Configuración electrónica

Contenido de la presentación

1. Lámina 1 Configuración Electrónica

   Química · Preparatoria · ¿Cómo se acomodan los electrones en el átomo? · Niveles, subniveles y orbitales: el mapa del electrón · Núcleo + · electrones −

2. Lámina 2 Niveles, subniveles y orbitales

   Nivel (n) · n = 1, 2, 3, 4… · Marca la distancia al núcleo y la energía de los electrones. · Subniveles · s · p · d · f · Cada uno tiene forma y energía propias. · Capacidad · s = 2 e− · p = 6 e− · d = 10 e− · f = 14 e−

3. Lámina 3 Números cuánticos

   La «dirección» de cada electrón dentro del átomo · Principal: el nivel de energía — 1, 2, 3, 4… · Secundario: el subnivel — s = 0, p = 1, d = 2, f = 3 · Magnético: la orientación del orbital en el espacio · Espín: giro del electrón — +½ (↑) o −½ (↓) · Cada electrón tiene su dirección: ningún par comparte los cuatro números. · Un orbital p · tres orientaciones (m)

4. Lámina 4 Las tres reglas de llenado

   Principio de Aufbau · Se llena de abajo hacia arriba en energía: 1s → 2s → 2p → 3s → 3p → 4s → 3d… · Principio de exclusión de Pauli · Un orbital admite máximo 2 electrones, con espines opuestos ↑↓ · Regla de Hund · En orbitales del mismo subnivel, los electrones entran solos y con el mismo espín antes de aparearse. · Orden de llenado: de abajo hacia arriba

5. Lámina 5 El diagrama diagonal (orden de llenado)

   Cómo leerlo · Sigue las flechas de arriba hacia abajo: 1s → 2s → 2p → 3s → 3p → 4s → 3d → 4p → 5s… · El truco · 4s se llena antes que 3d. · El patrón · Cada nivel empieza con s y termina con p; la d se retrasa un nivel y la f, dos. · Diagrama de Aufbau · orden creciente de energía

6. Lámina 6 Ejemplo resuelto: el oxígeno (Z = 8)

   8 protones en el núcleo → 8 electrones que repartir. · 1s2 2s2 2p4 · Notación: el superíndice indica cuántos electrones caben en cada nivel y subnivel. · Comprobación: 2 + 2 + 4 = 8 electrones · Regla de Hund: en los orbitales del mismo subnivel, los electrones van primero solos con espines paralelos; solo después se aparean.

7. Lámina 7 Ejemplo resuelto: el hierro (Z = 26)

   Fe · 26 electrones · 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s² 3d⁶ · Diagrama de orbitales · 4s ↑↓ · 3d ↑↓ ↑ ↑ ↑ ↑ · Regla de Hund primero: los cinco orbitales 3d reciben un electrón cada uno; el sexto se aparea en el primero. · Comprobación · 1s² → 2 · 2s² → 2 · 2p⁶ → 6 3s² → 2 · 3p⁶ → 6 · 4s² → 2 · 3d⁶ → 6

8. Lámina 8 Excepciones: cromo y cobre

   Dos elementos no siguen el llenado regular de orbitales. Apréndelos tal cual. · CromoNúmero atómico Z = 24 · Lo esperado 4s2 3d4 · Lo real 4s1 3d5 · CobreNúmero atómico Z = 29 · Lo esperado 4s2 3d9 · Lo real 4s1 3d10 · ¿Por qué? Las configuraciones semi-llenas (d5) o llenas (d10) son más estables, así que un electrón pasa del 4s al 3d.

9. Lámina 9 La tabla periódica y los bloques

   Bloque s · Grupos 1 y 2 — el último electrón entra en s · Bloque p · Grupos 13 a 18 — el último electrón entra en p · Bloque d · Elementos de transición — se llena el subnivel d · Bloque f · Lantánidos y actínidos — se llena el subnivel f

10. Lámina 10 Practica: configura estos átomos

    Z = 11 · Sodio · ¿Será correcta esta configuración? 1s² 2s² 2p⁶ 3s¹ · ↑↓ 1s ↑↓ 2s ↑↓ ↑↓ ↑↓ 2p ↑ 3s · Z = 26 · Hierro · Cuidado: el nivel 4s se llena antes que 3d. · ↑↓ 4s ↑↓ ↑ ↑ ↑ ↑ 3d

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