Configuración Electrónica

Configuración Electrónica

Los cuatro números cuánticos, n, l, mℓ y ms son suficientes para identificar por completo un electrón en cualquier orbital de cualquier átomo. En cierto modo, se considera al conjunto de los cuatro números cuánticos como el “²domicilio” de un electrón en un átomo, de la misma forma que en la calle, la ciudad, el estado y el código postal especifican el domicilio de una persona. Por Ejemplo, los cuatros números cuánticos para un electrón de un orbital 2s son: n=2, l=0, mℓ=0 y ms= + ½ o – ½. No conviene indicar todos los números cuánticos individuales, por lo que es preferible emplear la notación simplificada (n, l, mℓ y ms). Para el ejemplo anterior, los números cuánticos pueden ser (2, 0, 0, +½) o (2, 0, 0, -½). El valor de ms no influye en la energía, tamaño, forma u orientación de un orbital, pero si determina la distribución de los electrones en el orbital.

El átomo de hidrógeno es un sistema particularmente simple porque solo posee un electrón. Este puede ocupar orbital 1s (el estado fundamental), o encontrarse en algún orbital de mayor energía (un estado excitado). Para entender el comportamiento electrónico de los átomos poli electrónicos, es preciso conocer la configuración electrónica del átomo, es decir, la manera en que están distribuidos los electrones entre los distintitos orbitales atómicos. Para mostrar las reglas básicas de escritura de las configuraciones electrónicas en los átomos que se encuentran en el estado fundamental, se utilizarán los primeros diez elementos (del hidrógeno al neón). Para el presente análisis, conviene recordar que el número de electrones de un átomo es igual a su número atómico Z.

1S Expresa el número de electrones en el orbital o subnivel

Expresa el número cuántico de momento angular ℓ

Expresa el número cuántico principal n

La flecha hacia arriba representa uno de los posibles giros o espines del electrón. (El electrón también se podría representar con la flecha hacia abajo.) La caja representa un orbital atómico.

H

1s

El Principio de Exclusión de Pauli

El Principio de Exclusión de Pauli es útil para determinar las configuraciones electrónicas de los átomos poli eléctricos. Este principio establece que no es posible que dos electrones de un átomo tenga los mismos cuatro números cuánticos. Si los dos electrones de n, ℓ y mℓ (es decir, los dos electrones están el mismo orbital atómico), entonces deben tener distintos valores de ms. En otras palabras, solo dos electrones pueden coexistir en el mismo orbital atómico, y deben tener espines opuestos. Para el átomo de helio existen tres formas en las que se pueden colocar sus dos electrones en el orbital 1s:

He

1s² 1s² 1s²

a) b) c)

Los diagramas a) y b) están prohibidos por el principio de la exclusión de Pauli. En el diagrama a), ambos electrones tienen el espín hacia arriba y tendrían los números cuánticos (1, 0, 0, +½). En el diagrama b) ambos electrones tienen espín hacia abajo, y tendrían los números cuánticos (1, 0, 0, -½). Únicamente la configuración en c) es físicamente aceptable, porque un electrón tiene los números cuánticos (1, 0, 0, +½) y el otro tiene (1, 0, 0, - ½). Por tanto, el átomo de helio tiene la siguiente configuración:

He

1s²

Cabe señalar que 1s² se lee “uno s dos”, no “uno s al cuadrado”.

Diamagnetismo y Paramagnetismo

El principio de exclusión de Pauli es uno de los principios fundamentales dela mecánica cuántica y se comprueba con una simple observación. Si los de electrones del orbital 1s de un átomo de helio tuvieran el mismo espín, o espines paralelos ( o ), sus campos magnéticos netos se reforzarían mutuamente. Esta distribución haría del helio un átomo paramagnético. Las sustancias paramagnéticas son aquellas atraídas por un imán. Por otra parte, si lo espines

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