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Guía de contenidos para examen final

Números Cuánticos La distribución de los electrones alrededor del núcleo obedece a una serie de reglas o principios de la teoría mecanocuántica, que se traducen en un modelo matemático que reconoce 3 números básicos denominados números cuanticos. Hay un cuarto número cuantico descubierto en 1925 por George Uhlenbeck y Samuel Goudsmit, llamadoespín. 1. Número cuántico principal (n): Tiene todos los valores enteros desde n: 1, 2, 3…∞. El valor de n se relaciona con el tamaño y la energía del orbital, a mayor valor de n, mayor energía y mayor tamaño del orbital. (En la práctica n llega hasta el 7). 2. Número cuántico secundario (l): Puede tener todos los valores enteros incluyendo el cero, para alcanzar un máximo de valores igual a (n –1). Este número cuantico caracteriza el tipo o la forma del orbital. Por ejemplo: Si n = 1, Si n = 2, Si n = 3, Si n = 4, l=0 l = 0,1 l = 0,1, 2 l = 0, 1, 2, 3

3. Numero cuántico magnético (m): posee todos los valores enteros correspondidos entre el – l y + l incluyendo al cero. El valor de m esta relacionado con las posibles orientaciones espaciales del orbital caracterizado por l. Porejemplo: Si Si Si Si l= 0 (s) l= 1 (p) l= 2 (d) l = 3 (f) El valor de m = 0 El valor de m= - 1, 0, + 1 El valor de m= - 2, -1, 0, +1, +2 El valor de m= -3, -2, -1, 0, +1, +2, +3

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4. Número cuántico de Espín (s): Indica el sentido de giro del electrón sobre su propio eje. Para comprender su significado debemos considerar que los electrones se desplazan girando sobre su propio eje, loque genera a su alrededor un campo magnético que permitiría la existencia de un máximo de dos electrones por orbita con espines opuestos, + ½ y – ½. Por ejemplo, para un electrón ubicado en el orbital 2s los números cuanticos serán: n l m s =2 =0 =0 =+½o–½

Orbitales Atómicos Los números cuánticos permiten analizar en profundidad los orbitales atómicos de los átomos simples, como el hidrogeno,hasta los átomos polielectrónicos según la relación que se muestra en la siguiente tabla: Cantidad de orbitales 1 1 3 1 3 5

n 1 2 3

l 0 0 1 0 1 2

Orbital 1s 2s 2p 3s 3p 3d

m (ml) 0 0 -1, 0, +1 0 -1, 0, +1 -2, -1, 0, +1, +2

Los orbitales s: Tienen forma esférica. La extensión de este orbital depende del valor del número cuántico principal, así un orbital 3s tiene la misma forma peroes mayor que un orbital 2s.

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Los orbitales p: Están formados por dos lóbulos idénticos que se proyectan a lo largo de un eje. La zona de unión de ambos lóbulos coincide con el núcleo atómico. Hay tres orbitales p (m=-1, m=0 y m=+1) de idéntica forma, que difieren sólo en su orientación a lo largo de los ejes x, y o z.

Los orbitales d: También están formados por lóbulos. Haycinco tipos de orbitales d (que corresponden a m=-2, -1, 0, 1, 2)

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Los orbitales f: También tienen un aspecto multilobular. Existen siete tipos de orbitales f (que corresponden a m=-3, -2, -1, 0, +1, +2, +3).

Orbitales y sus Energías La utilidad del modelo mecanocuántico radica en la extensión que se puede hacer a átomos con mas de un electrón. No obstante, se debe tener en cuentaque la presencia de más de un electrón altera considerablemente las energías de los orbitales. Por ejemplo, en el hidrogeno la energía de un orbital solo depende del numero cuantico principal (n), y las subcapas 3s, 3p, y 3d tendrán la misma energía, denominándose como degenerado. En cambio, en un átomo con muchos electrones, la repulsión electrón – electrón hace que las subcapas presentendiferentes energías, como muestra la siguiente figura:

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Diagrama de los niveles de energía de átomos polielectrónicos. En síntesis, se puede indicar que “en un átomo con muchos electrones, para un valor de n, la energía de un orbital aumenta al incrementarse el valor de l”.

Principios de Construcción A pesar de estar prácticamente establecida la estructura atómica, algunos aspectos...