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Facultad de Ciencias Exactas y Naturales y
Agrimensura
Universidad Nacional del Nordeste
QUÍMICA GENERAL
Carreras: Ingeniería en Electrónica, Ingeniería
Eléctrica, Ingeniería en Agrimensura,
Licenciatura en Física, Profesorado en Física
Unidad III: Distribución de electrones en
los átomos
1
Significado y Valores de los Números
Cuánticos
En la descripción de un átomo en el contexto de la
mecánica cuántica, se sustituye el concepto de
órbita por el de orbital atómico.
Un orbital atómico es la región del espacio
alrededor del núcleo en el que la probabilidad de
encontrar un electrón es máxima.
Cada orbital tiene asociado un valor de Ψ2 y un
cierto valor de energía.
2
El cuadrado de la función de onda, Ψ2, define
la distribución de densidad electrónica
alrededor del núcleo.
El concepto de densidad electrónica da la
probabilidad de encontrar un electrón en una
cierta región del átomo, llamada orbital.
Las regiones de alta densidad electrónica
representan la mayor probabilidad de localizar
un electrón, lo contrario se aplica a regiones
de baja densidad electrónica.
3
La solución matemática de la Ecuación de
Schrödinger precisa de tres números cuánticos.
Cada trío de valores de estos números describe un
orbital.
n: numero cuántico principal
ℓ: número cuántico azimutal (o del momento
angular
mℓ: número cuántico magnético
(n, ℓ, mℓ)
Definen un orbital
4
Para explicar determinadas características
de los espectros de emisión se consideró
que los electrones podían girar en torno a
un eje propio, en el sentido de las agujas del
reloj, o en el sentido contrario. Para
caracterizar esta doble posibilidad se
introdujo el nº cuántico de espín (ms) que
toma los valores de + ½ o - ½.
ms: número cuántico de spin
(n, ℓ, mℓ, ms)
Definen a un electrón en un
orbital determinado
Analizaremos los números cuánticos de los
electrones en átomos aislados, gaseosos, y
en su estado fundamental (de mínima
energía)
Estos números cuánticos permiten identificar
completamente a un electrón, en cualquier
orbital de cualquier átomo.
6
7
Número cuántico principal (n):
Describe el tamaño de un orbital (la distancia
promedio de un electrón en el orbital, respecto del
núcleo) y determina en gran parte su energía.
A mayor valor de n mayor energía del electrón y
mayor distancia del electrón respecto del núcleo
(menor estabilidad).
n solo puede tomar valores enteros positivos
empezando con el número 1.
n = 1, 2, 3, 4……
8
A cada valor de n en un átomo, le corresponde un
nivel de energía principal o capa.
A cada valor de n se le asigna una letra:
K (n = 1), L (n = 2), M ( n= 3 ), N, O, P, Q (para
cada letra se incrementa en una unidad el valor de
n).
La energía menor de todas las posibles
corresponde al valor de n = 1; este estado recibe
el nombre de estado fundamental del átomo.
En el estado fundamental (n= 1) un electrón está lo
más cerca posible del núcleo.
Todas las capas excepto la primera, se dividen en
subcapas o subniveles
9
La capacidad electrónica de un determinado
nivel “n” se halla con la regla de Rydberg:
Número máximo de electrones = 2 n2
Si n = 1 : el número máximo de electrones en
el nivel 1 es = 2 (1)2 = 2 eSi n = 2 : el número máximo de electrones en
el nivel 2 es = 2 (2)2 = 8 eSi n = 5 : el número máximo de electrones en
el nivel 5 es = 2 (5)2 = 50 e-
10
Número cuántico de momento angular o
azimutal (ℓ):
Determina la forma de los orbitales. Todos los
orbitales de una subcapa tienen el mismo
número cuántico de momento angular (ℓ)
además del mismo número cuántico principal (n).
ℓ puede tomar valores enteros positivos desde
0 hasta (n -1).
ℓ = 0, 1, 2, 3,……………. (n-1)
11
A cada valor de ℓ se le asignan letras
ℓ
Tipo de
subniveles
0
s
1
p
2
d
3
f
4
g
12
Generalmente, al designar un subnivel, también se indica
su número cuántico principal.
subnivel 1s (n = 1; ℓ = 0)
subnivel 2p (n = 2; ℓ = 1)
subnivel 3d (n = 3; ℓ = 2)
La energía de los subniveles aumenta en el orden:
ns < np < nd <nf
Cada nivel principal “n” incluye “n” subniveles o
subcapas
En el nivel 1 (n=1), existen 1 subnivel (s)
En el nivel 2 (n=2), existen 2 subnivel (s, p)
En el nivel 3 (n=3), existen 3 subnivel (s, p, d)
En el nivel 4 (n=4), existen 4 subnivel (s, p, d, f)
13
Número cuántico magnético (mℓ)
Describe la dirección en la que se proyecta el
orbital en el espacio, designa el numero de
orbítales contenidos en cada subnivel.
