Configuracion Electronica.

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Suborbitales Atómicos

• El orbital “s” (l = 0) tienen una forma esférica y pueden contener hasta un máximo de dos electrones. Hay un orbital “s” en cada nivel de energía, la extensión de este orbital depende del valor del número cuántico principal, asi un orbital 3s tiene la misma forma pero es mayor que un orbital 2s.

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• El orbital “p” (l = 1) es un conjunto de tres parejas de lóbulos orientadas en las tres dimensiones (px, py y pz). Cada uno de estos tres orbitales (ml= -1, ml= 0, ml= +1) pude contener un máximo de 2 electrones, por lo tanto un orbital “p” lleno contiene 6 electrones. El orbital “p” se encuentra a partir del segundo nivel de energía hasta el sexto.

[pic 5]

• El orbital “d” (l = 2) es un conjunto de 5 orbitales, dispuestos en los planos, x, y, z (dx2-y2, dyz, dxy, dz2, dxz). Cada uno de esos cinco orbitales (ml= -2, ml= -1, ml= 0, ml=+1 y ml=+2) puede contener un máximo de 2 electrones, por lo que un orbital “d” completo tiene 10 electrones. Los orbitales “d” los encontramos de la tercera capa hasta la quinta.

[pic 6]

• El orbital “f” (l = 3) es un conjunto de 7 orbitales, simétricamente distribuidos sobre los planos x, y, z (fz3, fxz2, fyz2, fx(x2-3y2), fy(y2-3x2), fz(x2-3y2), fxyz). En cada uno de estos siete orbitales (ml= -3, ml= -2, ml= -1, ml= 0, ml= +1, ml= +2 y ml=+3) puede haber un máximo de 2 electrones, por lo que un orbital “f” puede tener hasta 14 electrones. El orbital “f” se encuentra únicamente en el cuarto nivel.

[pic 7]

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Configuración Electrónica

Escribir la configuración electrónica de un átomo consiste en indicar cómo se distribuyen sus electrones entre los diferentes orbitales en las capas principales y las subcapas. Muchas de las propiedades físicas y químicas de los elementos pueden relacionarse con las configuraciones electrónicas. Esta distribución se realiza apoyándonos en tres reglas:

• Energía de los Orbitales: Los electrones ocupan los orbitales de forma que se minimice la energía del átomo. El orden exacto de llenado de los orbitales se estableció experimentalmente, principalmente mediante estudios espectroscópicos y magnéticos, y es el orden que debemos seguir al asignar las configuraciones electrónicas a los elementos. El orden de llenado de orbitales es:

1s2, 2s2, 2p6 (2px, 2py, 2pz), 3s2, 3p6 (3px, 3py, 3pz), 4s2, 3d10 (3dx2-y2, 3dyz, 3dxy, 3dz2, 3dxz), 4p6 (4px, 4py, 4pz), 5s2, 4d10 (4dx2-y2, 4dyz, 4dxy, 4dz2, 4dxz), 5p6 (5px, 5py, 5pz), 6s2, 4f14 (4fz3, 4fxz2, 4fyz2, 4fx(x2-3y2), 4fy(y2-3x2), 4fz(x2-3y2), 4fxyz), 5d10 (5dx2-y2, 5dyz, 5dxy, 5dz2, 5dxz), 6p6 (6px, 6py, 6pz), 7s2.

[pic 8]

En un determinado átomo los electrones van ocupando, y llenando, los orbitales de menor energía; cuando se da esta circunstancia el átomo se encuentra en su estado fundamental. Si el átomo recibe energía, alguno de sus electrones más externos pueden saltar a orbitales de mayor energía, pasando el átomo a un estado excitado.

• Principio de Exclusión de Pauli: En un átomo no puede haber dos electrones con los cuatro números cuánticos iguales. Los tres primeros número cuánticos, “n”, “l” y “ml” determinan un orbital específico. Dos electrones, en un átomo, pueden tener estos tres números cuánticos iguales, pero si es así, deben tener valores diferentes del número cuántico de spin.

Podríamos expresar esto diciendo lo siguiente: en un orbital solamente puede estar ocupado por dos electrones y estos electrones deben tener spines opuestos o anti paralelos.

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• Regla de Hund: Es un método empírico utilizado para el llenado de orbitales que posea igual energía. Dicha regla fue acuñada por el físico alemán Friedrich Hund, es conocida también bajo el nombre de principio de máxima multiplicidad de Hund. La regla se basa en el llenado de orbitales atómicos que tengan igual energía, así podemos decir que existen tres orbitales “p”, cinco orbitales “d” y siete orbitales “f”. En ellos se van colocando los electrones con spines paralelos en la medida de lo posible.

La partícula analizada será más estable (tendrá menor energía), que cuando los electrones se encuentren en modo desapareado (con spines colocados paralelamente); en cambio, poseerá mayor energía cuando los electrones se encuentren apareados (con spines colocado de manera anti paralela o spines opuestos).

Para poder comprender bien la regla de Hund, es necesario saber que todos los orbitales en una capa deben de encontrarse ocupados al menos por un electrón, antes de que se añada un segundo electrón, es decir, los orbitales deben estar completos y todos los electrones deben encontrarse en paralelo antes de que el orbital se llene del todo. Cuando el orbital adquiere el segundo electrón, este deberá encontrarse apareado con el anterior.

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La tabla periódica estará dividida específicamente por suborbitales, aunque habrá exclusiones debido a que algunos elementos son sintéticos o son elementos radiactivos y su estabilidad es casi imposible.

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Aplicación del Principio de Máxima Multiplicidad de Hund

Para poner en práctica el principio de Hund, debemos seguir ciertos pasos para asi poder completar un orbital con sus suborbitales correctamente.

- Tendremos que ver cuántos electrones contiene nuestro elemento, en este caso utilizaremos bromo.

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- Nos indica que bromo contiene 35 electrones y al observar la tabla periódica con las divisiones del Principio de Máxima Multiplicidad de Hund, podemos deducir que lo últimos electrones terminaran en un suborbital “p”.

- Tendremos que empezar a llenar estos orbitales utilizando el diagrama de Moeller, comenzaremos por el orbital 1s, pasando a 2s, después 2p, 3s y así de forma continua siguiendo las flechas.

[pic 13]

- Comenzaremos a llenar los primero orbitales “s”.

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