Teoria atomica85

TEORIA ATOMICA

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Desde la Antigüedad, el ser humano se ha cuestionado de qué estaba hecha la materia.

Unos 400 años antes de Cristo, el filósofo griego Demócrito consideró que la materia estaba constituida por pequeñísimas partículas que no podían ser divididas en otras más pequeñas.

Por ello, llamó a estas partículas átomos, que en griego quiere decir "indivisible".

Demócrito atribuyó a los átomos las cualidades de ser eternos, inmutables e indivisibles.

Historia: modelos atómicos 

Puede decirse que la química nace como ciencia a finales del siglo XVIII y principios del XIX, con la formulación por Lavoisier, Proust y Dalton, tras la experimentación cuantitativa de numerosos procesos químicos, de las leyes clásicas de la química:

LEYES CLASICAS DE LA QUIMICA En el siglo XVIII, Antoine Lavoisier, considerado el padre de la química moderna, estableció la Ley de la conservación de la masa, formulada en su libro "Elementos químicos" (1789). En ella se dice que no se produce un cambio apreciable de la masa en las reacciones químicas.

LEYES CLASICAS DE LA QUIMICA Ley de la conservación de la masa En una reacción Química existen reactivos y productos 

Los reactivos reaccionan para dar origen a los productos

Los productos se presentan en la misma cantidad de acuerdo a los reactivos

LEYES CLASICAS DE LA QUIMICA 

2. Ley de la composición definida o constante, establecida en 1801 por el químico francés Joseph Proust, establece que un compuesto contiene siempre los mismos elementos en la misma proporción de masas.

Expresada de otra manera, cuando dos elementos se combinan para dar un determinado compuesto lo hacen siempre en la misma relación de masas.

Siempre que tengamos estas combinaciones, obtendremos los mismos productos.

Cuando dos elementos se combinan para dar un determinado compuesto lo hacen siempre en la misma relaci贸n de masas.

LEYES CLASICAS DE LA QUIMICA 

. La ley de las proporciones múltiples.

Formulada por el propio Dalton, se aplica a dos elementos que forman más de un compuesto: Establece que las masas del primer elemento que se combinan con una masa fija del segundo elemento, están en una relación de números enteros sencillos.

Ya vimos las leyes clásicas de la Química, ahora estudiaremos algunos descubrimientos fundamentales que respaldan la existencia del átomo y su estructura

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1808 John Dalton

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La imagen del átomo expuesta por Dalton en su teoría atómica, para explicar las leyes de la Quimica, es la de minúsculas partículas esféricas, indivisibles e inmutables, iguales entre sí en cada elemento químico.

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En 1808, Dalton publicó sus ideas sobre el modelo atómico de la materia Los principios fundamentales de esta teoría son:

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1. La materia está formada por minúsculas partículas indivisibles llamadas átomos.

2. Hay distintas clases de átomos que se distinguen por su masa y sus propiedades.

Todos los átomos de un elemento poseen las mismas propiedades químicas. Los átomos de elementos distintos tienen propiedades diferentes.

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3.Los compuestos se forman al combinarse los átomos de dos o más elementos en proporciones fijas y sencillas. De modo que en un compuesto los átomos de cada tipo están en una relación de números enteros o fracciones sencillas.

4.En las reacciones químicas, los átomos se intercambian de una a otra sustancia, pero ningún átomo de un elemento desaparece ni se transforma en un átomo de otro elemento.

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1897 J.J. Thomson

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Demostró que dentro de los átomos hay unas partículas diminutas, con carga eléctrica negativa, a las que se llamó electrones.

De este descubrimiento dedujo que el átomo debía de ser una esfera de materia cargada positivamente, en cuyo interior estaban incrustados los electrones.

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1911 E. Rutherford

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Dedujo que el átomo debía estar formado por una corteza con los electrones girando alrededor de un núcleo central cargado positivamente.

Demostró que los átomos no eran solidos, como se creía, sino que están vacíos en su mayor parte y en su centro hay un diminuto núcleo.

Rutherford y sus colaboradores bombardearon una fina lámina de oro con partículas alfa (núcleos de helio). Observaban, mediante una pantalla fluorescente, en qué medida eran dispersadas las partículas.

La mayoría de ellas atravesaba la lámina metálica sin cambiar de dirección; sin embargo, unas pocas eran reflejadas hacia atrás con ángulos pequeños.

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Éste era un resultado completamente inesperado, incompatible con el modelo de átomo de Thomson existente.

