SEGUNDO AÑO DE BACHILLERATO UNIDAD N° 1 

Contenidos 

          Números Cuánticos 

2. Indicadores de logro

• 5.10  Describe y explica, cuidadosamente, los términos “niveles o capas de energía”, “orbitales”, “orbital atómico” y configuración electrónica.

• 5.12  Indaga, explica y determina correctamente los números cuánticos n, l, m, s y sus valores en los niveles, subniveles, orbitales y el espín de algunos elementos químicos.

• 5.13  Representa y explica correctamente la configuración electrónica: abreviada con llenado de espín de algunos elementos químicos.

3. Introducción

Podemos observar la diversidad de objetos que nos rodean gracias a la interacción de la luz con los electrones de las capas externas de los átomos que conforman las moléculas. 

Podemos comprender este fenómeno por la forma en que los electrones se acomodan en los átomos: únicamente en ciertos niveles en torno al núcleo. El movimiento de un electrón de un nivel a otro superior, requiere la absorción de energía.

4.1 Números cuánticos

Los orbitales son regiones de espacio localizadas alrededor del núcleo de un átomo, con alta probabilidad de encontrar un electrón y pueden ser caracterizados y descritos mediante los denominados números cuánticos, los cuales son:

Número cuántico principal (n). Determina el nivel energético de la región que ocupa el electrón. Cuanto mayor sea n, mayor es la energía de la nube electrónica. Adquiere valores enteros positivos de 1, 2, 3... etc. La energía de los niveles aumenta: 1 < 2 < 3 < 4 <5…< n (Fig. 1).

Número cuántico azimutal o secundario (ℓ). Físicamente corresponde a la zona más probable donde encontrar un electrón. De acuerdo con esto, toma valores enteros entre 0 y (n-1); cada valor designa un subnivel u orbital y a cada uno de ellos se le asigna una letra (Fig. 2). 

Número cuántico magnético (m). Determina la orientación espacial de la nube electrónica en respuesta al campo magnético ejercido por el núcleo atómico. Este número magnético depende del azimutal y toma los valores siguientes (Tabla 1).

Número cuántico espín (s). Indica la rotación del electrón alrededor de su propio eje (Fig. 3). Toma solo dos valores:  

Los primeros tres números cuánticos describen a los orbitales en particular; cada orbital puede contener un máximo de dos electrones, uno con espín (+½) y el otro con espín (-½).

En general, los números cuánticos indican la posición de los electrones dentro del átomo, por tanto, cada electrón posee un conjunto de cuatro números cuánticos que lo distinguen. La Tabla 2 muestra los cuatro números cuánticos para los primeros cuatro niveles de energía.

Cada nivel o capa, contiene una subcapa s (definida por l=0), que consiste en un orbital s (definido por m=0). Para distinguir los diferentes orbitales s de cada capa, se utiliza el número cuántico principal como coeficiente. Por ejemplo, 1s indica el orbital s del nivel 1; 2s el orbital s del nivel 2; 2p es un orbital p del nivel 2 y así sucesivamente (Tabla 2).

En cada subnivel cabe un número específico de electrones. un subnivel s puede tener un máximo de dos electrones, un subnivel p puede tener seis electrones, un nivel d puede tener diez electrones y un subnivel f puede tener 14 electrones.

Los primeros tres números cuánticos describen a los orbitales en particular; cada orbital puede contener un máximo de dos electrones, uno con espín (+½) y el otro con espín (-½).

En general, los números cuánticos indican la posición de los electrones dentro del átomo, por tanto, cada electrón posee un conjunto de cuatro números cuánticos que lo distinguen. La Tabla 2 muestra los cuatro números cuánticos para los primeros cuatro niveles de energía.

Cada nivel o capa, contiene una subcapa s (definida por l=0), que consiste en un orbital s (definido por m=0). Para distinguir los diferentes orbitales s de cada capa, se utiliza el número cuántico principal como coeficiente. Por ejemplo, 1s indica el orbital s del nivel 1; 2s el orbital s del nivel 2; 2p es un orbital p del nivel 2 y así sucesivamente (Tabla 2).

