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Modelo cuántico del átomo
Los primeros intentos de los físicos del siglo XIX para comprender el
comportamiento de los átomos y de las moléculas no fueron exitosos del
todo. Al suponer que las moléculas se comportan como pelotas que rebotan,
los físicos fueron capaces de predecir y explicar algunos fenómenos
macroscópicos, como la presión que ejerce un gas. Sin embargo, este
modelo no informaba del todo la estabilidad de las moléculas; es decir, no
podía explicar qué fuerzas mantenían unidos a los átomos. Pasó mucho
tiempo para que se descubriera -y aún más para que se aceptara- que las
propiedades de los átomos y de las moléculas no son gobernadas por las
mismas leyes físicas que rigen a los objetos más grandes.
La nueva era de la física comenzó en 1900 con el joven físico alemán Max
Planck. Al examinar los datos de la radiación que emitían los sólidos
calentados a diferentes temperaturas, Planck descubrió que los átomos y las
moléculas emiten energía sólo en cantidades discretas o quanta. Los físicos
siempre habían asumido que la energía era un proceso continuo y que en el
proceso de radiación se podía liberar cualquier cantidad de energía. La teoría
cuántica de Planck revolucionó la física. Sin duda, la serie de investigaciones
que siguió a este descubrimiento modificó para siempre el concepto de la
naturaleza.
Modelo cuántico del átomo
Una onda es una perturbación vibrátil mediante la cual se transmite la
energía de un lugar a otro.
La longitud de onda [m], λ
(lambda), es la distancia
entre puntos iguales de
ondas sucesivas.
La frecuencia [Hz], ν (nu) es
el número de ondas que
pasan
por
un
punto
particular por unidad de
tiempo, ondas/tiempo. ν se
mide en hertz, 1 Hz = 1
ciclo/s = 1 s-1.
La amplitud [m] de la onda es la distancia vertical de la línea media de
una onda a su cresta o a su valle.
Radiación electromagnética
Existen muchos tipos de ondas, como las del agua, del sonido y de la luz.
En 1873, James Clerk Maxwell propuso que la luz visible se compone de
ondas electromagnéticas. Una onda electromagnética tiene un
componente de campo eléctrico y un componente de campo magnético.
Ambos componentes tienen la misma longitud de onda y frecuencia y, por
lo tanto, igual velocidad, pero viajan en planos perpendiculares entre sí.
El modelo de Maxwell describe cómo se propaga la energía en forma de
radiación a través del espacio como una vibración de campos magnético
y eléctrico. La radiación electromagnética es la emisión y transmisión de
energía en forma de ondas electromagnéticas.
Las ondas electromagnéticas viajan a la velocidad de la luz, cuyo valor es
c = 2.99792458 × 108 m/s en el vacío. Esta velocidad varía según el
medio, pero no lo suficiente para modificar sustancialmente los cálculos.
La longitud de onda de las ondas electromagnéticas se expresa
comúnmente en nanómetros (nm).
Radiación electromagnética
Si la longitud de onda es larga, menos ciclos de la onda pasarán por un
punto dado cada segundo; por tanto, la frecuencia será baja. Por otro
lado, para que una onda tenga una frecuencia alta, debe tener una
longitud de onda corta. Esta relación inversa entre la frecuencia y la
longitud de onda de la radiación electromagnética puede expresarse con
la ecuación siguiente:
λν=c
Espectro electromagnético
Teoría cuántica de Planck
Cuando un sólido se calienta emite radiación electromagnética en una
amplia gama de longitudes de onda cuya distribución depende de la
temperatura. La luz rojiza tenue de un calentador eléctrico o la luz blanca
brillante de una lámpara de tungsteno son ejemplos de radiación que
emiten los sólidos calentados.
