Estructura atómica
En el siglo V antes de Cristo, el filósofo griego Demócrito
postuló, sin evidencia científica, que el Universo estaba compuesto por
partículas muy pequeñas e indivisibles, que llamó "átomos".
Átomo, la unidad más pequeña posible de un elemento químico. En la filosofía de la antigua Grecia, la
palabra “átomo” se empleaba para referirse a la parte de materia más pequeño
que podía concebirse. Esa “partícula fundamental”, por emplear el término
moderno para ese concepto, se consideraba indestructible. De hecho, átomo
significa en griego “no divisible”. El conocimiento del tamaño y la naturaleza
del átomo avanzó muy lentamente a lo largo de los siglos ya que la gente se
limitaba a especular sobre él.
Sin embargo, los avances científicos de este siglo han demostrado
que la estructura atómica integra a partículas más pequeñas.
Así una definición de átomo sería:
El átomo es la
parte más pequeña en la que se puede obtener materia de forma estable, ya que
las partículas subatómicas que lo componen no pueden existir aisladamente salvo
en condiciones muy especiales. El átomo está formado por un núcleo, compuesto a
su vez por protones y neutrones, y por una corteza que lo rodea en la cual se
encuentran los electrones, en igual número que los protones.
Protón, descubierto por Ernest Rutherford
a principios del siglo XX, el protón es una partícula elemental que constituye
parte del núcleo de cualquier átomo. El número de protones en el núcleo
atómico, denominado número atómico, es el que determina las propiedades
químicas del átomo en cuestión. Los protones poseen carga eléctrica positiva y
una masa 1.836 veces mayor de la de los electrones.
Neutrón, partícula elemental
que constituye parte del núcleo de los átomos. Fueron descubiertos en 1930 por
dos físicos alemanes, Walter Bothe y Herbert Becker. La masa del
neutrón es ligeramente superior a la del protón, pero el número de neutrones en
el núcleo no determina las propiedades químicas del átomo, aunque sí su
estabilidad frente a posibles procesos nucleares (fisión, fusión o emisión de
radiactividad). Los neutrones carecen de carga eléctrica, y son inestables
cuando se hallan fuera del núcleo, desintegrándose para dar un protón, un
electrón y un antineutrino.
Electrón,
partícula elemental que constituye parte de cualquier átomo, descubierta en
1897 por J. J. Thomson. Los electrones de un átomo giran en torno a su
núcleo, formando la denominada corteza electrónica. La masa del electrón
es 1836 veces menor que la del protón y tiene carga opuesta, es decir,
negativa. En condiciones normales un átomo tiene el mismo número de protones
que electrones, lo que convierte a los átomos en entidades eléctricamente neutras.
Si un átomo capta o pierde electrones, se convierte en un ion.
Los científicos y el átomo
Ernest Rutherford, científico nacido en Nueva Zelandia, demostró
en 1911 la existencia del núcleo atómico, complementando el conocimiento del
electrón, descubierto en 1897 por J.J. Thompson. Desde entonces, múltiples
experiencias han demostrado que el núcleo está compuesto por partículas más
pequeñas, los protones y neutrones. Y en 1963, Murray Gell-Mann postuló que
protones y neutrones están compuestos por partículas aún más pequeñas, a las
que llamó "quarks".
La experiencia de Rutherford fue crucial en la determinación de la
estructura atómica. Los párrafos que siguen son un extracto de su propia
comunicación (1911):
"Es un hecho bien conocido que las partículas alfa y beta
sufren desviaciones de sus trayectorias rectilíneas a causa de las
interacciones con los átomos de la materia.
Parece indudable que estas partículas de movimiento veloz pasan en
su recorrido a través de los átomos, y las desviaciones observadas son debidas
al campo eléctrico dentro del sistema atómico.
Las observaciones de Geiger y Mardsen sobre la dispersión de
partículas alfa, indican que algunas de estas partículas deben de experimentar
en un solo encuentro desviaciones superiores a un ángulo recto.
Un cálculo simple demuestra que el átomo debe de ser asiento de un
intenso campo eléctrico para que se produzca una gran desviación en una
colisión simple..."
En aquella época Thomson había elaborado un modelo de átomo
consistente en un cierto número N de corpúsculos cargados negativamente,
acompañados de una cantidad igual de electricidad positiva distribuida
uniformemente en toda una esfera. Rutherford pone a prueba este modelo y
sugiere el actual modelo de átomo.
"La teoría de Thomson está basada en la hipótesis de que la
dispersión debida a un simple choque atómico es pequeña y que la estructura
supuesta para el átomo no admite una desviación muy grande de una partícula
alfa que incida sobre el mismo, a menos que se suponga que el diámetro de la
esfera de electricidad positiva es pequeño en comparación con el diámetro de
influencia del átomo.
