estructura electrónica de los atomos

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 elnúcleo y el electrón.
Mayor distancia ‹—› mayor energía ‹—› menor estabilidad
Número cuántico del momento angular (l). Puede tomar valores l = 0, 1, 2, ..., n - 1
Este número indica la forma de los orbitales

Número cuántico magnético (ml). Puede tomar valores ml = -l, -(l-1),···,0,···,(l-1),l
Este número describe la orientación del orbital en el espacio
Número cuántico de spin electrónico(ms). Puede tomar dos valores ms = +1/2, -1/2
Este número describe el campo magnético que genera un electrón cuando rota sobre si mismo.


Configuraciones electrónicas
Energía de los orbitales
Para el átomo de hidrógeno la energía está determinada por el número cuántico principal
Para los átomos poli electrónicos la energía está determinada por el número cuántico principal y por el númerocuántico secundario

Principio de exclusión de Pauli
Dos electrones en un átomo no pueden tener los cuatro números cuánticos iguales
Si dos electrones tienen iguales n, l y ml por tanto se encuentran en el mismo orbital
Es necesario que un electrón tenga un ms =1/2 y el otro un ms = -1/2
Ejemplo:
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 orbitalesatómicos. 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
 
La configuración 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 queb
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 4s

Configuración electrónica de los elementos del segundo periodo.






Configuración electrónica de Metales de Transición.

La tablaperiódica y las configuraciones electrónicas



La configuración electrónica en iones monoatómicos
Los electrones se añaden o se quitan de subniveles del nivel de energía más alto.

Propiedades periódicas
Radios atómicos
Se define como la distancia más corta entre dos átomos contiguos de una sustancia elemental
Disminuye en un mismo periodo de izquierda a derecha
Al aumentar el número deelectrones y de protones hace que aumenten las fuerzas atractivas
Aumenta en un mismo grupo de arriba abajo.
Al aumentar el número de niveles energéticos aumenta el tamaño.
 




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 seamayor que el atómico.

Un catión, al perder electrones presenta una disminución de la repulsión entre los electrones, lo que hace que el radio del catión sea menor que el atómico.

Energía de ionización
Es la energía necesaria para arrancar un electrón de un átomo en estado gaseoso.
En general, la energía de ionización varía de la forma:


Este comportamiento es cierto para los...