: CONFIGURACION ELECTRONICA Y LA TABLA PERIODICA

INTRODUCCION

CONFIGURACION ELECTRONICA Y LA TABLA PERIODICA

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 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

C) El modelo cuántico

El modelo cuántico es el modelo atómico más actualizado y el que se considera más exacto. Es un modelo matemático muy complejo que se basa en la ecuación de Schrödinger. En este modelo se sigue considerando que en el átomo hay un núcleo central formado por protones (+) y neutrones; y alrededor de este núcleo se mueven los electrones (-). Pero los electrones no se mueven en órbitas como postulaba el modelo de Bohr, sino en un esquema más complicado que se resume a continuación:

En un átomo hay niveles que se designan con números: 1, 2, 3, 4, 5, 6, 7.

En cada nivel hay subniveles que se designan con letras: s, p, d, f.

El nivel 1 tiene subnivel s.

El nivel 2 tiene subniveles s, p.

El nivel 3 tiene subniveles s, p, d.

El nivel 4 tiene subniveles s, p, d, f.

El nivel 5 tiene subniveles s, p, d, f.

El nivel 6 tiene subniveles s, p, d.

El nivel 7 tiene subniveles s, p.

En cada subnivel hay orbitales (no es lo mismo que órbitas).

Un subnivel s tiene 1 orbital.

Un subnivel p tiene 3 orbitales.

Un subnivel d tiene 5 orbitales.

Un subnivel f tiene 7 orbitales.

En cada orbital van los electrones. Sólo puede haber un máximo de 2 electrones por cada orbital. Por lo tanto:

Un subnivel s puede tener hasta 2 electrones.

Un subnivel p puede tener hasta 6 electrones.

Un subnivel d puede tener hasta 10 electrones.

Un subnivel f puede tener hasta 14 electrones.

El orden en que los electrones van ocupando los niveles y subniveles en un átomo está dado por el siguiente esquema denominado “Principio de construcción progresiva” o "Regla de las diagonales":

Quienes sentaron las bases del nuevo modelo mecánico cuántico fueron tres científicos:

a) En 1924, Louis de Broglie, postuló que los electrones tenían un comportamiento dual de onda y partícula. Cualquier partícula que tiene masa y que se mueve a cierta velocidad, también se comporta como onda.

b) En 1927, Werner Heisenberg, sugiere que es imposible conocer con exactitud la posición, el momento y la energía de un electrón. A esto se le llama "principio de incertidumbre"

c) En 1927, Erwin Schrödinger, establece una ecuación matemática que al ser resuelta permite obtener una función de onda (psi cuadrado) llamada orbital. Esta describe probabilísticamente el comportamiento de un electrón en el átomo. Esta función es llamada densidad electrónica e indica la probabilidad de encontrar un electrón cerca del núcleo. La probabilidad es mayor mientras más cercana al núcleo y menor si nos alejamos del núcleo. Con esta teoría de Schrödinger queda establecido que los electrones no giran en orbitas alrededor del núcleo como el modelo de Bohr, sino en volúmenes alrededor del núcleo.

D) Números Cuánticos

La distribución de los electrones alrededor del núcleo obedece a una serie de reglas que se traducen en un modelo matemático que reconoce 4 números cuánticos:

1. Número cuántico principal (n): corresponde a los niveles de energía. Estos niveles aumentan de tamaño a medida que nos alejamos del núcleo. Posee valores n=1, 2, 3, 4, 5, 6,...

2. Número cuántico secundario (l): representa la existencia de subniveles de energía dentro de cada nivel. Se calculan considerando l = 0, 1, 2, 3, 4

Así, para n=1...l =0 ( "s" )

para n=2 .........l = 0, 1 ( "s", "p" )

para n=3 .........l = 0, 1, 2 ( "s", "p", "d" )

para n=4 .........l = 0, 1, 2, 3, 4 ("s", "p", "d", "f" )

