ESTRUCTURA DE LA MATERIA

1. ESTRUCTURA DE LA MATERIA Química 2º Bachillerato

2. John Dalton Para él tenía que cumplirse, ante todo, que los átomos de un mismo elemento debían tener la misma masa. Con esta idea, Dalton publicó en 1808 su Teoría Atómica que podemos resumir: La materia está formada por partículas muy pequeñas, llamadas átomos , que son indivisibles e indestructibles. Todos los átomos de un mismo elemento tienen la misma masa atómica. Los átomos se combinan entre si en relaciones sencillas para formar compuestos. Los cuerpos compuestos están formados por átomos diferentes. Las propiedades del compuesto dependen del número y de la clase de átomos que tenga.

3. Joseph John Thomson (1856-1940) Físico Británico estudió las propiedades eléctricas de la materia, especialmente la de los gases. Descubrió que los rayos catódicos estaban formados por partículas cargadas negativamente (hoy en día llamadas electrones), de las que determinó la relación entre su carga y masa. En 1906 le fue concedido el premio Nóbel por sus trabajos. Millikan calculó experimentalmente el valor de la carga eléctrica negativa de un electrón mediante su experimento con gotas de aceite entre placas de un condensador. Dió como valor de dicha carga e = 1,6 * 10 -19 culombios. La medida directa del cociente carga-masa, e/m, de los electrones por J.J.Thomson en 1897 puede considerarse justamente como el principio para la compresión actual de la estructura atómica.

4. Modelo atómico de Thomson Thomson define así su modelo de átomo : Considera el átomo como una gran esfera con carga eléctrica positiva, en la cual se distribuyen los electrones como pequeños granitos (de forma similar a las semillas en una sandía) Concebía el átomo como una esfera de carga positiva uniforme en la cual están incrustados los electrones.

5. Ernest Rutherford, (1871-1937) Físico Inglés, nació en Nueva Zelanda, profesor en Manchester y director del laboratorio Cavendish de la universidad de Cambridge. Premio Nobel de Química en 1908. Sus brillantes investigaciones sobre la estructura atómica y sobre la radioactividad iniciaron el camino a los descubrimientos más notables del siglo. Estudió experimentalmente la naturaleza de las radiaciones emitidas por los elementos radiactivos. Tras las investigaciones de Geiger y Mardsen sobre la dispersión de partículas alfa al incidir sobre láminas metálicas, se hizo necesario la revisión del modelo atómico de Thomson, que realizó Rutherford entre 1909-1911. Puesto que las partículas alfa y beta atraviesan el átomo, un estudio riguroso de la naturaleza de la desviación debe proporcionar cierta luz sobre la constitución de átomo, capaz de producir los efectos observados. Las investigaciones se produjeron tras el descubrimiento de la radioactividad y la identificación de las partículas emitidas en un proceso radiactivo.

6. Experimento para determinar la constitución del átomo La mayoría de los rayos alfa atravesaba la lámina sin desviarse, porque la mayor parte del espacio de un átomo es espacio vacío. Algunos rayos se desviaban, porque pasan muy cerca de centros con carga eléctrica del mismo tipo que los rayos alfa (CARGA POSITIVA). Muy pocos rebotan, porque chocan frontalmente contra esos centros de carga positiva.

7. ElModelo Atómico de Rutherford quedó así: - Todo átomo está formado por un núcleo y corteza. • El núcleo, muy pesado, y de muy pequeño tamaño, formado por un número de protones, donde se concentra toda la masa atómica. • Existiendo un gran espacio vacío entre el núcleo y la corteza donde se mueven los electrones. NÚMERO ATÓMICO= número de protones del núcleo que coincide con el número de electrones si el átomo es neutro.

8. En 1932 el inglés Chadwik al bombardear átomos con partículas observó que se emitía una nueva partícula sin carga y de masa similar al protón, acababa de descubrir el NEUTRÓN En el núcleo se encuentran los neutrones y los protones.  - Puesto que la materia es neutra el núcleo deberá tener un número de cargas positivas protones ( número atómico=Z ) igual al de electrones corticales. En el núcleo es donde están también los neutrones • Los electrones giran a grandes distancias del núcleo de modo que su fuerza centrífuga es igual a la atracción electrostática, pero de sentido contrario. Al compensar con la fuerza electrostática la atracción del núcleo evita caer contra él y se mantiene girando alrededor.