Puesto que las partículas alfa y beta atraviesan el átomo, un
estudio riguroso de la naturaleza de la desviación debe proporcionar cierta luz
sobre la constitución del átomo, capaz de producir los efectos observados. En
efecto, la dispersión de partículas cargadas de alta velocidad por los átomos
de la materia constituyen uno de los métodos más prometedores de ataque del
problema.."
En la simulación de la experiencia de Rutherford, consideramos una
muestra de un determinado material a elegir entre varios y la situamos en el
centro de un conjunto de detectores dispuestos a su alrededor. El blanco es
bombardeado por partículas alfa de cierta energía producidas por un material
radioactivo. Se observa que muy pocas partículas son desviadas un ángulo
apreciable, y se producen muy raramente sucesos en los que la partícula alfa
retrocede.
Un poco de historia
Cinco siglos antes de Cristo, los filósofos griegos se preguntaban
si la materia podía ser dividida indefinidamente o si llegaría a un punto que
tales partículas fueran indivisibles. Es así, como Demócrito formula la teoría
de que la materia se compone de partículas indivisibles, a las que llamó átomos
(del griego atomos, indivisible).
El modelo de Dalton
En 1803 el químico inglés John Dalton propone una nueva
teoría sobre la constitución de la materia. Según Dalton toda la materia se
podía dividir en dos grandes grupos: los elementos y los compuestos. Los
elementos estarían constituidos por unidades fundamentales, que en honor a
Demócrito, Dalton denominó átomos. Los compuestos se constituirían de moléculas,
cuya estructura viene dada por la unión de átomos en proporciones definidas y
constantes. La teoría de Dalton seguía considerando el hecho de que los átomos
eran partículas indivisibles.
Hacia finales del siglo XIX, se descubrió que los átomos no son
indivisibles, pues se componen de varios tipos de partículas elementales. La
primera en ser descubierta fue el electrón en el año 1897 por el investigador
Sir Joseph Thomson, quién recibió el Premio Nobel de Física en 1906.
Posteriormente, Hantaro Nagaoka (1865-1950) durante sus trabajos realizados en
Tokio, propone su teoría según la cual los electrones girarían en órbitas
alrededor de un cuerpo central cargado positivamente, al igual que los planetas
alrededor del Sol. Hoy día sabemos que la carga positiva del átomo se concentra
en un denso núcleo muy pequeño, en cuyo alrededor giran los electrones.
El núcleo del átomo se descubre gracias a los trabajos realizados
en la Universidad de Manchester, bajo la dirección de Ernest Rutherford entre
los años 1909 a
1911. El experimento utilizado consistía en dirigir un haz de partículas de
cierta energía contra una plancha metálica delgada, de las probabilidades que
tal barrera desviara la trayectoria de las partículas , se dedujo la
distribución de la carga eléctrica al interior de los átomos.
Constitución del átomo y modelos atómicos
La descripción básica de la constitución atómica, reconoce la
existencia de partículas con carga eléctrica negativa, llamados electrones, los
cuales giran en diversas órbitas (niveles de energía) alrededor de un núcleo
central con carga eléctrica positiva. El átomo en su conjunto y sin la
presencia de perturbaciones externas es eléctricamente neutro.
El núcleo lo componen los protones con carga eléctrica positiva, y
los neutrones que no poseen carga eléctrica.
El tamaño de los núcleos atómicos para los diversos elementos
están comprendidos entre una cienmilésima y una diezmilésima del tamaño del
átomo.
La cantidad de protones y de electrones presentes en cada átomo es
la misma. Esta cantidad recibe el nombre de número atómico, y se designa por la
letra "Z". A la cantidad total de protones más neutrones presentes en
un núcleo atómico se le llama número másico y se designa por la letra
"A".
Si designamos por "X" a un elemento químico cualquiera,
su número atómico y másico se representa por la siguiente simbología:
ZXA
Por ejemplo, para el Hidrógeno tenemos: 1H1.
Si bien hoy en día todas las características anteriores de la
constitución atómica son bastante conocidas y aceptadas, a través de la
historia han surgido diversos modelos que han intentado dar respuesta sobre la
estructura del átomo.
Algunos de tales modelos son los
siguientes:
a) El Modelo de Thomson.
Thomson sugiere un modelo atómico que tomaba en cuenta la
existencia del electrón, descubierto por él en 1897. Su modelo era estático,
pues suponía que los electrones estaban en reposo dentro del átomo y que el
conjunto era eléctricamente neutro. Con este modelo se podían explicar una gran
cantidad de fenómenos atómicos conocidos hasta la fecha. Posteriormente, el
descubrimiento de nuevas partículas y los experimentos llevado a cabo por
Rutherford demostraron la inexactitud de tales ideas.
b) El Modelo de Rutherford.
