atomo y configuración electronica-2025 final.pdf

Átomos y configuración electrónica

1. Fundamentos de la
Teoría Atómica Moderna
•Estructuraatómica
deloselementos
•Tablaperiódica

2. La estructura atómica de los elementos
Se refiere a la forma en que están organizadas las partículas
subatómicas (protones, neutrones y electrones) dentro de los
átomos que conforman cada elemento químico.

3. El átomo en el tiempo

4. •Es una teoría que explica el comportamiento de los átomos.
•Pero no es unateoríaque se haya construido rápidamente, ya que
tiene más de dos siglos de historia, pasando por los filósofos griegos
y llegando a los experimentos de alta tecnología.
Principio de la teoría atómica moderna
•Toda la materia está hecha de átomos, que no pueden ser destruidos
ni creados.
•Los átomos están hechos de electrones, protones y neutrones, no es
indivisible pero sí es la partícula más pequeña que toma parte en las
reacciones químicas.
•Los átomos de un elemento pueden tener masas variables, eso se
llama isótopos.
•Los átomos de diferentes elementos pueden tener el mismo número
de masa. Se llaman isobaras.
Teoría atómica moderna

5. •Las isobaras son elementos químicos que
tienen la misma masa atómica.
•La masa atómica de un elemento químico
viene dada por la suma del número de
protones y neutrones.
•Un protón o un neutrón solo se llama nucleón.
•Por lo tanto, el número de nucleones es igual a
la masa atómica.
•Por lo tanto, las isobaras tienen el mismo
número de nucleones.
•Sin embargo, los números de protones y
neutrones solos siempre son diferentes entre
sí en las isobaras.
Las isobaras Los isotopos
•Los isótopos son diferentes estructuras
atómicas del mismo elemento.
•Esto significa que los isótopos tienen el
mismo número atómico pero diferentes
masas atómicas.
•Esto se debe a que el número atómico es
una propiedad única para un elemento
químico debido a la presencia del mismo
número de protones en el núcleo.
•Pero las masas atómicas de los isótopos
pueden diferir entre sí ya que la masa
atómica depende del número de neutrones
presentes en el núcleo y los isótopos tienen
diferentes números de neutrones.
Protones 28
Neutrones 36
Protones 29
Neutrones 35
masa atómica
de 64..
Cobalto (Co)
Níquel (Ni)
Cobre (Cu)
Hierro (fe)

6. ✓Se dice que fue
Leucippusy
Democritusquienes
plantearon por
primera vez la idea
de que todo está
hecho de pequeñas
partículas, conocidas
comoátomos, en el
siglo V antes de
Cristo.
✓Esta idea fue
apoyada por
algunos, pero
firmemente
destituida por otros
como Aristóteles.
Elorigendelateoríaatómica
Leucippus Democritus
Aristóteles

7. •Después de Demócrito, transcurrieron
más de 2000 años, sin que el hombre se
preocupara por el átomo, hasta que llegó
DALTONquien retomó la idea de
Demócrito y propuso, lo que sería la
primera teoría atómica, que buscaba, dar
explicación, a algunos hechos conocidos
en su época, sobre el comportamiento
de la materia.
MODELO ATOMICO DE DALTON
Algunos de sus postulados son:
· Los elementos están formados por partículas indivisibles,
llamados átomos.
· Los átomos de un elemento, no se convierten en átomos de otros
elementos.
· Los átomos no se crean ni se destruyen.
· Los átomos de elementos diferentes, se combinan, para formar
compuestos y lo hacen siempre en proporciones definidas
John Dalton

8. •Cienañosdespuésdepublicadoel
modelo atómico de Dalton,
Thomson,descubreelelectrón,
cuandosededicabaaestudiarla
conductaeléctricadelosgases.
•Confiere al electrón dos
característicasfundamentales:Son
eléctricamentenegativosyson,
además,másligerosqueelátomo.
•Sumodeloatómico,considerael
átomocomounaesferapositiva,
rodeada departículasnegativas
(electrones),distribuidasental
forma que anulalacarga
negativa, originandounátomo
eléctricamenteneutro.
MODELO ATOMICO DETHOMSON
Joseph John Thomson

