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Teoría Atómica Moderna yEstructura Atómica

I. TEORÍA ATÓMICA MODERNA

El desarrollo de la teoría atómica moderna, se basó en los siguientes descubrimientos: Los Saltos Cuánticos,La Teoría Dual de la Materia, El Principio de Incertidumbre y La Ecuación de Onda.

1) Los Saltos Cuánticos (Bohr – 1913): Teoría de N. BohrEn 1913, Niels Bohr para poder explicar los espectros del átomo de Hidrógeno tomó como referenciala Teoría Cuántica de Max Planck y el modelo atómico de Rutherford.

El electrón se encuentra girando a alta velocidad alrededor del núcleo, en órbitas circularesconcéntricas, denominados “NIVELES ESTACIONARIOS DE ENERGÍA”. El electrón tieneenergía constante.El electrón puede saltar a órbitas superiores o bajar a órbitas inferiores, absorbiendo odesprendiendo energía respectivamente en los llamados SALTOS CUÁNTICOS.

2)

Teoría de la Dualidad de la Materia (Louis de Broglie – 1924):“

La materia, al igual que la energía, tienen naturaleza dual, porque se comporta simultáneamente comopartícula (corpúsculo) y como onda”.Para determinar la longitud de onda de una partícula material, se utiliza la fórmula siguiente:

l=vm

h

×

Donde: l = Longitud de onda de la partícula; metros (m) o centímetro (cm)h = Constante de M. Planck; 6,63 x 10-34 J . s ó 6,63 x 10-27 Ergio. s

m = Masa de la partícula; kilogramo (kg) o (g)v = Velocidad de la partícula; (m/s) o (cm/s)

3)

Principio de Incertidumbre (W. Heisemberg – 1927)“Es imposible determinar simultáneamente con exactitud la posición y la velocidad (momentum) de

partículas tan pequeñas como el electrón”.

4) Ecuación de Onda (E. Schrödinger-1926)Propuso que el movimiento del electrón no debe ser limitado a órbitas circulares definidas como lomanifestó Bohr, porque el electrón es una partícula que se mueve en forma veloz y bastante complejaalrededor del núcleo.

De esta ecuación se originan los números cuánticos: n, ℓ, m, que definen el orbital atómicoLos números cuánticos son parámetros numéricos que describen los estados energéticos del electrón.Los números cuánticos son cuatro.a)

Número Cuántico Principal ( n )Ø Determina el tamaño del orbital y la energía del nivel.Ø Indica el nivel energético en el que se encuentra girando el electrón.Ø Toma valores de números enteros y positivos: 1,2,3,4,5,6,7,... (representación cuántica). A “n”

se le puede asignar valores literales: K,L,M,N,O,P,Q, ... (representación espectroscópica).Ø La capacidad electrónica de un determinado nivel “n” se halla con la regla de Rydberg:

#maxē = 2n2

b) Número Cuántico Secundario (ℓ )Ø También es denominado número cuántico azimutal, subsidiario o de momento angular.Ø Indica la forma que tiene el orbital atómico.Ø Toma valores de números enteros y positivos comprendidos en el rango entre 0 (valor mínimo

de ℓ ) y ( n – 1 ) (valor máximo de ℓ ).


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n ℓ Tipo de orbitalForma (s) delorbital (es)

Número de orbitales

1 0 s ( sharp ) esférica 1

201 P ( principal ) dilobular 3 ( px, p y, pz )

3

012 d ( diffuse ) tetralobular

dilobular4 (dxy, dxz, dyz, d(x2-y2)1 ( dz2)

4

0123 f ( fundamental) complejos 7

Ø Los niveles energéticos se dividen en subniveles (subcapas), de la manera siguiente:

Nivel Subniveles Nivel Subniveles1 1s 5 5s, 5p, 5d, 5f2 2s, 2p 6 6s, 6p, 6d3 3s, 3p, 3d 7 7s, 7p4 4s, 4p, 4d, 4f


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c)

Número Cuántico Magnético ( m / mℓ )Ø Indica la orientación que toma el orbital atómico en el espacio, con respecto a los tres ejes

coordenados.Ø Toma valores de números enteros negativos y positivos comprendidos en el rango entre –ℓ y

+ℓ, incluyendo el valor 0.Ø El número de valores que toma “m”, se puede calcular con la fórmula ( 2ℓ + 1 ), y esta cantidad

de valores indica el número de orbitales que tiene el subnivel correspondiente.

