Equivalencia de los elementos químicos

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CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA

INTRODUCCIÓN

Electrón

El electrón es una partícula elemental, extranuclear, cuya masa en reposo es  9,1 × 10– 28[ g ]. Posee carga eléctrica negativa de magnitud  – 1,6 × 10– 19[ C ] , igual a la del protón, pero de signo contrario. Por esto el átomo eléctricamente neutro posee el mismo número de protones y electrones.

Orbital

Cada orbital describe la distribución de densidad de carga alrededor del núcleo y es caracterizado por tres números cuánticos: n , l  y  m .

Número cuántico principal ( n )

El número cuántico principal de un electrón es un entero positivo y da una medida de su energía en un orbital dado. A medida que aumenta el valor den, también aumenta el valor de la energía.

    n   =   1 ,  2 ,  3 ,  4 ,  5 , . . .

Número cuántico secundario ( l )

El número cuántico secundario es un entero no negativo menor o igual a n:

    l   =   0 ,  1 ,  2 , . . . ,  n – 1

Este número da una medida del momento angular clásico del electrón.

Cada valor de  l está asociado a una forma orbital simbolizada por una letra minúscula.

    Ejemplo:

                l   =   0   ,   orbital  s

                l   =   1   ,   orbital  p

                l   =   2   ,   orbital  d

Cada orbital se simboliza con un número y una letra minúscula, donde el número es elvalor de  n  y la letra minúscula indica el de  l .

    Ejemplos:

                n   =   1    Þ     l   =   0                        \  orbital  1s

                n   =   2    Þ     l   =   0 , 1                   \  orbitales  2 s  y  2 p

                n   =   3    Þ     l   =   0 , 1 , 2              \  orbitales  3 s  ,  3 p  y  3 d

                n   =   4    Þ     l   =   0 , 1 , 2 , 3         \  orbitales  4 s  ,  4 p  ,  4 d  y  4 f

Número cuántico magnético  ( m )  ( ml)

El número cuántico magnético es un entero mayoro igual a  – l  y menor o igual a  l .

    Ejemplos:

                l   =   0    Þ     m   =   0           

                l   =   1    Þ     m   =   – 1 ,  0 ,  1       

                l   =   2    Þ     m   =   – 2 ,  – 1 ,  0 ,  1 ,  2

El número de valores que puede tomar m para cada valor de  l , indica el máximo número de orbitales de ese tipo, para cada valor de n .

    Ejemplos:

                l   =   0    Þ     m   =   0    Þ    un orbital  s

                l   =   1    Þ     m   =   – 1 ,  0 ,  1    Þ    tres orbitales  p

                l   =   2    Þ     m   =   – 2 ,  – 1 ,  0 ,  1 ,  2    Þ    cinco orbitales  d

Observación:  Para cada valor de  n  hay como máximo  n2  orbitales.

    Ejemplo:Para  n  =  3  hay  como máximo  9  orbitales.

Spin del electrón  ( s )  ( ms)

Este cuarto y ultimo número cuántico toma solamente dos valores:  –1 / 2   y   +1 / 2 .

Según el modelo clásico se asocia al sentido de giro del electrón.

PRINCIPIOS QUE RIGEN LA CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA

Llenado de orbitales

El orden de “llenado” de orbitales , para los primeros  36  elementos, del Hidrógeno ( Z  =  1 )  al  Kriptón ( Z  =  36 )  es:

1 s , 2 s , 2 p , 3 s , 3 p , 4 s , 3 d  y  4 p

    Ejemplos:

                Z   =   6           Carbono       C:       1 s22 s22 p2

                Z   = 17           Cloro            Cl:      1 s22 s22 p63 s23 p5

                Z   = 20           Calcio           Ca:     1 s22 s22 p63 s23 p64 s2

                Z   = 26           Hierro           Fe:      1 s22 s22 p63 s23 p63 d64 s2

                Z   = 35           Bromo           Br:      1 s22 s22 p63 s23 p63 d104 s4 p5

Solamente hay dos excepciones:

                Z   = 24           Cromo           Cr:      1 s22 s22 p63 s23 p63 d54 s1

Z   = 29           Cobre            Cu:     1 s22 s22 p63 s23 p63 d104 s1

Este orden de “llenado” se debe a que la distribución en orbitales de los electrones de un átomo, está regida por los siguientes principios:

Principio de exclusión  ( Pauli )

Dos o más electrones de un mismo átomo no pueden tener el mismo conjunto de números cuánticos.

De acuerdo con esto, cada orbital está formado por uno o dos electrones como máximo, porque un tercer electrón coincidiría en su valor de spin con alguno de los otros dos.

    Ejemplo:

    En la configuración electrónica del  Litio: 1 s22 s1,  el tercer electrón ocupa el segundo orbital.

Observación:  Para cada valor de  n  hay como máximo  2 n2  electrones.

Principio de máxima multiplicidad  ( Regla de Hund )

Si dos o más electrones de un mismo átomo tienen los mismos valores en sus números cuánticos principales ( n ) y en sus números cuánticos secundarios ( l ) , entonces tendrán iguales valores de spin ( s ) siempre y cuando no se transgreda el principio de exclusión.

    Ejemplo:

    En la configuración del Nitrógeno: 1 s22 s22 p3, los electrones en los tres orbitales  2 p  tienen igual valor de spin.