9. •Elátomoposeeunnúcleocentralconcarga
positiva
•Enelnúcleoresidelamasadelátomo
•Elrestodelátomodebeestarprácticamente
vacío,conloselectronesformandounacorona
alrededordelnúcleo.
•Laneutralidaddelátomosedebeaquela
cargapositivatotalpresenteenelnúcleo,es
igualadaporelnúmerodeelectronesdela
corona.
•Elátomoesestable,debidoaquelos
electronesmantienenungiroalrededordel
núcleo,quegeneraunafuerzacentrífugaque
esigualadaporlafuerzaeléctricadeatracción
ejercidaporelnúcleo,yquepermitequese
mantengaensuórbita.
MODELO ATOMICO DERUTHERFORD
ErnestRutherford

10. •ElfísicodanésNielsBohr(PremioNobeldeFísica1922),
propusounaTeoríaparadescribirlaestructuraatómicadel
Hidrógeno,queexplicabaelespectrodelíneasdeeste
elemento.
PostuladosdelModeloAtómicodeBohr:
•postulaqueloselectronesgiranagrandesvelocidadesalrededordel
núcleoatómico.
•Loselectronessedisponenendiversasórbitascirculares,lascuales
determinandiferentesnivelesdeenergía.Estosnivelesdeenergíase
hallandispuestosconcéntricamentealrededordelnúcleo.Cadanivelse
designaconunaletra(K,L,M,N,...)ounvalorden(1,2,3,4,...)
•Unelectrónenlacapamáscercanaalnúcleo(CapaK)tienelaenergía
másbaja,seencuentraenestadobasal.
•Cuandolosátomossecalientan,absorbenenergíaysaltananivelesde
estadosenergéticossuperiores.Sediceentoncesquelosátomosestán
excitados.
•Paravolverasuniveldeenergíaoriginalesnecesarioqueelelectrón
emitaunacantidaddefinidadeenergíaequivalenteauncuantodeluz.
Elcuantodeluztieneunalongituddeondayunafrecuencia
característicasyproduceunalíneaespectralcaracterística.
•Elátomosólopuedeexistirenunciertonúmerodeestados
estacionarios,cadaunoconunaenergíadeterminada.
MODELO ATOMICO DENIELSBHOR
Niels Bohr

11. •En 1916, Sommerfeldperfeccionó el modelo
atómico de Bohr.
•Para eso introdujo dos modificaciones básicas:
1.Supone que las órbitas del electrón pueden
ser circulares y elípticas. En el modelo de Bohr
los electrones sólo giraban en órbitas circulares.
2.Introduce el número cuántico secundario o
azimutal, en la actualidad llamado (L), que tiene
los valores 0, 1, 2….
•A partir del segundo nivel energético existen
dos o más subniveles en el mismo nivel.
(s,p,d,f…) Finalmente manifiesta queel
electrón es una corriente eléctrica minúscula,
y posee velocidades relativistas.
MODELO ATOMICO DE SOMMERFELD
ArnoldSommerfeld

12. •Enelañode1926,Schrödinger,
partiendodeideasdePlankyBrogliey
lasmatemáticasdeHamilton,
desarrollóunmodelomatemáticoen
dondeaparecentresparámetros:n,l,
m.
•Nomanejótrayectoriasdeterminadas
paraloselectrones,sololaprobabilidad
dequesehallenenzonas,llamadas
orbitales.
•Explicaparcialmentelosaspectosde
emisióndetodosloselementos.
·
MODELO ATOMICO DE SCHRODINGER
Erwin Schrödinger