En cada subnivel cabe un número específico de electrones. un subnivel s puede tener un máximo de dos electrones, un subnivel p puede tener seis electrones, un nivel d puede tener diez electrones y un subnivel f puede tener 14 electrones.

Actividad de Culminación: Elaborar resumen sobre la clase 

GUION DE CLASES N° 2 

Orbitales Atómicos  s, p, d, f

1. Contenidos programáticos

Unidad 1: La teoría atómica

Contenidos 

         Orbitales Atómicos s, p, d, f 

2. Indicadores de logro

• 5.10  Describe y explica, cuidadosamente, los términos “niveles o capas de energía”, “orbitales”, “orbital atómico” y configuración electrónica.

• 5.12  Indaga, explica y determina correctamente los números cuánticos n, l, m, s y sus valores en los niveles, subniveles, orbitales y el espín de algunos elementos químicos.

• 5.13  Representa y explica correctamente la configuración electrónica: abreviada con llenado de espín de algunos elementos químicos.

4.2 Orbital atómico

Los orbitales pueden tener tamaños y formas diferentes, así como la energía difiere según el subnivel del que forma parte.  Existen cuatro tipos de orbitales donde se ordenan los electrones de todos los átomos de los elementos, los cuales  cumplen dos reglas: una es que un orbital únicamente puede alojar un máximo de dos electrones y la otra es que un orbital tiene el mismo nombre que el subnivel; en esta ocasión estudiaremos los orbitales de las subcapas o subniveles s y p es decir los orbitales s y p respectivamente.

• Orbitales s

El orbital de más baja energía, el 1s, es esférico (Fig. 4), dado que al graficar la función de probabilidad o densidad electrónica para el orbital 1s en función de la distancia al núcleo r, la probabilidad de encontrar al electrón es simétrica y disminuye a medida se aleja del núcleo; esto indica que es poco probable que el electrón se encuentre muy lejos del núcleo. Si analiza de forma similar los orbitales 2s y 3s, verá que también tienen simetría esférica. De hecho, todos los orbitales s tienen simetría esférica y lo único que cambia es su tamaño; es decir, que al aumentar n aumenta la distancia del electrón al núcleo.

• Orbitales p

En el segundo nivel, l  tiene los valores de 0 y 1; aparece la subcapa p que contiene un conjunto de tres orbitales correspondientes a los 3 valores de m permitidos (-1, 0, y +1) que se representan como los orbitales px, py y pz, junto al nivel energético en el que se ubican (2p, 3p, etc.).

Cada conjunto de orbitales p se asemeja a tres pesas idénticas colocadas perpendicularmente entre sí; por tanto, la distribución de su densidad electrónica se concentra en dos regiones a los lados del núcleo y a cada lado se denomina lóbulo.

Estableciendo al núcleo en el origen del plano cartesiano, podemos visualizar la orientación de cada uno de los tres orbitales p (Fig. 5). De esta manera, los orbitales p con un valor dado de n, tienen el mismo tamaño, pero difieren en su orientación espacial.

Orbitales d

Los orbitales d:  (l=2) también están formados por lóbulos. Hay cinco tipos de orbitales d (que corresponden a m=-2, -1, 0, 1, 2)  

Los orbitales f (l=3) también tienen un aspecto multilobular. Existen siete tipos de orbitales f (que corresponden a m= -3, -2, -1, 0, +1, +2, +3). 

Guion de Clases Número 3

Configuración Electrónica 

Configuracion Electronica con llenado de Spin 

1. Contenidos programáticos

Unidad 1: La teoría atómica

Contenidos 

• Configuración electrónica

• Configuración electrónica: abreviada con llenado de espín

2. Indicadores de logro

• 5.10  Describe y explica, cuidadosamente, los términos “niveles o capas de energía”, “orbitales”, “orbital atómico” y configuración electrónica.

