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UNIDAD DE COMPETENCIA 5

CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA

74“Inteligencia, Rectitud y Grandeza”

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UNIDAD DE COMPETENCIA 5: Comprender la importancia de la configuración electrónica para la ubicación de los elementos en la tabla periódica.

La radiación electromagnética

Los científicos han estudiado la energía y la luz durante siglos, y han propuesto varios modelos para explicar cómo se transfiere la energía de un lugar a otro. una forma en que viaja la energía por el espacio es la radiación electromagnética. Como ejemplo de radiación electromagnética tenemos a la luz solar, los rayos X en el consultorio del dentista, los microondas de los hornos, las ondas de radio y televisión y el calor radiante de la chimenea. Aunque estos ejemplos parecen muy diferentes, son similares en ciertos aspectos importantes. Cada uno muestra un comportamiento ondulatorio y todos viajan a la misma velocidad en un vacío (3.00 x 108 m/s).

Las ondas tienen tres características básicas:

Longitud de onda (lambda, λ). Es la distancia entre dos máximos (o valles) consecutivos en una onda, como se muestra en la figura.

http://www.cientec.or.cr/ciencias/radiaciones.html

Frecuencia (un). Define cuantas ondas pasan por un punto en particular en un segundo. Su unidad en el SI es el hertz o hercio (Hz), equivalente a un (ciclo) s-1.

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74 Velocidad (v). Nos dice cual es la rapidez con que una onda atraviesa el espacio.

La relación de la longitud de onda con la frecuencia es la siguiente:

λ=c/ν

donde c es la velocidad de la luz.(c= 3 · 108 m/s).

Calcula la frecuencia de cada una de las radiaciones siguientes:

a) radiación ultravioleta de longitud de onda, λ= 5 · 10-8 m

b) radiación de longitud de onda, λ= 2 · 10-4 m

La luz es una forma de radiación electromagnética y usualmente se clasifica por su longitud de onda, como vemos en la figura.

http://www.obarenes.net/~Fisica/1B6atoenla_archivos/image002.jpg

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74 Planck postuló que la emisión de radiación electromagnética se produce en forma de "paquetes" o "cuantos" de energía (fotones). Esto significa que la radiación no es continua, es decir, los átomos no pueden absorber o emitir cualquier valor de energía, sino sólo unos valores concretos. La energía correspondiente a cada uno de los "cuantos" se obtiene multiplicando su frecuencia, ν, por la constante de Planck, h (h=6,626·10-34 Julios · segundo).

E = h · ν

Modelo atómico de Bohr

Los científicos en su búsqueda por entender las propiedades de la radiación electromagnética, empezaron a acumular evidencias de que los átomos pueden irradiar luz.

El físico danés Niels Bohr (Premio Nobel de Física 1922), propuso un nuevo modelo atómico que se basa en tres postulados:

Primer Postulado: Los electrones giran alrededor del núcleo en órbitas estacionarias sin emitir energía.

Segundo Postulado: Los electrones solo pueden girar alrededor del núcleo en aquellas órbitas para las cuales el momento angular del electrón es un múltiplo entero de h/2p.

siendo "h" la constante de Planck, m la masa del electrón, v su velocidad, r el radio de la órbita y n un número entero (n=1, 2, 3, ...) llamado número cuántico principal, que vale 1 para la primera órbita, 2 para la segunda, etc.

Tercer postulado: Cuando un electrón pasa de una órbita externa a una más interna, la diferencia de energía entre ambas órbitas se emite en forma de radiación electromagnética.

Mientras el electrón se mueve en cualquiera de esas órbitas no radia energía, sólo lo hace cuando cambia de órbita. Si pasa de una órbita externa (de mayor energía) a otra más interna (de menor energía) emite energía, y la absorbe cuando pasa de una órbita interna a otra más externa. Por tanto, la energía absorbida o emitida será:

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74 En resumen podemos decir que los electrones se disponen en diversas órbitas circulares que determinan diferentes niveles de energía.

Cada órbita se corresponde con un nivel energético que recibe el nombre de número cuántico principal, se representa con la letra " n " y toma valores desde 1 hasta 7.

http://www.liceopaula.com.ar/Areas/Exactas_y_natur/naturales/Quimica/Quimica-Estruct_atomica.htm

Las propiedades químicas de un elemento y su posición en la tabla periódica dependen del comportamiento de los electrones dentro de los átomos. A su vez, muchos de nuestros conocimientos del comportamiento de los electrones dentro de los átomos se basan en la espectroscopia. Niels Bohr contribuyo en gran parte a nuestro conocimiento de la estructura atómica: 1) al sugerir los niveles cuantizados de energía de los electrones y 2) al demostrar que el espectro de las líneas se debe a la radiación de pequeños incrementos de energía (los cuantos de Planck) cuando los electrones pasan de un nivel de energía a otro.