Basado en los resultados de su trabajo que demostró la existencia
del núcleo atómico, Rutherford sostiene que casi la totalidad de la masa del
átomo se concentra en un núcleo central muy diminuto de carga eléctrica positiva.
Los electrones giran alrededor del núcleo describiendo órbitas circulares.
Estos poseen una masa muy ínfima y tienen carga eléctrica negativa. La carga
eléctrica del núcleo y de los electrones se neutralizan entre sí, provocando
que el átomo sea eléctricamente neutro.
El modelo de Rutherford tuvo que ser abandonado, pues el
movimiento de los electrones suponía una pérdida continua de energía, por lo
tanto, el electrón terminaría describiendo órbitas en espiral, precipitándose
finalmente hacia el núcleo. Sin embargo, este modelo sirvió de base para el
modelo propuesto por su discípulo Neils Bohr, marcando el inicio del estudio
del núcleo atómico, por lo que a Rutherford se le conoce como el padre de la
era nuclear.
c) El Modelo de Bohr.
El físico danés Niels Bohr ( Premio Nobel de Física 1922), postula
que los electrones giran a grandes velocidades alrededor del núcleo atómico.
Los electrones se disponen en diversas órbitas circulares, las cuales
determinan diferentes niveles de energía. El electrón puede acceder a un nivel
de energía superior, para lo cual necesita "absorber" energía. Para
volver a su nivel de energía original es necesario que el electrón emita la
energía absorbida (por ejemplo en forma de radiación). Este modelo, si bien se
ha perfeccionado con el tiempo, ha servido de base a la moderna física nuclear.
d) Modelo Mecano - Cuántico.
Se inicia con los estudios del físico francés Luis De Broglie,
quién recibió el Premio Nobel de Física en 1929. Según De Broglie, una
partícula con cierta cantidad de movimiento se comporta como una onda. En tal
sentido, el electrón tiene un comportamiento dual de onda y corpúsculo, pues
tiene masa y se mueve a velocidades elevadas. Al comportarse el electrón como
una onda, es difícil conocer en forma simultánea su posición exacta y su
velocidad, por lo tanto, sólo existe la probabilidad de encontrar un electrón
en cierto momento y en una región dada en el átomo, denominando a tales
regiones como niveles de energía. La idea principal del postulado se conoce con
el nombre de Principio de Incertidumbre de Heisenberg.
Configuración electrónica
Al referirnos a la configuración electrónica (o periódica)
estamos hablando de la descripción de la ubicación de los electrones en los
distintos niveles (con subniveles y orbitales) de un determinado átomo.
Configurar significa "ordenar" o "acomodar", y
electrónico deriva de "electrón"; así, configuración electrónica es
la manera ordenada de repartir los electrones en los niveles y subniveles de
energía.
Científicamente, diremos que es la representación del modelo
atómico de Schrödinger o modelo de la mecánica cuántica. En esta
representación se indican los niveles, subniveles y los orbitales que ocupan
los electrones.
Debemos acotar que aunque el modelo de Schrödinger es exacto sólo
para el átomo de hidrógeno, para otros átomos es aplicable el mismo modelo
mediante aproximaciones muy buenas.
Para comprender (visualizar o graficar) el mapa de configuración
electrónica (o periódica) es necesario revisar los siguientes conceptos.
Los Números Cuánticos
En el contexto de la mecánica cuántica, en la descripción de un
átomo se sustituye el concepto de órbita por el de orbital atómico. Un
orbital atómico es la región del espacio alrededor del núcleo en el que la
probabilidad de encontrar un electrón es máxima.
La solución matemática de la ecuación de Schrödinger precisa de
tres números cuánticos. Cada trío de valores de estos números describe un
orbital.
Número cuántico principal (n): puede tomar valores enteros (1, 2, 3, 4,
5, 6, 7) y coincide con el mismo número cuántico introducido por Bohr.
Está relacionado con la distancia promedio del electrón al núcleo en un
determinado orbital y, por tanto, con el tamaño de este e indica el nivel de
energía.
Número cuántico secundario (l): Los niveles de energía, identificados
con el número cuántico principal (n), poseen subniveles, los cuales se
asocian, además, a la forma del orbital, y son identificados por el número
cuántico secundario (l). Entonces, los valores del número cuántico
secundario dependen del número cuántico principal "n".
Así, la cantidad de subniveles de energía que posea cada nivel
principal está dada por la fórmula n – 1 (el valor del número cuántico
principal menos uno).
Este número cuántico secundario (l) nos indica en que subnivel se
encuentra el electrón, y toma valores desde 0 hasta (n - 1), recordando que n
es el valor del número cuántico principal. Así, para cada nivel n, el número
cuántico secundario (l) será:
l = 0, 1, 2, 3,…, n-1.
Ejemplo:
Si n = 1 (n – 1 = 0), entonces l = 0 (en el nivel de energía 1 no
hay subniveles de energía, y para efectos de comprensión se considera este
nivel 1 como subnivel 0)
Si n = 2 (n -1 = 1), entonces l = 0, 1. El nivel de energía 2
posee dos subniveles, identificados como 0 y 1
Si n = 3 (n – 1 = 2), entonces l = 0, 1, 2. El nivel de energía 3
posee tres subniveles, identificados como 0, 1 y 2
Si n = 4 (n – 1 = 3), entonces l = 0, 1, 2, 3. El nivel de energía
4 posee cuatro subnoiveles, identificados como 0, 1, 2 y 3
Si n = 5 (n – 1 = 4), entonces l = 0, 1, 2, 3, 4. El nivel de
energía 5 posee cinco subnoveles, identificados como 0, 1, 2, 3 y 4
También para efectos de comprensión, la comunidad científica ha
aceptado que los números que representan los subniveles (0, 1, 2, y 3) sean
reemplazados por las letras s, p, d y f, respectivamente, para representar los
distintos tipos de orbitales.
Estas letras se obtiene de la inicial de las palabras sharp
(s), principal (p), difuso (d) y fundamental (f).
Cada subnivel, a su vez, posee distinta cantidad de orbitales, lo
cual veremos más adelante.
Ahora, con respecto a la forma del orbital de estos subniveles, el
número cuántico secundario (o azimutal) determina la excentricidad de la
órbita: cuanto mayor sea este número, más excéntrica será la
órbita; es decir, será más aplanada la elipse que recorre el electrón.
Así, en el nivel 1 (o capa K) el valor del nivel (identificado
como subnivel 0) es cero (no hay excentricidad) y su órbita es circular.
Cada vez que aumenta el valor del número cuántico secundario (o
azimutal) aumenta la excentricidad de la órbita, como se demuestra en el
siguiente gráfico:
Número cuántico magnético (ml): puede tener todos los valores desde – l
hasta + l pasando por cero. Describe la orientación espacial del orbital e
indica el número de orbitales presentes en un subnivel determinado.
Para explicar determinadas características de los espectros de emisión se
consideró que los electrones podían girar en torno a un eje propio, bien en el
sentido de las agujas del reloj o en el sentido contrario. Para caracterizar
esta doble posibilidad se introdujo el número cuántico de espín (ms) que
toma los valores de + ½ o – ½..
Para entender el concepto de configuración electrónica es
necesario asumir o aplicar dos principios importantes:
• Principio de Incertidumbre de Heisenberg: “Es imposible
determinar simultáneamente la posición exacta y el momento exacto del electrón”
• Principio de Exclusión de Pauli: “Dos electrones del
mismo átomo no pueden tener los mismos números cuánticos idénticos y por lo
tanto un orbital no puede tener más de dos electrones”.
Tipos de configuración electrónica
Para graficar la configuración electrónica existen cuatro
modalidades, con mayor o menor complejidad de comprensión, que son:
Configuración estándar
Se representa la configuración electrónica que se obtiene usando
el cuadro de las diagonales (una de sus formas gráficas se muestra en la
imagen de la derecha).
Es importante recordar que los orbitales se van llenando en el
orden en que aparecen, siguiendo esas diagonales, empezando siempre por el 1s.
Aplicando el mencionado cuadro de las diagonales la configuración
electrónica estándar, para cualquier átomo, es la siguiente:
1s2 2s2
2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6
5s2 4d10 5p6 6s2 4f14 5d10
6p6 7s2 5f14 6d10 7p6
Más adelante explicaremos cómo se llega este enjambre de números y
letras que perturba inicialmente, pero que es de una simpleza sorprendente.
Configuración condensada
Los niveles que aparecen llenos en la configuración estándar se
pueden representar con un gas noble (elemento del grupo VIII A, Tabla Periódica de los elementos), donde el
número atómico del gas coincida con el número de electrones que llenaron el
último nivel.
Los gases nobles son He, Ne, Ar, Kr, Xe y Rn.
Configuración desarrollada
Consiste en representar todos los electrones de un átomo empleando
flechas para simbolizar el spin de cada uno. El llenado se realiza respetando
el principio de exclusión de Pauli y la Regla de máxima multiplicidad de Hund.
Configuración semidesarrollada
Esta representación es una combinación entre la configuración
condensada y la configuración desarrollada. En ella sólo se representan los
electrones del último nivel de energía.
Niveles de energía o capas
Si repasamos o recordamos los diferentes modelos atómicos veremos que en esencia un
átomo es parecido a un sistema planetario. El núcleo sería la estrella y los
electrones serían los planetas que la circundan, girando eso sí (los
electrones) en órbitas absolutamente no definidas, tanto que no se puede determinar
ni el tiempo ni el lugar para ubicar un electrón (Principio de Incertidumbre
de Heisenberg).
Los electrones tienen, al girar, distintos niveles de energía
según la órbita (en el átomo se llama capa o nivel) que ocupen, más cercana o
más lejana del núcleo. Entre más alejada del núcleo, mayor nivel de energía en
la órbita, por la tendencia a intercambiar o ceder electrones desde las capas
más alejadas.
Entendido el tema de las capas, y sabiendo que cada una de ellas
representa un nivel de energía en el átomo, diremos que:
1. Existen 7 niveles de energía o capas donde pueden situarse los
electrones para girar alrededor del núcleo, numerados del 1, el más interno o
más cercano al núcleo (el que tiene menor nivel de energía), al 7, el más
externo o más alejado del núcleo (el que tiene mayor nivel de energía).
Estos niveles de energía corresponden al número cuántico principal
(n) y además de numerarlos de 1
a 7, también se usan letras para denominarlos, partiendo
con la K. Así: K =1, L = 2, M
= 3, N = 4, O = 5, P = 6, Q = 7.
2. A su vez, cada nivel de energía o capa
tiene sus electrones repartidos en distintos subniveles, que pueden ser
de cuatro tipos: s, p, d, f.
Para determinar la configuración electrónica de un elemento sólo hay que saber
cuantos electrones debemos acomodar y distribuir en los subniveles empezando
con los de menor energía e ir llenando hasta que todos los electrones estén
ubicados donde les corresponde. Recordemos que partiendo desde el subnivel
s, hacia p, d o f se aumenta el nivel 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 niveles, subniveles, orbitales y número de
electrones posibles en ellos se resume, para las 4 primera capas, en la
siguiente tabla:
Niveles de energía o capa (n)
|
1 (K)
|
2 (L)
|
3 (M)
|
4 (N)
|
Tipo de subniveles
|
s
|
s p
|
s p d
|
s p d f
|
Número de orbitales en cada subnivel
|
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
de energía o capa
|
2
|
8
|
18
|
32
|
Insistiendo en el concepto inicial, repetimos que la configuración
electrónica de un átomo es la distribución de sus electrones en los distintos
niveles, subniveles y orbitales. Los electrones se van situando en los
diferentes niveles y subniveles por orden de energía creciente (partiendo
desde el más cercano al núcleo) hasta completarlos.
Recordemos que alrededor del núcleo puede haber un máximo de siete
capas atómicas o niveles de energía donde giran los electrones, y cada capa
tiene un número limitado de ellos.
La forma en que se completan los niveles, subniveles y orbitales
está dada por la secuencia que se grafica en el esquema conocido como regla
de las diagonales:
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.
Regla de las diagonales
Sirve para determinar el mapa de configuración electrónica (o
periódica) de un elemento.
En otras palabras, la secuencia de ocupación de los orbitales
atómicos la podemos graficar usando la regla de la diagonal, para ello debemos
seguir la flecha roja del esquema de la derecha, comenzando en 1s;
siguiendo la flecha podremos ir completando los orbitales con los electrones en
forma correcta.
En una configuración estándar, y de acuerdo a la secuencia seguida
en el grafico de las diagonales, el orden de construcción para la configuración
electrónica (para cualquier elemento) es el siguiente:
1s2 2s2
2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6
5s2 4d10 5p6 6s2 4f14 5d10
6p6 7s2 5f14 6d10 7p6
Los valores que se encuentran como superíndices indican la cantidad
máxima de electrones que puede haber en cada subnivel (colocando sólo dos
en cada orbital de los subniveles).
En la tabla periódica, entre los datos que encontramos de cada uno
de los elementos se hallan el Número atómico y la Estructura
electrónica o Distribución de electrones en niveles.
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 cómo se distribuyen los electrones en los distintos niveles de energía
de un átomo (lo que vimos más arriba con la regla de las diagonales).
Pero, si no tengo la tabla periódica para saber cuantos electrones
tengo en cada nivel, ¿cómo puedo hacer para averiguarlo?
Ya vimos que la regla de las diagonales ofrece un medio
sencillo para realizar dicho cálculo.