• 5.12  Indaga, explica y determina correctamente los números cuánticos n, l, m, s y sus valores en los niveles, subniveles, orbitales y el espín de algunos elementos químicos.

• 5.13  Representa y explica correctamente la configuración electrónica: abreviada con llenado de espín de algunos elementos químicos.

4.3 Configuración electrónica

En un átomo de un elemento los electrones están ubicados en las orbitas de los diferentes niveles de energía, esta distribución se organiza en subniveles y orbitales de forma que su ordenamiento sea el más estable, es decir, el de menor energía. Este arreglo de mayor estabilidad en subniveles y orbitales se llama configuración electrónica. El llenado de los electrones en los orbitales y subniveles se realiza de forma ordenada iniciando por los subniveles internos y finalizando en los externos (video 1).

Reglas para la distribución de los electrones en los orbitales

1. Los electrones ocupan los orbitales comenzando desde el nivel más cercano al núcleo, o sea, el de menor energía (nivel 1, luego el 2, etc.). La figura 6 sugiere el orden en el que los electrones ocupan los orbitales en los diferentes niveles energéticos, primero el 1s, luego el 2s, 2p y así sucesivamente.

2. Principio de exclusión de Pauli: dos electrones de un átomo no pueden tener los cuatro números cuánticos iguales. Como se vio anteriormente, los primeros tres números cuánticos (n, l y m), determinan un orbital específico. Dos electrones pueden tener los primeros tres números cuánticos iguales; pero si es así, el espín debe ser diferente.

3. Regla de Hund: cuando hay orbitales de igual energía, los electrones ocupan inicialmente estos orbitales de forma individual. Este fenómeno puede explicarse debido a que los electrones tienen la misma carga eléctrica e intentan estar separados entre sí como sea posible. Esto se consigue situándose en orbitales vacíos de energía similar en lugar de emparejarse con otros electrones en orbitales semi llenos.

Configuración electrónica

En un átomo de un elemento los electrones están ubicados en las orbitas de los diferentes niveles de energía, esta distribución se organiza en subniveles y orbitales de forma que su ordenamiento sea el más estable, es decir, el de menor energía. Este arreglo de mayor estabilidad en subniveles y orbitales se llama configuración electrónica. El llenado de los electrones en los orbitales y subniveles se realiza de forma ordenada iniciando por los subniveles internos y finalizando en los externos (video 1).

En la actualidad la periferia del núcleo (su alrededor) se divide en 7 niveles de energía diferentes, numerados del 1 al 7, y en los que están distribuidos los electrones, lógicamente en orden según su nivel de energía. Los electrones con menos energía estarán girando en el nivel 1.

Pero además cada nivel se divide en subniveles. Estos subniveles en los que se divide cada nivel pueden llegar a ser hasta 4. A estos 4 subniveles se les llama:

s, p, d, f.

  Resumen: niveles de energía hay del 1 al 7 y subniveles hay 4 el s, p, d y el f.

Además, hay algo muy importante, en cada subnivel solo podemos tener un número máximo de electrones. Esto hace que podamos saber el número de electrones fácilmente, o lo que es lo mismo la configuración electrónica.

  En el subnivel s solo puede haber como máximo 2 electrones, en el p 6, en el d 10 y en el f 14. (en cada nivel 4 más que en el nivel anterior, es fácil de recordar)

Fíjate que fácil: En el nivel 1 hay un subnivel, en el 2, 2 subniveles, en el 3, 3 subniveles y en el 4 hay 4 subniveles. ¿Fácil NO?. Los últimos niveles un poco diferentes, por ejemplo en el 5, hay 4 subniveles, no puede tener más porque solo existen 4. Y ahora vamos a contar al revés, en el nivel 6, 3 subniveles y en el último nivel, el 7 solo habrá...¿Cuantos? Pues si, habrá 2 subniveles.