La física clásica asumía que los átomos y las moléculas emitían o
absorbían cualquier cantidad arbitraria de energía radiante. Planck
proponía que los átomos y las moléculas emitían o absorbían energía
sólo en cantidades discretas, como pequeños paquetes o cúmulos. A la
mínima cantidad de energía que se podía emitir (o absorber) en forma de
radiación electromagnética, Planck la llamó cuanto. La energía E de
sólo un cuanto de energía está dada por
E = hν
h = 6,62606873(52) × 10-34 J·s, es la constante de Planck y ν es la
frecuencia
Teoría cuántica de Planck
Distribución de intensidad en función de la
longitud de onda y la temperatura
Teoría cuántica de Planck
La ecuación también se puede expresar de la siguiente manera:
E=h
c
λ
La materia siempre emite o absorbe energía en múltiplos enteros de hν,
por ejemplo hν, 2hν, 3hν, etc. Si la cantidad de energía emitida por un
átomo es 3hν, por ejemplo, decimos que se emitieron tres cuantos de
energía. Además, decimos que las energías permitidas están
cuantizadas; es decir, que sus valores están restringidos a ciertas
cantidades.
El efecto fotoeléctrico
En 1905, Albert Einstein (1879-1955) usó la teoría cuántica de Planck
para explicar el efecto fotoeléctrico.
Se había observado
experimentalmente que la incidencia de luz sobre una superficie
metálica limpia hace que la superficie emita electrones.
El efecto fotoeléctrico
Para cada metal hay una frecuencia mínima de luz (frecuencia umbral)
por debajo de la cual no se emiten electrones. Por ejemplo, la luz con
una frecuencia de 4.60 × 1014 s-1 o mayor hace que el cesio metálico
expulse electrones, pero la luz con una frecuencia más baja no tiene
efecto alguno.
Para explicar el efecto fotoeléctrico, Einstein supuso que la energía
radiante que incidía sobre la superficie metálica es una corriente de
diminutos paquetes de energía. Cada paquete de energía, llamado fotón,
se comporta como una pequeñísima partícula. Extendiendo la teoría
cuántica de Planck, Einstein dedujo que cada fotón debía tener una
energía proporcional a la frecuencia de la luz, E = hν. Así, la energía
radiante misma está cuantizada. ν es la frecuencia de la luz.
El efecto fotoeléctrico
Los electrones se mantienen unidos en el metal por fuerzas de atracción
y, para emitirlos, se necesita una luz que tenga una frecuencia
suficientemente alta (es decir, una energía suficiente). El rayo de luz que
incide sobre una superficie metálica puede compararse con la descarga
de un rayo de partículas - fotones - sobre los átomos del metal. Si la
frecuencia de los fotones es tal que hν es exactamente igual a la energía
de enlace de los electrones en el metal, entonces la luz tendrá la energía
suficiente para emitirlos. Con una luz de mayor frecuencia, los electrones
no sólo serán emitidos, también adquirirán cierta energía cinética. Esto
se resume en la siguiente ecuación
hν = KE + BE
donde KE es la energía cinética del electrón emitido y BE es la energía
de unión del electrón en el metal.
El efecto fotoeléctrico
La ecuación anterior puede escribirse como
KE = hν - BE
para mostrar que, cuanto más energético sea el fotón (es decir, cuanto
mayor sea su frecuencia), mayor será la energía cinética del electrón
emitido.
Ahora considere dos rayos de luz que tienen la misma frecuencia (que es
mayor que la frecuencia umbral) pero diferentes intensidades. El rayo de
luz más intenso consta de un mayor número de fotones; por
consiguiente, emite más electrones de la superficie del metal que el rayo
de luz más débil. Así que cuanto más intensa sea la luz, mayor será el
número de electrones emitidos por el metal de prueba; a mayor
frecuencia de la luz, mayor energía cinética de los electrones emitidos.
Modelo de Bohr
La mayor parte de las fuentes de radiación comunes, como las bombillas
y las estrellas, producen radiación que contiene muchas longitudes de
onda distintas. Cuando la radiación de las fuentes se separa en sus
componentes de longitud de onda diferentes, se obtiene un espectro.
Con un prisma puede dispersarse la luz de una bombilla. El espectro así
producido consiste en una gama continua de colores: el violeta se funde
en el azul, el azul en el verde, etc., sin huecos. Esta gama de colores,
que contiene luz de todas las longitudes de onda, es un espectro
continuo. El ejemplo más conocido de espectro continuo es el arco iris,
que se produce cuando gotas de lluvia o neblina dispersan la luz solar.
