Química 1 para ingenieros/Modelo atómico actual y configuración electrónica

De la física clásica a la teoría cuántica

Los primeros intentos de los físicos del siglo XIX para comprender el comportamiento de los átomos y las moléculas no fueron exitosos del todo. Al suponer que las moléculas se comportan como pelotas que rebotan, los físicos fueron capaces de predecir y explicar algunos fenómenos macroscópicos, como la presión que ejerce un gas. Sin embargo, no permitía entender del todo la estabilidad de las moléculas, es decir, que fuerzas mantenían unidos a los átomos. Pasó mucho tiempo para que se descubriera (y aún más para que se aceptara) que las propiedades de los átomos y las moléculas no son gobernadas por las mismas leyes físicas que rigen los objetos más grandes.

La nueva era de la física comenzó en 1900 con el joven físico alemán Max Planck. Al examinar los datos de la radiación que emitían los sólidos calentados a diferentes temperaturas, Planck descubrió que los átomos y las moléculas emiten energía sólo en cantidades discretas o cuantos. Los físicos siempre habían supuesto que la energía era un proceso continuo y que en el proceso de radiación se podía liberar cualquier cantidad de energía. La teoría cuántica de Planck revolucionó la física. Sin duda, la serie de investigaciones que siguió a este descubrimiento modificó para siempre el concepto de la naturaleza.

Gracias a los trabajos de De Broglie, Davisson y Germer, entre otros, ahora sabemos que resulta más eficaz tratar los electrones en los átomos como ondas y no como partículas compactas pequeñas viajando en órbitas circulares o elípticas. Los objetos grandes como las pelotas de golf y los automóviles en movimiento obedecen las leyes de la mecánica clásica (leyes de Newton), pero esto no sucede con las partículas muy pequeñas como los electrones, átomos y moléculas. Un tipo de mecánica diferente, llamada mecánica cuántica, que se basa en las propiedades ondulatorias de la materia, describen mucho mejor el comportamiento de partículas muy pequeñas. La cuantización de la energía es una consecuencia de estas propiedades.

El efecto fotoeléctrico

En 1905, Albert Einstein utilizó la teoría de Planck para explicar el efecto fotoeléctrico. Es un fenómeno en el que los electrones son emitidos desde la superficie de ciertos metales que han sido expuestos a luz. Para la emisión de electrones, se requiere una frecuencia mínima y que se conoce como frecuencia umbral de la luz, diferente para los distintos metales. El número de electrones liberados, no su energía, era proporcional a la intensidad (o brillantez) de la luz. Por ejemplo, la luz con una frecuencia de $4.60*10^{14}s^{-1}$ o mayor, provoca que el cesio metálico emita electrones, pero la luz con una frecuencia menor no tiene efecto alguno. La teoría ondulatoria de la luz no podía explicar el efecto fotoeléctrico, pero Einstein partió de una hipótesis al considerar que un rayo de luz es, en realidad, un torrente de partículas, llamada fotón.

Teoría de Bohr del átomo de hidrógeno

Para explicar el espectro de líneas del hidrógeno, Bohr supuso que los electrones en los átomos de hidrógeno se movían en órbitas circulares alrededor del núcleo, Bohr supuso que las leyes de la física que prevalecían eran inadecuadas para describir todos los aspectos de los átomos. Además, adoptó la idea de Planck de que las energías están cuantizadas. Bohr basó su modelo en tres postulados

1. Solo las órbitas con ciertos radios, correspondientes a ciertas energías definidas, están permitidas para el electrón de un átomo de hidrógeno. 2. Un electrón en una órbita permitida se encuentra en un estado de energía “permitido”. Un Electrón en un estado de energía permitido no irradia energía y, por lo tanto, no cae en espiral dentro del núcleo. 3. La energía es emitida o absorbida por un electrón sólo cuando este cambia de un estado de energía permitido hacia otro. Esta energía es emitida o absorbida como un fotón, que tiene energía de $E=hv$.

Los sólidos incandescentes (“al rojo vivo” o “al blanco vivo”), los líquidos y los gases a alta presión generan espectros continuos. Sin embargo, cuando se hace pasar una corriente eléctrica a través de un gas en un tubo al vacío a presiones muy bajas, la luz que emite el gas puede dispersarse con un prisma en líneas distintas. El espectro de emisión resultante se describe como espectro de líneas brillantes. Las líneas pueden registrarse fotográficamente y la longitud de onda de la luz que produce cada línea puede calcularse según la posición de dicha línea en la fotografía.

