Estructura de la materia (página 3)

Partes: 1, 2, 3

Principio de mínima energía (aufbau)
Los electrones se colocan siguiendo el criterio de mínima energía.
Es decir se rellenan primero los niveles con menor energía.
No se rellenan niveles superiores hasta que no estén completos los niveles inferiores.

Principio de máxima multiplicidad (regla de Hund)
Cuando un nivel electrónico tenga varios orbitales con la misma energía, los electrones se van colocando desapareados en ese nivel electrónico.
No se coloca un segundo electrón en uno de dichos orbitales hasta que todos los orbitales de dicho nivel isoenergético están semiocupados.

Principio de exclusión de Pauli.
“No puede haber dos electrones con los cuatro números cuánticos iguales”

(Gp:) 1 s
(Gp:) 2 s
(Gp:) 3 s
(Gp:) 2 p
(Gp:) 3 p
(Gp:) 4 f
(Gp:) Energía
(Gp:) 4 s
(Gp:) 4 p
(Gp:) 3 d
(Gp:) 5 s
(Gp:) 5 p
(Gp:) 4 d
(Gp:) 6s
(Gp:) 6 p
(Gp:) 5 d

(Gp:) n = 1; l = 0; m = 0; s = – ½

(Gp:) n = 1; l = 0; m = 0; s = + ½

(Gp:) n = 2; l = 0; m = 0; s = – ½

(Gp:) n = 2; l = 0; m = 0; s = + ½

(Gp:) n = 2; l = 1; m = – 1; s = – ½

(Gp:) n = 2; l = 1; m = 0; s = – ½

(Gp:) n = 2; l = 1; m = + 1; s = – ½

(Gp:) n = 2; l = 1; m = – 1; s = + ½

(Gp:) n = 2; l = 1; m = 0; s = + ½

(Gp:) n = 2; l = 1; m = + 1; s = + ½

(Gp:) n = 3; l = 0; m = 0; s = – ½

(Gp:) n = 3; l = 0; m = 0; s = + ½

(Gp:) n = 3; l = 1; m = – 1; s = – ½

(Gp:) n = 3; l = 1; m = 0; s = – ½

(Gp:) n = 3; l = 1; m = + 1; s = – ½

(Gp:) n = 3; l = 1; m = – 1; s = + ½

(Gp:) n = 3; l = 1; m = 0; s = + ½

(Gp:) n = 3; l = 1; m = + 1; s = + ½

(Gp:) n = 4; l = 0; m = 0; s = – ½

(Gp:) n = 4; l = 0; m = 0; s = + ½

(Gp:) n = 3; l = 2; m = – 2; s = – ½

(Gp:) n = 3; l = 2; m = – 1; s = – ½

(Gp:) n = 3; l = 2; m = 0; s = – ½

(Gp:) n = 3; l = 2; m = + 1; s = – ½

(Gp:) n = 3; l = 2; m = + 2; s = – ½

(Gp:) n = 3; l = 2; m = – 2; s = + ½

(Gp:) n = 3; l = 2; m = – 1; s = + ½

(Gp:) n = 3; l = 2; m = 0; s = + ½

(Gp:) n = 3; l = 2; m = + 1; s = + ½

(Gp:) n = 3; l = 2; m = + 2; s = + ½

(Gp:) n = 4; l = 1; m = – 1; s = – ½

(Gp:) n = 4; l = 1; m = 0; s = – ½

(Gp:) n = 4; l = 1; m = + 1; s = – ½

(Gp:) n = 4; l = 1; m = – 1; s = + ½

(Gp:) n = 4; l = 1; m = 0; s = + ½

(Gp:) n = 4; l = 1; m = + 1; s = + ½

(Gp:) n = ; l = ; m = ; s =

Ejercicio B: a) Defina los diferentes núme- ros cuánticos, indicando con qué letra se repre-sentan y los valores que pueden tomar. b) Enuncie el principio de exclusión de Pauli. c) A partir de los números cuánticos, deduzca el número máximo de electrones que pueden tener los orbitales 3p y los orbitales 3d. d)?Indique en qué orbitales se encuentran los electrones definidos por las siguientes combinacio-nes de números cuánticos: (1,0,0,½ ) y (4,1,0,- ½).
a) “n” (nº cuántico principal) es el nº de capa o nivel en la que está situado el e–.“l” (nº cuántico secundario) representa el tipo de orbital: s, p, d o f.“m” (nº cuántico magnético) indica la orientación espacial del orbital.“s” (spín) indica el sentido de giro del e–.

Ejercicio B: a) Defina los diferentes núme- ros cuánticos, indicando con qué letra se repre-sentan y los valores que pueden tomar. b) Enuncie el principio de exclusión de Pauli. c) A partir de los números cuánticos, deduzca el número máximo de electrones que pueden tener los orbitales 3p y los orbitales 3d. d)?Indique en qué orbitales se encuentran los electrones definidos por las siguientes combinacio-nes de números cuánticos: (1,0,0,½ ) y (4,1,0,- ½).
b) “No puede haber dos electrones con los cuatro números cuánticos iguales”
c) “3p” : n=3; l=1; m=–1,0,+1; 3 orb. ? 6 e–. “3d” : n=3; l=2; m=–2,– 1,0,+1,+2; 5 orb. ? 10 e–.
d) (1,0,0,1/2) ? 1s ; (4,1,0,1/2) ? 4p (uno de los tres existentes 4py por ejemplo)