violeta; Ba: verde,… (pirotécnica). (Test llama alcalinos). Un espectro consiste en una representación gráfica de la intensidad de la radiación, emitida o absorbida por una muestra, en función de la longitud de onda de dicha radiación. Dos tipos de espectros: absorción: se irradia la muestra y se registra la intensidad de la radiación resultante (no absorbida) en función de la longitud de onda. emisión: se excita la muestra (irradiándola o térmicamente) y se registra la intensidad de la – El espectro de emisión lo producen los átomos al retornar sus electrones a los estados de menor energía. – Informan sobre los estados electrónicos del átomo electrones de un átomo. Los espectros son característicos de cada elemento y por ello nos informa de su estructura. Pueden ser lineales (rayas separadas) o continuos (indiferente, graduales,todos los colores del arcoiris). ESPECTRO DE EMISIÓN DEL HIDRÓGENO Los átomos incandescentes emiten espectros discontinuos La luz de una lámpara de hidrógeno se ve de color púrpura rojizo. Aparecen otras tres líneas En realidad el espectro de emisión del H es bastante más complejo y en el se reconocen conjuntos de líneas (series). serie espectral al conjunto de líneas que se van aproximando entre sí al aumentar la frecuencia. TEORÍA DE BOHR PARA EL ÁTOMO DE H Explica el comportamiento y distribución de los electrones en el átomo Introduce ideas nuevas y revolucionarias que ponen un poco de orden.... Teoría electromagnética de la luz Conocimiento empírico de los espectros atómicos Teoría cuántica de Planck Modelo atómico de Rutherford Su trabajo está basado en la interpretación de los espectros atómicos. Postulados de Bohr: El electrón se mueve en órbitas circulares alrededor del núcleo bajo la influencia de la atracción electrostática, obedeciendo las leyes de la mecánica clásica (modelo planetario). En ausencia de absorción o emisión de energía (radiación), el electrón permanece en un estado estacionario. Estos estados estacionarios son el conjunto de órbitas permitidas para el electrón. A pesar de estar continuamente acelerando, en el estado estacionario el electrón no emite energía. Por tanto, su energía total permanece constante. El electrón puede pasar de una órbita a otra absorbiendo o emitiendo una cantidad discreta y fija de energía (cuanto) cuya frecuencia se puede determinar a partir de (insertar fórmula). Un electrón absorbe o emite energía al pasar de una órbita a otra. EL MODELO DE BOHR Debilidades: 1. No es capaz de explicar los espectros de los átomos polielectrónicos 2. No explica el hecho de que muchas líneas espectrales sean múltiples 3. No explica la estructura fina de los espectros 4. No explica la causa de que ciertas líneas espectrales sean más intensas, lo que implica que ciertas transiciones están favorecidas 5- No da ninguna explicación de la formación de moléculas ni de la naturaleza del enlace formado. Ideas importantes: Los electrones existen sólo en ciertos niveles de energía discretos. La energía está implicada en la transición de un electrón de un nivel a otro. FUNDAMENTOS DE LA MECÁNICA CUÁNTICA DUALIDAD ONDA PARTÍCULA Principio de dualidad: “Una partícula de masa m que se mueva a una velocidad v puede, en condiciones experimentales adecuadas, presentarse y comportarse como una onda de longitud de onda λ” Generalización a cualquier velocidad: una partícula de masa m que se mueva a una velocidad, v, se comporta como una onda cuya lambda viene dada por: (insertar ecuación) Evidencia experimental: se muestra la difracción de los electrones, característica del movimiento ondulatorio. Corrobora que además de ser partículas actúan como ondas. EJERCICIO. PRINCIPIO INCERTIDUMBRE DE HEISENBERG El principio de incertidumbre de Heisenberg establece que la indeterminación, X y Y, con que pueden medirse simultáneamente dos magnitudes complementarias X e Y se relacionan mediante la expresión (ecucacion) La posición x y la cantidad de movimiento mv de una partícula, respecto de uno de los ejes de coordenadas, son magnitudes complementarias sujetas a las