13. •En física atómica, losnúmeros cuánticosson valores
numéricos discretosqueindican las características de
los electrones en los átomos
Elsignificado delosnúmeros cuánticoses:
•n =número cuánticoprincipal,que indicael nivel de
energía donde se encuentra el electrón, asume
valores enteros positivos, del 1 al 7 (Tamaño).
•l =número cuánticosecundario o azimutal,que
indicael orbital en el que se encuentra el electrón,
puede ser s, p, d y f (0, 1, 2 y 3) (Forma)
•m= número cuánticomagnético (orientación).
•s= número cuánticoespín (espectros atómicos).
Números cuánticos

14. Números cuánticos

15. Número
Cuántico
Símbolo Qué describe Valores posibles
Principal n
Nivel de energía
principal
1, 2, 3, 4…
Secundario
(azimutal)
l
Tipo de subnivel
(orbital: s, p, d, f)
0 ≤ l ≤ (n –1)
Magnético m
i
Orientación del
orbital
–l ≤ m
i≤ +l
Espín m
s Giro del electrón+½ o –½
¿Qué son los números cuánticos?
Son valores que describen la ubicación y el comportamiento de un
electrón dentro de un átomo. Hay cuatro números cuánticos:

16. Ejemplo: Fósforo (P), Z = 15
1. Escribir la configuración electrónica
Usamos el método de Aufbau:
1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p³
El último electrónentra en el subnivel 3p.
2. Identificar los números cuánticos
•n (principal):Es el número del nivel → n = 3
•l (secundario):
•Para subnivel s → l = 0
•Para p → l = 1
•Entonces: l = 1
•m
i(magnético):
•Para l = 1, los posibles m
ison: –1, 0, +1
•Como hay 3 electrones en el subnivel 3p, se colocan uno en cada orbital (regla
de Hund)
•Supongamos que el último entra en el orbital +1→ m
i= +1
•m
s(espín):
•Si es el primer electrón en ese orbital → m
s= +½
•Si es el segundo (se empareja) → m
s= –½
•En este caso, el orbital está vacío al entrar, así que m
s= +½
Resultado
•n = 3
•l = 1
•m
i= +1
•m
s= +½

17. Número CuánticoSímbolo Valor para Na Explicación
Principal n 3
Porque el electrón
está en el nivel 3
Secundario l 0 Subnivel s→ l = 0
Magnético m
i 0
Para l = 0, m
isolo
puede ser 0
Espín m
s +½
Como es el único
electrón en el
orbital 3s, su espín
es +½
Datos del sodio:
•Símbolo:Na
•Número atómico (Z):11
•Tiene 11 electronesen estado neutro.
Paso 1: Configuración electrónica del sodio
Llenamos los orbitales de menor a mayor energía:
1s² 2s² 2p⁶ 3s¹
El último electrón(el número 11) está en el orbital 3s¹.
Paso 2: Determinar los números cuánticos del último electrón
Resultado(último electrón del sodio):
•n = 3, l = 0, m
i= 0, m
s= +½

18. Número CuánticoSímbolo Valor Explicación
Principal n 4
El electrón está en
el nivel 4
Secundario l 0 Subnivel s → l = 0
Magnético m
i 0
Para l = 0, solo
existe mₗ= 0
Espín m
s +½
Es el primer
electrón que entra
en ese orbital, así
que tiene espín +½
Datos del potasio:
•Símbolo:K
•Número atómico (Z):19
•Tiene 19 electronesen su estado neutro.
Paso 1: Configuración electrónica del potasio
Llenamos los orbitales en orden de energía:
1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s¹
El último electrón(el número 19) entra en el orbital 4s.
Paso 2: Determinar los números cuánticos del último electrón
Resultado(último electrón del potasio):
•n = 4, l = 0, m
i= 0,m
s= +½