9. Partícula Carga Masa PROTÓN p+ +1 unidad electrostática de carga = 1,6. 10-19 C 1 unidad atómica de masa (u.m.a.) =1,66 10-27kg NEUTRON n 0 no tiene carga eléctrica, es neutro 1 unidad atómica de masa (u.m.a.) =1,66 10-27 kg ELECTRÓN e- -1 unidad electrostática de carga =-1,6. 10-19C Muy pequeña y por tanto despreciable comparada con la de p+ y n 1/1840 umas PARTÍCULAS FUNDAMENTALES NÚCLEO = Zona central del átomo donde se encuentran protones y neutrones CORTEZA =Zona que envuelve al núcleo donde se encuentran moviéndose los electrones Los protones y neutrones determinan la masa de los átomos y los electrones son los responsables de las propiedades químicas. NÚMERO ATÓMICO (Z)al número de protones que tiene un átomo. Coincide con el número de electrones si el átomo está neutro. Todos los átomos de un mismo elemento tienen el mismo número de protones, por lo tanto, tienen el mismo número atómico.

10. NÚMERO MÁSICO (A)a la suma de los protones y los neutrones que tiene un átomo. Es el número entero más próximo a la masa del átomo medida en unidades de masa atómica (la masa de la Tabla periódica redondeada). ISÓTOPOSa átomos de un mismo elemento que se diferencian en el número de neutrones. Tienen por tanto el mismo número atómico(Z) pero diferente número másico(A). Cuando un elemento está formado por varios isótopos, su masa atómica se establece como una media ponderada de las masas de sus isótopos Por ejemplo: Un átomo se representa por: Su símbolo = una letra mayúscula o dos letras, la primera mayúscula que derivan de su nombre. Ca , H , Li, S, He.... Su número atómico (Z) que se escribe abajo a la izquierda. Su número másico (A) que se escribe arriba a la izquierda. IONES a átomos o grupos de átomos que poseen carga eléctrica porque han ganado o perdido electrones. Pueden ser: CATIONESsi poseen carga positiva y, por tanto, se han perdido electrones. ANIONES si poseen carga negativa y , por tanto, se han ganado electrones.

11. Crítica del modelo de Rutherford: Fue fundamental la demostración de la discontinuidad de la materia y de los grandes vacíos del átomo. Por lo demás, presenta deficiencias y puntos poco claros:   - Según la ya probada teoría electromagnética de Maxwell, al ser el electrón una partícula cargada en movimiento debe emitir radiación constante ya que crea un campo magnético y por tanto, perder energía. Esto debe hacer que disminuya el radio de su órbita y el electrón terminaría por caer en el núcleo; el átomo sería inestable. Por lo tanto, no se puede simplificar el problema planteando, para un electrón, que la fuerza electrostática es igual a la centrífuga debe haber algo más. • Era conocida en el momento de diseñar su teoría la hipótesis de Planck que no era tuvo en cuenta. • -Tampoco es coherente con los resultados de los espectros atómicos. Los experimentos de Rutherford eran definitivos, pero el planteamiento era incompleto y lógicamente, también los cálculos.

12. LA RADIACIÓN ELECTROMAGNÉTICA. • Una onda electromagnética consiste en la oscilación de un campo eléctrico y otro magnético en direcciones perpendiculares, entre sí, y a su vez, perpendiculares ambos a la dirección de propagación. • Viene determinada por su frecuencia ( ) y por su longitud de onda ( ) relacionadas entre sí por: λ=LONGITUD DE ONDA: distancia entre dos puntos consecutivos de la onda con igual estado de vibración n =FRECUENCIA: número de oscilaciones por unidad de tiempo C= velocidad de propagación de la luz =3.108m/s Propagación ondulatoria λ

13. Espectro continuo de la luz es la descomposición de la luz en todas su longitudes de onda mediante un prisma óptico.   ESPECTRO ELECTROMAGNÉTICO:Es el conjunto de todas las radiaciones electro-magnéticas desde muy bajas longitudes de ondas (rayos  10–12 m) hasta kilómetros (ondas de radio)

14. Espectro de absorción: se obtiene cuando un haz de luz blanca atraviesa una muestra de un elemento y, posteriormente, la luz emergente se hace pasar por un prisma (que separa la luz en las distintas frecuencias que la componen) Espectro de absorción Espectro atómico de absorción Cuando la radiación atraviesa un gas, este absorbe una parte, el resultado es el espectro continuo pero con rayas negras donde falta la radiación absorbida.