restricciones del principio de incertidumbre de Heisenberg. Las magnitudes complementarias nunca se van a poder medir con la máxima precisión, independientemente del aparato utilizado. ECUACIÓN DE SCHRODINGER Una ecuación de onda para describir el movimiento de las partículas subatómicas mediante una función matemática llamada función de onda. Se basa en: La ecuación clásica de de las ondas estacionarias hipótesis de De Broglie: lambda= h/ mv Y establece condiciones que deben cumplir las partículas a las que se les aplica la función de onda: el electrón no debe encontrarse en el infinito. Existe una probabilidad finita de encontrar al electrón en cualquier unidad de volumen a distancia finita. Predice el comportamiento de los electrones en átomos multielectrónicos aunque sólo se puede resolver analíticamente para átomos monoelectrónicos (como el H) Los valores calculados de ciertas magnitudes (energía) concuerdan con los medidos experimentalmente (espectros). Se considera el postulado fundamental de la mecánica ondulatoria. En un sistema estacionario se formula como H . p = E (energía total del sistema) . Función de onda H es un operador hamiltoniano de segundo orden. Un operador es una operación o conjunto de operaciones matemáticas que deben realizarse sobre una función determinada. Uso: Estudiar magnitudes de un sistema, por ejemplo la energía. Determinar las funciones de onda y establecer cómo están distribuidos los electrones en la estructura de un átomo. EL PROBLEMA DE LA PARTÍCULA EN UNA CAJA UNIDIMENSIONAL Solo eje x (unidimensional). Región 1: Región 2: Región 3: Le energía potencial en región 1 y 3 es infinito. En la 2 es igual a 0. Cuando la partícula está entre 0 y a, el potencial es 0 y solo tiene energía debida a su movimiento (cinética). El sistema se establece para esa región unidimensional. ENERGÍA EN EL PUNTO 0 La energía mínima que puede tener un sistema. Un sistema no puede tener una energía mecanocuántica igual a 0, el valor más bajo sería cuando el valor de n=1. Se calcularía con la fórmula. Energía del estado fundamental. A partir de ahí, cualquier energía es estado excitado porque va a ser una energía superior. SIGNIFICADO DE Y Calcular shroingder es obtener los valores de energía y función de onda. La función de onda es una función matemática, no tiene significado fisico. Lo que isi tiene sentido es el cuadrado de la función de onda: probabilidad de encontrar el electrón o la partícula a una determinada distancia. Densidad de probabilidad: probabilidad encontrar el electron o partícula en un determinado volumen. La función de onda se puede representar como la funcion o el cuadrado. La funcion es la caja unidimensional y el cuadrado tiene varias formas que se interpretan de distinta manera. Los valores donde la función se hace cero se llaman nodos. Distancias a las cuales las longitudes de onda valen cero. Con el cuadrado se botiene una gráfica que indica probabilidad. La distancia donde más probable es que se halle es el punto más alto. El cero coincide con el nodo. EL PROBLRMA DE LA CAJA TRIDIMENSIONAL. Un sistema 3D. Orbitales degenerados. Tienen la misma energía pero son orbitales distintos. 6 por la fórmula tiene 3 degenerados (porque son elementos independientes entonces se pueden obtener distintos resultados para el mismo valor).. Si es solo 1 no es degenerado. Energía g Estados 3 1 (1,1,1) 6 3 (2,1,1) (1,2,1) (1,1,2) 9 3 (2,2,1) (2,1,2) (1,2,2) 11 3 (3,1,1) (1,3,1) (1,1,3) 12 1 (2,2,2) 14 6 (3,2,1) (3,1,2) (2,3,1) (2,1,3) (1,2,3) (1,3,2) 17 3 (3,2,2) etc 38 9 (5,3,2) etc, (6,1,1,) etc 54 12 (5,5,2) etc, (6,3,3) etc, (7,2,1) etc MODELO MECANOCUÁNTICO DEL ÁTOMO DE HIDRÓGENO 2 2 2 2 Ze E 2 2 2 2 8 m 40 r x y z Energía potencial y cinética. Ecuación de schrdinger. En lugar de estar expresado en cartesianas se expresa en polares (esféricas). Con los ángulos y la distancia respecto al núcleo. Resolver la ecuación de forma más sencilla. La solución en lugar de ser cartesianas son en función de la distancia respecto al núcleo y ángulos que se puede descomponer en dos nuevas