MATERIAL QM Nº 04

LA CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA

ALBERT EINSTEIN (1879 – 1955)

Albert Einstein fallece el 18 de abril de 1955 en Princeton; dejando un legadomuchísimo más importante que el Efecto Fotoeléctrico o la Relatividad.

C U R S O: QUÍMICA MENCIÓN

CUANDO SE NOS OTORGA LA ENSEÑANZA SE DEBEPERCIBIR COMO UN VALIOSO REGALO Y NO COMO UNA

DURA TAREA, AQUÍ ESTÁ LA DIFERENCIA DE LOTRASCENDENTE

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REPRESENTACIÓN DE LOS ELECTRONES MEDIANTE LOS NÚMEROS CUÁNTICOS

Como consecuencia del principio de indeterminación se deduce que no podemos dar unadescripción de la posición y movimiento de los electrones en el lenguaje de la física clásica. Existeuna mecánica nueva, llamada “mecánica cuántica” que da una representación más satisfactoria delas partículas con masa despreciable.

Los electrones de un átomo poseen propiedades energéticas distintas, razón por la cual, siempreson distinguibles. En otras palabras, todos los electrones de un átomo son distintos a pesar de sumasa y carga iguales.

La situación energética de cada uno está definida por cuatro estados denominados estadoscuánticos. A cada estado cuántico corresponde un número, por lo tanto, hay cuatro númeroscuánticos para cada electrón de un átomo. Los números cuánticos identifican y describen a cadaelectrón.

Estos 4 números cuánticos se denominan:

n número cuántico principal. número cuántico secundario o azimutal.m número cuántico magnético.s número cuántico de spin.

Interpretación

n: número cuántico principal

Determina el nivel energético de la región que ocupa el electrón. Cuanto mayor sea n, mayor esla energía de la nube electrónica. Cabe hacer notar que el movimiento de los electrones en estosniveles no es uniforme y la forma circular es sólo ilustrativa de éstas divisiones.

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: número cuántico secundario o azimutal

Determina la forma de la nube electrónica. Físicamente corresponde a la zona más probabledonde encontrar un electrón. El número cuántico azimutal es propio de cada orbital y esindependiente del nivel energético en el que probablemente se encuentre el electrón. Porconvención los valores permitidos son:

Orbital

s 0

p 1

d 2

f 3

Orbital s: ( = 0)

Orbitales p: ( = 1)

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Orbitales d: ( = 2)

Orbitales f: ( = 3)

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m: número cuántico magnético

Determina la orientación espacial de la nube electrónica en respuesta al campo magnético ejercidopor el núcleo atómico. Éste número magnético depende del azimutal y toma valores desde -

hasta + pasando por cero.

Por lo tanto:

tipo de orbital () orientaciones (m)número deorbitales

0 (s) 0 1

1 (p) -1, 0, 1 3

2 (d) -2, -1, 0, 1, 2 5

3 (f) -3, -2, -1, 0, 1, 2, 3 7

s: número cuántico de Spin

El estudio de los electrones revela la existencia de tres campos magnéticos distintos, el primeroestá asociado al movimiento del electrón en torno del núcleo y los otros dos son interpretadoscomo movimientos de rotación del electrón respecto a su propio eje.

Si el electrón fuese considerado como una esfera, tendría dos sentidos de rotación: horario yantihorario.

Se acostumbra a asociar a esos dos sentidos de rotación (que en realidad son los dos camposmagnéticos anteriormente referidos) dos números, cuyos valores son +½ ó -½.

Valores permitidos para los números cuánticos

Los valores permitidos para asignar los números cuánticos a cada electrón son los siguientes:

n = 1, 2, 3, 4, 5, 6, 7… (niveles: k, l, m, n, o, p, q…)

= 0, 1, 2, 3 (orbitales s, p, d y f, respectivamente)

m = 0, 1, 2,.... hasta

s = - ½ , +½

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PRINCIPIO DE CONSTRUCCIÓN (AUFBAU)

Principio de Mínima Energía

Todos los electrones que forman parte de un átomo adoptan los 4 números cuánticos que lespermiten tener la menor energía posible.

Puede afirmarse que, por regla general, los números cuánticos más bajos describen electrones demenor energía que los números cuánticos altos. Así el electrón con menor energía será aquel quetenga los siguientes números cuánticos:

n = 1 = 0 m = 0 s = +½

CONVENIO

Se asigna +½ al spin del primer electrón en un átomo.

Principio de Exclusión de Pauli

“No pueden existir en un mismo átomo dos electrones con sus cuatro números cuánticos iguales”.

Sí pueden existir dos electrones con tres números cuánticos iguales pero el cuarto debe serdistinto. Por cada orbital existen sólo 2 electrones en movimiento. El principio de exclusión esválido para todos los orbitales de un átomo. A partir del sexto electrón y los demás se requierecitar un nuevo principio.

