Configuración Electrónica

Configuración Electrónica

Química 2 – Educación Polimodal

ESTRUCTURA ATOMICA

Números cuánticos

Número cuántico principal:

Símbolo: n

Valores: 1,2,3,4,5,6,7

Significado: el valor de este número cuántico está relacionado con la energía asociada al electrón y con el volumen o tamaño del orbital. Puede tomar valores enteros positivos que representan los diferentes niveles de energía de los electrones. Es interesante destacar que a medida que nos alejamos del núcleo los niveles de energía están cada vez más cerca unos de otros.

Número cuántico azimutal o secundario:

Símbolo: l

Valores: para un n dado, l adquiere valores enteros que van desde 0 hasta n-1

Significado: está relacionado con la forma del orbital. Cada nivel está formado por uno o más subniveles y cada uno de estos subniveles está caracterizado por un valor del número cuántico azimutal. Al definir el subnivel estamos fijando la forma de la “orbital atómica”. Está caracterizado por letras o números:

para n=1; l puede valer únicamente 0, l= 0, es lo mismo que decir subnivel s para n=2; l puede valer 0 y 1, l= 1 es lo mismo que decir subnivel p

para n=3, l puede valer 0, 1 y 2 , l= 2 es lo mismo que decir subnivel d para n= 4, l puede valer 0,1,2 y 3, l=3 es lo mismo que decir subnivel f, etc.

Número cuántico magnético:

Símbolo: m

Valores: para un l dado, m puede adquirir todos los valores enteros que van desde –l a +l, pasando por 0; es decir que para cada valor de l habrá (2l+1) valores de m

Significado: está relacionado con la orientación espacial del orbital. Puede tomar los siguientes valores (-l...0....+l).

Para l = 0, m vale 0, es decir que existe una sola forma en que el orbital s puede orientarse en el espacio (simetría esférica).

Para l = 1, m puede valer -1, 0, +1 (tres valores).El orbital p puede orientarse de tres formas distintas en el espacio según los ejes cartesianos: px, py, pz formando ángulos de 90o entre sí.

Para l = 2, m puede tomar 5 valores (-2, -1, 0, +1, +2) , por lo tanto habrá 5 orientaciones espaciales diferentes para los orbitales d.

Para l = 3, m puede valer (-3,-2,-1,0,+1,+2,+3), son siete valores posibles.

Estas diferentes orientaciones espaciales de los orbitales no implican un diferente contenido energético.

Número cuántico Número cuántico Número cuántico Orbital Designación del Principal azimutal magnético orbital 1 0 0 n=1 l=0 m=0 1s 2 0 0 n=2 l=0 m=0 2s 2 1 -1 n=2 l=1 m=-1 2p^y 2 1 0 n=2 l=1 m=0 2pz

2 1 +1 n=2 l=1 m=+1 2px

3 0 0 n=3 l=0 m=0 3s 3 1 -1 n=3 l=1 m=-1 3p^y 3 1 0 n=3 l=1 m=0 3p^z 3 1 +1 n=3 l=1 m=+1 3px

3 2 -2 n=3 l=2 m=-2 3dxy

3 2 ‘1 n=3 l=2 m=-1 3d^yz 3 2 0 n=3 l=2 m=0 3d^z2 3 2 +1 n=3 l=2 m=+1 3d^xz 3 2 +2 n=3 l=2 m=+2 3d^x2-d^y2

Todos los orbitales con el mismo valor de n se encuentran en la misma capa electrónica principal o nivel principal, y todos los orbitales con los mismos valores de n y l están en la misma subcapa o subnivel. Es decir que para un mismo valor de n, la energía asociada a los electrones en los diferentes grupos de orbitales es distinta. Dicha energía está relacionada con el valor de n, pero influye además el valor de l.

La diferencia de energía entre dos orbitales cuyos números cuánticos principales son distintos, es mucho mayor que la diferencia de energía entre subniveles que corresponden a un mismo número cuántico principal. Además, la diferencia de energía entre los primeros niveles es mucho más importante que en los niveles superiores. En general se da la siguiente regularidad: los subniveles ns, (n-1)d y (n-2)f se diferencian poco en energía y siempre tienen menor energía que el subnivel np. El número total de orbitales en un nivel con número cuántico principal n es n2.