funciones. Una parte radial, que solo depende del radio, y otra función de onda angular o parte angular, que depende solo de los ángulos cita y fi. Al resolverla se obtienen 3 números cuánticos. En hidrógeno esos átomos no son independientes entre sí. Número cuántico principal (n): • Se relaciona directamente con el tamaño y energía del orbital • Toma los valores n = 1,2,3,... Número cuántico secundario (azimutal) (l) • Se relaciona con la forma que adquiere el orbital en el espacio • Toma los valores l = 0,....,n-1 para cada valor de n Números Cuánticos Azimutales y sus correspondientes Orbitales Atómicos Valor de l 0 1 2 3 4 Letra usada s p d f g Número cuántico magnético (ml) • Se relaciona con la orientación del orbital en el espacio, relativo a otros orbitales en el átomo • Adquiere todos los valores comprendidos entre –l y +l En función de los números cuánticos se da la notación de cada orbital. CAPAS Y SUBCAPAS H La energía de los distintos niveles solo depende del número cuántico principal n , en función de ese núm se obtiene un diagrama con la distribución de energía para los distintos orbitales n1 n2 n3. Al ser átomos hidrogenoides, los orbitales con el mismo valor de n tienen la misma energía, son estados degenerados. Con los polielectronicos no se cumple. Estados distintos (cada combinación número cuánticos dan energías diferentes pero si dan iguales...) con la misma energía son degenerados. FUNCIONES DE ONDA HIDROGENOIDES Parte angular en cartesianas y en polar, parte radial. (lo que se ve en la tabla, nada importante). Hay que saber interpretar la información de las ecuaciones. Según sus parámetros, ¿qué nos dice? FUNCIÓN DE ONDA RADIAL Descomposición de ecuación de schorindger. Únicamente de los núm cuanticos n y l. Para átomos hidrogenoides f (radio) por z (carga nuclear) a0 (constante) 0,53A por la exponencial de menos sigma (2zrna) (estoy escribiendo la ecuación). Ver las gráficas e interpretarlas. Orbitales s cuyos 1s, 2s y 3s. Hay un máximo en las proximidades del núcleo atómico y desciende de forma exponencial cuando nos separamos. Hay nodos, se anula la función. 1 s no tiene nodos, 2s tiene 1 nodo...etc. No importa que tenga valor negativos porque la interpretación es del cuadrado eso no importa. El valor de la función con respecto al núcleo atómico: gráfica. 2p,3p: Para calcular el número de nodos es igual al valor del valores de n menos el valor de l menos 1. 1s: 1-0-1 nodos=0. 3p 3-1-1=1 nodos=1 FUNCION DENSIDAD RADIAL Relación con la probabilidad. El cuadrado de la parte radial de la función de onda. Se obtiene función de la densidad de onda. Linea azul de la gráfica (adjuntar). Determinar la probabilidad de encontrar el electrón en un determinado volumen del espacio. Derivadas. Función de probabilida radial, tiene significado fisico. Distancia respecto al nucleo a la cual es mas problable encontrar el electron. Linea naranja grafica. Ya no es exponenecial decreciente, tiene un valor proximo a cero en el nucleo (no hay probabilidad) y aumenta progresivamente hasta alcanzar el valor maxino y decrecer. Si fuera una tomo de hidrogeno el maximo seria el radio de borh 0,5. (olvida esto). Para hacer otros atomos: Representar probabilidad radial. X el radio. Tambien hay lugares donde la rpboabilidad es cero. El lectron itenne un movimiento ondulatori por lo tanto puede estar en varios sitios a la vez, se comporta como una onda. No tiene un lugar fijo sino una zona donde puede moverse. FUNCION DE ONDA ANGULAR. Forma que tienen los orbitales en el espacio. Cuál es su orientacion. Funcon de numeros cuanto l y msubl. Ecuacion: 1/4pi... Según su valor obtenemos los orbitales. L=0 y m=0 el resuktado es 1, una cosntante. La funciún de onda la parte angulas siempre va a ser una cosntante y la que cambia es la parte radial por lo que nos salen esferas porque lo unico que cambia es al dsitancia al nucleo. Esfers de radio r donde podemos encontrar al electron. La proabilidad cada vez se aleja más. La distancia al nucleo aumenta a medida que aumenta el numero cuantico. OrbitalP: REPRESENTACION DE LA APRTE ANGULAR Su valor máximo va dirigido en una de las regiones del espacio si va en la direccion de eje x, px, si es y pues py... A reiz de los valores negativos se representan de color rojo (ver imagen a) y los positivos de azul. Rojo lóbulo negativo. El cuadrado de la funcion se hace 0 en el orgien de coordenadas y aumenta tanto a la izquiera como a la derecha. Como está sobre el eje x es el orbital px. Superficie nodal: el 0. Plano nodal es lo transparente: Siempre es esférico. ORBITALES D Repesentanciones más complejas. Degeneración =5. 