Principio de Máxima Multiplicidad de Hund

Cuando los electrones penetran en un nivel de valores dados de “n” y “”, los valores de “s”

mantienen el mismo signo, o sea, igual spin (llamado spin paralelo) hasta que se hayasemicompletado la capacidad, sólo entonces se inicia el apareamiento. Dicho de otro modo, sólocuando se haya semicompletado un nivel de energía con los electrones, la regla de hund permiteel apareamiento y por tanto, completar el nivel electrónico.

De este modo la asignación de los números cuánticos para los primeros 10 electrones es lasiguiente:

n m s

1º 1 0 0 +½

2º 1 0 0 -½3º 2 0 0 +½

4º 2 0 0 -½5º 2 1 - 1 +½

6º 2 1 0 +½

7º 2 1 +1 +½

8º 2 1 - 1 -½9º 2 1 0 -½

10º 2 1 +1 -½

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En la tabla siguiente aparece la distribución de los electrones en los niveles cuánticos:

Capa n m Número de TOTAL

electrones distribuidos

K 1 0(s) 0 2 2

L 20(s)1(p)

0-1,0,+1

26

8

M 30(s)1(p)2(d)

0-1,0,+1

-2,-1,0,+1,+2

26

1018

N 4

0(s)1(p)2(d)3(f)

0-1,0,+1

-2,-1,0,+1,+2-3,-2,-1,0,+1,+2,+3

26

1014

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Conclusiones relevantes

Los electrones se distribuyen de a pares:

2 en 1 orbital llamados s 6 en 3 orbitales llamados p (px, py y pz) 10 en 5 orbitales llamados d (dxy, dxz, dyz, 2 2x -y

d y 2zd )

Las capacidades máximas de cada orbital son:

ORBITAL VALOR DE Nº MÁXIMO DE ELECTRONES

s 0 2p 1 6d 2 10f 3 14

Como cada orbital acepta hasta dos electrones, podemos deducir, que hay un orbital “s”,tres “p”, cinco “d” y siete “f”.

El orden en que son ocupados los orbitales puede encontrarse empleando una reglaempírica sencilla, ésta es, que los electrones entran generalmente en aquel orbital quetenga el valor mínimo posible para la suma (n +). Así, el orbital 4s (con n = 4 y = 0;

4+0 = 4) se llena antes que el 3d (con n = 3 y = 2; 3+2 =5).

En caso que resultara igual la suma en ambos casos, se llenará primero el que tenga elvalor más bajo de “n”.

Ejemplo: 3 d 3 + 2 = 54 p 4 + 1 = 5

Se llena primero el orbital 3 d (ya que n es menor).

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LA CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA DE LOS ÁTOMOS

El llenado de los niveles energéticos con electrones considerando el principio de construcción seconoce como “CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA”. Para el llenado con electrones debemosconsiderar los dos primeros números cuánticos, n y , el resto es seguir la lógica planteada por el

principio de Aufbau. El diagrama de Pauling es una ayuda para la asignación, así por ejemplo:

Capas Niveles Máximo nº e por nivel

R 8 8s 2Q 7 7s 7p 8P 6 6s 6p 6d 18O 5 5s 5p 5d 5f 32N 4 4s 4p 4d 4f 32M 3 3s 3p 3d 18L 2 2s 2p 8K 1 1s 2