El modelo atómico actual se basa en la mecánica cuántica ondulatoria fundada

entre otros por Heisenberg (1925) y Schröedinger (1926).

Veamos en seguida en forma elemental algunos de los principios que

fundamentan dicha mecánica.

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74 Teoría de De Broglie

Tradicionalmente, los electrones se han considerado como partículas, y por tanto un haz de electrones sería algo claramente distinto de una onda. Louis de Broglie propuso (1923) eliminar esta distinción: un haz de partículas y una onda son esencialmente el mismo fenómeno; simplemente, dependiendo del experimento que realicemos, observaremos un haz de partículas u observaremos una onda. Así, el electrón posee una longitud de onda (que es un parámetro totalmente característico de las ondas).

Según la hipótesis de De Broglie, cada partícula en movimiento lleva asociada una onda, de manera que la dualidad onda-partícula puede enunciarse de la siguiente forma: una partícula de masa m que se mueva a una velocidad v puede, en condiciones experimentales adecuadas, presentarse y comportarse como una onda de longitud de onda.

cuanto mayor sea la cantidad de movimiento (mv) de la partícula menor será la longitud de onda (λ), y mayor la frecuencia (ν) de la onda asociada.

Esta idea, que en un principio era una simple propuesta teórica, fue confirmada experimentalmente en 1927, cuando se consiguió que haces de electrones experimentasen un fenómeno muy característico de las ondas: la distorsión de la onda al atravesar una rendija muy estrecha (difracción).

Imagen ilustrativa de la dualidad onda-partícula,

en el cual se puede ver cómo un mismo fenómeno

puede tener dos percepciones distintas.

http://es.wikipedia.org/wiki/Dualidad_onda_corp%C3%BAsculo

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74 Números cuánticos

El estudio del átomo debe efectuarse con base en los últimos adelantos científicos y aunque el modelo actual es un modelo matemático de alta complejidad, trataremos de lograr su representación visual lo más fielmente posible.

Esto nos lo explicaremos al describir los cuatro números que se indican con las letras: n, l, m, s.

Número cuántico espacio-energético fundamental:

Se relaciona con el tamaño del volumen que ocupa un electrón. Se representa con la letra “n”. Sus valores son enteros y positivos del uno en adelante, pero para los elementos conocidos actualmente van del 1 al 7. Indica el nivel de energía en el que se halla el electrón.

Número cuántico por forma:

Determina el subnivel y se relaciona con la forma del orbital. Se representa con la letra “l”. Sus valores van de 0 (cero) a n-1 y se le asigna las letras s, p, d, f.

Número cuántico por orientación:

Se relaciona con las orientaciones que pueden tener los orbitales. Se representa con la letra “m”. Sus valores van de –l a +l pasando por 0. Como se observa los valores de “m” dependen de los valores de l.

Número cuántico por giro (spin):

Se relaciona con el giro o movimiento de rotación que el electrón efectúa sobre su propio eje. Como el giro del electrón solamente podrá ser en un sentido o en sentido contrario, este número cuántico se relaciona con la posibilidad de que una orientación del orbital acepto o no al electrón diferencial. Se representa por “s”. Sus valores con +1/2 y -1/2, o .

En cada orientación del orbital puede haber como máximo como dos electrones. Así por ejemplo:

Los orbitales “s” con una orientación, podrán tener como máximo dos electrones. Esto se representa como s2, donde el exponente indica el número de electrones.

Los orbitales “p” con tres orientaciones tendrán como máximo seis electrones (p6).

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74 Los orbitales “d” con cinco orientaciones tendrán como máximo diez electrones (d10).

Los orbitales “f” con siete orientaciones tendrán como máximo catorce electrones (f14).