Valor de “ℓ” Valores de “m” Número de

valores de “m” ( 2ℓ + 1 )

Número deorbitales

0 (s) 0 1 11 (p) -1,0,+1 3 32 (d) -2,-1,0,+1,+2 5 53 (f) -3,-2,-1,0,+1,+2,+3 7 7

d) Número Cuántico de Spin ( s / ms )Ø También es denominado número cuántico de giro.Ø Indica el sentido de rotación que tiene el electrón alrededor de su eje que imaginariamente

pasa por su centro.Ø Si el electrón gira en sentido antihorario, se le asigna un número cuántico de spin de +1/2

( ).Ø Si el electrón gira en sentido horario, se le asigna un número cuántico de spin de –1/2 ( ¯ ).Ø Las investigaciones de Otto Stern y Walther Gerlach, en 1924, ofrecieron pruebas

concluyentes del spin del electrón.

Número Cuántico Determina para el electrón Define para el Orbital

Energético o Principal (n) El nivel principal de energía. El tamaño o volumen efectivo.

De momento angular, Secundario,Azimutal o Subsidiario (ℓ)

El subnivel donde se encuentradentro de un determinado nivel de

energía.

La forma geométrica espacial.

Magnético (m) El orbital donde se encuentradentro de un subnivel determinado.

La orientación espacial que adoptabajo la influencia de un campo

magnético externo.

Spin Magnético (s) El sentido de rotación o giroalrededor de su eje imaginario. --------------------

Cuando nos referimos a la ubicación del electrón en el átomo, debemos utilizar determinadas regiones

del espacio en donde existe la máxima probabilidad (³ 90 %) de encontrar al electrón. A talesregiones de mayor probabilidad se les denomina ORBITALES o REEMPE.


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II. ESTRUCTURA ATÓMICA

1. EL ÁTOMO SEGÚN LA TEORÍA ATÓMICA MODERNA

- En la actualidad, el minúsculo átomo es considerado un inmenso vacío, constituido básicamente por unnúcleo y una envoltura electrónica.

- El átomo en su estado fundamental es eléctricamente neutro, porque tiene la misma cantidad deprotones (cargas eléctricas positivas) y de electrones (cargas eléctricas negativas).

- El átomo es un micro sistema energético en completo equilibrio con una estructura interna muycompleja donde existe una gran variedad de partículas sub atómicas como por ejemplo: electrón, muón,high, hadrón, quarks, etc.

a. Núcleo Atómico Es la parte central del átomo y tiene carga eléctrica positiva. Es extremadamente denso porqueen su interior se concentra prácticamente toda la masa del átomo, siendo sus partículasfundamentales los protones y neutrones (nucleones).Da la identidad del átomo; y no interviene en las reacciones químicas ordinarias.

b. Nube Electrónica

Está constituida por los electrones que tiene el átomo en torno al núcleo.

El electrón es una partícula con masa prácticamente despreciable y carga eléctrica negativa.El movimiento veloz y complejo del electrón genera al orbital atómico.En una reacción química ordinaria, interactúan los electrones de valencia de un átomo con loselectrones de valencia de otro átomo.

Otra forma de clasificación más moderna de partículas subatómicas ya que poseen un conjunto depropiedades intrínsecas como la carga, masa en reposo, spin, tipo e interacción (mediante una de lascuatro fuerzas naturales: electromagnética, débil, fuerte y gravitatoria) etc. Según estas propiedadesse clasifican en dos grandes grupos: leptones y hadrones.

I. leptones. Son partículas de masa ligera y de interacción débil. Entre ellos tenemos a:1.1 Electrón (ē): Es partícula muy estable (no recae en otras partículas); con spin igual a 1/2


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1.2 Neutrino (ν): Partícula más ligera que el electrón; como masa en reposo cero y carga iguala cero; spin igual 1/2.

1.3 Muón: Es la más pesada de la familia de leptones, con una masa igual a 200 veces la masadel electrón, con spin igual a 1/2.

