CUPES L. Ciencias experimentales. Configuración Electrónica. Recopiló: M.C. Macaria Hernández Chávez

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1 CUPES L Ciencias experimentales Configuración Electrónica Recopiló: M.C. Macaria Hernández Chávez

2 1. Existen 7 niveles de energía o capas donde pueden situarse los electrones, numerados del 1, el más interno, al 7, el más externo.

3 2. A su vez, cada nivel tiene sus electrones repartidos en distintos subniveles, que pueden ser de cuatro tipos: s, p, d, f. Aumento de energía 3. En cada subnivel hay un número determinado de orbitales que pueden contener, como máximo, 2 electrones cada uno. Así, hay 1 orbital tipo s, 3 orbitales p, 5 orbitales d y 7 del tipo f. De esta forma el número máximo de electrones que admite cada subnivel es: 2 en el s; 6 en el p (2 electrones x 3 orbitales); 10 en el d (2 x 5); 14 en el f (2 x 7).La distribución de orbitales y número de electrones posibles en los 4 primeros niveles se resume en la siguiente tabla:

4 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 cuantos electrones existen en el nivel más externo de un átomo pues son los que intervienen en los enlaces con otros átomos para formar compuestos.

5 Corteza Electrónica Niels Bohr en 1913 supuso que la energía electrónica está cuantizada; es decir que los electrones se encuentran en órbitas discretas y que absorben o emiten energía cuando se mueven de una órbita a otra. Cada órbita corresponde así a un nivel de energía definido para cada electrón y caracterizado por un número (n) llamado número cuántico principal. Cuando un electrón se mueve de un nivel de energía inferior a uno superior absorbe una cantidad de energía definida y cuando vuelve a caer a su nivel de energía original emite la misma cantidad de energía que absorbió. La energía de esa radiación está dada por: E = h Donde h = la constante de Planck cuyo valor es de 6.63 x erg.s y es la frecuencia de la radiación, = c/, c = velocidad de la luz y es la longitud de onda Modelo de Bohr

6 Al número n que designa un nivel energético se lo llama número cuántico principal. El número máximo de electrones no puede ser superior a 2n 2. No todos los electrones que pertenecen a un mismo nivel poseen la misma energía. Principios cuánticos El primer principio de la misma es que no puede encontrarse un electrón entre dos niveles energéticos, es decir, no existe ningún electrón cuya energía sea intermedia entre dos niveles de energía. Estos niveles de energía se enumeran dando al más cercano al núcleo el número 1, al inmediato superior el número 2, al nivel siguiente el número 3. Al número n que designa un nivel energético se lo llama número cuántico principal, y puede tomar cualquier valor entero y positivo. El segundo principio exige que el número máximo de electrones en un nivel (población electrónica) no puede ser superior a 2n2. Así para el nivel n=1, podrá tener como máximo 2 electrones, el nivel n=2 tendrá 8. Calcule cuántos electrones se encontrarán como máximo en los niveles energéticos n=3, 4 y 5. En los elementos con más de un electrón se ve que cada nivel energético se compone de varios subniveles íntimamente agrupados, es decir, no todos los electrones que pertenecen a un mismo nivel poseen la misma energía.

7 El número de subniveles de un nivel energético es igual al número cuántico principal de este. Tales subniveles se designan de diferentes maneras: el subnivel de menor energía de cada capa se simboliza con la letra s y los sucesivos, cada vez de mayor energía con las letras p, d y f. Los subniveles s, p, d y f pueden contener como máximo 2, 6, 10 y 14 electrones respectivamente. Aumento de energía