3. Número magnético (m): representa la orientación de los orbitales y se calcula m=+/- l

si l = 0, m=0 es decir 1 solo tipo de orbital s

si l = 1, m =-1, 0, +1 es decir 3 tipos de suborbitales p (px, py y pz)

si l = 2, m = -2, -1, 0, +1, +2 es decir 5 tipos de suborbitales d (du, dv, dx, dy, dz)

si l = 3, m = -3, -2, -1, 0, +1, +2, +3 es decir 7 tipos de suborbitales f (fs, ft, fu, fv, fx, fy y fz)

4. Número de spin (s): indica la cantidad de electrones presentes en un orbital y el tipo de giro de los electrones, habiendo dos tipos +1/2 y -1/2. En cada tipo de suborbital cabe máximo 2 electrones y estos deben tener spines o girpos opuestos.

Configuración electrónica

Una configuración electrónica es la forma de llenado de los orbitales y suborbitales para completar un átomo. La configuración electrónica se logra en base a ciertas reglas llamadas "Principio de Aufbau" o "Principio de Construcción".

a) Principio de Mínima energía: "Los electrones se ubican primero en los orbitales de más baja energía (más cerca del núcleo) y los de mayor energía se ocupan cuando los primeros están ocupados"

b) Principio de exclusión de Pauli: "Los orbitales son ocupados por dos electrones como máximo, siempre que presenten espines distintos".

c) Principio de Máxima multiplicidad de Hund: "En orbitales de la misma energía los electrones entran de a uno. Ocupando cada órbita con el mismo spin. Cuando se alcanza el semillenado, recién se produce el apareamiento con los espines opuestos".

Estructura electrónica de los elementos químicos

H (1) = 1s1

He (2) = 1s2

Li (3) = 1s2 2s1

Be (4) = 1s2 2s2

B (5) = 1s2 2s2 2px1

C (6) = 1s2 2s2 2px1 2py1

N (7) = 1s2 2s2 2px1 2py1 2pz1

O (8) = 1s2 2s2 2px2 2py1 2pz1

F (9) = 1s2 2s2 2px2 2py2 2pz1

Ne (10) = 1s2 2s2 2px2 2py2 2pz2

Na (11) = 1s2 2s2 2px2 2py2 2pz2 3s1

Mg (12) = 1s2 2s2 2px2 2py2 2pz2 3s2

Al (13) = 1s2 2s2 2px2 2py2 2pz2 3s2 3px1

Si (14) = 1s2 2s2 2px2 2py2 2pz2 3s2 3px1 3py1

P (15) = 1s2 2s2 2px2 2py2 2pz2 3s2 3px1 3py1 3pz1

S (16) = 1s2 2s2 2px2 2py2 2pz2 3s2 3px2 3py1 3pz1

Cl (17) = 1s2 2s2 2px2 2py2 2pz2 3s2 3px2 3py2 3pz1

Ar (18) = 1s2 2s2 2px2 2py2 2pz2 3s2 3px2 3py2 3pz2

K (19) = 1s2 2s2 2px2 2py2 2pz2 3s2 3px2 3py2 3pz2 4s1

Ca (20) = 1s2 2s2 2px2 2py2 2pz2 3s2 3px2 3py2 3pz2 4s2

Sc (21) = 1s2 2s2 2px2 2py2 2pz2 3s2 3px2 3py2 3pz2 4s2 3dv1

Formas de escribir la configuración electrónica

Hay 4 métodos:

1. Global: en ella se disponen los electrones según la capacidad de nivel y subniveles.

Ejemplo: 1s2 2s2 2p6 3s1

2. Global externa: se indica en un corchete el gas noble anterior al elemento configurado y, posteriormente, los niveles y subniveles que no están incluidos en ese gas noble y pertenecen al elemento configurado.

Ejemplo: [Ne] 3s1

3. Detallada: se indica la ubicación de los electrones por cada orbital.

Ejemplo: 1s2 2s2 2px2 2py2 2pz2 3s1

4. Diagrama de orbitales: Cada orbital se simboliza por un casillero, utilizando flecha hacia arriba o flecha hacia abajo para representar la disposición del espín de cada electrón.

Bibliografía

http://quimica1m.blogspot.mx/p/configuracion-electronica.html

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