En resumen, la localización de un electrón en un átomo se describe por una función de onda conocida como orbital atómico; los orbitales atómicos se designan por los números cuánticos n, l y ml y se agrupan en niveles y subniveles. Existe una regla para recordar el orden de energía creciente de los subniveles atómicos:

1s 2s 2p

3s 3p 3d 4s 4p 4d 4f 5s 5p 5d 5f 6s 6p 6d 7s 7p

Además de los tres números cuánticos que provienen de la solución de la ecuación de onda, para explicar completamente las características de los espectros de líneas fue necesario incorporar otro número cuántico s , llamado spin, que proviene del hecho de que el electrón se comporta como si estuviese girando sobre si mismo.

Número cuántico de spin:

Símbolo: s

Valores: puede tener solamente dos valores -1/2 y +1/2.

Significado: Puede tomar solamente dos valores, + 1/2 y – 1/2 que indican un sentido igual o contrario a la agujas de un reloj. Si un electrón tiene el mismo sentido de giro sobre sí mismo que otro, se dice que tienen igual spin, en caso contrario, cuando uno gira en un sentido y el otro en sentido opuesto, tienen spins contrarios, uno de ellos es +1/2 y el otro es -1/2, se dice que están apareados.

Conclusiones:

El nivel de energía está caracterizado por n El subnivel de energía está caracterizado por n, l El orbital está caracterizado por n, l, m

El electrón está caracterizado por n, l, m, s

Principio de exclusión de Pauli

Una de las formas de enunciarlo es la siguiente: “no es posible que dos electrones de un mismo átomo tengan conjuntos idénticos para sus cuatro números cuántico”. En un orbital atómico pueden entrar a lo sumo dos electrones con la condición de que sus spin sean opuestos.

Orbitales atómicos

El orbital s se dibuja con su superficie de contorno o límite. Sin embargo, a pesar de que una superficie límite es más fácil de representar, no brinda la mejor descripción de un átomo; un átomo tiene límites poco definidos. Es probable encontrar un electrón solo dentro de la superficie límite del orbital. Un orbital s tiene forma esférica. Los de mayor energía poseen mayor diámetro.

z

x y

Un orbital p posee dos lóbulos de signo opuesto, separados por una región plana denominada plano nodal, la cual atraviesa al núcleo y donde la probabilidad de encontrar al electrón es 0.

Existen tres orbitales p en cada subnivel, correspondientes a los números cuánticos +1, 0 y –1, sin embargo, los químicos se refieren a los orbitales p de acuerdo a los ejes a lo largo de los cuales yacen los lóbulos, por lo tanto surgen los orbitales px, py y pz.

z z z

p p p

x Px x Py x Pz

Orbitales p

Los orbitales d son cinco. Cada orbital d posee cuatro lóbulos, con excepción del orbital designado como dz 2, que representa una forma más complicada.

Orbitales d Los orbitales f son siete con formas aún más complicadas

Orbitales f

Principio de construcción

La estructura electrónica de un átomo determina sus formas aún más complicadas propiedades químicas, entonces es muy importante poder describirla. Para hacerlo se escribe la configuración electrónica del átomo: una lista de todos sus orbitales ocupados con el número de electrones que contiene cada uno. En el estado fundamental de un átomo multielectrónico, los electrones ocupan los orbitales atómicos de manera tal que la energía total del átomo es mínima.

Cada electrón en un átomo está descrito por un conjunto de valores de cuatro números cuánticos (n, l, m, s). Cada conjunto de números cuánticos está sujeto a una restricción expresada por el Principio de Exclusión de Pauli. Al indicar los orbitales asociados a los diferentes electrones de un átomo, se está indicando la configuración electrónica del mismo.

Los electrones ocupan los orbitales de un mismo subnivel según la regla de máxima multiplicidad de Hund, esta regla dice que los electrones están en diferentes orbitales con spins paralelos, es decir que tienen tendencia a ocupar diferentes orbitales del mismo subnivel, dando un orden de

“llenado” en que hay la máxima cantidad de orbitales semillenos.

En conclusión, para determinar la configuración electrónica de átomos polielectrónicos debemos considerar, en primer término, el diagrama de energía de los orbitales atómicos y luego asignarle a ellos los electrones, teniendo en cuenta el principio de exclusión de Pauli y la regla de Hund.

Los niveles se completan según el Principio de energía creciente, es decir, llenando primero el subnivel de energía más bajo, luego se pasa al superior y así sucesivamente.

El ordenamiento para elementos con bajos Z es:

1s<2s<2p<2s<3p<4s<3d<4p..

