Teoría y Práctica de Orbitales y Números Cuánticos

Orbitales y Números cuánticos

Mientras que en el modelo de Bohr se hablaba de órbitas definidas en el modelo de Schrödinger sólo podemos hablar de las distribuciones probables para un electrón con cierto nivel de energía. Así para un electrón existe una región en torno al núcleo dónde hay una mayor probabilidad de encontrar al electrón en esa región, o lo que es lo mismo una mayor densidad electrónica.

De la resolución de la ecuación de onda de Schrödinger se obtiene una serie de funciones de onda (o probabilidades de distribución de los electrones) para los diferentes niveles energéticos que se denominan orbitales atómicos.

Mientras que el modelo de Bohr utilizaba un número cuántico(n) para definir una órbita el modelo de Schrödinger utiliza cuatro números cuánticos para describir un orbital: n, l, m y s.

Números cuánticos

Número cuántico principal (n): Representa al nivel de energía o volumen del orbital. Dicho de otra manera el número cuántico principal determina el tamaño de las órbitas, por tanto, la distancia al núcleo de un electrón vendrá determinada por este número cuántico. Todas las órbitas con el mismo número cuántico principal forman una capa o nivel.

Número cuántico secundario (l): Identifica al subnivel de energía del electrón y se le asocia a la forma del orbital. Sus valores dependen del número cuántico principal "n", es decir, sus valores son todos los números enteros entre 0 y (n-1), incluyendo al 0. Ejemplo: n = 4; l = 0, 1, 2, 3. Dicho de otra manera, El número cuántico l determina la excentricidad de la órbita, para cada valor de l se asocia una letra minúscula: para l=0: orbital s, para l= 1: orbital p, l=2 orbital d, l=3 orbital f, etc…

Tabla 1. Valores de n y l

Fig. 2. Forma de los orbitales

Número cuántico magnético (m): Describe la orientación espacial de los orbitales. Sus valores son todos los números enteros del intervalo (-l, +l) incluyendo el 0.

Ejemplo: n = 3, l = 0, 1, 2, m = -2, -1, 0, +1, +2.

Dicho de otra manera, El número cuántico magnético determina la orientación espacial de las órbitas, de las elipses. El conjunto de estos tres números cuánticos determinan la forma y orientación de la órbita que describe el electrón y que se denomina orbital.

n l Letra asociada 1 0 _s 2 0 _s 1 p 3 0 _s 1 p 2 d 4 0 _s 1 p 2 d 3 f

y -1/2) y en cada capa o nivel podrán situarse 2n electrones (dos electrones en cada orbital).

En resumen tenemos lo siguiente: N° cuántico principal (n) N° cuántico secundari o (l) Para cada valor de (l) se asocia una letra minúscul a o subnivel N° cuántico magnético (ml) N° de orbitales por subnivel. Ej. Como el subnivel s solo tiene un valor de N° magnético, los subniveles s solo tendrán un orbital, los subniveles p tienen 3, y así sucesivamente. varía de 0

hasta (n-1) Tiene valores de –l,0, +l, desde menos ele, hasta mas ele. Cada valor de ele se relaciona a un orbital 1 0 s 0 1 2 0₁ s_p 0_-1,0,+1 1₃ 3 0 s 0 1 1 p -1,0,+1 3 2 d -2,-1,0,+1,+2 5 4 0 s 0 1 1 p -1,0,+1 3 2 d -2,-1,0,+1,+2 5 3 f -3,-2,-1,0,+1,+2,+3 7

Actividad 1: Después de haber leído la guía responde las siguientes preguntas:

1.- ¿Cuántos electrones puede tener un orbital? ______ 2.- ¿Cuántos orbitales tienen los siguientes subniveles? s = _____, p = _____, d = _____, f = ______

3.- ¿Cuál es el número máximo de electrones para los siguientes subniveles? s = _____, p = _____, d = _____, f = ______

4.- Determina los valores del número cuántico principal, número cuántico de momento angular y el número cuántico magnético para los siguientes orbitales y subniveles:a. 3p b. 4s c. 4d

5.- Indica cuál es el número de orbitales asociado con los siguientes números cuánticos principales: a. n = 2 b. n = 3 c. n = 4

6.- Para átomos con más de un electrón, indica el orden creciente de energías de los siguientes grupos de orbitales:

a. 1s, 3s, 2s, 3d, 2p

b. 1s, 3s, 4s, 4d, 3p, 2s, 2p, 4p, 3d

7.- ¿Cuántos orbitales tienen los siguientes subniveles? y ¿cuántos electrones como máximo puede alojar cada uno?

a. Subnivel d. b. Subnivel f.

