Estructura Electronica

Tema 2. Estructura electrónica de los átomos
QUIMICA DE MATERIALESTEMA2. ESTRUCTURA ELECTRONICA DE LOS ATOMOS |
Los números cuánticos |
En la Mecánica Cuántica se necesitan tres números cuánticos para describir la posición de los electrones alrededor del núcleo y un cuarto número cuántico que describe el comportamiento de un electrón.Número cuántico principal(n).                            Puede tomar valores n = 1, 2, 3,...Este número está relacionado con la distancia promedio entre el núcleo y el electrón.
Mayor distancia ‹—› mayor energía ‹—› menor estabilidadNúmero cuántico del momento angular (l).          Puede tomar valores l = 0, 1, 2, ..., n - 1Este número indica la forma de los orbitalesNúmero cuántico magnético (ml).                         Puede tomar valores ml = -l,-(l-1),···,0,···,(l-1),lEste número describe la orientación del orbital en el espacioNúmero cuántico de spin electrónico (ms).            Puede tomar dos valores ms = +1/2, -1/2Este número describe el campo magnético que genera un electrón cuando rota sobre si mismo. |
Representación de los orbitales atómicos. |
Orbitales sOrbitales pOrbitales d  |
Números cuánticos y orbitales |
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Configuraciones electrónicas |Energía de los orbitales Para el átomo de hidrógeno la energía está determinada por el número cuántico principal | Para el átomos polielectrónicos la energía está determinada por el número cuántico principal y por el número cuántico secundario |
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Principio de exclusión de PauliDos electrones en un átomo no pueden tener los cuatro números cuánticos igualesSi dos electrones tienen iguales n, l yml por tanto se encuentran en el mismo orbitalEs necesario que un electrón tenga un ms =1/2 y el otro un ms = -1/2Ejemplo: He(2 electrones): | n = 1,     l = 0,     ml = 0     ms = +1/2, -1/2 | 1s2 |
Ne(10 electrones): | n = 1,     l = 0,     ml = 0     ms = +1/2, -1/2 | 1s2 |
| n = 2,     l = 0,     ml = 0     ms = +1/2, -1/2 | 2s2 |
| n = 2,     l = 1,     ml = -1    ms = +1/2, -1/2 | 2px|
| n = 2,     l = 1,     ml = 0     ms = +1/2, -1/2 | 2py |
| n = 2,     l = 1,     ml = 1     ms = +1/2, -1/2 | 2pz |
La configuración electrónica será:        1s22s22p6       o bien      [He]2s22p6 |
Orden de llenado de los orbitales atómicos. Regla de Hund  El orden de llenado de los orbitales se hace en orden creciente de energía. Según se muestra en la figura.Regla de Hund Laconfiguración más estable en los subniveles es aquella que tenga mayor multiplicidad.
La multiplicidad se define como:P = 2S+1       Donde: | |
Supongamos 2 electrones en los orbitales p, existen dos posibilidades Caso a: | | a es más estable que b |
Caso b: | | |
Excepciones a la regla de llenado.Los orbitales semilleros presentan una estabilidad extra.Esto hace que en metales de transición,elementos como el Cromo llenen antes los orbitales 3d que se llene completamente el orbital 4sConfiguración electrónica de los elementos del segundo periodo.Configuración electrónica de Metales de Transición.  |
La tabla periódica y las configuraciones electrónicas |
La configuración electrónica en iones monoatómicosLos electrones se añaden o se quitan de subniveles del nivel de energía másalto. |
Propiedades periódicas |
Radios atómicosSe define como la distancia más corta entre dos átomos contiguos de una sustancia elemental |  Disminuye en un mismo periodo de izquierda a derechaAl aumentar el número de electrones y de protones hace que aumenten las fuerzas atractivasAumenta en un mismo grupo de arriba abajo.Al aumentar el número de niveles energéticos aumenta el tamaño. |
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Radio iónico  Su variación en la tabla periódica es equivalente al de los radios atómicos.Un anión, al ganar electrones presenta un aumento en la repulsión entre los electrones, lo que hace que el radio aniónico sea mayor que el atómico. | |
Un catión, al perder electrones presenta una disminución de la repulsión entre los electrones, lo que hace que el...