Vídeos con explicaciones del temario de Química. Poco a poco iremos trabajando para ampliar la información. ¿A qué esperas? Busca en el menú superior el tema y empieza con la lección ;)
La regla de máxima multiplicidad de Hund establece que los electrones se han de repartir en los orbitales de manera que la partícula tenga la menor energía.
Para entenderlo nos fijaremos en los orbitales P y D.
Un orbital P se puede subdividir en Px, Py, Pz. Si un orbital P tiene 3 electrones debemos repartirlos equitativamente entre los tres subniveles: 1 electrón en el Px, otro en el Py, y otro en el Pz. De esta manera la partícula tendrá la menor energía. Lo que no estaría bien sería colocar dos electrones en el Px, uno en el Py, y otro en el Pz; en este caso, los electrones no estarían repartidos de forma equitativa y al haber dos en un mismo subnivel y otro sin electrones, la partícula tendría más energía y no cumpliría la regla de Hund.
Para acabar de entenderlo, animaros a ver el vídeo, que seguro que os parecerá más fácil que la explicación escrita!!!
Veremos como a partir del diagrama de Moeller debemos llenar los orbitales de electrones para completar la configuración electrónica de cualquier elemento.
También os dejamos un consejo para saber sacar la configuración electrónica (concretamente para saber cual será el último orbital donde habrá electrones) a partir de la posición del elemento en la tabla periódica.
Un orbital es una zona del espacio alrededor del núcleo atómico, donde existe una probabilidad superior al 90% de encontrar un electrón.
Este concepto surgió cuando se "observó" que los electrones giran alrededor del núcleo pero no siguen siempre una órbita fija. Imaginemos que alrededor del núcleo tenemos un carril circular y que vamos dando vueltas con un coche (seremos el electrón). Cuando demos la primera vuelta, pasaremos por la parte mas alejada del carril, en la siguiente vuelta por la parte más cercana al núcleo, en la otra por el medio del carril... Iremos dando vueltas, pero no siempre con un camino fijo. Ese carril, o región por donde vamos girando, sería el orbital.
Hay diferentes tipos de orbitales:
Orbitales s: caben como máximo 2 electrones.
Orbitales p: caben como máximo 6 electrones.
Orbitales d: caben como máximo 10 electrones.
Orbitales f: caben como máximo 14 electrones.
Cada orbital tiene formas diferentes. Por ejemplo los s tienen forma esférica/circular. Los orbitales p se subdividen en 3 tipos (x, y, z) y cada uno sería el movimiento de los electrones por un eje de tres dimensiones. Y los d y los f son bastante más complejos.
A más a más, hay diferentes grados de orbitales s, es decir, el 1s será circular, le cabrán 2 electrones y giraran cerca del núcleo. El 2s también será circular y le cabrán 2 electrones, pero girarán un poco más alejados del núcleo. El 3s, aún más lejos.
Entonces, para saber el orden de los orbitales atómicos y hacer la configuración electrónica, tenemos que seguir el diagrama de Moeller. Para ello, empezaremos haciendo el siguiente esquema:
Para acabar de saber el orden (como los electrones van rellenando esos orbitales) tenemos que trazar líneas diagonales que bajan de derecha a izquierda (en el vídeo se ven y es muy sencillo).
Aprenderemos a completar tablas como las del vídeo con toda la información de los átomos: nombre, símbolo, número atómico, número másico, protones, electrones y neutrones. Y en el caso de que tengan carga, añadiremos una columna de carga o ion.
Si los elementos de la tabla son neutros hemos de tener en cuenta varias cosas:
- El número atómico será igual que el número de protones. Por lo tanto, estas dos columnas serán idénticas.
- El número másico son los protones más neutrones.
- Como los átomos son neutros, tendrán el mismo número de protones que de electrones.
- El número de neutrones lo obtenemos restando A - Z.
Si los elementos de la tabla tienen carga, y son iones, únicamente cambiará el número de electrones. Para saberlo miraremos el número de protones y en función de la carga que tenga el elemento añadiremos o quitaremos electrones (se quitan electrones si tiene carga positiva y se añaden si tiene carga negativa).
Todo lo que nos rodea, una mesa, un bolígrafo, nuestro cuerpo... toda la materia está formada por átomos, que son las partículas que forman la materia.
Los átomos los podemos dividir en partículas subatómicas que son los protones, electrones y neutrones, que se diferencian en la carga eléctrica que tienen. Los protones tienen carga eléctrica positiva, los electrones carga negativa y los neutrones no tienen carga.
Como podemos ver en el dibujo del vídeo, los átomos los dividimos en dos regiones:
- el núcleo: que es la parte central. En él encontramos los neutrones y protones.
- la corteza: que es la parte externa donde están los electrones.
Dependiendo del número de protones, electrones y neutrones, tendremos los diferentes elementos químicos que existen: hidrógeno, oxígeno, calcio, yodo...
Para saber identificar fácilmente el número de partículas subatómicas tenemos dos números: el número atómico y el número másico.
El número atómico (Z) de un elemento químico nos indica el número de protones. Por ejemplo, el hidrógeno tiene como número atómico 1, o el calcio 20. Eso quiere decir que el hidrógeno tiene un protón, y el calcio 20 protones.
El número másico (A) nos indica el número de protones más neutrones. Es decir, si el oxigeno tiene A = 16, eso quiere decir que tiene 16 protones y neutrones (y como la Z vale 8 (protones) 16 - 8 = 8 neutrones). ¿Porqué recibe ese nombre? Como en el núcleo encontramos los neutrones y protones "concentrados" y muy juntos, decimos que la mayor parte del peso o de la masa de un átomo está en ese núcleo de protones y neutrones. Y de aqui que el número másico sean los protones + neutrones.
Por lo tanto, con los números másicos y atómicos podemos saber el número de protones y electrones de un átomo. Y si es neutro, tendrá el mismo número de electrones que de protones (porque un átomo neutro no tiene carga y eso se debe a que tiene el mismo número de cargas positivas (protones) y negativas (electrones) que se contrarestan).