8.- Completa las siguientes oraciones:

a. El número cuántico ____________ se simboliza con la letra

____________ y toma valores 0, 1, 2, 3... hasta (n - 1).

b. El máximo de electrones para el orbital “s” son ____________ e–. c. A los subniveles 0 y 2 se les asignan las letras _____ y _____ d. El subnivel ____________ tiene tres orbitales.

 6 en el p (2 electrones x 3 orbitales)

 10 en el d (2 electrones x 5 orbitales)

 14 en el f (2 electrones x 7 orbitales)

La configuración electrónica en la corteza de un átomo es la distribución de sus electrones en los distintos niveles y orbitales. Los electrones se van situando en los diferentes niveles y subniveles por orden de energía creciente hasta completarlos.

“Es importante saber cuántos electrones existen en el nivel más externo de un átomo pues son los que intervienen en los enlaces con otros átomos para formar compuestos, estos últimos electrones se denominan ELECTRONES DE VALENCIA”.

Formas de escribir la configuración electrónica

Utilizaremos 3 formas de escribir la configuración electrónica de los elementos, estas son:

 Global: se ubican los electrones según la capacidad de nivel y subnivel.

 Global externa: se indica entre corchetes el gas noble anterior al elemento configurado y posteriormente los

niveles y subniveles no incluidos en ese gas noble. Esta configuración es muy útil para visualizar los electrones de Valencia.

 Diagrama de orbitales: se simboliza cada orbital por un recuadro o casillero dentro del cual los electrones se

representan con flechas hacia arriba o hacia abajo (spín + o -).

Ejemplo: Configuremos el sodio (Na)

Los átomos neutros de este elemento tienen un número atómico igual a 11, por lo tanto tienen 11 electrones.

Configuración global: 1s2 _2s2 _2p6 _3s1

Diagrama de orbitales:

1s

_2s

_2p

_3s

Actividad 1: Escribe la configuración electrónica global, global externa y diagrama de orbitales de los elementos 1 al 36.

Element

o

Conf. global

Diagrama de orbitales

1 H

2 He

3 Li

4 Be

5 B

6 C

7 N

8 O

9 F

10 Ne

11 Na

12 Mg

15 P

16 S

17 Cl

18 Ar

19 K

20 Ca

21 Sc

22 Ti

23 V

24 Cr

25 Mn

26 Fe

27 Co

28 Ni

29 Cu

30 Zn

31 Ga

32 Ge

33 As

34 Se

35 Br

36 Kr

Actividad 3: Observa las configuraciones electrónicas anteriores y responde: 1) ¿Qué tienen en común los elementos He, Ne, Ar y Kr?

_________________________________________________________________________________________________ _________________________________________________________________________________________________ _________________________________________________________________________________________________ _________________________________________________________________________________________________ 2) ¿Qué tienen en común las configuraciones electrónicas de los siguientes elementos?

 Li, Na y K ________________________________________________________________  Be, Mg y Ca ________________________________________________________________  B, Al y Ga ________________________________________________________________  C, Si y Ge ________________________________________________________________  N, P y As ________________________________________________________________  O, S y Se ________________________________________________________________  F, Cl y Br ________________________________________________________________  Li, Be y C ________________________________________________________________  Na, Mg y S ________________________________________________________________  K, Zn y Se ________________________________________________________________

Configuración electrónica de iones

Un ión es un átomo con carga eléctrica, el cual se forma por la pérdida o ganancia de uno o más electrones. Por ejemplo:

1) El Na neutro (sin carga eléctrica) tiene un número atómico igual a 11, es decir, tiene 11 protones y por lo tanto 11 electrones. Al perder 1 electrón quedará con un electrón menos que el número de protones, quedando con 11 protones y

10 electrones. De esta manera tendrá una carga positiva más y se simbolizará

Na

2) El Cl neutro tiene un número atómico igual a 17, es decir, tiene 17 protones y por lo tanto 17 electrones. Cuando se ioniza el Cl gana un electrón quedando con 17 protones y 18 electrones. De esta forma tendrá una carga negativa más y se simbolizará

Cl

3) El ión

Al

Mg

2-Al

Mg

Ca