ESQUEMA DE MOELLER PARA LA CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA DEL ATOMO

EL DIAGRAMA  DE MOELLER PARA LA CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA DEL ÁTOMO

1. ¿Qué entiendes por configuración electrónica ? 
2. ¿Qué relación existe entre la configuración y los electrones

A estas alturas de la página, ya conocemos bastantes cosas sobre el átomo y su estructura. El siguiente paso es aprender a hacer configuraciones electrónicas, es decir, a ubicar a los electrones en los correspondientes niveles y subniveles de energía y orbitales (a dar su “dirección”: nivel-ciudad, subnivel-calle, orbital-casa). Para ello, lo mejor es utilizar la regla mnemotécnica del diagrama de Moeller:

Recuerda que los subniveles de energía se corresponden con las letras s, p, d, f. Hay un orbital de tipo s, tres de tipo p, cinco de tipo d, y siete de tipo f. En cada orbital caben, como máximo, dos electrones, que se representan con flechas de sentido contrario, indicando que están desapareados

El orden de llenado de orbitales que se obtiene a partir del diagrama de Moeller es: 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d 5s 5p 5d 5f 6s 6p 6d 7s… Recuerda que en los subniveles s caben como máximo dos electrones, en los p seis, en los d diez, en los f catorce etc. (dos electrones como máximo en cada subnivel, con espines desapareados)

CONFIGURACION ELECTRONICA DEL ATOMO

CONFIGURACION ELECTRONICA DEL ATOMO

  Como se dijo con anterioridad, la actual tabla periódica está ordenada según la configuración electrónica, pero, ¿qué es la configuración electrónica? La configuración electrónica (o C.E) indica la posición de cada electrón dentro de la envoltura nuclear, indicando en el nivel energético en el que éste se encuentra y en que orbital. Cada electrón puede ser identificado específicamente gracias a sus cuatro números cuánticos, los cuales son:

1. Número Cuántico principal (n): Corresponde al nivel energético en donde se encuentra el electrón. Va desde 1 hacia arriba (1, 2, 3...)
2. Número Cuántico secundario o azimutal (l): Corresponde al orbital en donde se encuentra el electrón. Se representa por s (0), p (1), d (2) y f (3).
3. Número Cuántico Magnético (m): Indica la orientación del orbital donde se encuentra el electrón. Va desde -l hasta l (incluyendo el 0).
4. Número Cuántico de Spin o Giro (s): Este número cuántico se define tradicionalmente como el giro que posee el electrón. Dos electrones con el mismo giro no pueden tener un mismo m (solo se permiten dos electrones por m y deben tener spines (giros) opuestos). Se identifican tradicionalmente como -1/2 y +1/2 o -1 y +1, en esta página web se utilizará la primera identificación (-1/2 y +1/2). Ahora para poder seguir avanzando en la configuración electrónica debemos conocer primero unos ciertos principios que nos ayudarán a comprender mejor como se desarrolla este tema. Dichos principios son:
   
5. Principio de Aufbau o de la menor energía: Este principio nos indica que todos los electrones partirán "llenando" los orbitales de menor energía posible. Si el de menor energía está lleno, seguirán con el que le sigue en energía y así sucesivamente
6. Principio de Hund o de la máxima multiplicidad: Este principio nos dice que en caso de que existan orbitales atómicos con la misma energía, los electrones se distribuirán equitativamente en cada uno y cuando todos tengan un electrón se empezaran a llenar con los que les falten. Por ejemplo, si se tiene tres orbitales con la misma energía (denominados orbitales degenerados), los electrones entrarán de tal manera que los primeros tres electrones entrarán uno en cada orbital, todos con el mismo spin. Cuando esto ocurre se dice que el orbital (los orbitales en este caso) se encuentra semi-lleno. Posteriormente, se completaran los orbitales con los electrones que hagan falta para este efecto. Esto se comprenderá de mejor manera más adelante, cuando se hagan algunos ejemplos.
7. Principio de exclusión de Pauli: Este principio nos dice que cada electrón posee una combinación única de 4 números cuánticos que lo personaliza. No es posible que existan dos electrones con los 4 números cuánticos iguales. Esto quiere decir, que solamente pueden existir dos electrones por orbital, ya que existen dos espines (+1/2 y -1/2).