15. Espectro de emisión Espectro de emisión: se obtiene cuando una muestra gaseosa de un elemento se calienta hasta altas temperaturas y se hace pasar la luz emitida a través de un prisma ESPECTRO DE EMISIÓN Estas radiaciones dispersadas en un prisma de un espectroscopio se ven como una serie de rayas, y el conjunto de las mismas es lo que se conoce como espectro de emisión. Cuando a los elementos en estado gaseoso se les suministra energía (descarga eléctrica, calentamiento...) éstos emiten radiaciones de determinadas longitudes de onda.

16. El espectro de emisión de un elemento es el negativo del espectro de absorción: a la frecuencia a la que en el espectro de absorción hay una línea negra, en el de emisión hay una línea emitida ,de un color, y viceversa Cada elemento tiene un espectro característico; por tanto, un modelo atómico debería ser capaz de justificar el espectro de cada elemento.

18. Aparecen en la zona infrarroja del espectro ʋ = C • Serie Balmer hasta n=2: aparece en la zona visible del espectro. • Serie Lyman hasta n=1: aparece en la zona ultravioleta del espectro. • Serie Paschen n=3 • Serie Bracket • n=4 • Serie Pfund • n=5 (R = 1,0968 x 107 m–1)

19. TEORÍA CUÁNTICA DE PLANCK La teoría cuántica se refiere a la energía: Cuando una sustancia absorbe o emite energía, no puede absorberse o emitirse cualquier cantidad de energía, sino que definimos una unidad mínima de energía, llamada cuanto (que será el equivalente en energía a lo que es el átomo para la materia). O sea cualquier cantidad de energía que se emita o se absorba deberá ser un número entero de cuantos. Cuando la energía está en forma de radiación electromagnética (es decir, de una radiación similar a la luz), se denomina energía radiante y su unidad mínima recibe el nombre de fotón. La energía de un fotón viene dada por la ecuación de Planck: E = h · n h: constante de Planck = 6.62 · 10-34 Joule · segundo n: frecuencia de la radiación La materia y la energía son discontínuas

20. Ánodo Cátodo Electrones h n es la energía luminosa que llega al metal, Ec es la energía cinética máxima del electrón emitido y h n0 es la energía mínima, energía umbral (trabajo de extracción) para desalojar al electrón de la superficie metálica h n = h n0 + Ec EL EFECTO FOTOELÉCTRICO  Consiste en la emisión de electrones por la superficie de un metal cuando sobre él incide luz de frecuencia suficientemente elevada  La luz incide sobre el cátodo (metálico) produciendo la emisión de e- que llegan al ánodo y establecen una corriente que es detectada por el amperímetro  La física clásica no explica que la energía cinética máxima de los e- emitidos dependa de la frecuencia de la radiación incidente, y que por debajo de una frecuencia llamada frecuencia umbral, no exista emisión electrónica  Einstein interpretó el fenómeno aplicando el principio de conservación de la energía y la teoría de Planck:

21. MODELO ATÓMICO DE BÖHR. (En qué se basó) El modelo atómico de Rutherford llevaba a unas conclusiones que se contradecían claramente con los datos experimentales. La teoría de Maxwell echaba por tierra el sencillo planteamiento matemático del modelo de Rutherford. El estudio de las rayas de los espectros atómicos permitió relacionar la emisión de radiaciones de determinada “ ” (longitud de onda) con cambios energéticos asociados a saltos entre niveles electrónicos. La teoría de Planck le hizo ver que la energía no era algo continuo sino que estaba cuantizada en cantidades hn.