Además, si hay un subnivel siempre será el s, si hay 2 serán el s y el p, si hay 3 serán el s, el p y el d, y si hay 4 subniveles serán el s, el p, el d y el f.

Concretemos más nivel a nivel:

- Primero de todo, recordar que en el subnivel s solo puede haber como máximo 2 electrones, en el p 6, en el d 10 y en el f 14. En cada nivel tendremos:

- En el nivel 1 solo hay un subnivel, y lógicamente será el s.

- El nivel 2 hay 2 subniveles, el s y el p.

- En el nivel 3 hay 3 subniveles el s, el p y el d.

- En el nivel 4 hay 4 subniveles, el s, el p, el d y el f.

Pero OJO el nivel 5 tiene 4 subniveles también, pero en el nivel 6 solo tiene 3 (hasta el d) y en el 7 solo dos subniveles el s y el p. Introducción

Recuerda que lo átomos tienen un núcleo donde se encuentran los protones y los neutrones, pero alrededor del núcleo están los electrones girando en las llamadas órbitas. Un átomo puede tener varias órbitas alrededor de su núcleo y sobre las cuales están girando sus electrones.

Realizar los siguientes ejercicios de configuración electrónica

Hidrógeno 1 = 1s1

Helio 2 = 1s2

Litio 3 = 1s2 2s1 capa de valencia: 2s1

Berilio 4 = 1s2 2s2 capa de valencia: 2s2

Boro 5 = 1s2 2s2 2p1 capa de valencia: 2s2, 2p1

                                                                  Carbono 6= 1s2 2s2 2p2 

capa de valencia 2s2,2p2

Nitrógeno 7 = 1s2 2s2 2p3 capa de valencia 2s2,2p3

Oxígeno 8 = 1s2 2s2 2p4 capa de valencia : 2s2,2p4

Flúor 9 = 1s2 2s2 2p5

Neón 10 = 1s2 2s2 2p6

Sodio 11 = 1s2,2s2,2p6,3s1

Configuración Abreviada; (Ne) 3s1

Magnesio 12 = 1s2,2s2,2p6,3s2

Configuración Abreviada; (Ne) 3s2

Aluminio 13 = 1s2,2s2,2p6,3s2,3p1

Conf, abreviada: (Ne) 3s2,3p1

Silicio 14 = 1s2,2s2,2p6,3s2,3p2

Conf, abreviada: (Ne) 3s2,3p2

Fósforo 15 = 1s2,2s2,2p6,3s2,3p3

Conf, abreviada: (Ne) 3s2,3p3

Azufre 16 = 1s2 2s2 2p6 3s2 3p4

Conf, abreviada: (Ne) 3s2,3p4

Cloro 17 = 1s2,2s2,2p6,3s2,3p5

Conf, abreviada: (Ne) 3s2,3p5

Argón 18 = 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6

Conf, abreviada: ( Ne) 3s2,3p6

Potasio 19 = 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1

Conf, abreviada: (Ar) 4s1

Calcio 20 = 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2

Conf, abreviada: (Ar) 4s2

Galio 31= 1s2,2s2,2p6,3s2,3p6,4s2,3d10,4p1

Conf, abreviada: (Ar) 3d10,4s2,4p1

Arsenico Z= 33; 1s2,2s2,2p6,3s2,3p6,4s2,3d10,4p3

Conf, abreviada: (Ar) 3d10, 4s2,4p3

Titanio Z= 22: 1s2,2s2,2p6,3s2,3p6,4s2,3d2

Conf abreviada: (Ar) 4s2,3d2

Bromo Z=35: 1s2,2s2,2p6,3s2,3p6,4s2,3d10,4p5

Conf.abreviada (Ar) 3d10,4s2,4p5

Plata Z= 47: 1s2,2s2,2p6,3s2,3p6,4s2,3d10,4p6,5s2,4d9

Conf abreviada: ( Kr) 5s2,4d9

Ejercicios realizados en clase

Ar= 18: 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6

Fe = 26: 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 4s2, 3d6

Configuracion abreviada; ( Ar ) 4s2, 3d6