Para escribir la configuración electrónica de un átomo es
necesario:
Saber el número de electrones que tiene el átomo; para ello basta
conocer el número atómico (Z) del átomo en la tabla periódica.
Recuerda que el número de electrones en un átomo neutro es igual al número
atómico (Z).
Ubicar los electrones en cada uno de los niveles de energía, comenzando desde el
nivel más cercano al núcleo (nivel 1).
Respetar la capacidad máxima de cada subnivel (s = 2e-, p = 6e-, d = 10e- y f =
14e-).
Supongamos que tenemos que averiguar la Distribución electrónica
en el elemento sodio, que como su número atómico indica tiene 11 electrones,
los pasos son muy sencillos: debemos seguir las diagonales, como se representan
más arriba.
En el ejemplo del sodio sería: 1s2, como siguiendo la
diagonal no tengo nada busco la siguiente diagonal y tengo 2s2, como
siguiendo la diagonal no tengo nada busco la siguiente diagonal y tengo 2p6,
siguiendo la diagonal tengo 3s2.
Siempre debo ir sumando los superíndices, que me indican la
cantidad de electrones. Si sumo los superíndices del ejemplo, obtengo 12,
quiere decir que tengo un electrón de más, ya que mi suma para ser correcta
debe dar 11, por lo que al final debería corregir para que me quedara 3s1.
Por lo tanto, para el sodio (11 electrones), el resultado es: 1s2
2s2 2p6 3s1
Primer nivel: 2 electrones (los 2 en subnivel s, en un orbital);
Segundo nivel: 8 electrones (2 en subnivel s, en un orbital, y 6 en subnivel p,
con 2 en cada uno de sus 3 orbitales);
tercer nivel: 1 electrón (ubicado en el subnivel s, en un orbital).
En la tabla periódica podemos leer, respecto al sodio: 2 - 8 - 1
Otros ejemplos:
CLORO:
17 electrones
1s2
2s2 2p6 3s2 3p5
1º nivel: 2 electrones
2º nivel: 8 electrones
3º nivel: 7 electrones
En la tabla periódica podemos leer: 2 - 8 - 7
|
MANGANESO:
25 electrones
1s2
2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d5
1º nivel: 2 electrones
2º nivel: 8 electrones
3º nivel: 13 electrones
4º nivel: 2 electrones
En la tabla periódica podemos leer: 2 - 8 - 13 – 2
|
El superíndice es el número de electrones de cada subnivel
(recordando siempre que en cada orbital del subnivel caben solo dos electrones).
El Número máximo de electrones por nivel es 2(n)2
(donde n es la cantidad de subniveles que tiene cada nivel).
Hagamos un ejercicio:
Supongamos que deseamos conocer la configuración electrónica de la
plata, que tiene 47 electrones.
Por lo ya aprendido, sabemos que el orden de energía de los
orbitales es 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, etc.
En cada subnivel s (que tienen sólo un orbital) cabrán dos
electrones.
En cada subnivel p (que tienen 3 orbitales) cabrán 6
electrones.
En cada subnivel d (que tienen 5 orbitales) cabrán 10
electrones.
En cada subnivel f (que tienen 7 orbitales) cabrán 14
electrones.
Siguiendo esta regla debemos colocar los 47 electrones del átomo
de plata, la cual debe quedar así::
1s2,
2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 4s2,
3d10, 4p6, 5s2, 4d9
donde sólo se han puesto 9 electrones en los orbitales d
(que son cinco) de la capa cuarta para completar, sin pasarse, los 47
electrones de la plata.
Como representar la configuración electrónica de un átomo:
1.- Conocer su número
atómico (sacado de la tabla periódica).
2.- La carga (del átomo o del ión) está dada por número de
protones menos (–) número de electrones.
3.- El número de protones es igual al número atómico del elemento
(átomo o ión).
4.- En cada átomo hay (en estado eléctrico neutro) igual número de
protones que de electrones.
Por ejemplo, el ión Mg+2 (magnesio más dos),
averiguamos o sabemos que su número atómico (Z) es 12, significa que tiene 12
protones y debería tener 12 electrones, pero como el ión de nuestro ejemplo (Mg+2)
tiene carga +2 (porque perdió o cedió 2 electrones), hacemos
12 (protones) – X = 2
Por lo tanto X (número de electrones del ión Mg+2) es
igual a 10,
El ión Mg+2 tiene 10 electrones.
¿Cómo se determina su configuración electrónica o lo que es lo
mismo cómo se distribuyen esos electrones en los orbitales del átomo?