El número de subniveles de cada nivel energético está determinado por los diferentes valores de “l”, de ahí que:

Nivel Subniveles

n = 1 1s

n = 2 2s 2p

n = 3 3s 3p 3d

n = 4 4s 4p 4d 4f

n = 5 5s 5p 5d 5f

n = 6 6s 6p 6d

n = 7 7s 7p

N l m s

1 0 (s) 0 (una orientación) 2e-

2 0 (s)

1 (p)

0 (una orientación)

-1, 0, +1 (tres orientaciones)

2e-

6e-

3 0 (s)

1 (p)

2 (d)

0 (una orientación)

-1, 0, +1 (tres orientaciones)

-2, -1, 0, +1, +2 (cinco orientaciones)

2e-

6e-

10e-

4 0 (s)

1 (p)

2 (d)

3 (f)

0 (una orientación)

-1, 0, +1 (tres orientaciones)

-2, -1, 0, +1, +2 (cinco orientaciones)

-3, -2, -1, 0, +1, +2, +3 (siete orientaciones)

2e-

6e-

10e-

14e-

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74 Forma y tamaño de los orbitales

La imagen de los orbitales consiste en una representación del orbital mediante superficies límite que engloban una zona del espacio donde la probabilidad de encontrar al electrón es del 99%. La extensión de estas zonas depende básicamente del número cuántico principal, n, mientras que su forma viene determinada por el número cuántico secundario, l. 

Los orbitales s (l=0) tienen forma esférica. La extensión de este orbital depende del valor del número cuántico principal, así un orbital 3s tiene la misma forma pero es mayor que un orbital 2s. 

Los orbitales p (l=1) están formados por dos lóbulos idénticos que se proyectan a lo largo de un eje. La zona de unión de ambos lóbulos coincide con el núcleo atómico. Hay tres orbitales p (m=-1, m=0 y m=+1) de idéntica forma, que difieren sólo en su orientación a lo largo de los ejes x, y o z.

Los orbitales d (l=2) también están formados por lóbulos. Hay cinco tipos de orbitales d (que corresponden a m=-2, -1, 0, 1, 2). 

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Los orbitales f (l=3) también tienen un aspecto multilobular. Existen siete tipos de orbitales f (que corresponden a m=-3, -2, -1, 0, +1, +2, +3).

Una vez descritos los cuatro números cuánticos, podemos utilizarlos para describir la estructura electrónica del átomo de hidrógeno: El electrón de un átomo de hidrógeno en el estado fundamental se encuentra en el nivel de energía más bajo, es decir, n=1, la primera capa principal contiene sólo un orbital s, el número cuántico orbital es l=0. El único valor posible para el número cuántico magnético es ml=0. Cualquiera de los dos estados de spin es posible para el electrón. Así podríamos decir que el electrón de un átomo de hidrógeno en el estado fundamental está en el orbital 1s y se

representa mediante la notación: 1s1

en donde el superíndice 1 indica un electrón en el orbital 1s. Ambos estados de espín están permitidos, pero no designamos el estado de espín en esta notación.

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74 Principio de Heisenberg

Enunció el llamado principio de incertidumbre o principio de indeterminación, según el cual es imposible medir simultáneamente, y con precisión absoluta, el valor de la posición y la cantidad de movimiento de una partícula.

“No es posible conocer al mismo tiempo la posición y la velocidad de un electrón”

Lo anterior nos lleva a considerar únicamente la probabilidad de encontrar al electrón en cierta región del espacio que rodea al núcleo.En realidad el electrón puede estar en cualquier sitio alrededor del núcleo, menos en el núcleo mismo: hay regiones de ese espacio en donde es muy probable encontrarlo y otras en donde es muy poco probable localizarlo.

Las regiones del espacio que rodean al núcleo y en donde la probabilidad de encontrar al electrón es mayor, se llaman orbitales.

Distribución y configuración electrónica

Escribir la configuración electrónica de un átomo consiste en indicar cómo se distribuyen sus electrones entre los diferentes orbitales en las capas principales y las subcapas. Muchas de las propiedades físicas y químicas de los elementos pueden relacionarse con las configuraciones electrónicas.

Esta distribución se realiza apoyándonos en tres reglas: energía de los orbitales, principio de exclusión de Pauli y regla de Hund.

Energía de los orbitales

Los electrones ocupan los orbitales de forma que se minimice la energía del átomo. El orden exacto de llenado de los orbitales se estableció experimentalmente, principalmente mediante estudios espectroscópicos y magnéticos, y es el orden que debemos seguir al asignar las configuraciones electrónicas a los elementos. El orden de llenado de orbitales es:

1s22s22p63s23p64s23d104p65s24d105p66s24f145d106p67s25f146d107p6

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74 Para recordar este orden más fácilmente se puede utilizar el diagrama siguiente:

http://www.liceopaula.com.ar/Areas/Exactas_y_natur/naturales/Quimica/Quimica-Estruct_atomica.htm

Empezando por la línea superior, sigue las flechas y el orden obtenido es el

mismo que en la serie anterior.