Rutherford demostró que la dispersión era causada por un pequeño núcleo cargado positivamente, situado en el centro del átomo de oro. De esta forma dedujo que la mayor parte del átomo es espacio vacío Observe que solo cuando el rayo choca con el núcleo del átomo hay desviación.

Ya vimos las leyes clásicas de la Química, algunos descubrimientos fundamentales que respaldan la existencia del átomo , ahora introduzcámonos en la estructura del átomo .

Un átomo es una entidad esférica , eléctricamente neutra , compuesta de un núcleo central cargado positivamente rodeado por uno o mas electrones con carga negativa.

Una nube de electrones con carga negativa moviéndose rápidamente ocupando casi todo el volumen del átomo

ESTRUCTURA DEL ATOMO 

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Cada elemento químico está constituido por átomos.

Cada átomo está formado por un núcleo central y 1 o más capas de electrones.

Dentro del núcleo residen partículas subatómicas: protones (de carga +) y neutrones (partículas del mismo peso, pero sin carga). 

ESTRUCTURA DEL ATOMO PROTONES

NUCLEO

NEUTRONES ELECTRONES

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Los electrones giran alrededor del núcleo en regiones del espacio denominadas órbitas.

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

Los átomos grandes albergan a varias órbitas o capas de electrones. el orbital más externo se llama la capa de valencia, porque determina cuantos enlaces puede formar un átomo.

En el átomo distinguimos dos partes: el núcleo y la corteza 



El núcleo es la parte central del átomo y contiene partículas con carga positiva, los protones, y partículas que no poseen carga eléctrica, es decir son neutras, los neutrones.

La masa de un protón es aproximadamente igual a la de un neutrón.

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

La corteza es la parte exterior del átomo. En ella se encuentran los electrones, con carga negativa. Éstos, ordenados en distintos niveles, giran alrededor del núcleo.

La masa de un electrón es unas 2000 veces menor que la de un protón.



Todos los átomos de un elemento químico tienen en el núcleo el mismo número de protones.

Este número, que caracteriza a cada elemento y lo distingue de los demás, es el número atómico y se representa con la letra Z.

NUMERO ATOMICO

NUMERO MASICO

A

Z

E

SIMBOLO DEL ELEMENTO

Número que es igual al número total de protones en el núcleo del átomo.

Es característico de cada elemento químico y representa una propiedad fundamental del átomo: su carga nuclear.

La suma del número de protones + neutrones

NUMERO MASICO

A NUMERO ATOMICO

Z

E

PARA EL ELEMENTO QUE CONTIENE

79 p 118n

Encuentre 

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Numero atómico =Cantidad de protones en el núcleo = 79 Numero de masa = Suma Protones + Neutrones= 197

Neutrones

=Numero de masa – Protones = 197-79=118





Cantidad de electrones= Cantidad de protones= 79 Esto es para un átomo eléctricamente neutro

DE ACUERDO A LA INFORMACION ANTERIOR DIGA DE QUE ELEMENTO SE TRATA 

En la tabla periódica encontramos esta información para cada elemento

 

79 p 118n

Los elementos se ubican en orden creciente de su numero atómico en la tabla periódica



1 2 3

Au = oro

4 5



6 7



Está en el periodo 6 , por tanto tiene 6 electrones en su ultima capa

El elemento de número atómico = 79 es

Está en el grupo IB por tanto es un metal de transición

¿En que grupo está el elemento?

¿En que periodo está el elemento?

DESARROLLE EL SIGUIENTE EJERCICIO Encuentre 

 

 

Numero atómico Numero de masa Cantidad de electrones Neutrones En que grupo y periodo esta el elemento

28

Si

14

ISOTOPOS 

Aunque todos los átomos de un mismo elemento se caracterizan por tener el mismo número atómico, pueden tener distinto número de neutrones.

Llamamos isótopos a las formas atómicas de un mismo elemento que se diferencian en su número másico.

Todos los átomos de un elemento son idénticos en número atómico pero no en su masa atómica Veamos un ejemplo Todos los átomos de Carbono tienen 6 protones en el núcleo (Z=6), pero solo: 

El 98.89% de carbono natural tiene 6 neutrones en el núcleo A=12 Un 1.11% tiene 7 neutrones en el núcleo A= 13.

Una cantidad aun menor 0.01% tiene 8 Neutrones A= 14

Los isotopos de un elemento son átomos que tienen diferente número de neutrones y por tanto una masa atómica diferente.