5 orbitales. ORBITALES F Degeneración es 7, 7 orbitales f con la misa energía. EVOLUCIÓN DE LOS MODELOS ATÓMICOS EL ESPÍN DEL ELECTRÓN Bohr no era capaz de justificar la estructura del electron. Se propuso que para poder explicar los espectros de bohr se debía recurrir a una interpretación distinta, la cual dice que los electrones giran entorno a su eje y lo hacen en dos dirección. Para describirlas se debe desarrollar un nuevo número cuántico. Se conoce como número cuántico de espín del electrón. Puede tener dos valor: +1/2 y -1/2. El momento angular de spin de un electrón es una magnitud característica de esta partícula, idéntica para cualquier electrón, e independiente de su estado orbital. Para describir el orbial necesitamos 3 numeors cuantos y para describir el estado cuantico 4 numeros cuanticos (describir el electron conforme sabemos). ÁTOMOS POLIELECTRÓNICOS La ecuación de Schrödinger sólo tiene soluciones analíticas para sistemas monoelectrónicos. En los átomos multielectrónicos hay que utilizar métodos computacionales (Hartree-Fock) como si fueran orbitales hidrogenoides. Varían en la energía que tiene y la dependencia del número cuántico e. su distribución espacial: es aproximadamente la misma que para los hidrogenoides. energía de los electrones: se modifica notablemente. Se pierde la degeneración de los orbitales con el mismo valor de n pero diferente l. PENETRACIÓN ORBITAL Capacidad de los electrones de estar próximos al núcleo. Para describir la penetración necesitamos conocer la distribución radial de la densidad electrónica. La densidad de probabilidad radial R2 es máxima en el núcleo. La distribución de probabilidad radial(r) tiene un comportamiento diferente: - se anula en el núcleo Para un mismo número cuántico principal n, cuanto menor sea el número cuántico l, mayor será su poder penetrante. El 2s es más penetrante respecto al 2p. Tiene una zona cerca del núcleo capaz de alojar la densidad electrónica. El 2s es más penetrante. El 3s es más penetrante que el 3p y 3d.El p más que el d. Al estar más cerca del núcleo, los electrones 2s perciben una carga nuclear efectiva mayor que los 2p y por tanto tienen menor Energía. La consecuencia del diferente poder penetrante es que se pierde la degeneración entre los orbitales del mismo n pero diferente l. Poder penetrante: s > p > d > f Los electrones más cercanos menos energía. 1s,2s,3s o 2s,2p. La diferencia del poder penetrante se pierde la degeneración. Mismo n pero diferente l tiene energía diferente entonces ya no son degenerados. CARGA NUCLEAR EFECTIVA En átomos polielectrónicos sus electrones están atraídos por el núcleo (fuerza ataractiva (Coulomb) y una repulsiva entre ellos. CNE: La carga que experimenta un electrón pero teniendo e cuenta el resto de fuerzas que le influyen. Z - apantallamiento. Hallaremos la constante de apantallamiento que depende del tipo de electrón que estudiemos. APANTALLAMIENTO Medida de la carga que se pierde debido a la existencia de otros electrones. Siempre menos que Z. Hallarla en cada situación estudiando la constante. Depende: dónde están los electrones próximos y en qué orbital se halla el electrón. Los electrones cercanos al núcleo tendrán un mejor apantallamientos que los lejanos. Los s son más apantallantes que los d. CALCULAR Mg. 3s2 (2 electrones). Si el apantallamiento fuese total, 12 - 10: la carga nuclear efectiva sería +2. pero no es así. La Z es 3,3. La constante no es 10, es menos. El nivel 3s tiene regiones cercanas al núcleo