Neon= 10: 1s2, 2s2, 2p6

Azufre= 16: 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p4

conf, abreviada: Azufre= 16: (Ne) 3s2, 3p4

Rb Z=37: 1s2, 2p2, 2p6, 3s2, 3p6, 4s2, 3d10, 4p6, 5s1

conf, abreviada: (Kr ) 5s1

Ti Z= 22: 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 4s2, 3d2

conf, abreviada: ( Ar) 4s2,3d2

Ca Z= 20, 1s2,2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 4s2

conf, abreviada: ( Ar) 4s2

Estaño Z= 50: 1s2,2s2,2p6,3s2,3p6,4s2,3d10,4p6,5s2,4d10,5p2

conf, abreviada ( Kr) 4d10, 5s2, 5p2

Figura 6. Principio de Aufbau para los elementos Z=3 hasta Z=10. 

Ejemplo 1.

Observemos la configuración electrónica del Germanio:

Ge (Z= 32) = 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p2

Para elementos con un valor de z altos, puede ser tedioso escribir la configuración electrónica, por lo que se creó configuración electrónica abreviada, que simplifica la escritura de la configuración electrónica.

Este método consiste en primero identificar el elemento dentro de la tabla periódica, para el ejemplo del germanio esta en el grupo 14 y periodo 4, luego se escribe ente corchetes [ ] el símbolo del gas noble situado en el periodo inmediatamente anterior en la Tabla.

Siguiendo con nuestro ejemplo sería el periodo 3 que corresponde al Argón (Ar, Z=18).

Final mente completamos la configuración electrónica aplicando la regla de Hund, dando como resultado:

Ge(Z=32) = [Ar] 4s2 3d10 4p2

Ubicar los siguientes elementos químicos en la tabla periódica. Copiar en el cuaderno

Aluminio (Al) Z= 13

Configuración electrónica: 1s2,2s2,2p6,3s2,3p1

Capa de Valencia: 3s2,3p1

Configuración abreviada: (Ne) 3s2,3p1

Grupo:  III A o grupo 13

Electrones de Valencia: 3

Periodo: 3

Nivel de energía: 3

Potasio (K) Z= 19

Configuración electrónica: 1s2,2s2,2p6,3s2,3p6, 4s1

Capa de Valencia: 4s1

Configuraciòn abreviada: (Ar) 4s1

Grupo: IA

Electrones de Valencia: 1

Periodo: 4

Nivel de energía: 4

Germanio (Ge) Z= 32

Configuración electrónica: 1s2,2s2,2p6, 3s2, 3p6, 4s2, 3d10, 4p2

Capa de Valencia: 4s2,3d10, 4p2

Configuraciòn abreviada: (Ar) 3d10, 4s2, 4p2

Grupo: IV A o grupo 14

Electrones de Valencia: 4 e-

Periodo: 4

Nivel de energía: 4

Bromo (Br) Z=35

Configuración electrónica: 1s2,2s2,2p6,3s2,3p6,4s2, 3d10,4p5

Capa de Valencia: 4s2,3d10,4p5

Configuraciòn abreviada: ( Ar) 4s2,3d10,4p5

Grupo: VII A o grupo 17

Electrones de Valencia: 7

Periodo: 4

Nivel de energía: 4

Zinc (Zn) Z=30

Configuración electrónica: 1s2,2s2,2p6,3s2,3p6,4s2, 3d10

Capa de Valencia: 4s2,3d10

Configuraciòn abreviada: (Ar) 3d10,4s2

Grupo: IIB o Grupo 12

Electrones de Valencia: 2

Periodo: 4

Nivel de energía: 4

Níquel (Ni) Z= 28

Configuración electrónica:

Capa de Valencia:

Configuraciòn abreviada:

Grupo:

Electrones de Valencia:

Periodo:

Nivel de energía: