Usuario:Homo uruguayensis/Introducción a la Química para Biogeociencias/Periferia atómica

Periferia

El modelo de Bohr fue una propuesta temprana para explicar el comportamiento del electrón en el átomo de hidrógeno, surgida poco después del modelo nuclear de Rutherford. Niels Bohr combinó conceptos clásicos con ideas de cuantización de energía propuestas por Planck y Einstein, logrando explicar satisfactoriamente el espectro de emisión del hidrógeno. Su modelo no utiliza la mecánica cuántica moderna, pero representó un avance importante hacia ella. Bohr propuso lo siguiente:

• El electrón se mueve en órbitas circulares fijas alrededor del núcleo.
• Solo ciertas órbitas están permitidas, cada una con una energía definida (niveles de energía cuantizados, no continuos, en niveles fijos).
• El electrón no emite energía mientras se mantiene en una órbita estable.
• La energía solo se intercambia cuando el electrón salta de una órbita a otra, en forma de fotones.
• La energía del fotón emitido o absorbido es igual a la diferencia entre los niveles de energía.
• Cada órbita se identifica con un número cuántico principal (n), donde n = 1, 2, 3, …
• Este número cuántico indica el nivel principal de energía (o capa) que ocupa el electrón: a mayor n, mayor energía.
• Además, n determina el tamaño relativo del orbital y, por tanto, la distancia promedio del electrón al núcleo (específicamente, hasta el pico máximo en la curva de distribución de probabilidad radial).

A pesar de que el modelo de Bohr fue exitoso para describir el espectro del hidrógeno y otras especies con un solo electrón, no logró predecir correctamente los espectros de átomos polielectrónicos. Además, la idea de órbitas circulares fue reemplazada por el concepto de orbitales en el modelo mecánico cuántico posterior, basado en la ecuación de Schrödinger. Aunque esta última no permite obtener soluciones exactas para sistemas polielectrónicos, proporciona aproximaciones altamente precisas.

En el modelo mecánico cuántico del átomo, los electrones no se describen como partículas que giran en órbitas fijas alrededor del núcleo, sino como entidades que ocupan regiones del espacio llamadas orbitales atómicos. Para poder describir matemáticamente estas regiones, se utilizan tres números cuánticos, que se obtienen al resolver la ecuación de Schrödinger para el átomo de hidrógeno. Cada número cuántico aporta información diferente sobre el orbital:

1. Número cuántico principal (n): Es un número entero positivo (n = 1, 2, 3…). Indica el nivel de energía en el que se encuentra el electrón y también el tamaño relativo del orbital. Cuanto mayor es el valor de n, mayor es la energía del electrón y más lejos está, en promedio, del núcleo. Por ejemplo, un electrón con n = 3 está en un nivel más alto y más alejado que uno con n = 1.
2. Número cuántico del momento angular (l): También se le llama número cuántico azimutal. Toma valores enteros desde 0 hasta (n – 1), y determina la forma del orbital. Cada valor de l está asociado a una forma característica:
   • l = 0 → orbital de tipo s (forma esférica)
   • l = 1 → orbital de tipo p (forma de lóbulos)
   • l = 2 → orbital de tipo d (formas más complejas)
   • l = 3 → orbital de tipo f (formas aún más complejas) Como l depende de n, el número de formas posibles aumenta a medida que se asciende en los niveles de energía.
3. Número cuántico magnético (mₗ): Este número define la orientación espacial del orbital, es decir, cómo se ubica su forma en el espacio tridimensional. Sus valores dependen del número cuántico l, y van desde –l hasta +l, incluyendo el 0. Por ejemplo, si l = 3, los posibles valores de mₗ son –3, –2, –1, 0, +1, +2 y +3 lo que indica que hay siete orientaciones posibles para los orbitales f.

Estos tres números cuánticos juntos definen un orbital específico, es decir, una región particular del espacio donde hay una alta probabilidad de encontrar al electrón.

Sin embargo, en átomos con más de un electrón surge lo siguiente:

• hace falta un cuarto número cuántico para describir completamente a cada electrón,
• se limita cuántos electrones pueden compartir un mismo orbital, y

• se genera una estructura más compleja de niveles y subniveles (por interacciones electrón-electrón).

Ejemplo: ¿Cuál es el número total de orbitales asociados con el número cuántico principal n=3?

Cuando n=3, eso quiere decir que estamos hablando del tercer nivel de energía. Para ese nivel, el número cuántico secundario l puede tomar los valores:

• l=0 → subnivel s
• l=1 → subnivel p
• l=2 → subnivel d

Cada valor de l genera un cierto número de orbitales, que depende de los posibles valores de mℓ​:

• si l=0, mℓ​ solo puede valer 0 → 1 orbital s
• si l=1, mℓ​=−1,0,+1 → 3 orbitales p
• si l=2, mℓ​=−2,−1,0,+1,+2 → 5 orbitales d

Entonces, en total:

• 1 orbital 3s
• 3 orbitales 3p
• 5 orbitales 3d

Suma total: 1 + 3 + 5 = 9 orbitales en el nivel de energía n=3.

Cada uno de estos orbitales puede alojar hasta 2 electrones con espines opuestos, por lo que el nivel n=3 puede tener un máximo de 18 electrones.

En un átomo de hidrógeno (o cualquier ion hidrogenoide), la energía de un electrón depende únicamente del número cuántico principal n, ya que solo hay una interacción electrostática relevante: la atracción entre el núcleo (Z = 1) y el único electrón. por eso, los orbitales con el mismo valor de n (como 2s y 2p, o 3s, 3p y 3d) tienen la misma energía: se dice que son degenerados.

Sin embargo, esto cambia en los átomos polielectrónicos, que tienen más de un electrón. en esos casos, la energía de los orbitales se ve afectada por tres factores:

• la atracción entre el núcleo y los electrones
• la repulsión entre electrones
• la forma del orbital, que determina cuánto "penetra" cerca del núcleo

estas interacciones modifican la energía de los orbitales y hacen que, incluso cuando tienen el mismo valor de n, ya no sean degenerados. por ejemplo, en un mismo nivel n = 3, se cumple que: 3s < 3p < 3d

atracción núcleo-electrón

el núcleo, que tiene carga positiva Z, atrae a los electrones, que tienen carga negativa. cuanto mayor sea Z, más fuertemente serán atraídos los electrones, y más negativa será su energía (es decir, estarán más "estables" o más ligados al núcleo).

esto se puede ver comparando átomos con un solo electrón, como:

• H (Z = 1): el electrón se siente atraído por un protón
• He⁺ (Z = 2): el electrón se siente atraído por dos protones
• Li²⁺ (Z = 3): el electrón se siente atraído por tres protones

como el número de protones crece y no hay repulsión con otros electrones (porque solo hay uno), la energía del orbital 1s disminuye a medida que aumenta Z. eso significa que el electrón está más "pegado" al núcleo, más estable.

por eso, en este caso, la energía del electrón solo depende de Z y de n.

repulsiones electrón-electrón y efecto pantalla (shielding)

en átomos con más de un electrón, los electrones se repelen entre sí. esto genera un efecto que reduce la atracción neta que el núcleo ejerce sobre un electrón específico. a esto se le llama efecto pantalla o efecto de apantallamiento.

para describir esto, se introduce el concepto de carga nuclear efectiva (Zef), que es la carga neta que realmente "siente" un electrón, teniendo en cuenta la repulsión de los otros electrones. cuando hay más electrones se genera una repulsión que disminuye la atracción generada por el núcleo.

cuantos más electrones haya entre el electrón en cuestión y el núcleo, mayor será el apantallamiento, y menor será Zef.

ejemplo:

• He⁺ tiene un solo electrón. ese electrón siente toda la carga nuclear (Z = 2), sin apantallamiento.
• He tiene dos electrones en el mismo orbital 1s. ahora hay repulsión entre ellos, lo cual reduce Zef. como resultado, el segundo electrón se mantiene menos fuertemente ligado al núcleo que el primero.

esto se refleja en la energía de ionización (la energía que se necesita para remover un electrón):

• He⁺: 5250 kJ/mol
• He: 2372 kJ/mol

conclusión: la repulsión entre electrones reduce la estabilidad de los orbitales y eleva su energía. Apantallamiento: $Z_{efec}=Z-\sigma$

penetración

no todos los orbitales "se acercan" al núcleo con la misma facilidad. algunos orbitales tienen más probabilidad de estar cerca del núcleo. esto se llama penetración.

los orbitales con mayor penetración son los s, seguidos por p, luego d y por último f. esto significa que un electrón en un orbital s pasa más tiempo cerca del núcleo que uno en un orbital p, aunque ambos tengan el mismo número cuántico principal n.

ejemplo:

en el átomo de Li, hay dos electrones en 1s (nivel interno), y un electrón en n = 2 (nivel externo). este electrón externo puede ocupar un orbital 2s o 2p. aunque en promedio el electrón 2p está un poco más cerca del núcleo que el 2s, el orbital 2s penetra más en la región interna, donde está el núcleo.

esto significa que:

• el orbital 2s experimenta una mayor Zef
• el orbital 2s es más estable (energía más negativa) que el 2p
• la energía de ionización del 2s es más alta que la del 2p

Representación gráfica del principio de Aufbau.

Configuración electrónica

El modelo cuántico-mecánico y la tabla periódica. Darle un enfoque mecánico cuántico al análisis de los electrones es necesario para comprender la base teórica del orden específico que tienen los elementos en la tabla periódica. A la forma en la que están dispuestos los electrones en un átomo lo llamamos "configuración electrónica". Para hacer esto e ir "llenando" los espacios en los que pueden ir los electrones, simplemente debemos comenzar por el principio de la tabla periódica e ir añadiendo un electrón (y nucleones) cada vez que sea necesario, siempre al orbital de menor energía (a esta última regla se la llama "principio de Aufbau" y no siempre es lineal). Es decir, primero llenamos el orbital s, después el p, luego el d, y así consecutivamente. También es necesario tener en consideración la cantidad máxima de electrones que puede albergar cada orbital.

A modo de ejemplo, la configuración electrónica del hidrógeno, que tiene un solo electrón, será representada como 1s1. Eso se debe a que la nomenclatura definida es el valor del número cuántico n (1 en este caso), junto al orbital correspondiente (s) y como superíndice la cantidad de electrones que solo puede ser 1 o 2, por el principio de exclusión.

Átomos multielectrónicos

La existencia de más de un electrón en un átomo requiere considerar varios elementos. El número cuántico de espín del electrón