19. Datos del yodo:
Símbolo: I
Número atómico (Z): 53
Tiene 53 electrones en su estado neutro.
Paso 1: Configuración electrónica del yodo
Siguiendo el orden de llenado (regla de Aufbau):
1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s² 3d¹⁰ 4p⁶ 5s² 4d¹⁰ 5p⁵ El último electrón (el número 53) entra en el subnivel 5p.
Paso 2: Números cuánticos del último electrón
Sabemos que hay 5 electrones en 5p. Vamos a ver cómo se colocan en los orbitales:
??????Subnivel p → tiene 3 orbitales:
•mₗ= –1, 0, +1
Distribución según la regla de Hund:
1.mₗ= –1 (↑), 2mₗ= 0 (↑) 3mₗ= +1 (↑) 4mₗ= –1 (↓) 5mₗ= 0 (↓) ← Este es el último electrón (el número
53)
Número Cuántico Símbolo Valor Explicación
Principal n 5 Está en el nivel 5
Secundario l 1 Subnivel p → l = 1
Magnético mₗ 0
El último electrón va
al orbital con mₗ= 0
Espín mₛ –½
Es el segundo
electrón en ese
orbital, así que tiene
espín –½
-1 0 +1
–½

20. Datos del hierro:
Símbolo: Fe
Número atómico (Z): 26
Tiene 26 electrones en estado neutro.
Paso 1: Configuración electrónica del hierro
1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s² 3d⁶
El último electrón entra en el subnivel 3d (específicamente en 3d⁶).
Nota importante: Aunque el orbital 4s se llena antes que 3d, el 3d está a mayor
energía y se considera el subnivel externo en elementos de transición.
Paso 2: Determinar los números cuánticos del último electrón
Tenemos 6 electrones en 3d. El subnivel d (l = 2)tiene 5 orbitales:
→ mₗl= –2, –1, 0, +1, +2
Distribución de los 6 electrones en 3d según la regla de Hund:
1.ms = –2 (↑), 2.ms = –1 (↑), 3.ms = 0 (↑),4.ms = +1 (↑),5.ms = +2 (↑),6ms= –2 (↓) ←
Este es el último electrón
-2 -1 0 +1 +2
–½
Número Cuántico Símbolo Valor Explicación
Principal n 3 El electrón está en el nivel 3
Secundario l 2 Subnivel d → l = 2
Magnético ml –2
Es el segundo electrón en el
orbital mₗ= –2
Espín ms –½
Es el segundo en ese
orbital, así que tiene espín
–½

21. Datos del zinc:
Símbolo: Zn
Número atómico (Z): 30
Tiene 30 electrones en estado neutro.
Paso 1: Configuración electrónica del zincSiguiendoel orden de llenado (regla de Aufbau):
1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s² 3d¹⁰
✔️Total: 30 electrones
El último electrón (número 30) entra en el orbital 3d, completando el subnivel 3d¹⁰.
Paso 2: Determinar los números cuánticos del último electrón
El subnivel dtiene:
•l = 2
•ml = –2, –1, 0, +1, +2
Distribución según la regla de Hund(3d¹⁰):
•Los primeros 5 electrones se colocan en los cinco orbitales dcon espín +½
•Los siguientes 5 se emparejan en los mismos orbitales con espín –½
Entonces, el último electrónserá el segundo en el último orbital (por ejemplo, en ml =
+2, con espín –½)
-2 -1 0 +1 +2
–½
Número Cuántico Símbolo Valor Explicación
Principal n 3 Está en el nivel 3
Secundario l 2 Subnivel d → l = 2
Magnético ml +2
Último orbital ocupado en
el subnivel d
Espín ms –½
Es el segundo electrón en
ese orbital

