CIENCIAS EXACTAS IEPS: QUIMICA CONFIGURACION ELECTRONICA

DISTRIBUCIÓN ELECTRÓNICA Y CONFIGURACIÓN

CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA

Al referirnos a la configuración electrónica (o periódica) estamos hablando de la descripción de la ubicación de los electrones en los distintos niveles (con subniveles y orbitales) de un determinado átomo en estado fundamental y de ella dependen gran parte de las propiedades físicas y todas las propiedades químicas del átomo. La distribución de los electrones en los orbitales se fundamenta en los siguientes principios:

Principio de exclusión de Pauli: establece que dos electrones de un mismo átomo no puede tener los cuatro números cuánticos iguales; esto significa que puede ubicarse en el mismo nivel, en el mismo subnivel y en el mismo orbital, pero deben presentar diferente spin que se representan con flechas de la siguiente manera:

Para + ½ y para - ½. Por lo tanto, en un orbital cualquiera solo es posible ubicar dos electrones.

Regla de la máxima multiplicidad o regla de Hund: Cuando hay orbitales de igual energía disponibles, los electrones se ubican de uno en uno y no por pares.

Científicamente, diremos que es la representación del modelo atómico de Schrödinger o modelo de la mecánica cuántica. En esta representación se indican los niveles, subniveles, los orbitales y spines que ocupan los electrones.

Para comprender (visualizar o graficar) el mapa de configuración electrónica (o periódica) es necesario revisar los siguientes conceptos.

Los 4 Números Cuánticos

En el contexto de la mecánica cuántica, en la descripción de un átomo 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.

La solución matemática de la ecuación de Schrödinger precisa de tres números cuánticos. Cada trío de valores de estos números describe un orbital. Faltando la el cuarto numero cuantico conocido como el giro del electron.

Número cuántico principal (n): toma valores enteros (1, 2, 3, 4, 5, 6, 7) y coincide con el mismo número cuántico introducido por Bohr. Está relacionado con la distancia promedio del electrón al núcleo en un determinado orbital y, por tanto, con el tamaño de este e indica el nivel de energía.

Número cuántico secundario (l): Los niveles de energía, identificados con el número cuántico principal (n), poseen subniveles, los cuales se asocian, además, a la forma del orbital, y son identificados por el número cuántico secundario (l). Entonces, los valores del número cuántico secundario dependen del número cuántico principal "n".

También para efectos de comprensión, la comunidad científica ha aceptado que los números que representan los subniveles (0, 1, 2, y 3) sean reemplazados por las letras s, p, d y f, respectivamente, para representar los distintos tipos de orbitales.

Estas letras se obtienen de la inicial de las palabras sharp (s), principal (p), difuso (d) y fundamental (f).

Posibles valores de l	0	1	2	3	4	5
Representación de los valores por letras.	s	p	d	f	g	h

Número cuántico magnético (ml): o parámetro cuántico; se relaciona con el número de orientaciones espaciales posibles que puede tomar un orbital de acuerdo con cada valor particular de 1. Puede tener todos los valores desde – l hasta + l pasando por cero. Describe la orientación espacial del orbital e indica el número de orbitales presentes en un subnivel determinado. Así, el orbital 0 o de forma S solo tiene una orientación.

el orbital 1 o en forma de letras P tiene los valores -1, 0, +1 por lo cual tiene tres orientaciones y en cada una de ellas hay la capacidad para dos electrones

Número cuántico de espín (ms): Para explicar determinadas características de los espectros de emisión se consideró que los electrones podían girar en torno a un eje propio, bien en el sentido de las agujas del reloj o en el sentido contrario. Para caracterizar esta doble posibilidad toma los valores de + ½ o – ½..

EN RESUMEN

NIVEL n	SUB-NIVEL l= n-1	NUMERO CUANTICO MAGNETICO (m_l)		SPIN
		# DE ORIENTACIONES	m₁(+1, 0, -1)	(-)	(+)
1	l = 0 → S	1	m = 0	↓	↑
	l = 0 → S	1	m = 0	↓	↑
			m = +1	↓	↑
2	l = 1 → p	3	m = 0	↓	↑
			m = -1	↓	↑
	l = 0 → S	1	m = 0	↓	↑
			m = +1	↓	↑
	l = 1 → p	3	m = 0	↓	↑
3			m = -1	↓	↑
			m = +2	↓	↑
			m = +1	↓	↑
	l = 2 → d	5	m = 0	↓	↑
			m = -1	↓	↑
			m = -2	↓	↑

Es importante recordar que los orbitales se van llenando en el orden en que aparecen, siguiendo esas diagonales, empezando siempre por el 1s. Según el sistema de Aufbau.