II. Hadrones. El término hadrón significa partícula de interacción fuerte; son partículas pesadas en

comparación con los leptones; poseen interacciones: electromagnética, débil y fuerte; estánconstituidas por ciertas partículas llamadas quarks. Se agrupan en dos grandes grupos:

2.1 Bariones: Poseen spin fraccionario (1/2, 3/2, etc) y cada uno está formado por tresquarks. Entre los bariones tenemos al protón; neutrón, hiperón Λ (lambda), hiperón Σ (sigma), hiperón Ξ (cascada), hiperón Ω (omega)

¿Qué son los quarks?Son las partículas más pequeñas que constituyen la materia, por lo tanto, son partículas elementalesde la materia. Los físicos norteamericanos Friedman y Kendall y el canadiense R. Taylor ganaron elpremio Nóbel de Física 1990 por sus trabajos que han conducido a demostrar que los quarks son lasmínimas expresiones de la materia hasta ahora encontradas.Existe un cierto número de variedades diferentes de quarks: se cree que hay como mínimo seis quellamamos up(u), down(d), strange(s), charmed ( c ), botton(b), y top (t): “arriba”, “abajo”, “extraño”,“encanto”, “fondo” y “cima”.

2.2 Mesones: Son los hadrones más ligeros, poseen spin entero (0,1,2, etc) y cada mesónestá formado por dos quarks, entre ellos tenemos los mesones π (pión) y mesones K (kaón)

2.

PARTÍCULAS SUBATÓMICAS FUNDAMENTALES

PARTÍCULA DESCUBIERTOPOR:

CARGAABSOLUTA

CARGARELATIVA

MASAABSOLUTA

MASA(UMA)

PROTÓN ÷ ø ö

çè æ p11

RUTHERFORD1919

+1,6 x 10-19C +1 1,672 x 10-24g 1

NEUTRÓN ÷ ø ö

çè æ n10

CHADWICK1932

0 0 1,675 x 10-24g 1

ELECTRÓN ÷ ø ö

çè æ -

e01

THOMPSON1897

-1,6 x 10-19C -1 9,109 x 10-28g 0,000545

CONCEPTOS FUNDAMENTALES QUE DEPENDEN DEL NUCLEO DEL ATOMO1. NÚMERO ATÓMICO O CARGA NUCLEAR (Z).

Es el número de protones que tiene el núcleo de un átomo.

Z = # p+

En un átomo eléctricamente neutro, el número atómico también indica el número de electrones delátomo.

Z = # e-

“Z” es el criterio utilizado para la ubicación de los elementos en la Tabla Periódica.Fue el científico inglés H. Moseley quien dedujo un método para calcular el número atómico de los

elementos químicos.

2. NUMERO DE NEUTRONES (n)Número de partículas neutras que contiene el núcleo de un átomo, n = A – Z

3. NUMERO DE MASA (A).Es la suma del número de protones y neutrones ( nucleones fundamentales) que tiene el núcleo de unátomo.

A = # p+ + # nº

Una expresión más simple de la anterior es:


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A = Z + N

“A” y “Z”, denominados los números identificatorios del átomo, y son colocados alrededor del símboloquímico del elemento en cualquiera de las formas siguientes:

E A

Z o A

Z E

4. ISÓTOPOS O HÍLIDOS (iso=igual, topos=lugar)Ø Son dos o más átomos de un mismo elemento, con igual número atómico, diferente número de masa

y de neutrones.Ø Tienen propiedades químicas iguales y propiedades físicas diferentes. Ejemplos:

H1

1 H21 H

3

1 Z = ; A ¹ ; n° ¹

Protio (H) Deuterio (D) Tritio (T)

Protio.- Es el isótopo natural más abundante del Hidrógeno. Forma al agua común (H 2O)Deuterio.- Es utilizado para la fabricación del agua pesada (óxido de deuterio D2O)Tritio.- Interviene en las reacciones de fusión nuclear. Forma el agua superpesada: T 2O

APLICACIONES DE LOS PRINCIPALES ISÓTOPOS RADIACTIVOS: RADIOISÓTOPOSØ Tienen las mismas propiedades químicas, y sus propiedades físicas varían ligeramente.Ø Generalmente el isótopo de menor número de masa es el más abundante en la naturaleza.Ø No todos los elementos químicos presentan isotopía natural, como por ejemplo el He, Na, Al, P, etc.Ø Se puede producir isótopos artificiales. Aquellos que presentan radiactividad, son denominados

RADIOISÓTOPOS, los cuales tienen aplicaciones en áreas como medicina, industrias alimentarias,agricultura, química, etc. Algunos de los radioisótopos son:- Co-60: Radioterapia- Cs-137: Preservación de alimentos.- I-131: Deficiencia del funcionamiento de la glándula tiroides.- P-32: Tratamiento de leucemia.- C-11: Detectar zonas enfermas del cerebro (Tomografía).- C-14.: Para determinar la antigüedad de restos fósiles.