22. Datos del estaño:
•Símbolo:Sn
•Número atómico (Z):50
•Tiene 50 electronesen estado neutro.
Paso 1: Configuración electrónica del estaño Siguiendo el orden de llenado de los
orbitales: 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s² 3d¹⁰ 4p⁶ 5s² 4d¹⁰ 5p²
El último electrón (el número 50) entra en el subnivel 5p, específicamente en el orbital 5p².
Paso 2: Determinar los números cuánticos del último electrón
El subnivel ptiene:
•l = 1
•mₗ= –1, 0, +1
Los dos electrones de 5p se distribuyen así (según la regla de Hund):
1.ms = –1 (↑)
2.ms = 0 (↑) ← Este es el último electrón agregado
El electrón está solo en el orbital mₗ= 0, con espín +½
-1 0 +1
+½
Número Cuántico Símbolo Valor Explicación
Principal n 5 El electrón está en el nivel 5
Secundario l 1 Subnivel p → l = 1
Magnético ml 0
Ocupa el orbital p con
orientación mₗ= 0
Espín ms +½
Es el primer electrón en ese
orbital

23. Lantano (La) –Z = 57
•Configuración electrónica:
1s
2
2s
2
2p
6
3s
2
3p
6
3d
10
4s
2
4p
6
4d
10
5s
2
5p
6
5d
1
6s
2
(A veces también se escribe como [Xe]4f05d16s2[Xe] 4f^0 5d^1 6s^2[Xe]4f05d16s2 para indicar el comienzo de los
lantánidos)
El electrón diferencialestá en el orbital 5d¹
Números cuánticos del electrón diferencial (5d¹):
Los números cuánticos son:
1.n (número cuántico principal):
n=5n = 5n=5 → Nivel principal 5
2.l (número cuántico azimutal o secundario):
l=2l = 2l=2 → Subnivel d (valores posibles: 0=s, 1=p, 2=d, 3=f)
3.ml (número cuántico magnético):
ml=−2,−1,0,+1,+2m_l = -2, -1, 0, +1, +2ml​=−2,−1,0,+1,+2 → cualquiera de estos para orbital d
→ Elegimos uno arbitrario, por ejemplo: ml=0m_l = 0ml​=0
4.ms (número cuántico de espín):
ms=+1/2 ms = +\frac{1}{2}ms​=+21​ o −12-\frac{1}{2}−21​
→ Por convención, usualmente se elige +12+\frac{1}{2}+21​
Número Cuántico Valor
n 5
l 2 (d)
m 0
mₛ +½
-2 -1 0 +1 +2
+½

24. Números cuánticos para cada electrón
(n,l,m,s)
(2,0,0,+½)
Principal Secundario Magnético Espín
n l m
e m
s
Tamaño/energía Forma/Nivel de energíaOrientación del e Rotación del e
A > # > energía (0 a n-1)
1
2
3
4
5
6
7
1s
2
2s
2
2p
6
0 (s)
1 (p)
2 (d)
3 (f)
0 (s)
-1 0 +1 (p)
-2 -1 0 +1 +2 (d)
-3 hasta +3 (f)
+½ -½
2
6
10
14

25. La Configuración o Distribución electrónica nos dice como
están ordenados los electrones en los distintos niveles de
energía (órbitas), o lo que es lo mismo como están
distribuidos los electrones alrededor del núcleo de su
átomo.
¿Qué es la Configuración Electrónica?

26. •Son el número de electrones que
tiene el átomo de un elemento
en su última capa u
órbita(subnivel).
•Cuanto más alejado del núcleo
esté girando el electrón mayor
es su nivel de energía
•Los electrones, de un átomo, que
tengan la misma energía se dice
que están en el mismonivel de
energía.
•Estos niveles de energía también
se llamanorbitales de energía.
Electrones de valencia

27. •En la actualidad la periferia del núcleo
(su alrededor) se divide en7 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.
•Ademáscada nivel se divide en
subniveles.
•Estos subniveles en los que se divide
cada nivelpueden llegar a ser hasta
4.
•A estos 4 subniveles se les llama:s, p,
d, f.
Orbitales de Energía

28. •En cada subnivel solo podemos tener un número máximo de
electrones.
•En el subnivel ssolo puede haber como máximo 2 electrones,
en el p6, en el d10 y en el f14. (en cada nivel hay 4 más que
en el nivel anterior, es fácil de recordar).

