(Ciencias de Joseleg)(Química)(La materia)(El átomo físico cuántico)(Ejercicios resueltos)(Introducción)(La caída de la teoría atómica clásica)(La luz entre Planck y Einstein)(El modelo matemático del átomo de Bohr)(Conceptos del átomo de Bohr)(El modelo atómico de Sommerfeld)(El modelo atómico moderno)(Las formas de los orbitales)( Impacto y paradojas del modelo atómico moderno)(Configuraciones electrónicas)(Referencias bibliográficas)(Versión documento word)
Fue Niels Bohr en 1923 el primero en proponer que la ley
periódica de los elementos podía ser explicada mediante la estructura
electrónica del átomo físico. Su propuesta se basó en su propio modelo que solo
gestionaba un número cuántico, el nivel principal de energía, que explicaba
precisamente los 7 periodos de la tabla como los 7 niveles de energía de un
átomo. Sin embargo, en los primeros años de la década de los 20s Sommerfeld
encontró otras características cuánticas del átomo, y finalmente el experimento
Stern y Gerlach terminarían por definir cuatro estados cuánticos, un verdadero
embrollo. No sería sino hasta 1936 mucho después de que se dejó de ver al
electrón como una partícula que la forma moderna de la configuración
electrónica fue establecida gracias a los trabajos de Madelung, Janet y
Klechkowski (Bahoueddine, 2016).
Las configuraciones electrónicas son un mecanismo útil pero
extremadamente limitado. Son útiles en algunas aproximaciones a la química,
como la organización de la tabla periódica, pues no solo la tabla de Janet
estaba organizada en base a bloques del subnivel (l), también lo está nuestra
tabla moderna, adicionalmente mucho de los elementos de los bloques s y puede
entenderse en base a la organización de los electrones. Sin embargo, las
configuraciones electrónicas también tienen varias limitaciones.
La limitación conceptual más importante es que no considera
al electrón como una onda, jamás, y eso se demostró como una visión limitada de
la materia gracias al trabajo de de Broglie a mediados de la década de 1920.
Otra limitación de la configuración electrónica es que no existen reglas
simples de llenado que permitan predecir a todos los elementos con su correcta
configuración experimental, el principio de Aufbau y Madelung solo dan cuenta
de forma correcta para los elementos en el bloque p y en el bloque s, pero no
explican algunos comportamientos “extraños” en los elementos del bloque f y el
bloque d. Adicionalmente no se da una explicación para la reactividad de
elementos antes considerados no reactivos como en xenón.
El átomo de hidrógeno es un versátil, ya que al excitar su
electrón es posible moverlo a través de varios niveles e incluso subniveles,
esto se logra gracias a que los subniveles en un mismo nivel no poseen
exactamente la misma energía gracias a las interacciones magnéticas con el
núcleo y a otros efectos cuánticos más complejos. Gracias a esto Schrödinger
pudo transformar los orbitales o “cajas” que emplearemos en las configuraciones
electrónicas de lápiz y papel en entidades matemáticas con volumen para
predecir ciertas propiedades de los electrones.
Existe diferentes formas de expresar una configuración
electrónica, ya sea con uno, dos, tres o cuatro números cuánticos, y
adicionalmente indicando o no indicando el nivel de energía de cada una de las
cajas donde se posicionan los electrones. Sea cual sea el caso es conveniente
recordar algunas cosas siempre. La primera, en un ejercicio de lápiz y papel,
la configuración electrónica basal de cualquier elemento solo puede ser trazada
con precisión para los elementos del bloque s y del bloque p, para poder
describir configuraciones de metales del bloque d o del bloque f es estrictamente
necesaria la tabla periódica ya que los elementos en estas series están
plagados de excepciones a la regla de Madelung.
La configuración electrónica con un solo número cuántico es
la más antigua de todas, fue propuesta originalmente por Niels Bohr. Para
obtenerla es imprescindible emplear la tabla periódica. Al emplear un solo
número cuántico solo tendrá dos entradas de información, el valor para el nivel
(n) y el valor para la cantidad de electrones en cada nivel n. Tenga en cuenta
que la suma de todos los electrones debe dar igual al número Z del elemento.
Este tipo de configuración por capas es anticuado y casi no es empleado para
nada práctico, así que lo pasaremos de largo.
La configuración electrónica más famosa de todas ya que es
la que viene consignada en la tabla periódica, saber leer esta configuración
nos permitirá interpretar las configuraciones correctas de la tabla periódica.
En esta configuración electrónica ya debemos aplicar el principio deconstrucción de AUFBAU y la regla de Madelung. Todos los elementos se
construyen de la misma manera, por lo que veremos cómo se despliegan los dos
números cuánticos hasta el del nivel 5s.