Número atómico es igual al número total de protones en el núcleo del átomo

Masa atómica también peso atómico, es el promedio de las masa de los isotopos encontrados naturalmente de un elemento pesado de acuerdo con su abundancia

ISOTOPOS DEL HIDROGENO El número de neutrones puede variar, lo que da lugar a isótopos con el mismo comportamiento químico pero distinta masa.

El hidrógeno siempre tiene un protón en su núcleo, cuya carga está equilibrada por un electrón.

RADIACIÓN ELECTROMAGNETICA •

La radiación electromagnética es una forma de transmisión de energía en la que los campos eléctricos y magnéticos se propagan como ondas a través del espacio vacío (el vacío) o a través de un medio como el vidrio. Una onda es una perturbación que transmite energía a través del espacio o un medio material.

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De acuerdo con la teoría propuesta de James Clerk Maxwell (1831 – 1879) en 1865, la radiación electromagnética, una propagación de campo eléctrico y magnético, se produce por una aceleración de una partícula cargada eléctricamente. Las ondas de radio por ejemplo, son una forma de radiación electromagnética producida por oscilaciones, fluctuaciones de la corriente eléctrica en un circuito eléctrico especialmente diseñado.

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En el siglo XVII, Isaac Newton demostró que la luz blanca visible procedente del sol puede descomponerse en sus diferentes colores mediante un prisma.

El espectro que se obtiene es continuo; contiene todas las longitudes de onda desde el rojo al violeta, es decir, entre unos 400 y 700 nm (1 nm -nanómetro- = 10-9 m).

En cambio la luz emitida por un gas incandescente no es blanca sino coloreada y el espectro que se obtiene al hacerla pasar a través de un prisma es bastante diferente.

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Es un espectro discontinuo que consta de líneas o rayas emitidas a longitudes de onda específicas. Cada elemento (es decir cada tipo de átomos) posee un espectro característico que puede utilizarse para identificarlo. Por ejemplo, en el del sodio, hay dos líneas intensas en la región amarilla a 589 nm y 589,6 nm.

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Uno de los espectros atómicos más sencillos, y que más importancia tuvo desde un punto de vista teórico, es el del hidrógeno. Cuando los átomos de gas hidrógeno absorben energía por medio de una descarga de alto voltaje, emiten radiaciones que dan lugar a 5 líneas en la región visible del espectro:

El modelo atómico de Rutherford no podía explicar estas emisiones discretas de radiación por los átomos.

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El espectro visible es continuo, porque la luz está formada por un gran número de longitudes de onda. Pero si hay una fuente de luz, que emite un número relativamente pequeño de longitudes de onda el espectro será discontinuo. En estos casos los espectros consisten en un número limitado de longitudes de onda que se observan como líneas coloreadas en un barrido espectral, con espacios oscuros entre ellas. Estos espectros se llaman espectros atómicos o espectros de línea.

Cada elemento químico tiene su propio espectro de líneas característico, es una especie de huella dactilar atómica.

LA TEORÍA CUÁNTICA *La

teoría cuántica, es una teoría física basada en la utilización del concepto de unidad cuántica para describir las propiedades dinámicas de las partículas subatómicas y las interacciones entre la materia y la radiación. Las bases de la teoría fueron sentadas por el físico alemán Max Planck, que en 1900 postuló que la materia sólo puede emitir o absorber energía en pequeñas unidades discretas llamadas cuantos.

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Otra contribución fundamental al desarrollo de la teoría fue el principio de incertidumbre, formulado por el físico alemán Werner Heisenberg en 1927, y que afirma que no es posible especificar con exactitud simultáneamente la posición y el momento lineal de una partícula subatómica.

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El término Principio de Incertidumbre se utiliza en la ciencia para designar el estado de un electrón.

El nombre es apropiado, dado que es imposible saber la posición exacta que un electrón ocupa en la electrosfera de un átomo. Este principio fue idealizado por Werner Heisenberg (1901- 1976) en 1927 y se convirtió en un enunciado de la mecánica cuántica.

La mecánica cuántica surgió de la necesidad de explicar mejor la estructura atómica (alrededor de 1900), puesto que las teorías existentes se convirtieron un tanto obsoletas. La nueva teoría se basaba en un modelo de átomo más complejo y matemático, y declaraba que la materia poseía propiedades asociadas con las ondas.