Empezamos por el nivel inferior (el más cercano al núcleo): 1, que
sólo tiene un orbital s, y sabemos que cada orbital tiene como máximo 2
electrones (1s2).
Pasamos al segundo nivel, el 2, en el cual encontramos orbitales s
(uno) y orbitales p (tres) (2s y 2p 2p 2p).
En 2s hay sólo 2 electrones: 2s2 y en cada 2p hay dos
electrones: 1s2 2s2 2p6 (este 2p6
es los mismo que 2p2 + 2p2 + 2p2= 2p6)
Otro ejemplo:
Configuración electrónica del fósforo (P)
Nº atómico Z = 15
15 protones y 15 electrones
1s2 2s2 2p6 3s2 3p3
Relación de la Configuración electrónica con la Tabla
Periódica
De modo inverso, si tenemos o conocemos la configuración
electrónica de un elemento podemos predecir exactamente el número atómico,
el grupo y el período en que se encuentra el elemento en la tabla
periódica.
Por ejemplo, si la configuración electrónica de un elemento es 1s2
2s2 2p6 3s2 3p5, podemos hacer
el siguiente análisis:
Para un átomo la suma total de los electrones es igual al número
de protones; es decir, corresponde a su número atómico, que en este caso
es 17. El período en que se ubica el elemento está dado por el máximo
nivel energético de la configuración, en este caso corresponde al período
3, y el grupo está dado por la suma de los electrones en los subniveles s
y p del último nivel; es decir, corresponde al grupo 7.
Propiedades Periódicas
Energía de ionización
- La energía de ionización es la energía mínima necesaria para que
un átomo gaseoso en su estado fundamental o de menor energía, separe un
electrón de este átomo gaseoso y así obtenga un ión positivo gaseoso en su
estado fundamental:
Las energías de ionización de los elementos de un período aumentan
al incrementarse el número atómico. Cabe destacar que las energías de
ionización de los gases nobles (grupo 8A) son mayores que todas las demás,
debido a que la mayoría de los gases nobles son químicamente inertes en virtud
de sus elevadas energías de ionización. Los elementos del grupo 1A (los metales
alcalinos) tienen las menores energías de ionización.
Cada uno de estos elementos tiene un electrón en la última capa, el cual es
energéticamente fácil de quitar (a partir de ahí, es posible diferenciar entre
energía de ionización 1, 2 y 3), por ello los elementos de este grupo forman
cationes (iones positivos).
Dentro de un grupo, la energía o potencial de ionización disminuye a medida que
aumenta el número atómico, es decir de arriba abajo. Esto se debe a que en
elementos más grandes la fuerza con la que están unidos los electrones es mayor
que en átomos más pequeños, y para sacar un electrón se requiere más energía. Las
energías de ionización de los elementos de un periodo aumentan al incrementarse
el número atómico. Cabe destacar que las energías de ionización de los gases
nobles (grupo 8A) son mayores que todas las demás, debido a que la mayoría de
los gases nobles son químicamente inertes en virtud de sus elevadas energías de
ionización. Los elementos del grupo 1A (los metales alcalinos) tienen las
menores energías de ionización.
Cada uno de estos elementos tiene un electrón en la última capa, el cual es
energéticamente fácil de quitar (a partir de ahí, es posible diferenciar entre
energía de ionización 1, 2 y 3), por ello los elementos de este grupo forman
cationes (iones positivos).
Dentro de un grupo, la energía o potencial de ionización disminuye a medida que
aumenta el número atómico, es decir de arriba abajo. Esto se debe a que en
elementos más grandes la fuerza con la que están unidos los electrones es mayor
que en átomos más pequeños, y para sacar un electrón se requiere más energía.
Electronegatividad
- La afinidad electrónica es el cambio de energía cuando un átomo acepta un electrón
en el estado gaseoso:
Entre
más negativa sea la afinidad electrónica, mayor será la tendencia del átomo a
aceptar (ganar) un electrón. Los elementos que presentan energías más negativas
son los halógenos (7A), debido a que la electronegatividad o capacidad de estos
elementos es muy alta.
La afinidad electrónica no presenta un aumento o
disminución de forma ordenada dentro de la tabla periódica, más bien de forma
desordenada, a pesar de que presenta algunos patrones como por ejemplo que los
no metales poseen afinidades electrónicas más bajas que los metales. En forma
global es posible encontrar un estándar de variación parecido al de la energía
de ionización.
-
Electronegatividad: Tendencia que presenta un átomo a atraer electrones de
otro cuando forma parte de un compuesto. Si un átomo atrae fuertemente
electrones, se dice que es altamente electronegativo, por el contrario, si no
atrae fuertemente electrones el átomo es poco electronegativo. Cabe destacar,
que cuando un átomo pierde fácilmente sus electrones, este es denominado
“electropositivo”. La electronegatividad posee relevancia en el momento de
determinar la polaridad de una molécula o enlace, así como el agua (H2O) es
polar, en base a la diferencia de electronegatividad entre Hidrógeno y Oxígeno.
