Configuración electrónica

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Configuración electrónica


En física y química, la configuración electrónica es la manera en la cual los electrones se estructuran o se modifican en un átomo, molécula o en otra estructura física, de acuerdo con el modelo de capas electrónico, en el cual las funciónes de ondas del sistema se expresa como un producto de orbitales antisimetrizado.[1] [2] Cualquier conjunto de electrones en un mismo estado cuántico deben cumplir el principio de exclusión de Pauli al ser partículas idénticas. Por ser fermiones (partículas de espín semientero) el principio de exclusión de Pauli nos dice que la función de onda total (conjunto de electrones) debe ser antisimétrica.[3] Por lo tanto, en el momento en que un estado cuántico es ocupado por un electrón, el siguiente electrón debe ocupar un estado cuántico diferente.

En los √°tomos, los estados estacionarios de la funci√≥n de onda de un electr√≥n en una aproximaci√≥n no relativista (los estados que son funci√≥n propia de la ecuaci√≥n de Schr√∂dinger \mathcal{\hat H}|\psi_k\rangle = E_k|\psi_k\rangle en donde \mathcal{\hat H} es el hamiltoniano monoelectr√≥nico correspondiente; para el caso general hay que recurrir a la ecuaci√≥n de Dirac de la mec√°nica cu√°ntica de campos) se denominan orbitales at√≥micos, por analog√≠a con la imagen cl√°sica de los electrones orbitando alrededor del n√ļcleo. Estos estados, en su expresi√≥n m√°s b√°sica, se pueden describir mediante cuatro n√ļmeros cu√°nticos: n, l, m y ms, y, en resumen, el principio de exclusi√≥n de Pauli implica que no puede haber dos electrones en un mismo √°tomo con los cuatro valores de los n√ļmeros cu√°nticos iguales.

De acuerdo con este modelo, los electrones pueden pasar de un nivel de energía orbital a otro ya sea emitiendo o absorbiendo un cuanto de energía, en forma de fotón. Debido al principio de exclusión de Pauli, no más de dos electrones pueden ocupar el mismo orbital y, por tanto, la transición se produce a un orbital en el cual hay una vacante.

Contenido

Valores de los n√ļmeros cu√°nticos

Art√≠culo principal: N√ļmeros cu√°nticos

En el caso de los orbitales de los √°tomos hidrogenoides el n√ļmero cu√°ntico principal n est√° asociado a los diferentes niveles de energ√≠a orbital permitidos o niveles cu√°nticos; los valores que toma son 1, 2, 3, 4,... Para n=1 se tiene el nivel de menor energ√≠a. Todos los estados con el mismo n√ļmero cu√°ntico principal forman una capa (o nivel). Por razones hist√≥ricas, estas capas electr√≥nicas (por ejemplo en espectroscopia de rayos X) tambi√©n se denotan como K, L, M, N,... El segundo n√ļmero cu√°ntico l corresponde al momento angular del estado. Estos estados tienen la forma de arm√≥nicos esf√©ricos, y por lo tanto se describen usando polinomios de Legendre. Tambi√©n por razones hist√≥ricas a estas subcapas (o subniveles), se les asigna una letra, que hace referencia al tipo de orbital que describe el estado electr√≥nico (s, p, d, f, ...),Los valores que puede tomar l son: 0, 1, 2, ..., (n-1), siendo n el n√ļmero cu√°ntico principal. El tercer n√ļmero cu√°ntico, m, puede tomar los valores desde -l a l, y por lo tanto hay un total de 2l+1 estados degenerados posibles. Cada uno de √©stos puede ser ocupado por dos electrones con espines opuestos, consecuencia de los dos posibles valores de la proyecci√≥n sobre el eje z del esp√≠n electr√≥nico, ms, que puede tomar los valores +1/2 √≥ -1/2. Esto da un total de 2(2l+1) electrones en total (tal como se puede ver en la tabla siguiente).

Valor de l Letra M√°ximo n√ļmero
de electrones
0 s 2
1 p 6
2 d 10
3 f 14
N√ļmero cu√°ntico Valores posibles
n 1, 2, 3,...
l 0,..., (n-1)
m -l, (-l+1),..., 0,....,(+l-1), +l
ms -1/2, +1/2


Notación

Artículo principal: Orbital atómico

En F√≠sica y Qu√≠mica se utiliza una notaci√≥n est√°ndar para describir las configuraciones electr√≥nicas de √°tomos y mol√©culas. Para los √°tomos, la notaci√≥n contiene la definici√≥n de los orbitales at√≥micos (en la forma n l, por ejemplo 1s, 2p, 3d, 4f) indicando el n√ļmero de electrones asignado a cada orbital (o al conjunto de orbitales de la misma subcapa) como un super√≠ndice. Por ejemplo, el hidr√≥geno tiene un electr√≥n en el orbital s de la primera capa, de ah√≠ que su configuraci√≥n electr√≥nica se escriba 1s1. El litio tiene dos electrones en la subcapa 1s y uno en la subcapa 2s (de mayor energ√≠a), de ah√≠ que su configuraci√≥n electr√≥nica se escriba 1s2 2s1 (pronunci√°ndose "uno-ese-dos, dos-ese-uno"). Para el f√≥sforo (n√ļmero at√≥mico 15), tenemos: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p3.