29. Comoquedarían
cadanivel:

30. Elesquemadellenadodelosorbitalesatómicos,lo
podemostenerutilizandolaregladeladiagonalo
DiagramadeMoeller.Deberásseguiratentamentela
flechadelesquemacomenzandoen1s;siguiendolaflecha
podrásircompletandolosorbitalesconloselectronesen
formacorrecta.

31. •Elnúmero atómico es el
número de protones
(cargas positivas) en el
núcleo de un átomo.
•En todo átomo el número
de protones del núcleo
es igual al de electrones
de sus orbitales.
Elnúmero atómicoes
precisamente ese
número.
•Se expresa mediante la
letra Z.
Elnúmero atómico

32. Hidrógeno1 =1s
1
Helio2 =1s
2
Litio3 =1s
2
2s
1
Berilio4= 1s
22s
2
Boro5= 1s
2 2s
2
2p
1
Carbono6= 1s
2
2s
2
2p
2
Nitrógeno7= 1s
2
2s
2
2p
3
Oxígeno8= 1s
2
2s
2
2p
4
Flúor9= 1s
2
2s
2
2p
5
Neón10= 1s
2
2s
2
2p
6
Sodio11= 1s
2
2s
2
2p
6
3s
1
Magnesio12= 1s
2
2s
2
2p
6
3s
2
Aluminio13= 1s
2
2s
2
2p
6
3s
2
3p
1
Silicio14= 1s
2
2s
2
2p
6
3s
2
3p
2
Fósforo15= 1s
2
2s
2
2p
6
3s
2
3p
3
Azufre16= 1s
2
2s
2
2p
6
3s
2
3p
4
Cloro17= 1s
2
2s
2
2p
6
3s
2
3p
5
Argón18= 1s
2
2s
2
2p
6
3s
2
3p
6
Potasio19= 1s
2
2s
2
2p
6
3s
2
3p
6
4s
1
Calcio20= 1s
2
2s
2
2p
6
3s
2
3p
6
4s
2
ConfiguraciónElectrónica
Numero atómico

33. 1s
2
2s
2
2p
5
FlúorZ=9
1s
2
2s
2
2p
5

34. S
1
S
2 p
1
p
2
p
3
p
4
p
5
p
6
d
1
d
2
d
3
d
4
d
5
d
6
d
7
d
8
d
9
d
10
f
1
f
2
f
3
f
4
f
5
f
6
f
7
f
8
f
9
f
10
f
11
f
12
f
13
f
14
d
1

39. Z=20
Periodo 4
Grupo 2o IIA
1s
2
2s
2
2p
6
3s
2
3p
6
4s
2
Calcio (Ca)

40. 1s
2
2s
2
2p
6
3s
2
3p
6
4s
2
3d
10
4p
6
Kriptón (Kr)
Z=36
Periodo 4
Grupo 18 oVIII A

41. 1s
2
2s
2
2p
6
3s
2
3p
6
4s
2
3d
10
4p
6
5s
2
4d
10
5p
6
Xenon(Xe)
Periodo 5
Grupo 18 oVIII A
Z=54

42. 1s
2
2s
2
2p
6
3s
2
3p
6
4s
2
3d
10
4p
6
5s
2
4d
10
5p
6
6s
2
4f
14
5d
6
Osmio (Os)
Z=76
Periodo 6
Grupo 8 oVIII B

43. 1s
2
2s
2
2p
6
3s
2
3p
6
4s
2
3d
4
Cromo (Cr)
Z=24
Periodo 4
Grupo 6 oVI B

44. ConfiguraciónElectrónicaSimplificaday Desarrollada
1s
2
2s
2
2p
6
3s
2
3p
6
4s
2
3d
10
4p
6
5s
2
4d
10
5p
6
6s
2
4f
4
4f
3
5d
1

