Guía de estudio 2: “Configuración electrónica”

[pic 1]Departamento de Ciencias y Tecnología Química Primero Medio[pic 2][pic 3][pic 4]

Profesoras Natalia Gabriela Morales Acevedo // Alejandra Susana De Luca Pérez

Formando a la Persona Humanista Laica

Guía de estudio 2: “Configuración electrónica”

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1. Modelo atómico actual

En la guía de materia anterior, aprendiste que el modelo que explica cómo es un átomo es el modelo mecano – cuántico. Este modelo supone que todo átomo consta de un núcleo en el cual se ubican dos partículas muy pequeñitas (llamadas sub atómicas) que son: protón (𝑝+) y neutrón (𝑛0). El resto del átomo es espacio vacío y, ahí, se encuentra otra partícula sub atómica llamada electrón (𝑒−).

El o los electrones, se ubican alrededor del núcleo, pero no se sabe con exactitud en qué parte. Sólo se sabe que “ahí están” moviéndose.

Por ejemplo: Vas a un concierto de tu grupo favorito y tu entrada es “cancha”; exactamente no se sabe en qué parte de la cancha quedaste ubicada, pero se sabe que ahí estás (tu entrada lo dice) … algo similar pasa con el electrón: Se mueve alrededor del núcleo, pero exactamente no se sabe dónde está ni a qué velocidad se mueve.

A esta región donde está el electrón (alrededor del núcleo) y donde es más probable encontrarlo, se le llama orbital atómico. La figura que aparece a continuación, muestra en forma punteada a los orbitales atómicos.

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También aprendiste que los átomos pueden recibir o perder electrones y transformarse en iones. Los iones con carga positiva se llaman cationes y los que tienen carga negativa se llaman aniones.

Pero, ¿cómo se distribuyen los electrones en el átomo?, ¿Siguen algún orden o se ubican al azar? La respuesta la encontramos en la CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA.

1. Orbitales atómicos[pic 9][pic 10][pic 11]

Antes de representar configuraciones electrónicas, necesitamos saber algunas otras cosas previas:

1. Los orbitales atómicos son zonas alrededor del núcleo donde es más probable encontrar a los electrones.

1. Existen diferentes orbitales. Cada orbital describe una distribución específica de densidad

electrónica (donde están los electrones) en el espacio, dada por su densidad de probabilidad, por lo tanto, cada orbital tiene una forma y energía características.

1. Mientras más cerca del núcleo, menor es la energía del orbital. A medida que nos alejamos del núcleo, la energía de los orbitales va aumentando.

1. Los orbitales se representan con letras (según la forma y energía). Por ejemplo, cuando un electrón se encuentra en un orbital de forma esférica, se dice que se mueve en un orbital tipo “s”. La siguiente imagen muestra la forma de los distintos tipos de orbitales que existen.

No te asustes con la imagen. Sólo quiero que entiendas que los orbitales toman distintas formas dependiendo de cómo se mueve el electrón … el electrón es un loquillo ☺

1. Los orbitales se representan con letras: s, p, d, f. Cada orbital puede tener un número máximo de electrones:

𝑶𝒓𝒃𝒊𝒕𝒂𝒍 𝒔 = 𝟐 𝒆−

𝑶𝒓𝒃𝒊𝒕𝒂𝒍 𝒑 = 𝟔 𝒆−

𝑶𝒓𝒃𝒊𝒕𝒂𝒍 𝒅 = 𝟏𝟎 𝒆−

𝑶𝒓𝒃𝒊𝒕𝒂𝒍 𝒇 = 𝟏𝟒 𝒆−

Ahora ya podemos aprender cómo se van ubicando los electrones en los orbitales atómicos.

1. [pic 12]La Configuración Electrónica[pic 13][pic 14][pic 15][pic 16][pic 17]

La configuración electrónica es la forma cómo los electrones se distribuyen en los orbitales atómicos. La configuración electrónica más estable (o basal o fundamental) de un átomo, es aquella en la que los electrones se ubican en los niveles de energía más bajos posibles. Reglas para la distribución de los electrones en los orbitales

Reglas para la distribución de los electrones en los orbitales

1. Los electrones ocupan los orbitales de manera que se minimice la energía total del átomo: El orden exacto del llenado de los orbitales se determinó experimentalmente y es el orden que debemos seguir al asignar las configuraciones electrónicas de los elementos. El orden de llenado de orbitales es el siguiente:

1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6,4s2, 3d10,4p6, 5s2, 4d10, 5p6, 6s2, 4f14, 5d10, 6p6,

7s2, 5f14, 6d10, 7p6 …

1. El principio de exclusión de Pauli: En un mismo orbital se pueden colocar como máximo dos electrones.

1. Regla de Hund: Cuando existen orbitales de idéntica energía, los electrones se ubican, colocándose de a uno, ocupando cada orbital con el mismo valor de espín (flechita). Cuando se alcanza el semi llenado, recién se produce el apareamiento con los espines opuestos.

Según estos criterios, podemos establecer que existe un número específico de electrones en cada subnivel. Por ejemplo, existe un subnivel s que puede tener como máximo dos electrones; 3 subniveles p cada uno con 2 electrones como máximo (total 6 electrones en el subnivel p), 5 subniveles d cada uno con dos electrones como máximo (total 10 electrones en el subnivel d) y 7 subniveles f cada uno con 2 electrones como máximo (total 14 electrones en el subnivel f)

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