Modelo de Bohr
Se puede observar un espectro de emisión de una sustancia al
"energizar" una muestra de material mediante energía térmica, o bien con
alguna otra forma de energía (como una descarga eléctrica de alto voltaje
si esa sustancia es gaseosa). Así, una barra de hierro calentada hasta el
"rojo" o al "blanco" incandescente emite un resplandor característico
recién sacado de la fuente de calentamiento. Este resplandor es la parte
del espectro visible para el ojo humano. El calor de esta misma barra
representa otra parte de su espectro de emisión: la región infrarroja. Los
espectros de emisión de los sólidos calentados tienen una característica
común con el espectro solar: ambos son continuos; esto es, todas las
longitudes de onda de la luz visible están presentes en ellos.
Modelo de Bohr
Espectro de emisión de diversos materiales
Modelo de Bohr
No todas las fuentes de radiación producen un espectro continuo. Si
colocamos diferentes gases a presión reducida dentro de un tubo y
aplicamos un voltaje elevado, los gases emiten luz de diferentes colores.
La luz emitida por el gas neón es el brillo rojo-anaranjado tan conocido de
muchas luces “de neón”, mientras que el vapor de sodio emite la luz
amarilla característica de algunas farolas. Si pasamos por un prisma la
luz proveniente de tales tubos, sólo observaremos líneas de unas
cuantas longitudes de onda en los espectros que se obtienen. Las líneas
coloridas están separadas por regiones negras, que corresponden a
longitudes de onda que están ausentes en la luz. Un espectro que sólo
contiene radiación de longitudes de onda específicas se denomina
espectro de líneas.
Cada elemento tiene un espectro de emisión único. Las líneas
características de un espectro atómico se emplean en el análisis químico
para identificar átomos desconocidos, de la misma forma en que las
huellas digitales sirven para identificar a una persona. El origen de estas
líneas se desconocía a principios del siglo xx.
Átomo de hidrógeno
Después que Rutherford descubriera la naturaleza nuclear del átomo, los
científicos pensaron en el átomo como un “sistema solar microscópico”
en el que los electrones estaban en órbita alrededor del núcleo. Para
explicar el espectro de líneas del hidrógeno, Bohr supuso inicialmente
que los electrones se movían en órbitas circulares alrededor del núcleo.
Sin embargo, según la física clásica una partícula con carga eléctrica
(como un electrón) que se mueve en una trayectoria circular debería
perder energía continuamente por emisión de radiación electromagnética.
Al perder energía, el electrón tendría que seguir una espiral hasta caer en
el núcleo. Bohr enfocó este problema de forma similar a como Planck
había abordado el problema de la naturaleza de la radiación emitida por
los objetos calientes: supuso que las leyes conocidas de la física eran
inadecuadas para describir todos los aspectos de los átomos. Además,
Bohr adoptó la idea de Planck de que las energías están cuantizadas.
Átomo de hidrógeno
Bohr basó su modelo en tres postulados:
1. Sólo están permitidas órbitas con ciertos radios, correspondientes a
ciertas energías definidas, para los electrones de un átomo.
2. Un electrón en una órbita permitida tiene una energía específica y
está en un estado de energía “permitido”. Un electrón en un estado
de energía permitido no irradia energía, y por tanto, no cae en espiral
hacia el núcleo.
3. Un electrón sólo emite o absorbe energía cuando pasa de un estado
permitido de energía a otro. Esta energía se emite o absorbe en
forma de fotón , E = hν
Átomo de hidrógeno
Con base en sus tres postulados
y utilizando ecuaciones clásicas
del
movimiento
y
de
la
interacción de cargas eléctricas,
Bohr calculó las energías
correspondientes a cada una de
las órbitas permitidas las cuales
se ajustan a la fórmula siguiente:
𝐸𝑛 = −𝑅𝐻
1
𝑛2
RH es la constante de Rydberg,
tiene un valor de 2.18 X 10-18 J.
El número n, denominado
número cuántico principal, es un
entero que tiene valores de n =
1,2,3, ....
Átomo de hidrógeno
Las energías del electrón de un átomo de hidrógeno son negativas para
todos los valores de n. Cuanto más baja (más negativa) es la energía,
más estable es el átomo. La energía es mínima (más negativa) con n=1.
