Configuración electrónica de los elementos

1. 5. 5 Configuración electrónica de los elementos de la tabla periódica 

 1. 5. 4 Principio de máxima multiplicidad de Hund

Por lo que entendemos hasta ahora cada aportación de estos científicos han logrado que se pueda formar la configuración electrónica de todos los elementos  mucho mejor desarrollada y de este modo es más fácil entenderla.

Regla de Hund

La regla de Hund es un método empírico utilizado para el llenado de orbitales que posea igual energía. Dicha regla fue acuñada por el físico alemán Friedrich Hund, y es conocida también bajo el nombre de regla de máxima multiplicidad de Hund.

Véase aquí

La regla se basa en el llenado de orbitales atómicos que tengan igual energía, así podemos decir que existen tres orbitales tipo p, cinco orbitales atómicos tipo d, y siete tipo f. En ellos se van colocando los electrones con spines paralelos en la medida de lo posible. La partícula analizada será más estables ( es decir, tendrá menor energía), cuando los electrones se encuentren en modo desapareado, con espines colocados paralelamente, en cambio poseerá mayor energía cuando los electrones se encuentren apareados, es decir los electrones colocados de manera antiparalela o con espines de tipo opuestos.

Para poder comprender bien la regla de Hund, es necesario saber que todos los orbitales en una capa deben de encontrarse ocupados al menos por un electrón, antes de que se añada un segundo electrón. Es decir, los orbitales deben estar completos y todos los electrones deben encontrarse en paralelo antes de que el orbital se llene del todo. Cuando el orbital adquiera el segundo electrón, éste debe encontrarse apareado con el anterior.

De esta manera, los electrones de un átomo van añadiéndose de manera progresiva, utilizando una configuración ordenada, con la finalidad de tener buenas condiciones energéticas estables. Así el principio de Aufbau, explica bien las reglas a seguir para el llenado de orbitales para no utilizar mal la regla de Hund. En resumen, como existen orbitales equivalentes, primeramente se completa los electrones al máximo que se pueda y posteriormente se pasa a emparejar.

En cuanto al principio de Aufbau que seguimos para no cometer errores en la regla de Hund, este se basa en un diagrama de orbitales, en donde si seguimos el orden de llenado que nos indican las flechas que en el aparecen, llenaremos correctamente los orbitales. Así, dicho diagrama empieza con el 1s, seguido de 2s, para después subir al valor 2p y bajar de nuevo a 3s, 3p y seguir por 4s, así sucesivamente siguiendo el orden de las flechas. También se le conoce como regla de las diagonales, o del serrucho. Así el orden será: 1s, 2s, 2p, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 4f, 5d, 6p, etc.

A menudo se suele representar los orbitales a través de un cuadro rectangular, usando flechas hacia arriba o hacia abajo, para designar los electrones con números cuánticos magnéticos de spin con valores +1/2 ó -1/2, respectivamente.

Según la regla de Hund, la cual fue formulada por primera vez en el año 1925, la configuración más estable es la que los electrones se encuentran ocupando orbitales distintos, y con spines que estén orientados paralelamente. La ocupación, u semiocupación de los orbitales se puede comprender de manera sencilla, pues la repulsión electrostática entre los electrones es ínfima. La preferencia por los spines paralelos, se pueden ver justificados solamente sobre la base de un tratamiento de la mecánica ondulatoria.

1. 5. 3 Principio de Aufbau o de construcción

El proceso metódico de llenado de capas y subcapas, conocido en la literatura técnica como Aufbau(que significa “construcción”, del alemán Aufbauprinzip que se traduce como “principio de construcción”) y concebido por Niels Bohr, es mejor memorizado con un ordenamiento como el siguiente conocido como la regla del serrucho por la forma en la cual se efectúa el recorrido:

La “maqueta” para llevar a cabo la regla del serrucho se construye ordenando numéricamente de arriba hacia abajo las líneas horizontales que representan los mismos niveles de energía que dan a su vez el número cuántico principal, esto es:

1 ...
2 ...
3 ...
4 ...
5 ...
6 ...
7 ...

