lectura de elementos química

Orbitales Atómicos, Números Cuánticos y Configuración Electrónica.
Los números cuánticos son s, p, d, f.
n = representa los niveles de energía. (Desde 1 hasta 7)
l = representa las formas geométricas de los orbitales (de cero hasta n-1)
m = representa la orientación en el espacio de estos orbitales (desde – l hasta + l pasando por
cero)
s = representa el sentido de giro del electrón sobresu propio eje (+ ½ y – ½)
Formas geométricas (l = n-1) de los orbitales:
l = 0 ------>> s (esférica)
l = l ------>> p (ovoides)
l = 2 ------>> d (ovoides y anillo)
l = 3 ------>> f (otra)
Cuántas formas geométricas (l) o sea orbitales (desde –l hasta +l) puede haber según el nivel (n)?
Si
Si
Si
Si

n=1
n= 2
n= 3
n= 4

l = 0,
l = 0,
l = 0,
l = 0,

hasta l =1-1 = 0
hasta l =2-1 = 1
hasta l = 3-1 = 2
hasta l = 4-1 = 3

0
o sea 1S
0,1
o sea 2S 2P
0, 1, 2 o sea 3S 3P 3d
0, 1, 2, 3 o sea 4S 4P 4d 4f

¿Cuántas orientaciones en el espacio (m) presenta cada forma geométrica ( l ) o sea cada tipo de
orbital (n)?
Desde –l hasta +l pasando por cero
Tipo s: l = 0 (0) una sola orientación: S
Tipo p: l = 1 (-1, 0, +1) tres orientaciones: Px, Py, Pz
Tipo d: l = 2 (-2, -1, 0, +1, +2 ) cinco orientaciones: d1, d2, d3, d4, d5
Tipo f: l = 3 (-3, -2, -1, 0, +1, +2, +3) siete orientaciones: f1----f7
Según el “principio de exclusión de Pauli” solo dos electrones pueden ocupar cada orbital.”
s: una sola orientación: s: 2 electrones
p: tres orientaciones: Px, Py, Pz: 6 electrones
d: cinco orientaciones: d1, d2, d3, d4, d5 : 10 electrones.
f: sieteorientaciones: f1…f7: 14 electrones
1S2
2S2
3S2
4S2
5S2
6S2
7S2

2P6
3P6 3d10
4P6 4d10 4f14
5P6 5d10 5f 14 5g
6P6 --------------------------------------------------

Elemento

Z

Diagrama de orbitales
1s

2s

Configuración
electrónica

2p

3s

H

1

1 s1

He

2

1 s2

Li

3

1 s2 2 s1

Be

4

1 s2 2 s2

B

5

1s2 2s2 2px1

C

6

1s2 2s2 2px12py1

En el helio se completa el primer nivel (n=1), lo que hace que la configuración del He sea muy
estable.
Para el Boro el quinto electrón se sitúa en un orbital 2p y al tener los tres orbitales 2p la misma
energía no importa cuál de ellos ocupa.
En el carbono el sexto electrón podría ocupar el mimo orbital que el quinto u otro distinto. La
respuesta nos la da La regla de Hund: ladistribución más estable de los electrones en
los subniveles es aquella que tenga el mayor número de espínes paralelos.
Los electrones se repelen entre sí y al ocupar distintos orbitales pueden situarse más lejos uno del
otro. Así el carbono en su estado de mínima energía tiene dos electrones desapareados, y el
nitrógeno tiene 3.
2px1 2py1 2pz1

2s
1s

1

0

1

N

7

1s2 2s22px1 2py1
2pz1

N
e

1
0

1s2 2s2 2p6

N
a
N
a

1
1
1
1

1s2 2s2 2p6 3s1
1s2 2s2 2p6 3s1

Electrón diferencial
m=1 s=+1/2

N=2 l=1

El Neón completa el nivel dos y al igual que el Helio tiene una configuración estable.
Las configuraciones electrónicas pueden también escribirse de manera abreviada haciendo
referencia al último nivel completo. Así la configuración del sodiola podemos escribir
como [Ne]3s1. También podemos escribir la configuración del litio como [He]2s1.
A los electrones que pertenecen a un nivel incompleto se les denomina electrones de valencia.
El gas noble Argón representa el final del período iniciado por el sodio para n=3
1s

2s

2p

3s

3p

Ar 18
[Ne] 3s2 3p6
En el siguiente elemento, el potasio con 19 electrones, deberíamosempezar a llenar
los orbitales 3d. Sin embargo el comportamiento químico del potasio es similar al de litio y el
sodio, ambos con un electrón de valencia desapareado en un orbital s, por lo que al potasio le
correspondería la configuración [Ar] 4s1. Por lo tanto el orbital 4s tendrá que tener menor energía
que los orbitales 3d (el apantallamiento de los electrones en los orbitales 3d es mayor...