A la energía de un electrón libre se le asigna un valor arbitrario de cero.
Matemáticamente, esto significa que n tiene un valor infinito, de manera
que E∞ = 0. Cuando el electrón se acerca más al núcleo (n disminuye), En
aumenta su valor absoluto, pero también lo vuelve más negativo. Su
valor más negativo se alcanza cuando n = 1, y corresponde al estado
energético más estable. Este estado se conoce como estado
fundamental o nivel basal, y corresponde al estado de energía más bajo.
La estabilidad del electrón disminuye para n = 2, 3, .... Cada uno de estos
niveles es un estado excitado o nivel excitado, y tiene mayor energía que
el estado fundamental. Se dice que un electrón de hidrógeno está en
estado excitado cuando n es mayor que 1. En el modelo de Bohr, el radio
de cada órbita circular depende de n2. Así, cuando n aumenta, el radio
de la órbita aumenta muy rápido. Por consiguiente, cuanto mayor sea el
estado excitado, el electrón se encuentra más lejos del núcleo (y éste lo
retiene con menor fuerza).
Átomo de hidrógeno
Un electrón puede “saltar” de un estado de
energía permitido a otro absorbiendo o emitiendo
fotones, cuya energía radiante corresponde
exactamente a la diferencia de energía entre los
dos estados. Para que un electrón pase a un
estado de energía más alta (valor mayor de n) se
debe absorber energía. Se emite energía cuando
el electrón salta a un estado de energía más bajo
(valor menor de n). Por tanto, si un electrón salta
de un estado inicial con energía Ei a un estado
final con energía Ef, el cambio de energía estará
dado por las relaciones siguientes:
∆𝐸 = 𝐸𝑓 − 𝐸𝑖 = 𝐸𝑓𝑜𝑡ó𝑛 = ℎ𝜈
1
1
∆𝐸 = 𝐸𝑓 − 𝐸𝑖 = −𝑅𝐻
− −𝑅𝐻
= ℎ𝜈
𝑛𝑓 2
𝑛𝑖 2
1
1
∆𝐸 = 𝐸𝑓 − 𝐸𝑖 = −𝑅𝐻
− 2 = ℎ𝜈
2
𝑛𝑓
𝑛𝑖
Se emite fotón,
ni > nf y ΔE<0
Se absorbe fotón,
ni < nf y ΔE>0
Átomo de hidrógeno
Átomo de hidrógeno
Cuando se analizan muchos átomos de
hidrógeno, se observan todas las transiciones
posibles y, por consiguiente, las respectivas
líneas espectrales. El espectro de emisión del
hidrógeno abarca una amplia gama de
longitudes de onda, desde el infrarrojo hasta el
ultravioleta. En la tabla se indican las series de
transición para su espectro que llevan el
nombre de sus descubridores. La serie de
Balmer fue más fácil de estudiar porque muchas
de sus líneas caen en la región visible.
Naturaleza dual del electrón
Los físicos Cuestionaban por qué las energías del electrón del hidrógeno
eran cuantizadas, ¿por qué el electrón en el átomo de Bohr está
circunscrito a girar en órbitas alrededor del núcleo a distancias fijas? En
1924, Louis de Broglie dio la solución a este enigma. De Broglie razonó
que si las ondas luminosas se comportan como una corriente de
partículas (fotones), quizá las partículas como los electrones tuvieran
propiedades ondulatorias. De acuerdo con De Broglie, un electrón
enlazado al núcleo se comporta como una onda estacionaria. Una de
estas ondas puede ser generada, por ejemplo, al pulsar una cuerda de
una guitarra. Las ondas estacionarias no se desplazan a lo largo de la
cuerda. Algunos puntos de la cuerda, llamados nodos, no se mueven en
absoluto, es decir, la amplitud de la onda en estos puntos es cero. En
cada extremo hay un nodo, y entre ellos puede haber varios nodos.
Naturaleza dual del electrón
Cuanto mayor sea la frecuencia de vibración, menor la longitud de onda
de la onda estacionaria y mayor el número de nodos. Sólo puede haber
ciertas longitudes de onda en cualquiera de los movimientos permitidos
de la cuerda.
