Ejercicios de la formula cuadrática, Ejercicios de Matemáticas Aplicadas

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UNIDAD IV:

CONFIGURACIÓN

ELECTRÓNICA

FACULTAD DE CIENCIAS

ASIGNATURA: QUIMICA GENERAL

Temario:

4. 1 Orbitales en átomos poli electrónicos.
5. 2 Simbología de Lewis

• Principio de Exclusión de Pauli
• Regla del Hund 4.3 Configuración electrónicas y Tabla Periódica
  4. 4 Capas electrónicas en los átomos
• Diagrama de cajas
• Forma Espectroscópica completa
• Forma Espectroscópica abreviada 4.5 Energía de ionización y afinidad electrónica

Reglas para el llenado electrónico

1. Principio de exclusión de Pauli

Hasta ahora conocemos que un electrón en un orbital está definido por sus cuatro números

cuánticos. En 1925, el físico austríaco Wolfgang Pauli formuló su principio de exclusión que

expresa:

«En ningún átomo puede existir un estado tal, que dos de sus electrones tengan los cuatro

números cuánticos iguales; al menos un número cuántico debe ser diferente».

Lo cual conduce a establecer que: ningún orbital atómico puede contener más de dos

electrones. Los dos electrones solamente pueden ocupar el mismo orbital si poseen espines

opuestos.

Por ejemplo, el hidrógeno posee un sólo electrón y este se encuentra en el orbital 1s. El

conjunto de números cuánticos que describen a este electrón debe ser:

En el átomo de helio, que tiene dos electrones, cada uno debe tener un conjunto distinto de números cuánticos

La secuencia energética de los subniveles que resulta de

la aplicación de la regla de la diagonal

es la siguiente:

3. Regla de Hund La regla de Hund establece que el ordenamiento más estable de electrones, en los subniveles p, d o f, es aquel donde está el número máximo de electrones desapareados, todos ellos con el espín en el mismo sentido. En otras palabras, mientras no exista un electrón en cada uno de los orbitales de un mismo subnivel p, d o f , no se aparearán los electrones. Tambien se puede enunciar: “en orbitales del mismo subnivel que tengan el mismo valor de n y l, no puede existir apareamiento electrónico, hasta que exista por lo menos un electrón en cada orbital, con el espin en la misma orientación o sentido.”

2. En forma gráfica o vectorial conocida también como diagrama de cajas de orbitales Este tipo de configuración nos permite indicar el número de electrones en cada orbital y el sentido de los espines de cada uno de ellos, por medio de flechas ↑↓. Veamos algunos ejemplos:

En el caso del hidrógeno (Z =1), se acomoda su único electrón

en el orbital 1s. En la configuración electrónica del helio,

se ubican sus dos electrones en el orbital 1s con espines

opuestos.

En el litio (Z = 3), los dos primeros electrones saturan el

orbital 1s, y el tercer electrón se coloca en el orbital 2s.

Con el berilio (Z = 4), se satura el orbital 2s al ubicarse el

cuarto y último electrón con espín opuesto.

¿Sabías qué...al último electrón que se acomoda en la configuración electrónica de un átomo, siguiendo las

reglas de distribución electrónica, se le denomina electrón diferencial? Porque marca la diferencia entre un

átomo de un elemento y otro diferente.

En la configuración electrónica del

boro (Z = 5), los orbitales 1s y 2s se

saturan con un par de electrones en

cada orbital, y su electrón diferencial

se ubica en el orbital 2 px.

En el átomo de carbono (Z = 6), cuatro

electrones saturan los orbitales 1s

y 2s, los dos restantes se distribuyen,

uno en el orbital 2 px y el otro en

el orbital 2 py.

¿Sabías qué... a los orbitales que pertenecen a un mismo subnivel se les denomina orbitales degenerados?

Su nombre pudiera llevarnos a pensar otra cosa, sin embargo, se les llama así, porque tienen energías

equivalentes, ejemplo de ello, son los orbitales p,d y f.

Actividad

Usando la notación exponencial, vectorial y tipo kernel construya la configuración electrónica del fósforo.

Notación exponencial: ___________________________________________

Notación vectorial: ___________________________________________

Notación tipo kernel: ___________________________________________

Actividad Determina la configuración electrónica del nitrógeno, oxígeno y flúor e indica los valores de sus números cuánticos del electrón diferencial.

Clasificación de los grupos de elementos en la tabla periódica de acuerdo con el tipo de subnivel externo

llenado por los electrones.

Propiedades periódicas Se denominan propiedades periódicas a aquellas propiedades que varían en forma regular a lo largo de un periodo o de un grupo. Algunas de estas propiedades son las siguientes: tamaño atómico, potencial de ionización, afinidad electrónica y electronegatividad.

Radio covalente

Ejemplos:

La distancia internuclear en el enlace Br-Br en la molécula

Br2, es 228.6 pm. Así, podemos decir que el radio

atómico del Br es de 114.3 pm

La

La distancia internuclear en el enlace C-C, del diamante es 154 pm. Así, podemos decir que el radio atómico del

C es de 77 pm.

Si el carbono y el bromo se unen, C-Br, la distancia de enlace entre ellos debe ser:

114pm + 77pm = 191 pm

Cuando se unen dos átomos del mismo elemento, el radio atómico se define como la mitad de la

distancia entre los dos núcleos.

Los datos obtenidos de manera indirecta, no difieren mucho de los datos obtenidos experimentalmente. Al graficar los radios atómicos con respecto al número atómico, se han encontrado las siguientes tendencias periódicas.

1. Dentro de un grupo de la tabla periódica, el radio atómico aumenta de arriba hacia abajo, debido a que aumentan los niveles de energía y por consiguiente la distancia del núcleo hacia los electrones externos.
2. En un periodo, el radio atómico disminuye de izquierda a derecha. Esto se debe a que al recorrer un periodo se mantiene constante el número de electrones internos, mientras que el número de electrones externos aumenta y provoca que se incremente la carga nuclear efectiva y disminuya el tamaño.