Dentro de cada uno de los subniveles o letras se distribuyen
electrones, teniendo en cuenta la carga máxima de electrones por nivel a saber:
(s = 2; p =6 ;d = 10 f = 14) hasta alcanzar el tope de
electrones del elemento. Normalmente el tope de electrones es igual al número
atómico, pues es el estado fundamental, pero en iones positivos la cantidad de
electrones disminuye igual a la carga del ion; y en iones negativos la cantidad
de electrones aumenta igual a la carga del ion. Miremos algunos ejemplos.
En la tabla periódica la configuración electrónica de 2 números cuánticos se encuentra compactada por medio de la notación de gas noble inmediatamente anterior. Dado que los subniveles previos al último son iguales siempre al gas noble más cercano las configuraciones electrónicas pueden resumirse indicando entre corchetes el gas noble, y colocando explícitamente la parte de la configuración que le es propia a cada elemento, como se observa en la Tabla 3.
Tabla 3. Notación de gas noble más cercano para configuraciones electrónicas de dos números cuánticos.
El tercer número cuántico lo presentamos como si se tratara
de cajas donde se almacenan los electrones, estas cajas son llamadas orbitales
y tienen un significado diferente si se interpreta al electrón como partícula o
como onda, aunque en cualquiera de las dos interpretaciones, cada orbital tiene
una capacidad máxima de dos electrones, el llenado sigue la regla de Hund que
dictamina que se deben llenar los orbitales de forma que los electrones se
puedan separar en diferentes orbitales de misma energía, siempre que sea
posible.
En 1927 Friedrich Hund estableció tres reglas para poder expresar el símbolo término que corresponde al estado basal de un átomo multielectrónico, en el cual se introduce la información de los números cuánticos de momento angular (ml) y (ms), siendo la primera de dichas reglas la más importante en la química, la cual es referenciada simplemente como la regla de Hund.
Tabla 4. Número de orbitales por cada subnivel
Sin embargo los símbolos empleados para la forma original de
las reglas de Hund emplean los símbolos originales de los números cuánticos, y
en la actualidad empleamos formas muy resumidas y esquemáticas, por ejemplo el
número (l) se ejemplifica en la notación espectroscopia (s,p,d,f…) el tercer
(ml) número cuántico se representa como cajas u orbitales y el cuatro número de
rotación (ms) se representa como una flecha hacia arriba y otra hacia abajo,
por lo que se hace necesario interpretar la notación original a los símbolos
que empleamos. Adicionalmente dado que este tema es visto principalmente en
química solo nos enfocaremos en la interpretación de la primera regla.
La primera regla de Hund tiene dos consecuencias independientes a la hora de predecir el estado fundamental de un elemento en términos de su configuración de tres y cuatro números cuánticos. La primera consecuencia establece que al llenar los orbitales electrónicos provenientes del tercer número cuántico, se llenarán de forma que los electrones puedan alejarse al máximo unos de otros, así se van colocando electrones en orbitales separados hasta que no exista más opción y se tengan que colocar en parejas. De aquí en más, adicionalmente solo nos interesarán las configuraciones electrónicas del último nivel de energía.
Tabla 5. Distribuciones electrónicas de tres números cuánticos para los últimos niveles de energía.
En la configuración de cuatro números cuánticos se emplean
las consecuencias de la regla de Hund sobre la rotación de los electrones. La
regla de Hund establece que a la hora de ir llenando orbitales de igual energía
como los del subnivel p comenzaremos llenándolos en diferentes orbitales con
una misma rotación “spin”, y solo cuando comenzamos a llenar de a dos
electrones en un mismo orbital entonces si lo hacemos con rotación opuesta.
La aplicación más importante de las configuraciones electrónicas es la racionalización de las propiedades químicas, tanto en química orgánica como inorgánica. De hecho, dichas configuraciones electrónicas se han convertido en la interpretación moderna de la teoría de la valencia, permitiendo describir el tipo de enlaces de los elementos, así como la geometría molecular del enlace covalente en muchas moléculas, aunque no en todas. Sin embargo, hay que recalcar que las configuraciones electrónicas tal como las expresamos actualmente al representar los electrones como flechas falla en el concepto de dualidad onda-partícula, en efecto la configuración electrónica solo nos deja interpretar al electrón como partícula, pero no como onda, lo cual la hace una herramienta de cuidado a la hora de trabajar el capítulo de mecánica cuántica moderna.
Tabla 6. Distribuciones electrónicas de cuatro números cuánticos para los últimos niveles de energía.
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