22. MODELO ATÓMICO DE BÖHR Primer postulado: El electrón gira alrededor del núcleo en órbitas circulares sin emitir energía radiante llamadas ÓRBITAS ESTACIONARIAS.Cuando el átomo se encuentra en ésta situación se dice que está en ESTADO ESTACIONARIO y si ocupa el nivel de energía más bajo se dice que está en ESTADO FUNDAMENTAL. Así, el primer postulado nos indica que el electrón no puede estar a cualquier distancia del núcleo, sino que sólo hay unas pocas órbitas posibles, las cuales vienen definidas por los valores permitidos para un parámetro que se denomina número cuántico principaln. Segundo postulado: Sólo son posibles aquellas órbitas en las que el electrón tiene un momento angular que es múltiplo entero de h /(2 · π) Momento angular: L= r.m.v r=radio de la órbita, m=masa del electrón y v= velocidad que lleva el electrón

23. h 2mv rn= n n = número cuántico principal r = radio de la órbita h = cte de Planck=6,62.10-34J.s k = Cte de Coulomb m = masa del e- q = carga del e- V=velocidad del electrón en la órbita rn= n2a0 • En las órbitas ESTACIONARIAS los electrones se mueven sin perder energía Los radios de las órbitas están cuantizados ( su valor depende de n)

24. Rh = cte Rydberg = 2,180·10-18 J n = número cuántico principal ,número entero (1,2,3....) Tercer Postulado La energía liberada al caer el electrón desde una órbita a otra de menor energía se emite en forma de fotón, cuya frecuencia viene dada por la ecuación de Planck: Ea - Eb = h · n Un electrón podrá saltar de una órbita a otra absorbiendo o emitiendo la energía necesaria, que corresponde a la diferencia energética de las órbitas. Así, cuando el átomo absorbe (o emite) una radiación, el electrón pasa a una órbita de mayor (o menor) energía, y la diferencia entre ambas órbitas se corresponderá con una línea del espectro atómico de absorción (o de emisión).

25. n =  E = 0 J n = 5 E = –0,87 · 10–19 J n = 4 E = –1,36 · 10–19 J n = 3 E = –2,42 · 10–19 J n = 2 E = –5,43 · 10–19 J n = 1 E = –21,76 · 10–19 J Niveles permitidos según el modelo de Bohr(calculados para el átomo de hidrógeno) Energía

26. •Si un electrón asciende desde una órbita ni a otra de mayor energía nj debe absorber una cantidad de energía igual a: E = E(nj) – E(ni) •Si un electrón desciende desde una órbita nj a otra de menor energía ni, la diferencia de energía se emite en el salto E = E(nj) – E(ni) E = h La energía intercambiada por un electrón en un salto puede adoptar la forma de radiación electromagnética, que puede considerarse una onda o un chorro de partículas llamadas fotones cuya energía es proporcional a la frecuencia de radiación (): Según el valor de su longitud de onda, las radiaciones electromagnéticas se dividen en: rayos gamma, rayos X, ultravioleta, visible, infrarrojo, microondas, ondas de radio

27. •Si un electrón asciende desde una órbita ni a otra de mayor energía nj debe absorber una cantidad de energía igual a: E = E(nj) – E(ni) •Si un electrón desciende desde una órbita nj a otra de menor energía ni, la diferencia de energía se emite en el salto E = E(nj) – E(ni) E = h La energía intercambiada por un electrón en un salto puede adoptar la forma de radiación electromagnética, que puede considerarse una onda o un chorro de partículas llamadas fotones cuya energía es proporcional a la frecuencia de radiación (): El modelo atómico de Bohr explica satisfactoriamente el espectro del átomo de hidrógeno • Los espectros de absorción se originan cuando los electrones absorben la energía de los fotones y ascienden desde un nivel (ni) hasta otro de mayor energía (nj)

28. •La conservación de la energía exige que la energía del fotón absorbido o emitido sea igual a la diferencia de energía de las órbitas entre las que se produce el salto del electrón •Sólo se emiten fotones cuya energía coincide con la diferencia de energía entre dos niveles permitidos: por ello, el espectro consta solo de determinadas frecuencias,, que verifican: • Los espectros de emisión se deben a las radiaciones emitidas cuando un electrón “excitado” en un nivel alto (nj) desciende a otro nivel de energía inferior (ni)

29. Por tanto, las frecuencias de las líneas del espectro satisfacen la ecuación: constante de Rydberg RH = 2,18 x 10-18 J (para el hidrógeno) ʋ = C De acuerdo con el modelo de Bohr, la energía de las diferentes órbitas viene dada por: Ea - Eb = h · n n = (Ea - Eb )/h Que coincide con la fórmula obtenida experimentalmente por los espectroscopistas para el espectro del hidrógeno Los espectroscopistas habían calculado y estudiado a fondo las rayas del espectro atómico más sencillo, el del átomo de hidrógeno. Cada uno estudió un grupo de rayas del espectro. (R = 1,0968 x 107 m–1)