De Broglie creía que si el electrón del átomo de hidrógeno se comporta
como una onda estacionaria, su longitud debería ajustarse exactamente a
la circunferencia de la órbita; de lo contrario, la onda se cancelaría
parcialmente en cada órbita sucesiva. Con el tiempo, la amplitud de la
onda se reduciría a cero y en consecuencia se anularía.
Naturaleza dual del electrón
La relación entre la circunferencia de una órbita permitida (2πr) y la
longitud de onda (λ) del electrón está dada por :
2𝜋𝑟 = 𝑛𝜆
r es el radio de la órbita, λ es la longitud de onda de la onda descrita por
el electrón, y n = 1,2,3, ... Dado que n es un entero, r puede tener sólo
ciertos valores cuando n aumenta desde 1 a 2 a 3 y así sucesivamente.
Como la energía del electrón depende del tamaño de la órbita (o del valor
de r), se debe cuantizar.
Naturaleza dual del electrón
Con el razonamiento anterior, De Broglie llegó a la conclusión de que las
ondas se comportan como partículas, y éstas exhiben propiedades
ondulatorias. Dedujo que las propiedades de partícula y de onda se
relacionan por medio de la siguiente expresión:
𝜆=
ℎ
𝑚𝑣
λ, m y v son la longitud de onda asociada a una partícula en movimiento,
su masa y velocidad, respectivamente. En la ecuación queda implícito
que una partícula en movimiento se trata como si fuera una onda, y esta
última puede mostrar las propiedades de una partícula. El lado izquierdo
de la ecuación expresa la propiedad de una onda, es decir, su longitud de
onda, en tanto que el lado derecho incluye a la masa, una propiedad
característica de una partícula.
Principio de incertidumbre
La teoría de Bohr no podía explicar los espectros de emisión de los
átomos que tenían más de un electrón, como los de helio y litio. Tampoco
explicaba por qué aparecían más líneas en el espectro de emisión del
átomo de hidrógeno cuando se aplicaba un campo magnético. Con el
descubrimiento del comportamiento ondulatorio de los electrones surgió
otro problema: ¿cómo se podía precisar la "posición" de una onda? Es
imposible saber su posición exacta debido a que se extiende en el
espacio.
Principio de incertidumbre
Para describir el problema que significa localizar una partícula
subatómica que se comporta como onda, Werner Heisenberg formuló
una teoría que ahora se conoce como principio de incertidumbre de
Heisenberg: es imposible conocer con certeza el momento p (definido
como la masa por la velocidad) y la posición de una partícula
simultáneamente. Expresado en forma matemática:
Δ𝑥Δ𝑝 ≥
ℎ
4𝜋
Δx y Δp son las incertidumbres en las mediciones de la posición y el
momento, respectivamente. La ecuación expresa que cuando se mide
con mayor precisión el momento de una partícula (es decir, si Δp se hace
una cantidad pequeña), su posición se va a estimar con menor precisión
(esto es, Δx se hará mayor). De igual modo, si la posición de una
partícula se conoce con más precisión, la medición de su momento será
menos precisa.
Modelo cuántico del átomo
Números cuánticos
Número cuántico principal [n]
Puede tomar cualquier valor entero positivo: n = 1, 2, 3, 4, 5, 6 . . .
Indica la distancia promedio entre el núcleo y un electrón.
A mayor n más lejos se encuentra del núcleo la región de mayor
densidad electrónica (probabilidad de hallarlo).
Indica el nivel energético. A mayor n el electrón tiene mayor energía y
se encuentra menos “atado” al núcleo.
En cada nivel hay 2n2 electrones.
Números cuánticos
Número cuántico secundario o de momento angular [l]
Toma valores enteros de 0 a (n-1).
Cada valor corresponde a un subnivel y determina la forma de los
orbitales (región del espacio en donde es más probable hallar un
electrón) en dicho subnivel. Cada nivel (n) tiene n subniveles. Por
ejemplo, si n = 3, l puede tener los valores 0, 1 y 2, por lo que en el
nivel n = 3 existen tres posibles subniveles. Esto es, el conjunto de
orbitales que tienen el mismo valor de n se conoce comúnmente como
nivel o capa. Generalmente el valor de l se representa por una letra en
vez de por su valor numérico:
l
0
1
2
3
4
5
letra s
p
d
f
g
h
Números cuánticos
Número cuántico magnético [ml]
Toma valores enteros desde –l hasta +l.