Números cuánticos

El número cuántico principal

El número cuántico principal (n) puede tomar valores enteros de 1,2,3,etc. En el átomo de hidrógeno, el valor de n depende de la energía de un orbital. Sin embargo, esto no se aplica para átomos polielectrónicos, como veremos en breve. El número cuántico principal también se relaciona con la distancia promedio del electrón al núcleo en determinado orbital. Cuando n aumenta, el orbital se hace más grande y mayor es la distancia entre un electrón en el orbital respecto del núcleo y, en consecuencia, el orbital es más grande. Un aumento en n también significa que el electrón tiene mayor energía y, por lo tanto, está unido menos firmemente al núcleo

El número cuántico del momento angular (I)

En cada capa (definida por número cuántico principal) es posible la existencia de subcapas o subniveles distintos con una forma característica. Mediante el número cuántico del momento angular, $l$ se designa un subnivel, o una forma específica del orbital atómico que puede ocupar un electrón. Este número, $l$, puede tomar valores enteros que van desde 0 hasta (n-1).

El valor de para un orbital particular por lo general se designa con las letras $s,p,d,f$,* las cuales corresponden a los valores de $0,1,2y3$.

Valor de $l$	Letra utilizada
$0$	$s$
$1$	$p$
$2$	$d$
$3$	$f$

El número cuántico magnético ($m^{l}$)

El número cuántico magnético describe la orientación del orbital en el espacio, Dentro de un subnivel, el valor de $m^{l}$, depende del valor que tenga el número cuántico del momento angular, $l$. Para cierto valor de $l$, existen $(2^{l}-1)$ valores enteros de $m^{l}</math.comosigue:<math>-l,(l-l+1)...0,...(+l-1).+l$

El número cuántico de espín del electrón (ms)

Según la teoría electromagnética, cuando gira una carga se genera un campo magnético, y este movimiento es el responsable de que el electrón se comporte como un imán, uno gira en el sentido de las manecillas del reloj y el otro en sentido contrario. Para tomar en cuenta el espín del electrón, es preciso añadir un cuarto número cuántico, conocido como número cuántico de espín del electrón (ms), se refiere al giro del electrón y a la orientación del campo magnético que genera este giro. Toma valores de ${\frac {+1}{2}}o{\frac {-1}{2}}$.

$m_{l}={\frac {1}{2}}$

Orbitales atómicos y su representación

Concepto de niveles, subniveles y orbitales

Louis de Broglie propuso que no sólo la luz tiene las propiedades duales de ondas y partículas, sino que también las partículas de materia poseen propiedades ondulatorias. Se confirmó experimentalmente la relación de Louis de Broglie para un haz de electrones de una sola energía y a esto siguió un desarrollo teórico de la mecánica cuántica, llamada también mecánica ondulatoria. No sólo se reprodujo la exitosa predicción de Bohr de los niveles de energía estables en los átomos de hidrógeno, sino que el concepto ahora se puede aplicar a átomos de muchos electrones y a moléculas de muchos átomos. Estos niveles componen a su vez subniveles y orbitales.

Orbitales

La solución de la ecuación de Schrödinger produce un conjunto de funciones de onda denominadas orbitales. Una solución de la ecuación debe satisfacer tres condiciones cuánticas, que corresponden a las tres dimensiones espaciales. Cada condición cuántica introduce un número entero, llamado número cuántico, Existe una solución aparte que describe una distribución de probabilidades de encontrar el electrón en varios lugares, para cada conjunto permitido de tres números cuánticos. Esa solución se llama orbital; es parecida a una fotografía de tiempo hipotética de un electrón, tomada durante un intervalo suficiente para que cada región del espacio quede representada por la probabilidad ponderada de encontrar el electrón en esa región.

Orbitales s

Cada orbital tiene una energía y forma características. Una de las preguntas importantes que surgen cuando se estudian las propiedades de los orbitales atómicos es: ¿qué forma tienen los orbitales? En sentido estricto, un orbital carece de una forma definida porque la función de onda que lo distingue se extiende desde el núcleo hasta el infinito. Según las reglas de la sección, cada capa posee una subcapa s (definida por $l=0$) y se compone de un orbital atómico s (definido por $m^{l}=0$). Utilizando como coeficiente el número cuántico principal, podemos distinguir los orbitales de las diferentes capas principales (niveles de energía principales): 1s indica el orbital s de la primera capa $2s$ es el orbital $s$ de la segunda capa $2p$ es el orbital p de la segunda capa, y así sucesivamente.