31. Serie Balmer hasta n=2: aparece en la zona visible del espectro. • Serie Lyman hasta n=1: aparece en la zona ultravioleta del espectro. • Serie Paschen n=3 • Serie Bracket • n=4 • Serie Pfund • n=5 Aparecen en la zona infrarroja del espectro constante de Rydberg RH = 2,18 x 10-18 J (para el hidrógeno)

32. Número cuántico secundario o azimutal (L): corrección de Sommerfeld El desdoblamiento de algunas rayas espectrales observado con las mejoras técnicas de algunos espectroscopios llevó a la necesidad de justificar estas nuevas rayas y por tanto de corregir el modelo de Bohr. En 1916, Sommerfeld modificó el modelo de Böhr considerando que las órbitas del electrón no eran necesariamente circulares, sino que también eran posibles órbitas elípticas; esta modificación exige disponer de dos parámetros para caracterizar al electrón. Una elipse viene definida por dos parámetros, que son los valores de sus semiejes mayor y menor. En el caso de que ambos semiejes sean iguales, la elipse se convierte en una circunferencia. Así, introducimos el número cuántico secundario o azimutal (l), cuyos valores permitidos son: L= 0, 1, 2, ..., n – 1 Por ejemplo, si n = 3, los valores que puede tomarL serán: 0, 1, 2

33. Número cuántico magnético (m). El efecto Zeemann se debe a que cualquier carga eléctrica en movimiento crea un campo magnético; por lo tanto, también el electrón lo crea, así que deberá sufrir la influencia de cualquier campo magnético externo que se le aplique. Aplicando un campo magnético a los espectros atómicos las rayas se desdoblan lo que indica que deben existir diferentes orientaciones posibles . Indica las posibles orientaciones en el espacio que puede adoptar la órbita del electrón cuando éste es sometido a un campo magnético externo (efecto Zeemann). Valores permitidos: - L, ..., 0, ..., + L Por ejemplo, si el número cuántico secundario vale L= 2, los valores permitidos para m serán: -2, -1, 0, 1, 2 Número cuántico de espín (s). Indica el sentido de giro del electrón en torno a su propio eje. Puede tomar sólo dos valores para el electrón: +1/2, -1/2.

34. Cada electrón viene determinado por 4 números cuánticos: n, l, m y s (los tres primeros determinan cada orbita, y el cuarto “s” sirve para diferenciar a cada uno de los dos e– que componen el mismo). • Los valores de éstos son los siguientes: número cuántico principal (n) número cuántico secundario o azimutal (l) número cuántico magnético (m) número cuántico de espín (s) • n = 1, 2, 3, 4, ... (nº de capa o nivel) • l = 0, 1, 2, ... (n – 1) (forma del orbita o subnivel) • m = – l, ... , 0, ... l (orientación orbita o orbital) • s = – ½ , + ½ (spín rotación del electrón )

35. De Broglie sugirió que un electrón puede mostrar propiedades de onda. La longitud de onda asociada a una partícula de masa m y velocidad v, viene dada por donde h es la constante de Planck Cada electrón tenía una órbita fijada. La probabilidad de encontrarlo en una órbita de radio ro es del 100% La probabilidad de encontrar al electrón en una órbita de radio r es máxima cuando r = ro Modelo de Bohr Modelo cuántico MECÁNICA CUÁNTICA. La mecánica cuántica surge ante la imposibilidad de dar una explicación satisfactoria, con el modelo de Bohr, a los espectros de átomos con más de un electrón Se fundamenta en dos hipótesis • La dualidad onda corpúsculo • Principio de incertidumbre de Heisenberg Heisenberg propuso la imposibilidad de conocer con precisión, y a la vez, la posición y la velocidad de una partícula. Se trata al electrón como una onda y se intenta determinar la probabilidad de encontrarlo en un punto determinado del espacio

36. ORBITAL Un orbital es una solución de la ecuación de ondas aplicada a un átomo. Determina la región del espacio en el átomo donde hay una probabilidad muy alta de encontrar a los electrones La función de onda no permite saber en qué punto del espacio se encuentra el electrón en cada momento, pero sí la probabilidad de encontrarlo en una región determinada La probabilidad de encontrar al electrón dentro de la región dibujada es del 90% Mientras que en el modelo de Bohr cada nivel corresponde a una única órbita, ahora puede haber varios orbitales correspondientes a un mismo nivel energético En el átomo de hidrógeno hay n2 orbitales en el nivel de energía n-ésimo. Al valor n se le denomina número cuántico principal