- As-74: Localizar tumores cerebrales.- Etc.

5.

ISOBAROSSon átomos de diferentes elementos químicos que tienen igual masa atómica, diferente númeroatómico y diferente número de neutrones.Poseen propiedades físicas semejantes, pero diferentes propiedades químicas. Ejemoplos:113Cd48 113In49 40K19 20Ca40 A= ; Z ¹ ; nº ¹

6.

ISOTONOSSon átomos de elementos diferentes que poseen igual número de neutrones.Poseen propiedades físicas y químicas diferentes. Ejemplos:

11B5 12C6 13N7 nº = ; Z ¹ ; A ¹

7. ESPECIES ISOELECTRÓNICOSØ Son especies químicas que tienen la misma cantidad de electrones. En algunos casos las especies

isoelectrónicas no tienen la misma distribución electrónica. Ejemplos:

+2aC4020 r A

4018

-33115 P 24Cr

3+21Sc 23V3+ 20Ca


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8. DISTRIBUCIÓN ELECTRÓNICAa)

Definición.- Es la ubicación de los electrones que tiene un átomo en sus respectivos niveles,subniveles y orbitales.

b) Principios.-b.1. Principio de AUFBAU (Regla de Construcción): “El llenado de los subniveles energéticos se

efectúa desde los que tienen menor energía hacia los de mayor energía“ (energía relativa).El orden en que se llenan los subniveles es:Regla de Möllier: Es una forma practica para realizar la distribución electrónica porsubniveles según el principio de Aufbau. También se le llama comúnmente regla del“serrucho”

K = 1 1s 2He

L = 2 2s 2p 10Ne

M = 3 3s 3p 3d 18Ar

N = 4 4s 4p 4d 4f 36Kr

O = 5 5s 5p 5d 5f 54XeP = 6 6s 6p 6d 86Rn

Q = 7 7s 7p

CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA KERNELL O SIMPLIFICADA

Consiste en realizar la distribución electrónica haciendo uso de la configuración electrónica de un gasnoble.

[2He]; [10Ne]; [18Ar]; [ 36Kr]; [ 54Xe]; [86Rn ]; [ 118? ]

Energía relativa de un subnivel ( Er ).- Se determina con la siguiente fórmula:

Er = n + ℓ

donde: n = valor del número cuántico principalℓ = valor del número cuántico secundario


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Cuando dos subniveles tienen la misma Er, sus orbitales son denominados “degenerados”. En este caso, elsubnivel que pertenece al mayor nivel, es el de mayor energía (menos estable).Ejemplo. 2s, 3p, 4s, 5f.Er del 2s ; n = 2 y ℓ = 0, por lo que Er = 2Mayor Er es 5f: Er = 5 + 3 = 8. Orbítales degenerados 3p (Er = 4) y 4s (Er = 4). Se llena primero 3p porque tiene menor n.

Elementos Anómalos (Antiserrucho).- Son aquellos que no cumplen estrictamente con el principio deAUFBAU.La anomalía consiste en la migración, por lo general de un electrón (a veces 2 electrones), de un subnivelns a un subnivel (n-1) d (a veces del subnivel (n-2) f al subnivel (n – 1) d).Los elementos anómalos son:

ANOMALÍAS DE LA DISTRIBUCIÓN ELECTRÓNICA

La migración de electrones de un orbital a otro se realiza con la finalidad de buscar una mayor estabilidadelectrónica. Las anomalías por periodos más importantes son:

Migra 1ē

Periodo 4 : 24Cr y 29Cu 4s 3d

Migra 1ē

Periodo 5 : 41Nb y 42 Mo 44Ru + 45Rh 47Ag 5s 4d

Migra 2ē

46Pd : 5s 4d

Migra 1ē

Periodo 6 : 78Pt y 79Au 6s 5d

Migra 1ē

57La 58Ce y 64Gd: 4f 5d

Migra 1ē

Periodo 7 : 89Ac 91Pa 92U 93Np 96Cm y 97Bk 5f 6d

Migra 2ē

90Th : 5f 6d

b.2. Principio de exclusión (W. Pauli).- “En un átomo no puede existir dos electrones cuyos 4valores de números cuánticos sean iguales; al menos debe diferenciarse en el spin ”.


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Un orbital atómico puede tener un máximo de dos electrones, los cuales deben tener signoscontrarios para sus números cuánticos de spin.