Para √°tomos con muchos electrones, esta notaci√≥n puede ser muy larga por lo que se utiliza una notaci√≥n abreviada, que tiene en cuenta que las primeras subcapas son iguales a las de alg√ļn gas noble. Por ejemplo, el f√≥sforo, difiere del arg√≥n y ne√≥n (1s2 2s2 2p6) √ļnicamente por la presencia de la tercera capa. As√≠, la configuraci√≥n electr√≥nica del f√≥sforo se puede escribir respecto de la del ne√≥n como: [Ne] 3s2 3p3. Esta notaci√≥n es √ļtil si tenemos en cuenta que la mayor parte de las propiedades qu√≠micas de los elementos vienen determinadas por las capas m√°s externas.

El orden en el que se escriben los orbitales viene dado por la estabilidad relativa de los orbitales, escribi√©ndose primero aquellos que tienen menor energ√≠a orbital. Esto significa que, aunque sigue unas pautas generales, se pueden producir excepciones. La mayor parte de los √°tomos siguen el orden dado por la regla de Madelung. As√≠, de acuerdo con esta regla, la configuraci√≥n electr√≥nica del hierro se escribe como: [Ar] 4s2 3d6. Otra posible notaci√≥n agrupa primero los orbitales con el mismo n√ļmero cu√°ntico n, de tal manera que la configuraci√≥n del hierro se expresa como [Ar] 3d6 4s2 (agrupando el orbital 3d con los 3s y 3p que est√°n implicitos en la configuraci√≥n del arg√≥n).

El super√≠ndice 1 de los orbitales ocupados por un √ļnico electr√≥n no es obligatorio.[4] Es bastante com√ļn ver las letras de los orbitales escritas en letra it√°lica o cursiva. Sin embargo, la Uni√≥n Internacional de Qu√≠mica Pura y Aplicada (IUPAC) recomienda utilizar letra normal, tal y como se realiza aqu√≠.

Historia

Niels Bohr fue el primero en proponer (1923) que la periodicidad en las propiedades de los elementos se pod√≠a explicar mediante la estructura electr√≥nica del √°tomo.[5] Su propuesta se bas√≥ en el modelo at√≥mico de Bohr para el √°tomo, en el cual las capas electr√≥nicas eran √≥rbitas electr√≥nicas a distancias fijas al n√ļcleo. Las configuraciones originales de Bohr hoy parecen extra√Īas para el qu√≠mico: al azufre se le asignaba una configuraci√≥n 2.4.4.6 en vez de 1s2 2s2 2p6 3s2 3p4.

Un a√Īo despu√©s, E. C. Stoner incorpora el tercer n√ļmero cu√°ntico de la teor√≠a de Sommerfeld en la descripci√≥n de las capas electr√≥nicas, y predice correctamente la estructura de capas del azufre como 2.8.6.[6] Sin embargo, ni el sistema de Bohr ni el de Stoner pod√≠an describir correctamente los cambios del espectro at√≥mico en un campo magn√©tico (efecto Zeeman). [1]

Distribución electrónica

Electron orbitals.svg

Es la distribuci√≥n de los electrones en los subniveles y orbitales de un √°tomo. La configuraci√≥n electr√≥nica de los elementos se rige seg√ļn el diagrama de Moeller:

Para comprender el diagrama de Moeller se utiliza la siguiente tabla:

s p d f
n = 1
1s
n = 2
2s
2p
n = 3
3s
3p
3d
n = 4
4s
4p
4d
4f
n = 5
5s
5p
5d
5f
n = 6
6s
6p
6d
n = 7
7s
7p

Para encontrar la distribución electrónica se escriben las notaciones en forma diagonal desde arriba hacia abajo y de derecha a izquierda (seguir colores):

1s
2s
2p 3s
3p 4s
3d 4p 5s
4d 5p 6s
4f 5d 6p 7s
5f 6d 7p

Este principio de construcción (denominado principio de Aufbau, del alemán Aufbau que significa 'construcción') fue una parte importante del concepto original de Bohr de configuración electrónica. Puede formularse como:[7]

sólo se pueden ocupar los orbitales con un máximo de dos electrones, en orden creciente de energía orbital: los orbitales de menor energía se llenan antes que los de mayor energía.