Según el viejo modelo atómico propuesto por Bohr, sería posible conocer la posición exacta de un electrón. El modelo de la mecánica cuántica establece la probabilidad de que un electron se encuentre en una región particular en átomo y, para eso, utiliza los orbitales (densidad electrónica ó nubes de electrones). Los órbitales son volúmenes de espacio donde hay probablemente un electrón, de ahí el término Principio de incertidumbre de Heisenberg.

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Para distinguir la descripción mecánica-cuántica del modelo de Bohr, se reemplaza orbita con el termino orbital u orbital atómico. Un orbital se puede pensar como la función de onda Psi de un electron.

El cuadrado de la función de onda Psi, define la distribución de la densidad electrónica en el espacio alrededor del núcleo.

El efecto fotoeléctrico La emisión de electrones por metales iluminados con luz de determinada frecuencia fue observada a finales del siglo XIX por Hertz y Hallwachs. El proceso por el cual se liberan electrones de un material por la acción de la radiación se denomina efecto fotoeléctrico o emisión fotoeléctrica. Sus características esenciales son: Para cada sustancia hay una frecuencia mínima o umbral de la radiación electromagnética por debajo de la cual no se producen fotoelectrones por más intensa que sea la radiación.

La emisión electrónica aumenta cuando se incrementa la intensidad de la radiación que incide sobre la superficie del metal, ya que hay más energía disponible para liberar electrones.

En los metales hay electrones que se mueven más o menos libremente a través de la red cristalina, estos electrones no escapan del metal a temperaturas normales por que no tienen energía suficiente. Calentando el metal es una manera de aumentar su energía. Los electrones "evaporados" se denominan termoelectrones, este es el tipo de emisión que hay en las válvulas electrónicas. Vamos a ver que también se pueden liberar electrones (fotoelectrones) mediante la absorción por el metal de la energía de radiación electromagnética.

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1913 Niels Bohr

Propuso un nuevo modelo atómico, según el cual los electrones giran alrededor del núcleo en unos niveles bien definidos.

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Espectros atómicos discontinuos originados por la radiación emitida por los átomos excitados de los elementos en estado gaseoso.

Bohr postuló para un átomo de hidrógeno que:  Sólo las órbitas con ciertos radios, que corresponden a energías definidas, son permitidas para el electrón de un átomo de hidrógeno.  Un electrón en su órbita permitida, tiene energía específica, y es un estado de energía “permitido”. Esto obliga a que un electrón con estado de energía permitido, no irradiará energía, lo que conduce a que éste mismo no girará en espiral hacia dentro del núcleo.  La energía es emitida o absorbida por un electrón, cuando este cambie de estado de energía permitido hacia otro. Ésta energía es emitida o absorbida como un fotón, E=hv.

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Pero los aportes de Bohr fue un camino importante para desarrollar un modelo más completo. Las ideas fundamentales que aún están en el modelo actual son: (1) que los electrones solo existen en niveles discretos de energía, que están descritos por número cuánticos, y (2) la energía tiene que ver con el movimiento de un electrón de un nivel a otro.

Propiedades ondulatorias de la materia 

En 1924, Louis de Broglie (1892-1987), formuló también que: las partículas pequeñas de materia a veces pueden mostrar propiedades ondulatorias. Él conocía la ecuación de Einstein, E=mc2, donde m es la masa relativista del fotón, y c es la velocidad de la luz. La combinó con la ecuación de Planck, y obtuvo: hv = mc2, o de otra manera (hv/c) = mc = p. Donde p es el momento del fotón.



Utilizando , tenemos: . Para aplicar esa última ecuación a una partícula material, como un electrón, De Broglie sustituyó el momento p, por su equivalente, el producto de la masa de la partícula, m, y su velocidad, u. Así llegamos a la famosa relación de De Broglie.



El átomo de  Schrödinger El modelo atómico de Schrödinger no se trata de un modelo relativista, sino cuántico, que está basado en la ecuación que este físico austríaco realizó en 1925.

El modelo atómico de Schrödinger definía al principio los electrones como ondas de materia (dualidad ondapartícula), describiendo de este modo la ecuación ondulatoria que explicaba el desarrollo en el tiempo y el espacio de la onda material en cuestión. El electrón con su carácter ondulatorio venía definido por una función de ondas , usando una ecuación de ondas sencilla que no era más que una ecuación diferencial de segundo grado, donde aparecían segundas derivadas de  .