SubnivelNúmero máximo de

electroness 2

p 6d 10f 14

Se tienen los siguientes tipos de orbitales:

orbital vacío orbital desapareado orbital apareado(paramagnético) (diamagnético)

Átomo diamagnético.- Aquel que tiene todos sus orbitales apareados (llenos). Esta clase de átomo esdébilmente repelido por un campo magnético.Ejemplo:

20Ca = [Ar] 4s2

Átomo paramagnético.- Aquel que tiene por lo menos un orbital desapareado (incompleto). Esta clase deátomo es débilmente atraído por un campo magnético.Ejemplo:

19K = [Ar] 4s1

b.3. Principio de máxima multiplicidad (Regla de F. Hund).- “Un orbital no puede tener dos electrones sies que hay otros orbitales del mismo subnivel que no tienen por lo menos un electrón”.Ejemplo:

a) 24 Cr : 1s22s22p63s23p64s23d4 (Falso) 1 e- del 4s2 pasa al 3d, entonces:24Cr : 1s22s22p63s23p64s13d5 (Correcto)

b) 29Cu : 1s22s22p63s23p64s23d9 (Falso) 1 e- del 4s2 pasa al 3d, entonces:29Cu : 1s22s22p63s23p64s13d10 (Correcto)

Los IONES, partículas cargadas que se forman cuando un átomo o un grupo de átomos neutros ganan o pierdenuno o más electrones.Cuando # p+ = # e- , se trata de un átomo neutroCuando # p+ ≠ # e- , entonces es un ION que puede ser:Catión (+): # p+ > # e- Anión (-) : # p+ < # e-

(ZXA)q à #e = Z + ( q ), si es catión q es positivo y si es anión q es negativo.

Para realizar su distribución electrónica tenga mucho cuidado; ejemplo: 24Cr3+

Es incorrecto hacer para su D.E.: 24Cr3+ à # e = 24 – 3 = 21 e- Entonces, se podría decir que su D.E. es: 1s22s22p63s23p64s23d1

La forma correcta es:1º) Se hace la D.E. en forma neutra: 24Cr0: 1s22s22p63s23p64s13d5


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2º) 24Cr3+ Como la carga es +3 significa que pierde 3 electrones pero del último nivel. Esto es el del 4s pierde 1e y luego 3d pierde 2e. Por lo que la configuración será:24Cr3+: 1s22s22p63s23p64s03d3 ó 24Cr3+: 1s22s22p63s23p63d3

La D.E. del : 7N3-

1º) Se hace la D.E. en forma neutra : 7N : 1s2 2s2 2p3

2º)7N3- como la carga es -3, significa que gana 3 electrones en el último nivel, por lo que la configuraciónelectrónica será: 7N3- : 1s2 2s2 2p6

PROBLEMAS RESUELTOS

Problema 1Indique los enunciados que no corresponden a losnúmeros cuánticos.I. El número cuántico secundario o azimutal (l)

determina el subnivel de energía y la forma delorbital.

II. El número cuántico magnético (ml) define el

orbital donde se encuentra el electrón en undeterminado subnivel y la orientación espacial delorbital.

III. El número cuántico principal (n) determina elnivel de energía y el tamaño o volumen delorbital.

IV. El número cuántico de spin magnético (ms) nosindica el sentido de giro del electrón alrededordel núcleo.

V. Los 4 números cuánticos derivan de la ecuaciónde onda de Shrödinger.

Resolución:

El número cuántico de spin magnético nos indica elsentido de giro del electrón alrededor de su propioeje (sentido de rotación), así:ms = + ½ rotación antihoraria.ms = - ½ rotación horaria.Por otro lado, de la ecuación de onda de Schrödinger,solo pueden derivarse los 3primeros númeroscuánticos (n, l y m). Años más tarde Paúl Diracintroduce el cuarto número cuántico (ms) según lamecánica cuántica relativista

Rpta: IV y VProblema 2Una de las siguientes proposiciones es incorrecta:

A) En un nivel de energía "n" existen "n-1" subniveles.B) En un subnivel de energía con un valor de " l ",

máximo existen (2n-1) orbitales.C) En un nivel de energía "n", hay "n2" orbitales.D) En un subnivel de energía " l " hay un máximo de

"4 l +2" electrones.E) En un nivel de energía "n" el número máximo de

electrones también puede expresarse como:

( )å-

=

+1

0

24n

l

l

Resolución:Evaluamos cada proposición:A) Es falso, porque el número de subniveles coincide

con el valor del número cuántico principal o nivelde energía "n". Por ejemplo en el nivel n=3 hay 3subniveles (s, p y d).

