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QUÍMICA
QUÍMICA PRIMER TRIMESTRE
PRIMER TRIMESTRE
Sin embargo, este orden teórico presenta algunas excepciones. Por ejemplo, en las
configuraciones de los lantánidos, aunque en teoría los orbitales 4f son más energéticos que los
5d, en realidad el átomo coloca primero un electrón en el 5d que entonces se vuelve más
energético, y empieza a rellenar los 4f.
 En cada orbital sólo caben 2 electrones. Por tanto, la capacidad de los distintos subniveles son:

Subnivel Nº de orbitales Electrones por Número de
orbital electrones

s 1 * 2 2
(l=0)

p 3 * 2 6
(l=-1,0,+1)

d 5 * 2 10
(l=-2+1,0,1,2)

f 7 * 2 14
(l=-3,-2,-1,0,1,2,3)

El número de electrones que caben en cada sunivel se puede tambien facilmente mediante la
2
fórmula 2(2l+1) y el de cada nivel mediante la fórmula 2n .
 Principio de exclusión de Pauli. No pueden existir dentro de un átomo dos electrones con sus 4
números cuánticos iguales. La consecuencia de esto es que en un orbital sólo puede haber 2
electrones con spines diferentes.
 Principio de Hund o de máxima multiplicidad. Un segundo electrón no entra en un orbital que
esté ocupado por otro mientras que haya otro orbital desocupado de la misma energía (o sea, igual
los valores de n y l)

Primero, el "número cuántico primario", que tiene el símbolo n, corresponde a esos electrones de
colores que ustedes vieron en la tabla. La fila más baja, la rosada, tiene electrones con n=1; la fila
amarilla es n=2, y siguen de allí en adelante...

Muy bien, entonces n nos dice en qué nivel primario de energía nos encontramos. Supongo que hay otro
número cuántico relaionado con los subniveles-- s, p, d, y todo eso.

Muy bien. El “número cuántico secundario” es conocido como l. Un valor de l=0 corresponde a s, l=1
es p, l=2 es d, etc.

Si "momento angular" no le dice nada, no se desespere. También puede visualizar su significado en esta
forma: l junto con n y el tercer número cuántico m, es responsable por determinar la forma de la nube de
probabilidad de un electrón. He aquí algunos ejemplos:

n=1, l=0, m=0 n=3, l=2, m=1 n=3, l=2, m=2 n=4, l=2, m=2

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