Orbitales p

A partir de la segunda capa, cada capa también tiene una subcapa $p$. Cada una de estas subcapas consta de tres orbitales atómicos p, que corresponden a los tres valores permitidos de $m_{l}:(-1,0y+1)$ cuando $l=1$. Debe quedar claro que los orbitales p comienzan con el número cuántico principal $n=2$. Si $n=1$, el número cuántico del momento angular $l$, solo puede tomar un valor de cero; en consecuencia, sólo existe un orbital $1s$. Si comenzamos con $n=2$ y $l=1$ tenemos tres orbitales $2p:2px,2pyy2pz$. Estos tres orbitales p tienen el mismo tamaño, forma y energía; sólo difieren en su orientación.

Orbitales d

Cuando $l=2$ existen cinco valores para $m_{l}$ que corresponden a cinco orbitales $d$ El valor mínimo de $n$ para un orbital $d$ es $3$. Como $l$ nunca puede ser mayor que $n=1$, cuando $n=3$ y $l=2$, tenemos cinco orbitales $3d(3dxy,3dyz,3dxz,3dx2,2y2y3dz2)$.

Configuración electrónica

La forma en que los electrones se distribuyen entre los diferentes orbitales de un átomo se conoce como la configuración electrónica del átomo.

Los cuatro números cuánticos $(n,l,m_{l}ym_{s})$ son suficientes para identificar por completo un electrón en cualquier orbital de cualquier átomo. La configuración electrónica más estable de un átomo, el estado basal, es aquella en la que los electrones se encuentran en los estados de menor energía posible. La posición de un elemento es una pista para conocer la configuración electrónica de la capa más externa.

Orbital

Un orbital electrónico se puede definir como una región del espacio en la que la probabilidad de encontrar un electrón es alta. La forma y el tamaño de los orbitales electrónicos se determinan en el marco de la teoría cuántica del átomo.

Si tomamos una serie de imágenes fotográficas de un átomo en tiempos sucesivos, observaremos los electrones en diferentes lugares alrededor del núcleo. Cuanto mayor sea la probabilidad de encontrar el electrón en una ubicación, más fotos mostrará la instantánea del electrón en esa ubicación. Formando una especie de nubes alrededor del núcleo.

Cada uno de los orbitales descritos se caracteriza por un cierto nivel de energía de los electrones que contiene. Como primera aproximación, cuanto mayor sea el orbital -y por tanto, cuanto más alejados del núcleo estén los electrones que contenga-, mayor será la energía potencial de los electrones contenidos.

Números cuánticos

Son valores que definen al orbital

Número	Símbolo	Valores posibles	Significación
Número cuántico principal	n	1, 2, 3, 4, 5 ...	Indica la capa donde se encuentra el electrón. Es el factor principal para determinar la energía del electrón (cuanto mayor es n, mayor es la energía) y también para indicar la distancia del electrón al núcleo (cuanto mayor es n, más alejado está el electrón del núcleo).
Número cuántico angular	l	0, 1, 2, 3, ..., (n - 1)	Indica la subcapa que contiene el electrón. Corresponde a las subcapas s, p, d, f (0 corresponde a s, 1 a p, etc. Puede tomar los valores 0 a n-1).
Número cuántico magnético	ml	-l ... -2, -1, 0, +1, +2 ... +l	Indique en qué orbital se encuentra el electrón. Por ejemplo, hay tres orbitales p, el número cuántico magnético indica en cuál de los tres orbitales se encuentra el electrón. Puede tomar valores desde -l hasta +l.
Número cuántico de spin	ms	+½, -½	Indica el espín del electrón. Solo puede tomar uno de los dos valores y no depende de los otros números cuánticos.

Configuración electrónica

Cada capa se divide en uno o más orbitales, cada uno de los cuales tiene un momento angular diferente. Cada orbital tiene una forma diferente y se nombra con una letra. Ellos son: s, p, d y f.

Diagrama de Klechkowski.

Una forma de predecir el orden en que se colocan los electrones es considerar que la energía de un orbital n, l, m es proporcional a n + l.

Este enfoque se llama regla de Klechkowski:

“Los electrones ocupan los orbitales libres al aumentar n + l. Si dos orbitales tienen el mismo n + l, el que tiene el n más pequeño se llena primero. »

Una manera de recordarlo es usar el diagrama de la derecha,