Configuracion Electrónicoa

Las energías de los orbitales atómicos

En un átomo, los electrones están girando alrededor del núcleo formando capas. En cada una de ellas, la energía que posee el electrón es distinta. En efecto; en las capas muy próximas al núcleo, la fuerza de atracción entre éste y los electrones es muy fuerte, por lo que estarán fuertemente ligados.

Ocurre lo contrario en las capas alejadas, en las que los electrones se encuentran débilmente ligados, por lo que resultará más fácil realizar intercambios electrónicos en las últimas capas.

Sin embargo los electrones no pueden escoger cualquier orbita que quieran. Ellos están restringidos a orbitas con solo ciertas energías. Los electrones pueden saltar de un nivel de energía a otro, pero ellos nunca pueden tener orbitas con otras energías distintas a los niveles de energía permitidos.

El hecho pues, de que los electrones de un átomo tengan diferentes niveles de energía, nos lleva a clasificarlos por el nivel energético (o banda energética) en el que se encuentra cada uno de ellos.

En el modelo de Bohr la energía de un electrón dependía únicamente del número cuántico principal.

Lo mismo ocurre en la descripción de los orbitales atómicos en mecánica cuántica para el átomo de hidrógeno.

Para átomos con más de un electrón (poli electrónicos) los orbitales atómicos tienen la misma forma que los orbitales del átomo de Hidrógeno, pero la presencia de más de un electrón afecta a los niveles de energía de los orbitales (debido a la repulsión entre dos electrones). Por esto la energía está determinada por el número cuántico principal y por el número cuántico secundario Así por ejemplo el orbital 2s tiene un valor de energía menor que los orbitales 2p para átomos con más de un electrón:

Efecto pantalla en átomos poli electrónicos En un átomo poli electrónico cada electrón es simultáneamente:

Atraído por los protones del núcleo

Repelido por los otros electrones

Cualquier densidad electrónica presente entre el núcleo y el electrón reducirá la atracción que “siente” el electrón por parte del núcleo. A la carga neta positiva que atrae al electrón se le denomina carga nuclear efectiva.

La carga positiva que es sentida por los electrones más externos de un átomo es siempre menor que la carga nuclear real, debido a que los electrones internos apantallan dicha carga

En un átomo poli electrónico para un número cuántico dado (n) la carga efectiva, Zeff, disminuye al aumentar l

Como la energía del electrón depende de la carga efectiva los electrones con mayor carga efectiva, los del orbital 3s, tendrán menor energía que los electrones del orbital 3d.

En un átomo poli electrónico para un número cuántico dado (n) el nivel de energía del orbital aumenta al aumentar

Nota: todos los orbitales de un subnivel tienen la misma energía.

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Principio de Incertidumbre de Heisenberg:

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Werner Heisenberg demostró que debido a las propiedades ondulatorias del electrón, no es posible conocer simultáneamente con certidumbre la posición y el momentum del electrón.

“Es imposible determinar simultáneamente la posición exacta y el momento exacto del electrón”

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Principio de exclusión de Pauli

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“Dos electrones del mismo átomo no pueden tener los cuatro números cuánticos idénticos (n, l, m y s) y por lo tanto un orbital no puede tener más de dos electrones”.

Como en un orbital atómico los valores de n, l, y m están fijados sólo podrán contener electrones que difieran en el valor de s. Ya que el número cuántico de espín sólo puede tomar dos valores (+1/2 y -1/2), un orbital atómico podrá estar ocupado como mucho por dos electrones que tengan valores de s opuestos.

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Configuración Electrónica de los Elementos

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La forma como están distribuidos los electrones de un átomo entre los distintos orbitales atómicos se denomina configuración electrónica

La configuración electrónica del átomo de un elemento corresponde a la ubicación de los electrones en los orbitales de los diferentes niveles de energía. Aunque el modelo de Scrödinger es exacto sólo para el átomo de Hidrógeno, para otros átomos es aplicable el mismo modelo mediante aproximaciones muy buenas.

Se puede llenar fácilmente la configuración electrónica de la mayor parte de los átomos de los elementos, siempre que se consideren las reglas siguientes:

Saber el número de electrones que el átomo tiene; basta conocer el número atómico (Z) del átomo en la tabla periódica. Recuerda que el número de electrones en un átomo neutro es igual al número atómico (Z = p+).

Ubicar los electrones en cada uno de los niveles de energía, comenzando desde el nivel más cercano al núcleo (n = 1).

No se iniciará el llenado de un nuevo subnivel hasta que el subnivel energético anterior, de menor energía, se haya llenado completamente.

Respetar la capacidad máxima de cada subnivel (s = 2e-, p = 6e-, d = 10e- y f = 14e-).

Ahora es posible describir la estructura electrónica de los átomos estableciendo el subnivel o distribución orbital de los electrones. Los electrones se colocan, primero, en los subniveles de menor energía, y cuando estos están completamente ocupados, se usa el siguiente subnivel de energía más alto. Esto puede representarse por la siguiente tabla:

Este cuadro se ajusta estrictamente a la descripción hecha siguiendo el “principio de Aufbau”,

Este comportamiento no contradice aquello de que se llena primero el nivel de menor energía, luego el de mayor energía. Lo que aquí sucede es que hay superposición energética de niveles pues, por ejemplo, el subnivel 4s tiene menos energía que el 3d.

Tanto n como l contribuyen a la energía del subnivel, de modo que si el valor de l es suficientemente grande, la energía asociada al subnivel puede ser mayor que la correspondiente a otro subnivel, aunque este último posea un valor mayor de n. Sumando los valores numéricos de n y de l se puede determinar el orden de llenado.

4s se llena primero que 5d porque:

4s = 4 + 0 = 4 y 3d = 3 + 2 = 5

Sí esta suma fuera igual, regiría el

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