Configuración Electrónica

INTRODUCCIÓN

La configuración electrónica indica la manera en la cual los electrones se estructuran o se modifican en un átomo de acuerdo con el modelo de capas electrónicas, en el cuál las funciones de ondas del sistema se expresa como un producto de orbitales antisimetrizadas. La configuración electrónica es importante porque determina las propiedades de combinación química de los átomos y por tanto su posición en la tabla periódica.

La disposición de los electrones en los átomos está sujeta a las reglas de la mecánica cuántica. En particular la configuración electrónica viene dada por una combinación de estados cuánticos que son solución de la ecuación de Schrödinger para dicho átomo.

Niels Bohr fue el primero en proponer (1923) que la periodicidad en las propiedades de los elementos se podía explicar mediante la estructura electrónica del átomo.5 Su propuesta se basó en el modelo atómico de Bohr para el átomo,

en el cual las capas electrónicas eran órbitas electrónicas a distancias fijas al núcleo.

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En pocas palabras, la configuración electrónica muestra el acomodo de los electrones en el átomo en niveles y subniveles.

DESCRIPCIÓN GENERAL

En el siguiente documento describiremos las diferentes teorías y modelos atómicos de Dalton, Thomson, Rutherford, Bohr y Schrödinger, ubicados en una línea del tiempo con cada una de sus características.

También, mencionaremos el modelo cuántico y su descripción, así como la explicación sobre los números cuánticos con sus respectivos ejemplos.

Podremos observar en las siguientes hojas la relación entre la configuración electrónica de los elementos y su posición en la tabla periódica.

DESARROLLO

EVOLUCIÓN DE LAS TEORÍAS Y MODELOS ATÓMICOS

JHON DALTON

Teoría

Dalton explicó su teoría formulando una serie de enunciados simples

1 La materia está formada por partículas muy pequeñas llamadas átomos, que son indivisibles y no se pueden destruir.

2 Los átomos de un mismo elemento son iguales entre sí, tienen la misma masa y propiedades. Los átomos de diferentes elementos tienen masas diferentes. Comparando las masas de los elementos con los del hidrógeno tomado como la unidad propuso el concepto de peso atómico relativo.

3 Los átomos permanecen sin división, aun cuando se combinen en las reacciones químicas.

4 Los átomos, al combinarse para formar compuestos guardan relaciones simples.

5 Los átomos de elementos diferentes se pueden combinar en proporciones distintas y formar más de un compuesto.

6 Los compuestos químicos se forman al unirse átomos de dos o más elementos distintos.

Modelo Atómico

Primer modelo atómico con bases científicas, permitió aclarar por primera vez por qué las sustancias químicas reaccionaban en proporciones estequiométricas fijas (Ley de las proporciones constantes), y por qué cuando dos sustancias reaccionan para formar dos o más compuestos diferentes, entonces las proporciones de estas relaciones son números enteros (Ley de las proporciones múltiples).

El modelo aclaraba que aun existiendo una gran variedad de sustancias diferentes, estas podían ser explicadas en términos de una cantidad más bien pequeña de constituyentes elementales o elementos.

JOSEPH JOHN THOMSON (Pastel de pasas)

Teoría

Teoría sobre la estructura atómica de Thomson quien descubrió el electrón en 1898, mucho antes del descubrimiento del protón y del neutrón.

Postulaba que los electrones se distribuían uniformemente en el interior del átomo suspendido en una nube de carga positiva.

Modelo atómico

El átomo está compuesto por electrones de carga negativa en un átomo positivo, como un pudin de pasas. El átomo se consideraba como una esfera con carga positiva con electrones repartidos como pequeños gránulos. La herramienta principal con la que contó Thomson para su modelo atómico fue la electricidad.

Si bien el modelo de Thomson explicaba adecuadamente muchos de los hechos observados de la química y los rayos catódicos, hacía predicciones incorrectas sobre la distribución de la carga positiva en el interior de los átomos. Las predicciones del modelo de Thomson resultaban incompatibles con los resultados del experimento de Rutherford.

ERNEST RUTHERFORD (El núcleo)

Teoría

Teoría sobre la estructura interna del átomo para explicar los resultados de su "experimento de la lámina de oro".

Rutherford trató de ver cómo era la dispersión de las partículas alfa por parte de los átomos de una lámina de oro muy delgada. Los ángulos resultantes de la desviación de las partículas supuestamente aportarían información sobre cómo era la distribución de carga en los átomos. Era de esperar que, si las cargas estaban distribuidas uniformemente según el modelo atómico de Thomson, la mayoría de las partículas atravesarían la delgada lámina sufriendo sólo ligerísimas deflexiones, siguiendo una trayectoria aproximadamente recta.

Modelo atómico

El modelo de Rutherford fue el primer modelo atómico que consideró al átomo formado por dos partes: la "corteza", constituida por todos sus electrones, girando a gran velocidad alrededor de un "núcleo" muy pequeño; que concentra toda la carga eléctrica positiva y casi toda la masa del átomo.

Rutherford llegó a la conclusión de que la masa del átomo se concentraba en una región pequeña de cargas positivas que impedían el paso de las partículas alfa. Sugirió un nuevo modelo en el cual el átomo poseía un núcleo o centro en el cual se concentra la masa y la carga positiva, y que en la zona extra nuclear se encuentran los electrones de carga negativa.

NIELS BOHR (Niveles de energía)

Teoría

Primer Postulado: Los electrones describen órbitas circulares en torno al núcleo del átomo sin irradiar energía.

La causa de que el electrón no irradie energía en su órbita es, de momento, un postulado, ya que según la electrodinámica clásica una carga con un movimiento acelerado debe emitir energía en forma de radiación.

Para conseguir el equilibrio en la órbita circular, las dos fuerzas que siente el electrón: la fuerza coulombiana, atractiva, por la presencia del núcleo y la fuerza centrífuga, repulsiva por tratarse de un sistema no inercial, deben ser iguales en magnitud en toda la órbita.

Segundo Postulado: No toda órbita para electrón está permitida, tan solo se puede encontrar en órbitas cuyo

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