donde se puede hallar el electrón. Los electrones que se encuentran en orbitales más internos (penetran más en el átomo), con mayor densidad electrónica en las proximidades del núcleo apantallan más a los electrones externos que electrones que se encuentran en orbitales con una densidad electrónica más alejada del núcleo. Por ejemplo, el orbital 1s es el de mayor penetración del átomo, sus electrones están muy cercanos al núcleo y producen un importante efecto pantalla sobre electrones externos. Los siguientes en orden de penetración son los 2s, le siguen los 2p.... Orden de penetración de orbitales: 1s>2s>2p>3s>3p>3d. Sobre un electrón apantallado actúa una carga nuclear menor, suponiendo un incremento en la energía del electrón. REGLA DE SLATER Para calcular constante de apantallamiento. Solo consideramos electrones entre el electrón y el núcleo, los de más allá no se tienen en cuenta. A partir de n-3 siempre se considera 1. 1 por cada electrón que tengamos. Cuánto más interno, menos apantallado, lo atrae más el núcleo. Tener en cuenta la regla de n + l, si está más atraído, menos energía, más estable. Se pierde la degeneración de los orbitales pertenecientes al mismo nivel n. El electrón s experimenta una carga Zef mayor, está más fuertemente atraído por el núcleo y en un nivel de energía más profundo (más negativo) que el electrón p; así mismo, el electrón p se encuentra en un nivel de energía más profundo que el d. Se pierde la degeneración y según la carga nuclear también se pierde energía. Aumenta Z, aumenta la fuerza de atracción y tiene menos energía. H: 1s1; Z=1; S=0; Zef=1 He: 1s2; Z=2; S=0.3; Zef=1.7 Li: 1s22s1; Z=3; S=0.85x2=1.7; Zef=1.3 Be: 1s22s2; Z=4; S=0.35+0.85x2=2.05; Zef=1.95 NIVELES DE ENERGÍA Aumenta z, baja energía, más estable. En determinadas situaciones no se sigue esta regla, ligeros cambios. Ejemplo: inversión 4s potasio y 3d. hacerlo l. La energía depende de n y l. Se pierde la degeneración del nivel electrón y las energías van estabilizando poco a poco (se hacen más negativas) Regla (n+l) menor energía corresponde al que tiene menor n. CONFIGURACIONES ELECTRÓNICAS La configuración electrónica de un átomo informa de cómo están distribuidos los e- entre los diferentes orbitales atómicos en las capas principales y las subcapas. Determinar propiedades físicas y químicas. REGLAS PARA LA DISTRIBUCIÓN electrones ocupan los orbitales de modo que se minimice la energía del átomo. (Principio de exclusión de Pauli). (degenerados), los electrones ocupan inicialmente estos orbitales de forma que se alcance la máxima multiplicidad de espín (Regla de Hund). Van a ocupar los orbitales disponibles de forma que el número de espines desapareado sean el máximo número posible. Principio de Aufbau (construcción progresiva) al pasar de un átomo al siguiente añadimos un protón al núcleo y un nuevo electrón en el orbital adecuado de modo que se minimice la energía total del sistema. Si pasamos de un átomo a otro varía el número de protones y aumento el numero de electrones. Lo hace de forma que minimice la energía del sistema. El orbital donde la e sea la mínima. REGLA 1 espectroscópicos y magnéticos a nemotécnica: se ordenan según el valor de (n + l) creciente a igualdad de este valor, tiene menor energía el orbital con menor n. REGLA 2 Así, puesto que ms solo puede adquirir dos valores , esto indica que en cada orbital sólo caben 2 electrones y deben poseer espines opuestos REGLA 3 Tiene que ser paralelos porque tiene que estar separados, en distintos orbitales, y por ello se repelen menos. Cuando se están ocupando orbitales de idéntica energía (degenerados), los electrones se distribuyen de manera que: debido a su carga negativa, por lo tanto intentan estar tan separados como sea posible. CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA El electrón no se sitúa donde la regla nemotécnica dice, semilleno es más estable y un electrón promociona a otro orbital. Por ejemplo Cr, 4s2 3d4 y por su estabilidad de tener un nivel semilleno,pasa a ser 4s1 3d5. el cr 4s1 3d10 en vzs de 4s2 3d9.