Tiene valores enteros desde -ℓ hasta +ℓ
Para cada valor de ℓ hay (2ℓ +1) valores enteros
de mℓ, es decir, en cada subnivel, habrá (2ℓ+1)
orbitales.
mℓ = -ℓ…………0………….+ℓ
14
15
Subnivel s (ℓ = 0; mℓ = 0 ) :
Un subnivel s contiene un orbital.
Los orbitales s tienen forma esférica. Normalmente, en
lugar de representar el orbital s como una nube se dibuja la
superficie límite, que es la superficie que incluye las zonas
más densas de la nube.
16
17
18
Subnivel p (ℓ = 1; mℓ = -1, 0, 1): dentro de cada
subnivel p hay tres orbítales con orientaciones
diferentes px, py, pz.
Estos orbitales son idénticos en tamaño, forma y
energía. Los dos lóbulos están separados por un plano
llamado plano nodal que atraviesa el núcleo. En dicho
plano, nunca se encuentra un electrón p.
19
20
21
22
Subnivel d (ℓ = 2; mℓ = -2, -1, 0, 1, 2): dentro de
cada subnivel d hay cinco orbitales con
orientaciones diferentes.
Según los ejes: dz2; dx2-y2
Según los planos: dxy; dxz; dyz
23
24
25
Subnivel f (ℓ = 3; mℓ = -3,-2, -1, 0, 1, 2, 3): dentro
de cada subnivel f hay siete orbitales con
orientaciones diferentes.
26
Número cuántico magnético de spin (ms)
El cuarto número cuántico (spin magnético) lo
introdujo Paul Dirac en 1928, reformulando la
ecuación de onda.
“spin” significa girar sobre si mismo.
Hay dos posibilidades de giro del electrón, en
sentido horario o en sentido anti horario,
exactamente a la misma velocidad.
27
El spin de un electrón se indica con una
flecha, () para indicar el giro en sentido
horario, () para indicar el giro en sentido
anti horario.
Estos dos estados se distinguen mediante el
número cuántico magnético de spin (ms).
ms = +1/2 y -1/2.
Estos valores no dependen de los valores
de n, ℓ o mℓ
28
Si dos electrones tienen el mismo valor de ms, se
dice que tienen los espines paralelos. Si los
valores de ms difieren, se dice que están
apareados
29
Principio de Exclusión de Pauli :
“Dos electrones en un átomo, no pueden tener
iguales los cuatro números cuánticos”.
Para idénticos valores de n, ℓ, y mℓ, deben diferir
en el valor de ms.
Como resultado de este principio, cada orbital
podrá contener como máximo dos electrones y
deberán tener sus espines opuestos.
30
31
CAPACIDAD DE NIVELES, SUBNIVELES Y
ORBITALES.
1) Cada nivel principal de número cuántico n,
tiene un total de n subniveles.
2) Cada subnivel de número cuántico ℓ
tiene un total de (2ℓ +1) orbitales.
3) Cada orbital puede tener hasta dos electrones
con espines opuestos. El número máximo de
electrones en un subnivel es 2 (2ℓ +1).
4)El número total de electrones en un nivel es
2n2
32
Subnivel s(ℓ = 0) 1 orbital
Subnivel p(ℓ = 1) 3 orbitales
Subnivel d(ℓ = 2) 5 orbitales
Subnivel f(ℓ = 3) 7 orbitales
2 electrones
6 electrones
10 electrones
14 electrones
Capa
K
L
M
N
n
1
2
3
4
subnivel
1s
2s 2p
3s 3p 3d
4s 4p 4d 4f
33
Configuración Electrónica y Clasificación
Periódica de los Elementos
La estructura electrónica de un átomo se indica mediante su
configuración electrónica.
La configuración electrónica muestra una lista de todos los
orbitales ocupados indicando el número de electrones que
cada uno contiene .
expresa que hay 1 e- en el subnivel 1s
1H
1S1
expresa que n = 1
expresa que ℓ = 0
Se lee “uno ese uno”
34
Principio de Construcción (Aufbau)
Se denomina principio de construcción (Aufbau)
al procedimiento para deducir la configuración
electrónica de un átomo, y consiste en seguir un
orden para el llenado de los diferentes orbitales,
basado en los diferentes valores de la energía de
cada uno de ellos.