En un determinado átomo los electrones van ocupando, y llenando, los orbitales de menor energía; cuando se da esta circunstancia el átomo se encuentra en su estado fundamental. Si el átomo recibe energía, alguno de sus electrones más externos pueden saltar a orbitales de mayor energía, pasando el átomo a un estado excitado.

Principio de exclusión de Pauli

“En un átomo no puede haber dos electrones con los cuatro números cuánticos iguales”.

Los tres primeros número cuánticos, n, l y m l determinan un orbital específico. Dos electrones, en un átomo, pueden tener estos tres números cuánticos iguales, pero si es así, deben tener valores diferentes del número cuántico de espín. Podríamos expresar esto diciendo lo siguiente: en un orbital solamente puede estar ocupado por dos electrones y estos electrones deben tener espines opuestos.

Tengamos en cuenta que en las casas cuánticas podemos tener como máximo 2 electrones, según el Principio de Pauli. Veamos como denominamos a un par de electrones o cuando hay uno solo por casillero.

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74 Electrones

apareados

Electrón

desapareado

Regla de Hund

Al llenar orbitales de igual energía (los tres orbitales p, los cinco orbitales d, o los siete orbitales f los electrones se distribuyen, siempre que sea posible, con sus espines paralelos, es decir, desapareados.

Para representar la configuración electrónica de cualquier átomo mediante casilleros cuánticos debo tener presente la regla de Hund.

Regla de Hund: En un mismo subnivel, los electrones no se aparean hasta que no haya un electrón en cada orbital.

Clasificación cuántica de los elementos y uso de Kernel

Principio de Aufbau o regla de las diagonales

Para escribir las configuraciones electrónicas utilizaremos el principio Aufbau. Aufbau es una palabra alemana que significa "construcción progresiva"; utilizaremos este método para asignar las configuraciones electrónicas a los elementos por orden de su número atómico creciente.

El número atómico nos indica la cantidad de electrones y de protones que tiene un elemento.

La estructura electrónica o distribución de electrones en niveles indica como se distribuyen los electrones en los distintos niveles de energía de un átomo.

El método del Kernel, es una abreviación de la configuración electrónica de un gas noble. Los gases nobles son: helio (He), neón (Ne), argón (Ar), kriptón (Kr), xenón (Xe) y radón (Rn).

Veamos por ejemplo como sería la configuración electrónica para Z=11-18, es decir, desde Na hasta el Ar:

Cada uno de estos elementos tiene las subcapas 1s, 2s y 2p llenas. Como la configuración 1s22s22p6 corresponde a la del neón, la denominamos "configuración interna del neón" y la representamos con el símbolo químico del neón entre corchetes, es decir, [Ne]. Los electrones que se sitúan en la capa

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74 electrónica del número cuántico principal más alto, los más exteriores, se denominan electrones de valencia. La configuración electrónica del Na se escribe en la forma denominada "configuración electrónica abreviada interna del gas noble" de la siguiente manera:Na: [Ne] 3s1 (consta de [Ne] para la configuración interna del gas noble y 3s1

para la configuración del electrón de valencia.

De manera análoga, podemos escribir la configuración electrónica para Mg, Al, Si, P....

Mg: [Ne]3s2 Al: [Ne]3s23p1 Si: [Ne]3s23p2 P: [Ne]3s23p3 S: [Ne]3s23p4 Cl: [Ne]3s23p5 Ar: [Ne]3s23p6

Si vamos a desarrollar una configuración electrónica empleando este método, debemos auxiliarnos de la tabla periódica y del principio de Aufbau, para de esta manera, facilitarnos la configuración. Veamos unos ejemplos:

Empleando el Kernel, realizar la configuración electrónica del bario (Ba).

Obtención del número atómico del bario: ________

Gas noble que le antecede: ________

En la tabla periódica, buscamos en que nivel energético se encuentra el bario; del principio de edificación progresiva copiamos solo los subniveles correspondientes:

Nivel energético, n = 6

Subniveles que correspondiente 6s, 4f, 5d y 6d

Distribución de los electrones que le faltan al xenón en los subniveles obtenidos para alcanzar el número atómico del bario:

Ba56 [Xe] 6s2

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Criterios de Desempeño

Ejercicio 1.

Distribuye en niveles los electrones de los siguientes átomos y determina sus 4 números cuánticos.

1H 10Ne2He 11Na3Li 12Mg4Be 13Al5B 14Si6C 15P7N 16S8º 17Cl9F 18Ar

Ejercicio 2.

Empleando el kernel, realizar la configuración electrónica de los siguientes

átomos.

3Li6C9F19K20Ca25Fe35Br37Rb38Sr54Xe55Cs

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