Funciones de onda y números cuánticos 

El modelo de la mecánica cuántica de Schrödinger para la estructura del átomo es una ecuación diferencial conocida como ecuación de onda, además es similar a la ecuación que describe el movimiento típico de las ondas en los fluidos. La solución a esa ecuación se le conoce como funciones de onda, u orbitales. El orbital define la probabilidad de encontrar al electrón en una región del espacio alrededor del núcleo. Sin olvidar el principio de incertidumbre de Heisenberg. Un esquema mental puede ser el siguiente:

Orbital atómico: Zona alrededor del núcleo donde existe la mayor probabilidad de encontrar el electrón Los resultados del modelo atómico de orbitales condujeron a la introducción de los números cuánticos 50

Una función de onda se caracteriza por los números cuánticos, que se representan por n, l, y ml, describen el nivel de energía del orbital, y la forma tridimensional de la región del espacio ocupada por un electrón.

NÚMEROS CUANTICOS Los números cuánticos permiten expresar las propiedades de los electrones en los orbitales y también describen el ordenamiento de los electrones de cualquier átomo. Existen cuatro números cuánticos: 1) Primer número cuántico (número cuántico principal) Se designa: por la letra “n” Indica: el nivel de energía principal en que se encuentra el electrón, que corresponde a los diferentes niveles de energía permitidos o niveles cuánticos, introducidos por Bohr.

Valores que toma: en orden creciente de energía, son 1, 2, 3, 4,..etc. En algunos casos también se denotan como capas K, L, M, N, etc.

Valor de n Nivel o capa

1 2 K L

3 4 M N

… …

51

2) Segundo número cuántico (número cuántico secundario ó azimutal) Se designa: por la letra “l” Indica: el tipo ó clase de subnivel de energía en que se encuentra el electrón y determina la forma de los orbítales.

Valores que toma: desde 0 hasta n-1 (l = 0.…. (n-1); por lo tanto los valores que toma “l” dependen del valor de n.

El número de subniveles en un nivel es igual al número del nivel, así para n = 1, un subnivel, para n = 2, dos subniveles, para n = 3, tres subniveles,

Los valores de l en general, se designan por las letras: s, p, d, f, g,…

Valor de l

0

1

2

3

4

5

…

Tipo de subnivel ú orbital

s

P

d

f

g

h

…

52

Por ejemplo, para n = 3, hay 3 subniveles: 3s, 3p, y 3d; para n = 4, hay 4 subniveles: 4s, 4p, 4d y 4f.

Ejemplo: Tipos de subniveles o subcapas n=1 n=2 n=3 n=4

l=0 l = 0,1 l = 0,1,2 l = 0,1,2,3

1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d 4f

3) Tercer número cuántico (número cuántico magnético) ml: Se designa: por la letra ml Indica: la orientación espacial del orbital atómico y el numero de orbítales que hay en cada subnivel Valores que toma: desde –l, pasando por 0 hasta +l.

53

l = 0(s) m=0 orientación en el espacio l = 1(p) m = -1,0,+1 orientación en el espacio l = 2(d) m = -2,-1,0, +1,+2 orientación en el espacio l = 3(f) m = -3,-2,-1,0, +1,+2,+3 orientación en el espacio

1 orbital tipo s , 1 3 orbitales tipo p, 3 5 orbitales tipo d, 5 7 orbitales tipo f, 7

Para el nivel n = 4 tenemos: Subniveles 4s 4p 4d 4f

Nºorbitales 1 3 5 7

Nº de electrones 2 6 10 14

54

Forma de los orbítales atómicos Los orbítales atómicos son espacios tridimensionales donde existe la mayor probabilidad de encontrar los electrones del átomo. Cada orbital tiene una forma definida, a continuación se presenta la forma de los orbítales s y p.

Los orbítales s (l = 0) tienen forma esférica (redonda). La extensión de este orbital depende del valor del número cuántico principal, así un orbital 3s tiene la misma forma pero es mayor que un orbital 2s.

55

Los orbítales p (l =1) están formados por dos lóbulos idénticos, por lo que su forma se le llama lobular o de ocho que se proyectan a lo largo de cada uno de los ejes del plano. La zona de unión de ambos lóbulos coincide con el núcleo atómico. Hay tres orbítales p (ml = -1, ml = 0 y ml = +1) de idéntica forma, que difieren sólo en su orientación a lo largo de los ejes x, y o z. Estos orbitales px, py, pz se encuentran separados entre si por un ángulo recto (90º) a o largo de los ejes x, y, z Un electrón tiene igual probabilidad de estar ubicado en cualquiera de los tres orbitales p

56

Los orbítales d y f son más complejos.