35
Para encontrar la configuración electrónica de
cualquier átomo, a medida que Z aumenta en
una unidad, los electrones se agregan de a
uno a los orbitales, simultáneamente con el
agregado de uno en uno de protones en el
núcleo y siempre ocupando el nivel de
menor energía.
En este principio se basa la construcción del
sistema periódico.
36
Orden de llenado de los subniveles
Una regla sencilla: Se llena primero, aquel
subnivel que tenga la suma (n+ℓ) más baja.
Ejemplo:
Subnivel 4s (n = 4, ℓ = 0; 4+0 = 4) se llena antes
que Subnivel 3d (n = 3, ℓ = 2; 3+2 = 5)
Cuando (n+ ℓ) da el mismo valor para dos
subniveles, se llenará primero aquel que tenga
menor valor de n.
3d (3+2=5) se llena antes que 4p (4+1=5)
37
1
H
1s
1
K
2
He
1s
2
K
2 2s1
Li
1s
3
K L
2 2s2
Be
1s
4
K L
2 2s2 2p1
B
1s
5
K
L
El diagrama orbital indica la distribución de los
electrones dentro de los orbítales.
Representando con flechas  el espín del electrón:
ms = +1/2 () ; ms = -1/2 ()
Cada orbital se representa como 
ó ( ) ó __
Dentro del orbital, como máximo podemos poner dos
electrones con espines opuestos
38
39
1s1
( )
2
He
1s
()
2
2 2s1
Li
1s
() ( )
3
2 2s2
Be
1s
() ()
4
2 2s2 2p () () ( ) ( ) ( )
B
1s
5
2 2s2 2p2 () () ( ) ( ) ( )
C1s
6
1H
40
Regla de Hund (se puede aplicar a átomos,
iones o moléculas)
“La distribución más estable de electrones
en los subniveles será aquella que tenga el
mayor número de espines paralelos”
Establece que los electrones deben ocupar
todos los orbitales de un subnivel dado en
forma individual, antes que se inicie el
apareamiento .
41
El paramagnetismo es una propiedad
característica de las sustancias con momentos
magnéticos permanentes, y esta asociado a la
presencia de electrones sin aparear en un
átomo, ión o molécula.
Si todos los electrones están apareados, se
anulan los efectos de los espines electrónicos,
siendo una sustancia diamagnética.
Los elementos del 21Sc al 29Cu llenan los
orbítales 3d de acuerdo a la regla de Hund.
Capacidad del subnivel 3d: 10 electrones
42
1 2s2 2p6 3s2 3p6 3d1 4s2
Sc
1s
21
1 2s2 2p6 3s2 3p6 3d5 4s1
Cr
1s
24
   
Ar 
3d
4s
1 2s2 2p6 3s2 3p6 3d5 4s2
Mn
1s
25
1 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s1
Cu
1s
29
     
Ar 
3d
4s
1 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s2
Zn
1s
30
43
44
Al formarse un ion, se pierden uno o más
electrones del nivel con valor de n más alto,
ocupado.
En los metales de transición se pierden primero
los electrones ns y después los (n-1) d
45
Tabla Periódica o Clasificación Periódica de los
Elementos
La tabla periódica esta organizada en base a las
configuraciones electrónicas de los átomos.
La tabla periódica tiene dieciocho columnas
verticales llamadas grupos o familias y siete
filas horizontales llamadas periodos, que
empiezan en un metal alcalino y terminan en un
gas noble.
46
La IUPAC aconseja numerar los grupos del
uno al dieciocho. Las tablas de uso corriente
distinguen dos tipos de grupos, los A y los B.
Hay ocho grupos A y ocho grupos B.
47
48
El número de periodo al que pertenece un
elemento coincide con el número de nivel de
energía en donde el átomo aloja sus
electrones externos, llamados electrones de
valencia. Éstos son los que intervienen en la
formación de los enlaces químicos.
En los elementos de los Grupos A, el número
de grupo informa sobre el número de
electrones de valencia que tienen sus átomos.
49
50
Elementos representativos: (bloques s y p)
son los elementos de los grupos A de la
tabla periódica, en los que el último electrón
se añade a un orbital s o p, con excepción del
helio los gases nobles tienen completamente
lleno el subnivel p.
He: 1s2, los demás ns2 np6)
Cada grupo tiene nombre específico
La configuración electrónica externa para los
elementos representativos es:
n = 1, 2, 3,………….7
x=1y2
n sx n py
y=0a6
51
Elementos de transición o metales de
transición:
Llenan los subniveles “d” de la penúltima capa.
Se hallan ubicados en el centro de la tabla
periódica, en los periodos 4, 5 y 6.