45. ConfiguraciónElectrónicaSimplificaday Desarrollada
1s
2
2s
2
2p
6
3s
2
3p
6
4s
2
3d
10
4p
6
5s
2
4d
10
5p
6
6s
2
4f
14
5d
10
6p
6
7s
2
5f
4
5f
3
6d
1
2

46. 1s
2
2s
2
2p
6
3s
2
3p
6
4s
2
3d
10
Zinc (Zn)Z=30
Periodo 4
Grupo 12oIIB
Numeroscuánticos son:
n=3
l=2 porque termina en “d”
m=+2,
s=-1/2
-2 -1 0 +1 +2
–½
↑↓ ↑↓
↑↓
↑↓
↑↓
↑↓
↑↓
↑↓
↑↓
↑↓
↑↓
↑↓
↑↓
↑↓
↑↓↑↓ ↑↓

47. 1s
2
2s
2
2p
6
3s
2
3p
6
4s
2
3d
10
4p
6
5s
2
4d
10
5p
6
Xenon(Xe)
Periodo 5
Grupo 18 oVIII A
Z=54
Números cuánticos son:
n=5
l=1 porque termina en “p”
m=+1,
s=-1/2
↑↓
↑↓
↑↓
↑↓
↑↓
↑↓
↑↓
↑↓
↑↓
↑↓
↑↓
↑↓
↑↓
↑↓
↑↓
↑↓
↑↓
↑↓
↑↓
↑↓
↑↓
↑↓
↑↓↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓
-1 0 +1
–½

48. 1s
2
2s
2
2p
6
3s
2
3p
6
4s
2
3d
10
4p
6
Kriptón (Kr)
Z=36
Periodo 4
Grupo 18 oVIII A
↑↓
↑↓
↑↓
↑↓
↑↓
↑↓
↑↓
↑↓
↑↓
↑↓
↑↓
↑↓
↑↓
↑↓
↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓
Números cuánticos son:
n=4
l=1 porque termina en “p”
m=+1,
s=-1/2
-1 0 +1
–½

49. Laregla de Hundes un método empírico utilizado para el llenado de orbitales que
posea igual energía. Dicha regla fue acuñada por el físico alemán Friedrich Hund, y es
conocida también bajo el nombre de regla demáxima multiplicidad de Hund.
➢La regla se basa en el llenado de orbitales atómicosque
tengan igual energía, así podemos decir que existen tres
orbitales tipo p, cinco orbitales atómicos tipo d, y siete
tipo f.
➢En ellos se van colocando los electrones con spines
paralelos en la medida de lo posible.
➢La partícula analizada será más estables ( es decir, tendrá
menor energía), cuando los electrones se encuentren en
modo desapareado, con espines colocados
paralelamente, encambioposeerá mayor energía
cuando los electrones se encuentren apareados, es decir
los electrones colocados de manera antiparalelao con
espines de tipo opuestos.
Friedrich Hund(1896 –1997)
1827

50. El principio de Hund,
también conocido como
laregla de Hund,establece
que los electrones se
distribuyen en los orbitales
de una subcapa de manera
que se maximiza el número
de electrones con espín
paralelo (desapareados).

51. PRINCIPIO DE EXCLUSION DEPAULI
WolfrangErnst Pauli (1925)
➢Esta regla establece que por cada espacio o tipo de orbital, puede
contener únicamente 2 electrones, y con spin contrario.
➢El par de electrones, tienen 3 números cuánticos iguales y difiere
en el número cuántico de spin.
➢Por ejemplo al distribuir los electrones por niveles, un mismo
espacio de orbital tiene una flecha hacia arriba y hacia abajo .
➢La representación se llama configuración electrónica desarrollada,
donde cada flecha indica un electrón ,(+1/2) y¯(-1/2).