Describe la orientación de los orbitales en el espacio en cada subnivel.
En cada subnivel existen 2l +1 orbitales, cada uno de ellos con una
determinada orientación en el espacio. Por ejemplo, si n = 2, y l = 1.
Los valores de n y l indican que se tiene un subnivel 2p, y en éste se
tienen tres orbitales 2p (ya que hay tres valores de ml : - 1, 0 y 1)
subnivel
s
p
d
f
l
0
1
2
3
Número de orbitales
1
3
5
7
Números cuánticos
Número cuántico de spin [ms]
Indica el sentido de giro de un electrón alrededor de su propio eje.
Toma sólo dos posibles valores, -1/2 o +1/2, según el sentido de
rotación.
Números cuánticos
Formas de los orbitales
Los orbitales son regiones del espacio en donde existe la mayor
probabilidad de encontrar a un electrón.
No tienen una forma bien definida, sin embargo, se escoge una
superficie que delimita la región dentro la cual existe un 99 % de
probabilidad de encontrar al electrón.
La forma de cada orbital, depende del valor que tome el número
cuántico secundario, l.
Números cuánticos
Orbital s (l =0)
Es esférico, esto es, existe igual probabilidad de hallar al electrón a
una determinada distancia del núcleo en todas las direcciones.
Números cuánticos
Orbitales p (l =1)
Comienzan con el número cuántico principal n = 2. Cuando l = 1, el
número cuántico magnético ml puede tomar valores de -1, 0 y 1. Si se
comienza con n = 2 y l = 1, se tienen tres orbitales 2p: 2px, 2py y 2pz.
Los subíndices señalan los ejes sobre los que se orientan los orbitales.
Estos tres orbitales p tienen el mismo tamaño, forma y energía; sólo
difieren en su orientación. Tienen forma de dos lóbulos ubicados en
lados opuestos del núcleo. El tamaño de los orbitales p aumenta
desde 2p hasta 3p, 4p y así sucesivamente.
Números cuánticos
Orbitales d (l =2)
Comienzan con el número cuántico principal n = 3. Cuando l =2,
existen cinco valores para ml, que corresponden a cinco orbitales d
(dxy , dyz , dxz , dx2−y2 , dz2 )
Números cuánticos
Orbitales f (l =3)
Comienzan con el número cuántico principal n = 4. Cuando l=3,
existen siete valores para ml, que corresponden a siete orbitales f.
Números cuánticos
Números cuánticos
Configuración electrónica
La configuración electrónica de un átomo es la forma en que se
distribuyen los electrones de dicho átomo en los niveles, subniveles y
orbitales. Muchas de las propiedades físicas y químicas de un
elemento están relacionadas con la configuración electrónica.
Los cuatro números cuánticos, n, l, ml y ms identifican por completo un
electrón en cualquier orbital de cualquier átomo. Por ejemplo, los
cuatro números cuánticos para un electrón de un orbital 2s son: n = 2, l
= 0, ml = 0 y ms = +1/2 o -1/2. Se emplea la notación simplificada (n, l
, ml, ms). Para el ejemplo anterior, los números cuánticos pueden ser
(2, 0, 0, +1/2) o (2, 0, 0, -1/2). El valor de ms no influye en la energía,
tamaño, forma u orientación de un orbital, pero sí determina la
distribución de los electrones en el orbital
Configuración electrónica
La figura muestra que el electrón de un átomo de hidrógeno en el
estado fundamental (n=1) debe estar en el orbital 1s, de manera que
su configuración electrónica es 1s1:
También es posible representar la configuración
electrónica con un diagrama de orbital que muestra el
espín del electrón. La flecha hacia arriba representa
uno de los dos posibles giros o espines del electrón.
(El electrón también se podría representar con la
flecha hacia abajo.) La caja representa un orbital
atómico.
Configuración electrónica
En un átomo de hidrógeno la energía está determinada por n. Las
energías de los subniveles en un nivel determinado son iguales.