Periodo 4: 21Sc  30Zn
Periodo 5: 39Y  48Cd
Periodo 6: 57La  80Hg
La configuración electrónica de la capa de valencia es:
(n – 1) dx n sy
Penúltima
capa
Ultima
capa
No contiene electrones en los
orbítales np
n = 4, 5 y 6
x = 1 a 10
y=1a2
52
Elementos de transición interna:
Se añaden electrones a los orbitales f de la
antepenúltima capa.
Todos son metales. Están localizados entre los grupos
IIIB y IVB.
1º serie de transición f (lantánidos) : 58Ce a 71 Lu
2º serie de transición f (actínidos) : 90Th a 103 Lr.
La configuración electrónica externa de la capa de
valencia es:
(n – 2) f
x
(n -1) d y
n s2
Antepenúltima penúltima ultima capa
capa
capa
n = 6, 7
x = 2 a 14
y=0ó1
53
Propiedades Periódicas
Ley periódica: “las propiedades de los
elementos son funciones periódicas de sus
números atómicos”.
El punto de fusión, punto de ebullición, radio
atómico, radio iónico, energía de ionización,
afinidad electrónica, electronegatividad, son
Propiedades Periódicas.
54
Energía de Ionización (I)
La energía de ionización (I) es la mínima energía
requerida para quitar un mol de electrones a un mol
de átomos en estado gaseoso en su estado
fundamental.
Unidades: [energía] / mol: kJ/ mol, kcal/mol, eV/mol
Su magnitud es una medida de la fuerza con que esta
unido el electrón al átomo. Energías pequeñas indican
una fácil eliminación de electrones y por consiguiente una
fácil formación de iones positivos.
En átomos poli electrónicos: la energía requerida para
quitar el 1º electrón del átomo gaseoso en su estado
fundamental se denomina primera energía de ionización
y se designa I1.
55
M ( g )  1  M  ( g )  e 
kJ
Na ( g )  495,9
 Na  ( g )  e 
mol
11 p 
11 p 
11e 
10e 
La segunda energía de ionizacion (I2) se refiere al proceso:

M (g)  2  M
2
(g)  e

Siempre es un proceso endotérmico por convenio es (+)
56
I1 aumenta en un periodo de izquierda a
derecha, ( la carga nuclear efectiva aumenta
en ese sentido y el electrón externo esta más
fuertemente atraído).
Disminuye hacia abajo en un grupo ya que
los electrones externos ocupan un nivel mas
alejado del núcleo están menos fuertemente
atraídos.
57
Los elementos con bajos valores de I1,
forman cationes fácilmente y conducen la
electricidad en estado sólido.
Las diferencias en los valores de I, explican
por que los metales siempre forman
cationes, y los no metales forman aniones
en compuestos iónicos.
58
59
El conocimiento de los valores relativos de las
energías de ionización sirve para predecir si un
elemento tenderá a formar un compuesto iónico
o covalente
60
Electroafinidad o afinidad electrónica (E)
La afinidad electrónica es la energía
desprendida cuando se añade un mol de
electrones a un mol de átomos en estado
gaseoso, para formar un anión gaseoso.
X ( g )  e  X  ( g )  E
kJ
Cl ( g )  e  Cl ( g )  348kJ  E  348
mol


Variación en la tabla periódica:
E: aumenta en un periodo de izquierda a
derecha
disminuye en un grupo hacia abajo
61
Los elementos con las afinidades electrónicas
más altas son los situados cerca del oxígeno, el
flúor y el cloro
62
Electronegatividad
La electronegatividad de un elemento, es una
medida de la tendencia relativa de un átomo a
atraer los electrones del enlace cuando está
químicamente unido a otro átomo.
Pauling la definió como la capacidad de un átomo
en una molécula para atraer electrones hacia así.
63
Sus valores, basados en datos
termoquímicos, han sido determinados en una
escala arbitraria, denominada escala de
Pauling, cuyo valor máximo es 4 que es el
valor asignado al flúor, el elemento más
electronegativo.
El elemento menos electronegativo, el cesio,
tiene una electronegatividad de 0,7.
64
En la tabla periódica, la electronegatividad aumenta
de izquierda a derecha en un periodo y disminuye
hacia abajo en un grupo.
65
La electronegatividad se relaciona con la energía
de ionización (I) y la electroafinidad (E).
La afinidad electrónica y la electronegatividad
están relacionadas pero son diferentes.
Ambas propiedades indican la tendencia de un
átomo a atraer electrones, pero la afinidad
electrónica se refiere a la atracción de un átomo
aislado por un electrón adicional, mientras la
electronegatividad se refiere a la habilidad de un
átomo que esta unido a otro átomo para atraer los
electrones compartidos
66