La siguiente tabla muestra algunas configuraciones electrónicas:1 H 1 s1

2 He 1 s2

3 Li 1 s2 , 2 s1

4 Be 1 s2 , 2 s2

5 B 1 s2 , 2 s2 2 p1

6 C 1 s2 , 2 s2 2 p2

7 N 1 s2 , 2 s2 2 p3

8 O 1 s2 , 2 s2 2 p4

9 F 1 s2 , 2 s2 2 p5

10 Ne 1 s2 , 2 s2 2 p6

11 Na 1 s2 , 2 s2 2 p6 , 3 s1

12 Mg 1 s2 , 2 s2 2 p6, 3 s2

13 Al 1 s2 , 2 s2 2 p6 , 3 s2 3 p1

14 Si 1 s2 , 2 s2 2 p6 , 3 s2 3 p2

15 P 1 s2 , 2 s2 2 p6 , 3 s2 3 p3

16 S 1 s2 , 2 s2 2 p6 , 3 s2 3 p4

17 Cl 1 s2 , 2 s2 2 p6 , 3 s2 3 p5

18 Ar 1 s2 , 2 s2 2 p6 , 3 s2 3 p6

19 K 1 s2 , 2 s2 2 p6 , 3 s2 3 p6 , 4 s1

20 Ca 1 s2 , 2 s2 2 p6 , 3 s2 3 p6 , 4 s2

21 Sc 1 s2 , 2 s2 2 p6 , 3 s2 3 p6 , 4 s2 3 d1

22 Ti 1 s2 , 2 s2 2 p6 , 3 s2 3 p6 , 4 s2 3 d2

23 V 1 s2 , 2 s2 2 p6 , 3 s2 3 p6 , 4 s2 3 d3

24 Cr 1 s2 , 2 s2 2 p6 , 3 s2 3 p6 , 4 s1 3 d5-- *

25 Mn 1 s2 , 2 s2 2 p6 , 3 s2 3 p6 , 4 s2 3 d5

26 Fe 1 s2 , 2 s2 2 p6 , 3 s2 3 p6 , 4 s2 3 d6

27 Co 1 s2 , 2 s2 2 p6 , 3 s2 3 p6 , 4 s2 3 d7

28 Ni 1 s2 , 2 s2 2 p6 , 3 s2 3 p6 , 4 s2 3 d8

29 Cu 1 s2 , 2 s2 2 p6 , 3 s2 3 p6 , 4 s1 3 d10-- *

30 Zn 1 s2 , 2 s2 2 p6 , 3 s2 3 p6 , 4 s2 3 d10

Los asteriscos que aparecen en los elementos Cr y Cu, señalan que sucede una pequeña irregularidad en favor de la estabilidad delelemento; el orbital d “le quita” un electrón al orbital “s” para semicompletar y completar los orbitales “d”. Se produce entonces una

promoción electrónica desde un orbital s a un orbital d.

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TEST DE EVALUACIÓN MÓDULO 04

1. El concepto de “electrones de valencia” se refiere a

A) los electrones del primer nivel energético.B) los electrones más atraídos por el núcleo.C) el número de electrones por nivel energético.D) la cantidad de electrones en el nivel de mayor energía.E) la equivalencia entre electrones y protones para un elemento.

2. ¿Cuál o cuáles de las siguientes afirmaciones NO es correcta respecto de los átomos y laconfiguración electrónica?

I) La configuración electrónica basal para el Hidrógeno es 1s0, 2s1

II) El átomo de Neón 10Ne posee 2 niveles de energía completos con electrones.III) El número cuántico principal para el último electrón del átomo de Litio (Z=3)

es 2.

A) Sólo I.B) Sólo III.C) Sólo I y II.D) Sólo I y III.E) I, II y III.

3. Si un átomo en estado basal presenta la siguiente configuración electrónica extendida:

1s2, 2s2 2p6, 3s2 3p6, 4s1

La correcta configuración condensada es

A) [10Ne] 4s1

B) [18Ar] 4s1

C) [10Ne] 4s2

D) [10Ne] 3p6 4s1

E) [18Ar] 3p6 4s2

4. El número de orbitales atómicos con electrones que presenta el elemento Cloro (Z=17) enestado basal es

A) 3B) 5C) 7D) 9E) 12

5. Considerando la configuración electrónica para el elemento 9F, el último electrón debieraencontrarse en el orbital

A) sB) px

C) py

D) pz

E) dxy

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6. Si un elemento químico en estado fundamental presenta 2 niveles energéticos con electrones y4 electrones de valencia, debe presentar

A) 8 electrones en total.B) 5 orbitales atómicos.C) número atómico 6.D) número másico 6.E) 4 neutrones.

7. Si el átomo de Sodio (11Na) pierde un electrón, entonces

A) transmuta en Neón (10Ne).B) se transforma en un anión.C) modifica la cantidad de neutrones.D) emite desde el núcleo emisiones de tipo beta.E) disminuye el número de niveles con electrones.

8. La causa fundamental del paramagnetismo (sustancias atraídas por un campo magnético) esla presencia de 1 o más electrones desapareados. De la siguiente lista de elementos atómicos,¿cuál debiera presentar este comportamiento?

A) 6CB) 20CaC) 10NeD) 12MgE) 18Ar

9. El primer electrón ubicado en el primer orbital pX de cualquier átomo que lo contenga, tienenúmero cuántico m de valor

A) 0B) -1C) +1D) -2E) +2

10. Los elementos con números atómicos 7 y 15, tienen en común el número de

I) niveles energéticos con electrones. II) electrones en el nivel de valencia.III) electrones desapareados

De las anteriores es (son) correcta(s)

A) sólo I.B) sólo II.C) sólo III.D) sólo I y II.E) sólo II y III.

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11.De la siguiente lista de especies químicas, aquella que presenta la mayor cantidad de nivelesenergéticos con electrones es

A) 15P-3

B) 21Sc+3

C) 17Cl+1

D) 22Ti+1

E) 19K+1

12. Los átomos 4Be, 12Mg y 20Ca, tienen en común el número

A) atómico.B) de electrones.C) de neutrones.D) de electrones en el nivel externo.E) de partículas en el núcleo.

13.Considerando la configuración electrónica de la pregunta 14, los respectivos númeroscuánticos n y (principal y secundario) para el último electrón deben ser

A) 1 y 0B) 2 y 1C) 4 y 0D) 3 y 2E) 4 y 1

14.Si la configuración electrónica para un ion negativo es 1s2, 2s2 2p6, y el número atómico paraéste es 8, entonces se infiere que la carga del ion será

A) -1B) +1C) -2D) +2E) -3

15.Respecto del átomo de Aluminio cuyo número atómico es 13, se infiere correctamente que

A) posee 2 niveles de energía con electrones.B) presenta 3 electrones en el nivel más externo.C) tiene 8 electrones en el primer nivel de energía.D) es un átomo con comportamiento diamagnético.E) 10 de sus electrones están ubicados en orbitales de tipo p.

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