Configuración electrónica
En un átomo polielectrónico
(que posee varios electrones),
las energías de los subniveles
en un nivel determinado son
ligeramente diferentes debido
a las interacciones de los
electrones en cada orbital de
un subnivel. La energía está
determinada por n y l. Así, el
orden creciente de energía de
cada subnivel es diferente al
del átomo de hidrógeno.
Configuración electrónica
Principio de exclusión de Pauli
En un átomo no pueden existir dos electrones cuyos valores de los
cuatro números cuánticos sean iguales. Por lo menos se tienen que
diferenciar en el número cuántico de spin.
Por lo tanto, en un orbital dado, sólo pueden haber dos electrones, y se
dice que estos están apareados.
En la figura, las configuraciones (a) y (b) para el helio son prohibidas, ya
que los cuatro números cuánticos serían iguales para ambos electrones
violando el principio de exclusión de Pauli. La real configuración para el
helio es entonces la dada por (c).
Configuración electrónica
Regla de Hund
La distribución electrónica más estable en los subniveles es la que tiene
el mayor número de espines paralelos. Esto significa que, en un
subnivel, los electrones van llenando los orbitales disponibles de uno en
uno sin aparearse con otros electrones hasta que todos los orbitales
contengan ya un electrón y en ese caso comienza el apareamiento. En
el caso del carbono, para el cual se muestra su configuración electrónica
(1s2 2s2 2p2) en la figura, la única distribución en los orbitales p, que
satisface la regla de Hund, es la (c).
Configuración electrónica
Reglas generales para la asignación de electrones en los orbitales
atómicos
1. Cada capa o nivel de número cuántico principal n contiene n
subniveles. Por ejemplo, si n = 2, hay dos subniveles (dos valores de
l) de números cuánticos de momento angular 0 y 1.
2. Cada subnivel de número cuántico l contiene (2 l + 1) orbitales. Por
ejemplo, si l = 1, entonces hay tres orbitales p.
3. Cada orbital admite un máximo de dos electrones. Por lo tanto, el
máximo número de electrones es simplemente el doble del número
de orbitales empleados.
4. De acuerdo con la fórmula 2n2 es fácil calcular el máximo número de
electrones que puede tener un átomo en el nivel principal n.
Configuración electrónica
Principio de construcción (Aufbau)
Los electrones en un átomo
polielectrónico van ocupando los
subniveles atómicos en orden de
menor a mayor energía. Los orbitales
en cada subnivel poseen la misma
energía. Esto es, el orden de energía
de los subniveles está dado por el
diagrama de Moëller.
Configuración electrónica
Configuraciones electrónicas abreviadas
El llenado de la subcapa 2p se completa en el neón, que tiene una
configuración estable con ocho electrones (un octeto) en la capa más
exterior. El siguiente elemento, el sodio, con número atómico 11, marca
el principio de una nueva fila de la tabla periódica. El sodio tiene un solo
electrón 3s más allá de la configuración estable del neón. Podemos
abreviar la configuración electrónica del sodio así
Na: [Ne]3s1
El símbolo [Ne] representa la configuración electrónica de los 10
electrones del neón, 1s22s22p6. Escribir la configuración electrónica de
esta forma ayuda a concentrar la atención en los electrones más
exteriores del átomo.
Configuración electrónica
Configuraciones electrónicas abreviadas
Al escribir la configuración electrónica abreviada de un elemento, la
configuración electrónica del gas noble de número atómico más cercano
pero menor se representa con su símbolo químico encerrado en
corchetes. Por ejemplo, podemos escribir la con-figuración electrónica
del litio como:
Li: [He]2s1
Llamamos a los electrones representados por el símbolo de un gas
noble “centro de gas noble” del átomo, aunque es más común llamarlos
electrones internos. Los electrones que se dan después del centro de
gas noble se denominan electrones de capa externa o electrones de
valencia.
[1] http://www.fullquimica.com/2011/03/teoria-atomica-y-modelos-atomicos.html
[2] http://es.wikipedia.org/wiki/Dem%C3%B3crito#El_atomismo
[3] http://www.xtimeline.com/evt/view.aspx?id=370794