37. En átomos polielectrónicos, los n2 orbitales del nivel n dejan de tener todos la misma energía y se separan en diferentes subniveles • Los distintos subniveles se diferencian por medio de un parámetro, denominado número l=0  letra s l=0  letra s l=1  letra p l=2  letra d cuántico secundario, l, y se nombran mediante una letra para n = 1  l=0  letra s l=1  letra p para n = 2  para n = 3  ORBITALES Y NÚMEROS CUÁNTICOS • El número de subniveles que hay en un nivel depende del valor de n para n=1 (primer nivel de energía principal)  un subnivel para n=2 (segundo nivel de energía principal)  dos subniveles para n=n (n-ésimo nivel de energía principal)  n subniveles Al pasar de Z=1 a Z>1, el nivel de energía n se separa en n subniveles. El número de orbitales en un subnivel dado es igual a (2L + 1)

38. Nomenclatura de los subniveles Valor de l 0 1 2 3 Letras s p d f

40. El átomo está formado por un núcleo donde se encuentran los neutrones y los protones y los electrones giran alrededor en diferentes orbitales. MODELO ACTUAL ORBITAL: ZONA DEL ESPACIO EN TORNO AL NÚCLEO DONDE LA POSIBILIDAD DE ENCONTRAR AL ELECTRÓN ES MÁXIMA • Los electrones se sitúan en orbitales, los cuales tienen capacidad para situar dos de ellos: • 1ª capa: 1 orb. “s” (2 e–) • 2ª capa: 1 orb. “s” (2 e–) + 3 orb. “p” (6 e–) • 3ª capa: 1 orb. “s” (2 e–) + 3 orb. “p” (6 e–) 5 orb. “d” (10 e–) • 4ª capa: 1 orb. “s” (2 e–) + 3 orb. “p” (6 e–) 5 orb. “d” (10 e–) + 7 orb. “f” (14 e–) • Y así sucesivamente… s2 p6 d10 f14 Primero se indica el nivel que es el número cuántico principal n Los valores del número cuántico L (subnivel) indican la letra del orbital que corresponde: (L=0 es s ; L=1 es p ; L=2 es d ; L=3 es f) Los valores de m indican los diferentes orbitales que caben en cada subnivel. En cada orbital solo caben dos electrones uno girando de un lado y otro del otro+1/2 y –1/2 número de spin

41. LA FORMA DE LOS ORBITALES • Orbitales s (l=0) - tienen forma esférica - la probabilidad de encontrar al electrón es la misma en todas las direcciones radiales - la distancia media del electrón al núcleo sigue el orden 3s > 2s > 1s • Orbitales p (l=1) • tienen forma de elipsoides de revolución y se diferencian sólo en la orientación en el espacio • un electrón que se encuentre en un orbital px pasa la mayor parte del tiempo en las proximidades del eje X. Análogamente ocurren con py y pz - los tres orbitales np tienen igual forma y tamaño

42. Orbitales d (l=2) - tienen forma de elipsoides de revolución - tienen direcciones y tamaños distintos a los p El valor de n afecta al tamaño del orbital, pero no a su forma. Cuanto mayor sea el valor de n, más grande es el orbital

43. LA ENERGÍA DE LOS ORBITALES. La energía de un orbital depende de los valores de los números cuánticos principal y secundario pero no del magnético, por tanto todos los orbitales de un mismo subnivel tienen la misma energía Conforme se van llenando de electrones, la repulsión entre estos modifica la energía de los orbitales y todos disminuyen su energía (se estabilizan) al aumentar Z, pero unos más que otros, y esto origina que su orden energético no sea constante Los orbitales vacíos tienen unos niveles energéticos definidos primeramente por el número cuántico principal y luego por el secundario

44. La energía de un orbital perteneciente a un átomo polielectrónico no es única. Sin embargo, en referencia a su sucesivo llenado, el orden de energía a utilizar es el siguiente: Regla de llenado de Hund: la energía de un orbital en orden a su llenado es tanto menor cuanto más pequeña sea la suma (n+l). Cuando hay varios orbitales con igual valor de n+l, tiene mayor energía aquel que tenga menor valor de n

