Download Configuración electrónica - Bienvenidos tu pagina De Física y

Configuración electrónica
En física y química, la configuración electrónica es la manera en la
cual los electrones se estructuran o se modifican en un átomo,
molécula o en otra estructura física, de acuerdo con el modelo de
capas electrónico, en el cual las funciones de ondas del sistema se
expresa como un producto de orbitales anti simetrizado. Cualquier
conjunto de electrones en un mismo estado cuántico deben cumplir
el principio de exclusión de Pauli al ser partículas idénticas. Por
sr fermiones (partículas de espín semientero) el principio de exclusión
de Pauli nos dice que la función de onda total (conjunto de electrones)
debe ser anti simétrica Por lo tanto, en el momento en que un estado
cuántico es ocupado por un electrón, el siguiente electrón debe ocupar
un estado cuántico diferente.
Notación
Artículo principal: Orbital atómico
En Física y Química se utiliza una notación estándar para describir las
configuraciones electrónicas de átomos y moléculas. Para los átomos,
la notación contiene la definición de los orbitales atómicos (en la
forma n l, por ejemplo 1s, 2p, 3d, 4f) indicando el número de
electrones asignado a cada orbital (o al conjunto de orbitales de la
misma subcapa) como un superíndice. Por ejemplo, el hidrógeno tiene
un electrón en el orbital s de la primera capa, de ahí que su
configuración electrónica se escriba 1s1. El litio tiene dos electrones en
la subcapa 1s y uno en la subcapa 2s (de mayor energía), de ahí que
su configuración electrónica se escriba 1s2 2s1 (pronunciándose "unoese-dos, dos-ese-uno"). Para el fósforo (número atómico 15),
tenemos: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p3.
Para átomos con muchos electrones, esta notación puede ser muy
larga por lo que se utiliza una notación abreviada, que tiene en cuenta
que las primeras subcapas son iguales a las de algún gas noble. Por
ejemplo, el fósforo, difiere del argón y neón (1s2 2s2 2p6) únicamente
por la presencia de la tercera capa. Así, la configuración electrónica
del fósforo se puede escribir respecto de la del neón como:
[Ne] 3s2 3p3. Esta notación es útil si tenemos en cuenta que la mayor
parte de las propiedades químicas de los elementos vienen
determinadas por las capas más externas.
Distribución electrónica
Es la distribución de los electrones en los subniveles y orbitales de un
átomo. La configuración electrónica de los elementos se rige según
el diagrama de Moeller:
Para comprender el diagrama de Moeller se utiliza la siguiente tabla:
Regla de exclusión de Pauli
Esta regla nos dice que en un estado cuántico sólo puede haber un
electrón. De aquí salen los valores del espín o giro de los electrones
que es 1/2 y con proyecciones
.
También que en una orientación deben de caber dos electrones
excepto cuando el número de electrones se ha acabado por lo cual el
orden que debe de seguir este ordenamiento en cada nivel es primero
los de espín positivo (+1/2) y luego los negativos.
El principio de exclusión de Pauli fue un principio cuántico enunciado
por Wolfgang Ernst Pauli en 1925. Establece que no puede haber dos
fermiones con todos sus números cuánticos idénticos (esto es, en el
mismo estado cuántico de partícula individual). Perdió la categoría de
principio, pues deriva de supuestos más generales: de hecho, es una
consecuencia del teorema de la estadística del spin. El principio de
exclusión de Pauli sólo se aplica a fermiones, esto es, partículas que
forman estados cuánticos antisimétricos y que tienen espín
semientero. Son fermiones, por ejemplo, los protones, los neutrones y
los electrones, los tres tipos de partículas subatómicas que
constituyen la materia ordinaria. El principio de exclusión de Pauli rige,
así pues, muchas de las características distintivas de la materia.
Anomalías de configuración electrónica
Al desarrollar la configuración electrónica, encontramos una serie de
excepciones. Es más estable llenar dos medios orbitales que
completar uno y dejar el otro a uno o dos electrones de estar
completado a la mitad. Así, los metales del grupo 6 en vez de tener los
orbitales externos s completos y el orbital d a un electrón de estar
semi-completo, donarán un electrón del orbital s al orbital d, quedando
ambos completos a la mitad: s1d5en vez de s2d4. Igualmente, es más
estable rellenar los orbitales d completamente, por lo que los
elementos del grupo 11 tenderán a adoptar la configuración s1d10 en
vez de s2d9. Ejemplos de estas anomalías son:
Antisarrus (Antiserruchos)
Se presenta en elementos de los grupos VIB y IB la mitad del siglo xlll
usaban los números cuánticos
Ejemplo:
Grupo VIB:
24
Cr: 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 4s2, 3d4 : Malo
24
Cr: 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 4s1, 3d5 : Bien
Grupo IB:
29
Cu: 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 4s1, 3d10 Bien
ER: n + l
Donde:
n: nivel l: subnivel
Ejemplo:
4s: 4 + 0 : 4
3p: 3 + 1 : 4
4d: 4 + 2 : 6
5f: 5 + 3 : 8
6g: 6 + 4 : 10
7h: 7 + 5 : 12
Bibliografía.
Química 1 del editorial Santillana
Web Wkipedia.org