A continuación, se van escribiendo a lo largo de cada línea en forma ordenada los símbolos que corresponden a las subcapas (s, p, d, f, etc.) precedidos del número cuántico principal que los agrupa.

"Con todo lo aprendido hasta ahora podrá realizar los siguientes ejercicios"
 

Ejercicios:


1. Escribe la configuración electrónica del Radio (Z = 88).
2. Escribe la configuración electrónica del 74W.
3. Escribe la configuración electrónica del 94Pu.
4. Escribe la configuración electrónica del 52Te2-.
5. Escribe la configuración electrónica del 78Pt2+.

(Te presentamos el siguiente video titulado: "Distribución electrónica del Kriptón"(te puede ayudar a realizar el ejercicio):

Respuestas de los ejercicios.

1. Configuración electrónica del Ra:Z = 88 quiere decir que tiene 88 e-:

1 s2 2 s2 p6 3 s2 p6 d10 4 s2 p6 d10 f14 5 s2 p6 d10 6 s2 p6 7 s2

2. Configuración electrónica de 74W: Z=74 o sea, tiene 74 e-:

1 s2 2 s2 p6 3 s2 p6 d10 4 s2 p6 d10 f14 5 s2 p6 6 s2 5 d4

3. Configuración electrónica del 94Pu: Z=94, o sea, tiene 94 e-:

1 s2 2 s2 p6 3 s2 p6 d10 4 s2 p6 d10 f14 5 s2 p6 d10 6 s2 p6 7 s2 5 f 6

4. Configuración electrónica del 52Te2-: Z=52, carga -2 quiere decir que tiene 2 e- de más, o sea, tiene 52 + 2 =54 e-.

1 s2 2 s2 p6 3 s2 p6 d10 4 s2 p6 d10 5 s2 p6

5. Configuración electrónica del 78Pt2+: Z=78, carga +2 quiere decir que tiene 2 e- de menos, o sea, tiene 78 - 2 =76 e-

1 s2 2 s2 p6 3 s2 p6 d10 4 s2 p6 d10 f14 5 s2 p6 6 s2 5 d6

 1. 5. 1 Niveles de energía de los orbitales

Niveles de energía

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. 

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. Las bandas que nos interesan a nosotros para entender mejor el comportamiento del átomo son: 

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

2. A su vez, cada nivel tiene sus electrones repartidos en distintos subniveles, que pueden ser de cuatro tipos: s, p, d, f.

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:

Niveles de energía	1	2	3	4
Subniveles	s	s p	s p d	s p d f
Número de orbitales de cada tipo	1	1 3	1 3 5	1 3 5 7
Denominación de los orbitales	1s	2s 2p	3s 3p 3d	4s 4p 4d 4f
Número máximo de electrones en los orbitales	2	2 - 6	2 - 6 - 10	2- 6- 10- 14
Número máximo de electrones por nivel	2	8	18	32

• sharp : líneas nítidas pero de poca intensidad

• principal : líneas intensas

• difuse : líneas difusas

• fundamental : líneas frecuentes en muchos espectros 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.

Principios de exclusión de Pauli

1. 5 Teoría cuántica y configuración electrónica

Configuración electrónica

Para escribir la configuración electrónica de un átomo es necesario:

Saber el número de electrones que el átomo tiene; basta conocer el número atómico (Z) del átomo en la tabla periódica.

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

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

La manera de mostrar cómo se distribuyen los electrones en un átomo, es a través de la configuración electrónica. El orden en el que se van llenando los niveles de energía es: 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p. El esquema de llenado de los orbitales atómicos, lo podemos tener utilizando la regla de la diagonal, para ello debes seguir atentamente la flecha del esquema comenzando en 1s; siguiendo la flecha podrás ir completando los orbitales con los electrones en forma correcta.

Ejemplo:

Los orbitales se llenan en orden creciente de energía, con no más de dos electrones por orbital.


Litio (Z = 3). Este elemento tiene 3 electrones.

En la tabla a continuación vemos como se distribuyen los electrones de los átomos en orden creciente a su número atómico (Z):

Núcleo de gas noble

Es un método para abreviar configuraciones electrónicas. Se usa entre paréntesis la configuración electrónica del gas noble del período anterior al elemento representado y se completa con el nivel de energía que éste lleno.