45. COLOCACIÓN DE LOS ELECTRONES EN UN DIAGRAMA DE ENERGÍA • Se siguen los siguientes principios: • Principio de mínima energía (aufbau) • Principio de máxima multiplicidad (regla de Hund) • Una vez colocados se cumple el principio de exclusión de Pauli. • Se rellenan primero los niveles con menor energía. • No se rellenan niveles superiores hasta que no estén completos los niveles inferiores. Principio de mínima energía (aufbau) • Cuando un nivel electrónico tenga varios orbitales con la misma energía, los electrones se van colocando lo más desapareados posible en ese nivel electrónico. • No se coloca un segundo electrón en uno de dichos orbitales hasta que todos los orbitales de dicho nivel de igual energía están semiocupados (desapareados). Principio de máxima multiplicidad (regla de Hund) “No puede haber dos electrones con los cuatro números cuánticos iguales en un mismo átomo” Principio de exclusión de Pauli.

46. Orbitales Elemento Configuración electrónica 1s 2s 2px 2py 2pz 3s 1s1 H He 1s2 Li 1s2 2s1 Be 1s2 2s2 B 1s2 2s2 2p1 C 1s2 2s2 2p2 N 1s2 2s2 2p3 1s2 2s2 2p4 O F 1s2 2s2 2p5 Ne 1s2 2s2 2p6 Na 1s2 2s2 2p6 3s1

47. 6 p 5 d 6s 4 f 5 p 4 d Energía 5 s 4 p 3 d 4 s 3 p 3 s 2 s 2 p n = 1; l = 0; m = 0; s = + ½ n = 2; l = 0; m = 0; s = – ½ n = 2; l = 0; m = 0; s = + ½ n = 2; l = 1; m = – 1; s = – ½ n = 2; l = 1; m = 0; s = – ½ n = 2; l = 1; m = + 1; s = – ½ n = 2; l = 1; m = – 1; s = + ½ n = 2; l = 1; m = 0; s = + ½ n = 3; l = 1; m = 0; s = + ½ n = ; l = ; m = ; s = n = 3; l = 0; m = 0; s = + ½ n = 3; l = 1; m = – 1; s = – ½ n = 3; l = 1; m = 0; s = – ½ n = 3; l = 1; m = + 1; s = – ½ n = 1; l = 0; m = 0; s = – ½ n = 4; l = 1; m = + 1; s = + ½ n = 4; l = 1; m = 0; s = + ½ n = 3; l = 1; m = – 1; s = + ½ n = 3; l = 2; m = + 2; s = + ½ n = 3; l = 1; m = + 1; s = + ½ n = 3; l = 2; m = + 1; s = – ½ n = 3; l = 2; m = 0; s = – ½ n = 3; l = 2; m = – 1; s = – ½ n = 3; l = 0; m = 0; s = – ½ n = 4; l = 0; m = 0; s = + ½ n = 3; l = 2; m = + 2; s = – ½ n = 3; l = 2; m = – 2; s = – ½ n = 3; l = 2; m = – 2; s = + ½ n = 4; l = 1; m = – 1; s = + ½ n = 3; l = 2; m = 0; s = + ½ n = 3; l = 2; m = + 1; s = + ½ n = 4; l = 1; m = – 1; s = – ½ n = 4; l = 1; m = 0; s = – ½ n = 4; l = 1; m = + 1; s = – ½ n = 4; l = 0; m = 0; s = – ½ n = 3; l = 2; m = – 1; s = + ½ n = 2; l = 1; m = + 1; s = + ½ 1 s ORDEN EN QUE SE RELLENAN LOS ORBITALES

48. Se llama CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICAde un átomo a la distribución de sus electrones en los diferentes orbitales , teniendo en cuenta que se van llenando en orden creciente de energía y situando 2 electrones como máximo en cada orbital. 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4d 4p 4f 5s 5p 5d 5f 6s 6p 6d 7s 7p LA TABLA PERIÓDICA SE ORDENA SEGÚN EL NÚMERO ATÓMICO, como es el número de protones pero coincide con el de electrones cuando el átomo es neutro, la tabla periódica queda ordenada según las configuraciones electrónicas de los diferentes elementos.