8 Figura: Energías relativas de niveles y subniveles. Cada cuadrado, que en esta figura representa un subnivel, puede contener como máximo 2 electrones, quedando 2 electrones para los subniveles s, 6 para los p, 10 para los d. Los subniveles s tienen menor energía que los d del nivel anterior (4s tiene menor energía que 3d), una vez completado el nivel se invierten los subniveles quedando con menor energía el subnivel d. Nótese que completado el subnivel 3p el siguiente electrón se ubicará en el 4s en lugar del 3d, por poseer menor energía. A medida que los átomos se van haciendo más complejos el número de entrecruzamientos aumenta. Al igual que es limitado el número de electrones que admite un nivel principal, lo es también el que contiene los subniveles. Como vemos en el diagrama el subnivel s admite sólo hasta 2 electrones, el p admite 6, el d admite 10 y el f admite 14. La distribución electrónica que describimos para cada átomo se denomina configuración electrónica del estado fundamental. Esto corresponde al átomo aislado en su estado de menor energía. Veremos la configuración electrónica en el estado fundamental del átomo de sodio, Z=11. Los electrones se van ubicando en el subnivel energético de menor energía disponible; una vez completado cada subnivel comienza a llenarse el inmediato superior; la flecha representa un electrón y los números indican el orden de llenado.

9 La configuración electrónica se describe mediante la notación que se indica en la figura de la derecha En el ejemplo anterior, la configuración electrónica es 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 Esto es 2 electrones en el subnivel 1s, 2 en el subnivel 2s, 6 electrones en el subnivel 2p y 1 electrón en el subnivel 3s.

10 No todos los niveles principales de energía contienen todos los tipos de subnivel. Para determinar qué tipos de subniveles se presentan en un nivel dado de energía, necesitamos conocer el número máximo de electrones posibles en ese nivel de energía, y aplicar tres reglas: 1. Un orbital no puede estar ocupado por más de dos electrones. 2. Los electrones ocupan los subniveles de energía mínima posibles; sólo entran a un subnivel mayor cuando estén llenos o completos los subniveles de menor energía. 3. Los orbitales en un subnivel dado de igual energía están ocupados por un electrón único antes e que entre un segundo electrón. Por ejemplo, los tres orbitales p deben tener cada uno un electrón antes de que un segundo electrón pueda entrar a cualquiera de estos orbitales. El número máximo de electrones en el primer nivel d energía es dos; ambos son electrones de orbital s, y se les designa como 1s2. (El orbital s en el segundo nivel de energía (n=2) se identifica con 2s, el tercer nivel como 3s y así sucesivamente.) El segundo nivel de energía, con un máximo de dos electrones s y seis p, se identifica con 2s 2 2p 6. El siguiente diagrama muestra cómo leer esta nomenclatura de electrones:

11 Si cada orbital contiene dos electrones, el segundo nivel de energía puede tener cuatro orbitales (8 electrones): un orbital s y tres orbitales individuales p. Estos tres orbitales p son equivalentes energéticamente entre sí, y se identifican con 2px, 2py y 2pz para indicar su orientación en el espacio. Los símbolos 3s 2, 3p 6 y 3d 10 muestran la descomposición de los electrones en subniveles del tercer nivel de energía. Partiendo de estas deducciones, podemos ver que, si un átomo tiene suficientes electrones, los electrones f aparecen primero en el cuarto nivel de energía. La siguiente tabla muestra el tipo de orbitales electrónicos de subniveles y el número máximo de orbitales y electrones en cada nivel de energía. Ningún elemento de los niveles quinto, sexto y séptimo contienen el número máximo calculado de electrones. Como los orbitales atómicos spdf tienen orientaciones definidas en el espacio, se representan mediante formas espaciales determinadas. Por el momento sólo describiremos a los orbitales s y p. Los orbitales s son esféricamente simétricos con respecto al núcleo. Orbitales electrónicos de subniveles en cada nivel principal de energía y número máximo de orbitales y electrones en cada nivel de energía.

12 El átomo de hidrógeno, es el más sencillo, consiste en un núcleo con un solo protón y un orbital electrónico con un electrón, es el más sencillo que se conoce. El electrón de hidrógeno ocupa un orbital s en el primer nivel de energía. Lo que se tiene, por tanto, es un núcleo positivo rodeado por un electrón en el orbital s. La carga eléctrica neta del átomo de hidrógeno es cero; se tiene así un átomo neutro.