Con excepción del hidrógeno y del helio, las configuraciones electrónicas de todos los elementos se representan por un núcleo de gas noble, que muestra entre paréntesis el símbolo del gas noble que antecede al elemento a considerar, seguido por los símbolos de los subniveles superiores llenos que ocupan los niveles externos.

Ejemplo. Configuración electrónica de potasio (z=19) es 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1. Dado que 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 es la configuración electrónica del argón, resulta más sencillo escribir la configuración electrónica del potasio como [Ar]4s2.

Casos especiales:

Con el cromo (Cr Z = 24) surge una aparente anomalía porque su configuración es [Ar] 3d5 4s1. La lógica de llenado habría llevado a [Ar] 3d4 4s2, sin embargo la distribución fundamental correcta es la primera. Esto se debe a que el semillenado de orbitales d es de mayor estabilidad, puesto que su energía es más baja.

Con el cobre Cu Z = 29 sucede algo similar al cromo, pusto que su configuración fundamental es [Ar] 3d10 4s1. La configuración [Ar] 3d9 4s2 es de mayor energía. La configuración con 10 electrones en orbitales d, es decir, el llenado total de estos orbitales es más estable.

Electrones de valencia
Son aquellos situados en los orbitales atómicos más externos del atómo, generalmente asociados al nivel principal de energía más alto del atómo.


S [Ne]3s23p4 (6 electrones de valencia).
Cs [Xe]6s1 (1 electrón de valencia).

 1. 4. 3. 2 Solución de la ecuación de onda y su significado físico 

Los Orbitales 

En 1927 pudo comprobarse experimentalmente la hipótesis de De Broglie al observarse un comportamiento ondulatorio de los electrones en los fenómenos de difracción.

Podemos decir que un orbital atómico es una zona del espacio donde existe una alta probabilidad (superior al 90%) de encontrar al electrón. Esto supone considerar al electrón como una nube difusa de carga alrededor del núcleo con mayor densidad en las zonas donde la probabilidad de que se encuentre dicho electrón es mayor.

Para que la ecuación de Schrödinger tenga significado físico es necesario imponerle unas restricciones que son conocidas como números cuánticos, que se simbolizan de la misma forma que los obtenidos en el modelo atómico de Bohr:

Números cuánticos                    

·         n: número cuántico principal

·         l: número cuántico del momento angular orbital

·         m: número cuántico magnético

·         s: número cuántico del spin electrónico.

Estos números cuánticos sólo pueden tomar ciertos valores permitidos:

-          Valores permitidos

·         para n: números enteros 1, 2, 3,.

·         para l: números enteros desde 0 hasta (n-1)

·         para m: todos los números enteros entre +l y -l incluido el 0

·         para s: sólo los números fraccionarios -1/2 y +1/2

Los valores del número cuántico n indican el tamaño del orbital, es decir su cercanía al núcleo.

Los valores del número cuántico l definen el tipo de orbital:

• Si l= 0 el orbital es del tipo s

• Si l= 1 los orbitales son del tipo p

• Si l = 2 los orbitales son del tipo d

• Si l= 3 los orbitales son del tipo f

Los valores del número cuántico m hacen referencia a la orientación espacial del orbital.

El cuarto número cuántico, s, que define a un electrón en un átomo hace referencia al momento angular de giro del mismo. 

El conjunto de los cuatro números cuánticos definen a un electrón, no pudiendo existir en un mismo átomo dos electrones con los cuatro números cuánticos iguales, por lo que una vez definido el tamaño, el tipo y la orientación de un orbital con los tres primeros números cuánticos, es decir los valores de n, l y m, sólo es posible encontrar un máximo de dos electrones en dicha situación que necesariamente tendrán valores diferentes de su número cuántico de spin.