En la tabla periódica la electronegatividad aumenta de
izquierda a derecha en un período y de abajo hacia arriba en un grupo.
Radio atómico
- Radio
atómico: es la mitad de la distancia
entre dos núcleos de dos átomos adyacentes. Numerosas propiedades físicas,
incluyendo la densidad, el punto de fusión, el punto de ebullición, están
relacionadas con el tamaño de los átomos. Los radios atómicos están
determinados en gran medida por cuán fuertemente atrae el núcleo a los
electrones. A mayor carga nuclear efectiva los electrones estarán más
fuertemente enlazados al núcleo y menor será el radio atómico. Dentro de un
periodo, el radio atómico disminuye constantemente debido a que aumenta la
carga nuclear efectiva. A medida que se desciende en un grupo el radio aumenta
según aumenta el número atómico.
Radio iónico
- Radio iónico: es el
radio de un catión o de un anión. El radio iónico afecta las propiedades
físicas y químicas de un compuesto iónico. Por ejemplo, la estructura
tridimensional de un compuesto depende del tamaño relativo de sus cationes y
aniones. Cuando un átomo neutro se convierte en un ión, se espera un cambio en
el tamaño. Si el átomo forma un anión, su tamaño aumenta dado que la carga
nuclear permanece constate pero la repulsión resultante entre electrones
extiende el dominio de la nube electrónica. Por otro lado, un catión es más
pequeño que su átomo neutro, dado que quitar uno o más electrones reduce la
repulsión electrón–electrón y se contrae la nube electrónica. El radio iónico
aumenta de acuerdo al radio atómico, es decir a lo largo de un periodo aumenta
conforme el número atómico, y en un grupo aumenta hacia abajo.
Ejercitación:
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1) Completar el siguiente cuadro:
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Símbolo
|
Z
|
A
|
p
|
e-
|
N
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Configuración
Electrónica
|
C
|
6
|
|
|
|
6
|
|
Fe
|
|
56
|
26
|
|
|
|
S
|
|
32
|
|
|
16
|
|
K+
|
|
|
|
|
20
|
1s22s22p63s23p6
|
O-2
|
|
|
|
10
|
8
|
|
Mn
|
25
|
55
|
|
|
|
|
Ag
|
|
108
|
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[Kr] 5s2
4d9
|
Rb+
|
|
85
|
37
|
|
|
|
Zn
|
|
|
30
|
|
35
|
|
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|
|
2- a) Escriba la configuración
electrónica de: Sr ; Cr ; I ; Cl
b) Clasifique y explique a qué grupo,
período y bloque de la Tabla Periódica pertenece cada uno
3-a)Considerar las siguientes configuraciones electrónicas:
a) 1s22s22p63s23p64s2
3d7 b)
1s22s22p63s23p4
c) 1s22s22p63s23p64s23d104p65s2
3)-b)Explicar cuál
o cuáles corresponden a elementos representativos y cuál o cuáles a elementos
de transición. Indicar grupo y período.
4- Defina electronegatividad y
compare valores para Cr- As- Br. Justifique su respuesta.
5- Dados los siguientes
pares de especies químicas:
a - Fe3+ y Mn2+ b - Ca
y Mg
c - S
y Cl d -
Cl- y Br-
e- Cl
y Cl-
a) Explique en
cada par qué entidad química tiene mayor:
tamaño atómico y/o tamaño iónico
6-
Indique el grupo, período y tipo de elemento para los átomos que tienen las
siguientes configuraciones electrónicas :
a) 1s22s22p63s23p5
b) 1s22s22p63s23p64s2
c) 1s22s22p63s23p64s2 3d2
d) 1s22s22p63s23p64s23d104p6
7) De los ejemplos anteriores, indicar que
tipo de unión puede haber entre el elemento a y el b; y entre el elemento a y
el c. Justificar.
8) Dada la especie:
A=56
z=26X
Indique i) ¿Cuántos protones, neutrones y electrones posee?, ii)
escriba la configuración electrónica correspondiente, iii) Indique si tendrá o
no propiedades metálicas.
9) Qué es un isótopo.
10) Realizar la configuración electrónica de los elementos cuyo Z
se indican a continuación:
a) Z= 27
b) Z= 35
c) Z= 19
Indicar grupo, período, si es representativo, halógeno, gas
inerte, alcalino, alcalino terreo o elemento de transición.