Energ

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Energía de los orbitales en el H

• En el átomo de H la energía de los orbitales
  depende sólo de n. Al aumentar n aumenta la
  energía
• 1s lt 2s 2p lt 3s 3p 3d lt 4s 4p 4d 4f
  lt....
• El electrón en n 1 está en su estado
  fundamental (menor energía)
• El electrón n gt 1 estará en un estado excitado
• En el átomo de H los orbitales de la capa n
  2 (2s y 2p) son degenerados. Las subcapas 3s, 3p
  y 3d también son degeneradas en energía !!!. No
  sucede lo mismo en un átomo polielectrónico

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Átomos polielectrónicos

• La ecuación de onda de Schrodinger NO tiene
  solución exacta. Hay que introducir soluciones
  aproximadas
• Los orbitales atómicos son semejantes a los del
  hidrógeno
• Podemos emplear los mismos números cuánticos (n,
  l, ml) para describir los orbitales
• Sistemas con más de 1 electrón, hay que tener en
  cuenta
• Cuarto número cuántico (ms)
• Limitar nº electrones por orbital (P. Exclusión
  Pauli)
• Conjunto de niveles de energía más complejo

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Configuración electrónica

• Cada combinación de 4 números cuánticos (n, l,
  ml, ms) identifican a cada electrón en un
  orbital.
• Ejemplo cuáles son los números cuánticos que
  identifican a un electrón en el orbital 1s?
• n 1 l 0 ml 0 ms ½
• 2 posibles combinaciones (1,0,0,1/2) y
  (1,0,0,-1/2)
• Configuración electrónica distribución de los
  electrones entre los distintos orbitales
  atómicos, siguiendo el orden de energía
  creciente.
• Átomo de H- sistema más simple

también Diagrama Orbital
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Principio de exclusión de Pauli

• Necesario para determinar configuraciones
  electrónicas de átomos polielectrónicos dos
  electrones de un átomo no pueden tener los 4
  números cuánticos iguales
• Ejemplo configuración electrónica del He (Z 2)
• Existen 3 formas de distribuir los dos
  electrones en el orbital 1s

Prohibidas por el P. de Exclusión de Pauli
He
(a) (b) (c)
He 1s2 uno s dos
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Energía de los orbitales en el átomo
polielectrónico

• En el átomo de hidrógeno E(2s) E(2p) sólo
  depende del valor de n.
• En un átomo polielectrónico se observa
  experimentalmente que E(2s) lt E(2p) la energía
  depende de n y l. POR QUÉ?
• Densidad electrónica de un orbital s es mayor
  cerca del núcleo que la del orbital p de la misma
  capa- la atracción del electrón s será mayor que
  la del p
• El orbital s tendrá menos energía (más estable)
  que el orbital p de la misma capa efecto de
  penetración de orbitales en la región nuclear
• Para la misma capa E(s) lt E(p) ltE(d) ltE(f)
• En un átomo polielectrónico la energía de un
  orbital depende principalmente del valor de n y
  secundariamente del valor de l
• Configuración electrónica del Li (Z 3)

Prohibida por la energía
Li
o
(a) (b)
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Orbitales y energía
Átomo polielectrónico Átomo de
Hidrógeno
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Regla de Hund

• Regla de Hund la distribución electrónica más
  estable es aquella que tiene el mayor número de
  electrones con espines paralelos
• Configuraciones electrónicas de Be (Z 4) y B (Z
  5)
• Be 1s2 2s2 Be
• B 1s2 2s2 2p1
• Configuración electrónica del C (Z 6)
• C 1s2 2s2 2p2 Tres posibilidades de colocar
  el 6º electrón

Prohibidas por Regla de Hund
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Regla de Hund

• Configuraciones electrónicas de N (Z 7), O (Z
  8), F (Z 9) y Ne (Z 10)
• N 1s2 2s2 2p3
• O 1s2 2s2 2p4
• F 1s2 2s2 2p5
• Ne 1s2 2s2 2p6

N
O
F
Ne
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El principio de construcción

• La configuración electrónica de cualquier
  elemento puede obtenerse aplicando el principio
  de construcción (aufbau) cuando los protones
  se incorporan al núcleo de uno en uno para
  construir los elementos, los electrones se suman
  de la misma manera a los orbitales atómicos
• Obtenemos configuraciones en el estado
  fundamental
• Aplicamos las siguientes reglas
• Empezamos llenando los orbitales de menor a mayor
  valor de n
• Cada orbital se ocupará con un máximo de dos
  electrones con sus espines apareados (Pauli)
• Para orbitales degenerados, cada electrón ocupará
  un orbital diferente antes de aparearse (regla de
  Hund)

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El principio de construcción

• Llenado de orbitales en un átomo polielectrónico
  siguiendo el principio de construcción o aufbau

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Configuraciones electrónicas

• Configuraciones electrónicas condensadas
• El neón completa la capa 2p (Ne 1s2 2s22p6)
• Tiene configuración de capa cerrada (gas noble)
• El Na (Z 11) comienza una nueva capa.
• Expresamos su configuraciónelectrónica como
• Ne representa la configuración del Ne
• Electrones internos configuración del gas
  noble
• Electrones de valencia electrones fuera gas
  noble

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Configuraciones electrónicas

• Metales de transición
• Después del Ar (Z 18 Ne3s33p6)), comienza a
  llenarse la capa n 4
• Los orbitales 3d comienzan a llenarse con el Sc
• Los orbitales 4d se llenan en la capa n 5
• Se denominan metales de transición aquellos que
  tienen electrones d en su capa de valencia
• Lantánidos y Actínidos
• Del Ce en adelante se llenan los orbitales 4f. A
  los elementos comprendidos entre el Ce y el Lu se
  les denomina lantánidos o tierras raras
• Elementos entre el Th y el Lr llenan los
  orbitales 5f. Se denominan actínidos
• La mayoría de los actínidos no se encuentran en
  la naturaleza.

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Configuraciones electrónicas y la tabla periódica

• La Tabla Periódica puede utilizarse como guía
  para las configuraciones electrónicas
• El número del periodo coincide con el valor de n
• Los grupos 1 y 2 llenan los orbitales de tipo s
• Los grupos 13 al 18 llenan los orbitales de tipo
  p
• Los grupos 3 al 12 llenan los orbitales de tipo d
• Lantánidos y Actínidos llenan los orbitales f

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Configuraciones electrónicas y la tabla periódica
Elementos del Bloque s Elementos de Transición
Elementos del Bloque p Elementos del Bloque f