Veamos los orbitales posibles según el valor de los números cuánticos:

Si n = 1 entonces el número cuantico l sólo puede tomar el valor 0 es decir sólo es posible encontrar un orbital en el primer nivel energético en el que puede haber hasta dos electrones (uno con spin +1/2 y otro con spin -1/2). Este orbital, de apariencia esférica, recibe el nombre de 1s:

Si n = 2 , el número l puede tomar los valores 0 y 1, es decir son posibles los tipos de orbitales s y p. En el caso de que sea l = 0, tenemos el orbital llamado 2s en el que caben dos electrones (uno con spin +1/2 y otro con spin -1/2):

Si l = 1 tendremos orbitales del tipo p de los que habrá tres diferentes según indicarían los tres valores (+1, 0, -1) posibles del número cuántico m, pudiendo albergar un máximo de dos electrones cada uno, con valores de spin +1/2 y -1/2, es decir seis electrones como máximo:

Si n = 3 son posibles tres valores del número cuántico l: 0,1 y 2. Si l = 0 tendremos de nuevo un orbital del tipo s:

si l = 1 tendremos los tres orbitales del tipo p:

y si l = 2 los orbitales serán del tipo d, de los que habrá cinco diferentes según indican los cinco valores posibles (+2, +1, 0, -1, -2) para el número cuántico m y que podrán albergar un total de diez electrones:

Si n = 4, son posibles cuatro tipos de orbitales diferentes: 

De tipo s (para l = 0): 

De tipo p (para l = 1):

De tipo d (para l = 2):

De tipo f (para l = 3) de los que habrá siete diferentes según indican los siete valores posibles (+3, +2, +1, 0 -1, -2, -3) del número cuántico m, que podrán albergar un total de catorce electrones:

 1. 4. 3. 1 Significado de la densidad de probabilidad (Ψ²)

La ecuación de Schrödinger requiere cálculos avanzados para ser resuelta. Sin embargo, es importante destacar que esta ecuación incorpora ambos comportamientos, en términos de masa m, y ondulatorio, en términos de una función de onda Ψ (psi), que depende de la posición del sistema en el espacio (como la de un electrón en un átomo).La función de onda en sí misma no tiene significado físico real directo. Sin embargo el cuadrado de la función de la onda, Ψ, está relacionado con la probabilidad de encontrar al electrón en cierta región del espacio. Se puede pensar en Ψ, como la probabilidad por unidad de volumen de tal manera que el producto de Ψ por un pequeño volumen (llamado elemento de volumen) da la probabilidad de encontrar el electrón dentro de ese volumen. (La razón de especificar un pequeño volumen es que Ψ varía de una región del espacio a otra, pero su valor se puede considerar constante dentro de un pequeño volumen.) La probabilidad total de localizar al electrón en un volumen dado (por ejemplo alrededor del núcleo del átomo) está entonces dada por la suma de todos los productos de Ψ y el volumen correspondiente de los elementos. La idea de relacionar Ψcon la noción de la probabilidad, proviene de una analogía de la teoría ondulatoria. De acuerdo con la teoría ondulatoria, la intensidad de la luz es proporcional al cuadrado de la amplitud de la onda, o Ψ. El lugar más favorecido para encontrar un fotón es donde la intensidad es mayor, esto es, donde el valor de Ψ es máximo. 

Números cuánticos y orbitales atómicos

Mientras que en el modelo de Bohr se hablaba de órbitas definidas en  el modelo de Schrödinger sólo podemos hablar de las distribuciones probables para un electrón con cierto nivel de energía. Así para un electrón en el estado fundamental la probabilidad de la distribución se refleja en la siguiente figura, dónde la intensidad del color rojo indica una mayor probabilidad de encontrar al electrón en esa región, o lo que es lo mismo una mayor densidad electrónica.

De la resolución de la ecuación de onda de Schrödinger se obtiene una serie de funciones de onda (ó probabilidades de distribución de los electrones) para los diferentes niveles energéticos que se denominan orbitales atómicos.

Mientras que el modelo de Bohr utilizaba un número cuántico(n) para definir una órbita el modelo de Schrödinger utiliza tres números cuánticos para describir un orbital: n, l y ml. A continuación vemos las características de estos números: Número cuántico principal “n”Toma valores enteros: 1, 2,3...

A mayor n más lejos se encuentra del núcleo la región de mayor densidad electrónica. A mayor n el electrón tiene mayor energía y se encuentra menos “atado” al núcleo. Número cuántico del momento angular o azimutal. 

Véase aquí