principios y reglas de la configuracion electronica

Configuración electrónica y los principios que la regulan
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La configuración electrónica es la distribución de los electrones dentro del átomo según principios que la regulan.

1. Principio de construcción, constitución o de Aufbau:

Este principio establece que los electrones irán ocupando los niveles de más baja energía, en forma creciente, es decir, loselectrones irán ocupando los niveles de energía más cercano al núcleo en adelante.

2. Principio de exclusión de Pauli: Este principio establece que no pueden haber 2 electrones con los cuatro números cuánticos iguales. Por tanto, en un orbital sólo caben dos electrones que compartirían tres números cuánticos y se diferenciarían en el número cuántico de spin (s).
Ejemplo: los números cuánticos delprimer y segundo electrón son:

Primer electrón: n = 2, l = 0, m = 0 y s = +1/2
Segundo electrón: n = 2, l = 0, m = 0 y s = -1/2
3. Principio de Máxima multiplicidad. Regla de Hund: Este principio establece que para orbitales de igual energía, la distribución más estable de los electrones, es aquella que tenga mayor número de espines paralelos, es decir, electrones desapareados. Esto significaque los electrones se ubican uno en uno (con el mismo espin) en cada orbital y luego se completan con el segundo electrón con espin opuesto.

En física y química, la configuración electrónica es la manera en la cual los electrones se estructuran o se modifican en un átomo, molécula o en otra estructura físico-química, de acuerdo con el modelo de capas electrónico, en el cual las funciones deondas del sistema se expresa como un producto de orbitales antisimetrizadas.1 2 Cualquier conjunto de electrones en un mismo estado cuántico deben cumplir el principio de exclusión de Pauli. Por ser fermiones (partículas de espín semientero) el principio de exclusión de Pauli nos dice que esto es función de onda total (conjunto de electrones) debe ser antisimétrica.3 Por lo tanto, en el momento enque un estado cuántico es ocupado por un electrón, el siguiente electrón debe ocupar un estado cuántico diferente.
En los átomos, los estados estacionarios de la función de onda de un electrón en una aproximación no relativista (los estados que son función propia de la ecuación de Schrödinger \mathcal{\hat H}|\psi_k\rangle = E_k|\psi_k\rangle en donde \mathcal{\hat H} es el hamiltonianomonoelectrónico correspondiente; para el caso general hay que recurrir a la ecuación de Dirac de la mecánica cuántica de campos) se denominan orbitales atómicos, por analogía con la imagen clásica de los electrones orbitando alrededor del núcleo. Estos estados, en su expresión más básica, se pueden describir mediante cuatro números cuánticos: n, l, m y ms, y, en resumen, el principio de exclusión de Pauliimplica que no puede haber dos electrones en un mismo átomo con los cuatro valores de los números cuánticos iguales.
De acuerdo con este modelo, los electrones pueden pasar de un nivel de energía orbital a otro ya sea emitiendo o absorbiendo un cuanto de energía, en forma de fotón. Debido al principio de exclusión de Pauli, no más, de dos electrones pueden ocupar el mismo orbital y, por tanto,la transición se produce a un orbital en el cual hay una vacante.
Índice [ocultar]
1 Notación
2 Historia
3 Distribución electrónica
4 Bloques de la tabla periódica
5 Regla de exclusión de Pauli
6 Regla del octeto
7 Anomalías de configuración electrónica
8 Orbital o REEMPE
9 Véase también
10 Referencias
11 Enlaces externos
Notación[editar · editar fuente]

Artículo principal:Orbital atómico.
Se utiliza en una notación estándar para describir las configuraciones electrónicas de átomos y moléculas. Para los átomos, la notación contiene la definición de los orbitales atómicos (en la forma n l, por ejemplo 1s, 2p, 3d, 4f) indicando el número de electrones asignado a cada orbital (o al conjunto de orbitales de la misma subcapa) como un superíndice. Por ejemplo, el hidrógeno...