 

EL MOL Y EL NUMERO DE AVOGRADO

EL MOL Y EL NÚMERO DE AVOGADRO

 CONCEPTO DE MOL: Cuando se toma una pequeña cantidad de algún compuesto y la pesamos en una balanza corriente, se está manipulando un número enorme de átomos individuales, debido a que el peso en gramos de un átomo es sumamente pequeño.

Para evitar el problema de hacer cálculos a partir de números muy grandes o muy pequeños, se emplea una unidad, llamada mol. Un mol se define como la cantidad de sustancia que contiene 6,023 ? 1023 partículas, ya sea de un elemento o de un compuesto . En un elemento esta cantidad de partículas tiene una masa que es equivalente a la masa atómica expresada como gramos. Por ejemplo, en 15,99 gramos de oxígeno hay exactamente 6,023 ? 1023 átomos de oxígeno. Esa cantidad  de sustancia, 15,99 gramos, es un mol de átomos de oxígeno.

En una molécula, la masa del mol es idéntica a la masa molecular expresada en gramos. Si una misma cantidad de átomos de dos elementos diferentes tiene masas diferentes, podemos establecer qué tan pesado es uno con relación al otro. Así, si un mol de oxígeno pesa 16 g, mientras que un mol de carbono pesa 12 g, podemos concluir fácilmente que los átomos de oxígeno son más pesados que los de carbono. Al número 6,023 ? 1023 se le conoce como número de Avogadro, en honor del químico italiano Amadeo Avogadro (1776-1856) quien descubrió que volúmenes iguales de diferentes gases, bajo las mismas condiciones de temperatura y presión, contenían igual número de moléculas. La primera aproximación al valor de esa constante fue realizada en 1865 por Johann Josef Loschmidt (1821-1895). El número 6,023 ? 1023 fue determinado posteriormente por Jean Baptiste Perrin (1870-1942), que fue además quien propuso la denominación de número de Avogadro. El número de Avogadro es un concepto de gran utilidad en química. Por ejemplo, sirve para calcular la masa relativa de un átomo de cualquier elemento y el número de átomos o partículas presentes en una masa determinada de una sustancia dada.

EL ÁTOMO:HISTORIA DEL ÁTOMO

HISTORIA DEL ÁTOMO 

EL ATOMO

El átomo es la parte más pequeña en la que se puede obtener materia de forma estable, ya que las partículas subatómicas que lo componen no pueden existir aisladamente salvo en condiciones muy especiales. El átomo está formado por un núcleo, compuesto a su vez por protones y neutrones, y por una corteza que lo rodea en la cual se encuentran los electrones, en igual número que los protones.

Protón, descubierto por Ernest Rutherford a principios del siglo XX, el protón es una partícula elemental que constituye parte del núcleo de cualquier átomo. El número de protones en el núcleo atómico, denominado número atómico, es el que determina las propiedades químicas del átomo en cuestión. Los protones poseen carga eléctrica positiva y una masa 1.836 veces mayor de la de los electrones.

Neutrón, partícula elemental que constituye parte del núcleo de los átomos. Fueron descubiertos en 1930 por dos físicos alemanes,Walter Bothe y Herbert Becker. La masa del neutrón es ligeramente superior a la del protón, pero el número de neutrones en el núcleo no determina las propiedades químicas del átomo, aunque sí su estabilidad frente a posibles procesos nucleares (fisión, fusión o emisión de radiactividad). Los neutrones carecen de carga eléctrica, y son inestables cuando se hallan fuera del núcleo, desintegrándose para dar un protón, un electrón y un antineutrino.

Electrón, partícula elemental que constituye parte de cualquier átomo, descubierta en 1897 por J. J. Thomson. Los electrones de un átomo giran en torno a su núcleo, formando la denominada corteza electrónica. La masa del electrón es 1836 veces menor que la del protón y tiene carga opuesta, es decir, negativa. En condiciones normales un átomo tiene el mismo número de protones que electrones, lo que convierte a los átomos en entidades eléctricamente neutras. Si un átomo capta o pierde electrones, se convierte en un ion.

http://www.profesorenlinea.cl/fisica/atomoEstructura.htm