El ordenamiento para elementos con altos Z es:

1s<2s<2p<3s<3p<3d<4s<4p…

Para elementos de Z intermedio, no se puede predecir nada, ya que hay entrecruzamiento de algunos subniveles.

ESTRUCTURA ELECTRÓNICA

Las propiedades de los elementos dependen, sobre todo, de cómo se distribuyen los electrones en los orbitales. El orden de los elementos en la tabla periódica se corresponde con su configuración electrónica, es decir con el orden y lugar de los electrones en sus orbitales.

La configuración electrónica es la distribución de sus electrones en los distintos niveles y orbitales. Los electrones ser van ubicando en los diferentes niveles y subniveles por orden de energía creciente. Las ideas básicas sobre la estructura electrónica son las siguientes:

1. Existen siete niveles de energía o capas en donde pueden ubicarse los electrones, numerados del 1 al 7, siendo el 1 el más cercano al núcleo y el 7 el más externo.

2. Cada nivel tiene distintos subniveles , que pueden ser : s, p, d, f

3. En cada subnivel hay un número determinado de orbitales que pueden contener, como máximo, 2 electrones cada uno. Hay 1 orbital s, 3 orbitales p, 5 orbitales d y 7 de tipo f.

Entonces, el número máximo de electrones que permite cada subnivel es: 2 en el s, 6 en el p, 10 en el d y 14 en el f.

Niveles de Energía 1 2 3 4

Subniveles s s p s p d s p d f

Número de orbitales de cada tipo 1 1 - 3 1 – 3 – 5 1 – 3 – 5 – 7 Denominación de los orbitales 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d 4f Número máximo de electrones en los

orbitales

2 2 - 6 2 - 6 -10 2 – 6 – 10 – 14 Número máximo de electrones por nivel 2 8 18 32

Aunque en un átomo existen infinitos orbitales, no se llenan todos con electrones, estos sólo ocupan los orbitales (dos electrones por orbital, nada más) con menor energía. Los subniveles pueden ocuparse según el orden creciente de energía de la siguiente manera

1s, 2s,2p, 3s,3p,4s,3d,4p, 5s,4d,5p, 6s,4f, 5d,6p, 7s,5f,6d,7p,

Escribir la configuración electrónica consiste en indicar como se distribuyen los electrones en cada subnivel. Esta distribución se realiza teniendo en cuenta la regla de Auf-Bau o regla de las diagonales, es una regla nemotécnica que permite determinar el orden de llenado de los orbitales de la mayoría de los átomos. Según esta regla, siguiendo las diagonales de la tabla, de arriba abajo, se obtiene el orden de energía de los orbitales y su orden de llenado.

1s²2s²2p⁶3s²3p⁶4s²3d¹⁰4p⁶5s²4d¹⁰5p⁶6s²4f¹⁴5d¹⁰6p⁶7s²5f¹⁴6d¹⁰7p⁶

Como en cada capa hay 1 orbital s, en la primera columna se podrán colocar 2 electrones. Al existir 3 orbitales p, en la segunda columna pueden colocarse hasta 6 electrones (dos por orbital). Como hay 5 orbitales d, en la tercera columna se colocan un máximo de 10 electrones y en la última columna, al haber 7 orbitales f, caben 14 electrones.

Por ejemplo, si queremos saber la configuración electrónica de la plata, que tiene 47 electrones, por la regla de Auf-Bau, el orden de energía de los orbitales es: 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, etc. Como hay 1 orbital s, cabrán en cada capa dos electrones. Como hay 3 orbitales p, en cada capa cabrán 6 electrones, 10 electrones en los orbitales d de cada capa, y 14 en los orbitales f.

Siguiendo esta regla debemos colocar los 47 electrones del átomo de plata:

1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 4s2, 3d10, 4p6, 5s2, 4d9

Se colocan al final 9 electrones en los orbitales d de la capa cuarta para completar, sin pasarse, los 47 electrones de la plata.

En algunos átomos, su configuración electrónica (CE) no concuerda con la que se obtiene de hacer uso de las reglas de las diagonales. Si analizamos el caso del Cu (29) y del Cr (24) encontramos:

CE Teórica CE Real

Cu (29) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d9 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1 3d10

Cr (24) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d4 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1 3d5

La razón de esta desviación es la tendencia que presentan los átomos o los iones a tener los subniveles p, d o f completos o semicompletos. Estos subniveles completos o semicompletos le confieren estabilidad adicional al átomo.