B) Es verdadero, porque en un subnivel hay (2ℓ + 1)

orbitales, pero cuando " ℓ " es máximo se cumpleℓ =n-1, entonces el número de orbitales = 2 ℓ + 1.= 2(n-1)+ 1 = 2n-1

C) Es verdadero, porque en un nivel de energía "n",el número máximo de electrones es 2n2, perocada orbital contiene 2 electrones como máximo,entonces:

Número de orbitales= 22

2

2n

n=

D) Es verdadero, porque en un subnivel el número deorbitales es 2ℓ + 1, pero un orbital posee unmáximo de 2e-, entonces:

Número máximo de electrones igual:2(2ℓ + 1) = 4ℓ + 2E) Es verdadero, porque en un nivel de energía el

número máximo de electrones se puede obtenersumando el número máximo de electrones de susrespectivos subniveles (4ℓ +2 )

Rpta:A

Problema 3¿Qué proposición es incorrecta?I. En un determinado nivel, el orden de estabilidad

de los subniveles es: f


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y como la estabilidad es inversa a la energía, secumple: 4f < 4d < 4p < 4s

II. Es verdadero, porque el orbital 1s posee la menorenergía relativa y por lo tanto la mayorestabilidad.

III. Es verdadero, porque al compararlos, sus

energías relativas son iguales

Orbitales n ℓ Er4pz 4 1 55s 5 0 5

IV. Es falso, porque cuando un átomo esta excitadose producen transiciones electrónicas de estadosde menor a mayor energía, por lo que no secumplen los principios de la distribuciónelectrónica.

Rpta: IV

Problema 4Dada las siguientes distribuciones electrónicas:A: 1s2, 2 s2, 2p6, 3 s2 B: 1 s2,2 s2, 2p6, 3 s1, 4 s1 ¿Qué enunciado es correcto?A) Las distribuciones electrónicas de A y B

corresponden a elementos diferentes.B) En A, el átomo se encuentra en su estado

excitadoC) En B, el átomo se encuentra en estado basal.D) Las distribuciones electrónicas de A y B

pertenecen a elementos consecutivos.E) Las distribuciones electrónicas de A y B

corresponden al mismo elemento.Resolución:La distribución electrónica en A corresponde a unelemento cuyo Z=12 y se encuentra en estado basalde acuerdo al principio de aufbau.La distribución electrónica en B corresponde al mismoelemento, pero se encuentra en estado excitado porla transición de un e- del 3er nivel al 4to nivel.A: 1 s2 2s2 2p6 3s2 3 p0 4s0} Estado basalB : 1s2 2s2 2p6 3s1 4s1} Estado excitado

Rpta: E

Problema5:Determine la cantidad de electrones que posee uncatión trivalente, sabiendo que su átomo neutro posee12 orbitales llenos y el resto semillenos.

Resolución:Si el átomo X0 posee 12 orbitales llenos y el restosemillenos, su configuración es:

ls2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d7

10 orbitales llenosîíì ¯¯

En total se observan 12 orbitales llenos y el Z=27.

Luego para el catión trivalente 27 X+3Número de electrones = 27-3 = 24

Problema 6¿Cuántos electrones desapareados hay en cada. unode los siguientes iones: S2-, Cl1- y Ni2+ respectivamente?Z: S = 16, Cl= 17, Ni = 28Resolución:Para la distribución electrónica (D.E) de iones debeconsiderarse lo siguiente:En un anión (ion negativo) la distribución electrónicaes equivalente a la de un átomo neutro con el mismo

número de electrones.

En un catión (ion positivo) la distribución electrónicase realiza teniendo en cuenta que el átomo empieza aperder electrones en el último nivel.Así tenemos:a) 16S2- : ls2 2s2 2p6 3s2 3 p6 } 18 e-

Se observa que no hay orbitales desapareadosb) 17Cl- : ls2 2s2 2p6 3s2 3 p6 } 18e-

Se observa que no hay orbitales desapareadosc) En este caso partimos del átomo neutro:

28Ni: ls2 2s2 2p6 3s2 3 p6 4s2 3d8 Luego que el átomo se ioniza perdiendo 2e- del cuartonivel (es el nivel más externo), la distribuciónelectrónica del ion es:

28Ni2+ : ls2 2s2 2p6 3s2 3 p6 4s0 3d8

Regla de Hundîíì ¯¯¯

Posee 2 orbitales desapareados

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