13 Estructuras atómicas de los primeros veinte elementos. Comenzando con el hidrógeno y avanzando en el orden del número atómico creciente de los átomos de helio, litio, berilio, etc., (orden de los elementos en la tabla periódica, revísalo en la tabla periódica) de cada uno de los elementos siguientes contienen un protón y un electrón más que los átomos del elemento anterior. Esta secuencia continúa, sin excepciones, por toda la lista de los elementos conocidos. Es uno de los ejemplos más impresionantes del orden existente en la naturaleza. También, el número de electrones aumenta a medida que se avanza en la lista de los elementos. Pero este número, a diferencia del número de protones y electrones, no aumenta de manera perfectamente uniforme. Las estructuras electrónicas del estado fundamental de los primeros 20 elementos quedan en un esquema regular. El electrón único del hidrógeno está en el primer nivel de energía, como también los dos electrones del helio. Las estructuras electrónicas para el hidrógeno y el helio son 1s 1 y 1s 2. El número máximo de electrones en el primer nivel de energía es dos (2n2= 2x12=2). Por lo tanto, los dos electrones llenan el primer nivel de energía del helio. Un átomo con tres electrones tendrá su tercer electrón en el segundo nivel de energía, pues el primero sólo puede tener dos electrones. Por lo tanto, el tercer electrón en el litio (número atómico 3) está en el subnivel 2s del segundo nivel de energía. El litio tiene la estructura electrónica 1s 2 2s 1. En sucesión, los átomos del berilio (4), boro (5), carbono (6). Nitrógeno (7), oxígeno (8), flúor (9) y neón (10) tienen un protón y un electrón más que el elemento anterior hasta que, en el neón, se completa o llena la capacidad del primer y el segundo niveles de energía, con 2 y 8 electrones respectivamente.

14 Un átomo de oxígeno tiene 8 electrones. Dos de ellos llenan el primer nivel energético y los seis restantes están en el segundo nivel energético.

15 El elemento 11, el sodio (Na), tiene dos electrones en el primer nivel de energía y ocho en el segundo, y el electrón restante ocupa el orbital 3s del tercer nivel de energía. La estructura electrónica del sodio es 1s22s22p63s1. Siguen en orden el magnesio (12), el aluminio (13), el silicio (14), el fósforo (15), el azufre (16), el cloro (17) y el argón (18). Cada uno de estos elementos tiene un electrón más en el tercer nivel de energía, hasta el argón, que tiene ocho electrones en ese nivel. Hasta el nivel 3p, la secuencia de llenado de los subniveles es exactamente la que se espera, de acuerdo con los niveles de energía en aumento de los niveles principales y subniveles. Sin embargo, después de haberse llenado el nivel 3p, se presentan variantes. El tercer nivel de energía debía lógicamente llenar su capacidad de 18 electrones con electrones 3d antes de que los electrones entraran al subnivel 4s. Sin embargo, no se tiene este orden de llenado en la realidad porque el subnivel 4s tiene menor energía que el subnivel 3d, tal como se muestra a continuación:

16 En consecuencia, debido a que los subniveles se llenan de acuerdo con la energía creciente, el último electrón en el potasio (19) y los dos últimos electrones en el calcio (20) están en el subnivel 4s. Las estructuras electrónicas del potasio y del calcio son: Niveles de energía n Subniveles l Orbitales m Electrones máximo en nivel 2n 2 1 l= 0 s 1 0 2e 2 l = 0 l = 1 3 l = 0 l = 1 l =2 4 l = 0 l = 1 l =2 l = 3 s p S P d S P d f , 0, , 0, +1-2,-1, 0, +1, , 0, +1-2,-1, 0, +1, +2-3,-2,-1,0, +1,+2,+3 2e 6e 2e 6e 10e 2e 6e 10e 18e

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