Orbitales d

57

Orbitales f

58

4) Cuarto número cuántico (número cuántico del espín) ms : Se designa: por la letra ms Indica: la rotación del electrón alrededor de su propio eje en uno y otro sentido Valores: tiene dos valores permitidos, + ½ (en el sentido de las agujas del reloj) ó –½ (en el sentido contrario a las agujas del reloj). Para un electrón desapareado ambos valores son permitidos, pero cuando están apareados (2 electrones en un orbital), estarán girando en direcciones opuestos (uno con + ½ y el otro con - ½ ).

Un orbital puede tener como máximo 2 electrones, entonces se dice que el orbital se encuentra completo o lleno Un orbital puede tener como mínimo 1 electrón, entonces se dice que el orbital se 59 encuentra semicompleto o semilleno

60

Configuraciones electrónicas Es la distribución de los electrones de un átomo en los diferentes niveles y subniveles de energía alrededor del núcleo

los cuatro números cuánticos, son útiles para construir la configuración electrónica de cualquier átomo.

N o de electrones H (z = 1) : 1s1 Nivel de Energia

1

1s

Tipo de orbital Para realizar configuraciones electrónicas para átomos polielectrónicos debemos de tomar en cuenta las siguientes reglas: energía de los orbítales, principio de exclusión de Paulí61 y regla de Hund.

1. Energía de los orbítales Los electrones ocupan los orbítales a partir del de menor energía. El orden exacto de llenado de los orbítales se estableció experimentalmente, mediante estudios espectroscópicos y magnéticos, y es el orden que debemos seguir al asignar las configuraciones electrónicas a los elementos. El orden establecido es: 1s22s22p63s23p64s23d104p65s24d105p66s24f145d106p67s25f146d107p6

Para recordar este orden más fácilmente se puede utilizar el diagrama siguiente (diagrama de Aufbau), en donde la entrada de las flechas indica el orden de colocación de los electrones en los orbítales. Cuando finaliza una flecha se regresa e inicia la siguiente.

62

1s22s22p63s23p64s23d104p65s24d105p66s24f145d106p67s25f146d107p6 Diagrama de Aufbau

Orden de llenado de los subniveles en la estructura electr贸nica 63

Ejemplos: a) Configuración electrónica del litio (Li) Litio (Z = 3). Este elemento tiene 3 electrones. Empezaremos llenando el orbital de menor energía con dos electrones que tendrán distinto spin (ms). El electrón restante ocupará el orbital 2s, que es el siguiente con menor energía:

1 electrón

Por lo tanto la configuración electrónica del litio (Li) es: 1s2 2s1

2 electrones

La flecha indica el valor del cuarto número cuántico, el de spin: para +1/2: - y para –1/2, respectivamente 64

.

b) Configuración electrónica del potasio (K) El potasio con 19 electrones, deberíamos llenar los orbitales 3d después del 3p. Sin embargo el orbital 4s tiene menor energía que los orbitales 3d, por lo tanto la configuración electrónica del potasio (K) es: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1

65

2. Principio de exclusión de Pauli.

Este principio establece que: dos electrones de un mismo átomo no pueden tener los cuatro números cuánticos iguales.

Ejemplo: Determinar los cuatro números cuánticos para los dos electrones del Litio (3Li: 1s22s1).

Orden del electrón primero segundo tercero

n

l

ml

ms

1 1 2

0 0 0

0 0 0

+1/2 -½ +1/2

3. Regla de Hund.

Al llenar orbítales de igual energía (los tres orbítales p, los cinco orbítales d, o los siete orbítales f), los electrones van llenando los orbitales uno tras otro, antes de que ocurra el llenado de electrones en el mismo subnivel. Ejemplo: La estructura electrónica del nitrógeno 7N es: 1s2 2s2 2p3

66

Representación por medio de orbitales:

Los orbitales se pueden representar por círculos o cajas. Colocando dentro los electrones.

2px 2py 2pz 2s 1s

La estructura electrónica del nitrógeno 7N es: 1s2 2s2 2p3

Ejercicios: 1. Escriba la configuración electrónica de los siguientes elementos por medio de orbitales (círculos y flechas): a. oxígeno (O) b. carbono (C) c. flúor (F) d. fósforo (P) e. azufre (S) 67