Así, vemos que se puede utilizar el orden de energías de los orbitales para describir la estructura electrónica de los átomos de los elementos. Un subnivel s se puede llenar con 1 ó 2 electrones. El subnivel p puede contener de 1 a 6 electrones; el subnivel d de 1 a 10 electrones y el subnivel f de 1 a 14 electrones. Ahora es posible describir la estructura electrónica de los átomos estableciendo el subnivel o distribución orbital de los electrones. Los electrones se colocan primero en los subniveles de menor energía y cuando estos están completamente ocupados, se usa el siguiente subnivel de energía superior. Esto puede representarse por la siguiente tabla:

s p d f
n = 1
2
n = 2
2
6
n = 3
2
6
10
n = 4
2
6
10
14
n = 5
2
6
10
14
n = 6
2
6
10
n = 7
2
6

Para encontrar la configuraci√≥n electr√≥nica se usa el mismo procedimiento anterior incluyendo esta vez el n√ļmero m√°ximo de electrones para cada orbital.

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

Finalmente la configuración queda de la siguiente manera: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s2 4f14 5d10 6p6 7s2 5f14 6d10 7p6


Para determinar la configuraci√≥n electr√≥nica de un elemento, basta con calcular cu√°ntos electrones hay que acomodar y entonces distribuirlos en los subniveles empezando por los de menor energ√≠a e ir llenando hasta que todos los electrones est√©n distribuidos. Un elemento con n√ļmero at√≥mico mayor tiene un electr√≥n m√°s que el elemento que lo precede. El subnivel de energ√≠a aumenta de esta manera:

  • Subnivel s, p, d o f: Aumenta el nivel de energ√≠a.

Sin embargo, existen excepciones, como ocurre en los elementos de transici√≥n al ubicarnos en los grupos del cromo y del cobre, en los que se promueve el electr√≥n dando as√≠ una configuraci√≥n fuera de lo com√ļn.

Bloques de la tabla periódica

La forma de la tabla peri√≥dica est√° √≠ntimamente relacionada con la configuraci√≥n electr√≥nica de los √°tomos de los elementos. Por ejemplo, todos los elementos del grupo 1 tienen una configuraci√≥n de [E] ns1 (donde [E] es la configuraci√≥n del gas inerte correspondiente), y tienen una gran semejanza en sus propiedades qu√≠micas. La capa electr√≥nica m√°s externa se denomina "capa de valencia" y (en una primera aproximaci√≥n) determina las propiedades qu√≠micas. Conviene recordar que el hecho de que las propiedades qu√≠micas eran similares para los elementos de un grupo fue descubierto hace m√°s de un siglo, antes incluso de aparecer la idea de configuraci√≥n electr√≥nica.[8] No est√° claro c√≥mo explica la regla de Madelung (que m√°s bien describe) la tabla peri√≥dica,[9] ya que algunas propiedades (tales como el estado de oxidaci√≥n +2 en la primera fila de los metales de transici√≥n) ser√≠an diferentes con un orden de llenado de orbitales distinto.

Regla de exclusión de Pauli

Esta regla nos dice que en un estado cuántico sólo puede haber un electrón. De aquí salen los valores del espín o giro de los electrones que es 1/2\hbar y con proyecciones \pm 1/2.

Tambi√©n que en una orientaci√≥n deben de caber dos electrones excepto cuando el n√ļmero de electrones se ha acabado por lo cual el orden que debe de seguir este ordenamiento en cada nivel es primero los de esp√≠n positivo (+1/2) y luego los negativos.

El principio de exclusi√≥n de Pauli fue un principio cu√°ntico enunciado por Wolfgang Ernst Pauli en 1925. Establece que no puede haber dos fermiones con todos sus n√ļmeros cu√°nticos id√©nticos (esto es, en el mismo estado cu√°ntico de part√≠cula individual). Perdi√≥ la categor√≠a de principio, pues deriva de supuestos m√°s generales: de hecho, es una consecuencia del teorema de la estad√≠stica del spin. El principio de exclusi√≥n de Pauli s√≥lo se aplica a fermiones, esto es, part√≠culas que forman estados cu√°nticos antisim√©tricos y que tienen esp√≠n semientero. Son fermiones, por ejemplo, los protones, los neutrones y los electrones, los tres tipos de part√≠culas subat√≥micas que constituyen la materia ordinaria. El principio de exclusi√≥n de Pauli rige, as√≠ pues, muchas de las caracter√≠sticas distintivas de la materia. En cambio, part√≠culas como el fot√≥n y el (hipot√©tico) gravit√≥n no obedecen a este principio, ya que son bosones, esto es, forman estados cu√°nticos sim√©tricos y tienen esp√≠n entero. Como consecuencia, una multitud de fotones puede estar en un mismo estado cu√°ntico de part√≠cula, como en los l√°seres. "Dos electrones en la corteza de un √°tomo no pueden tener al mismo tiempo los mismos n√ļmeros cu√°nticos". Es sencillo derivar el principio de Pauli, bas√°ndonos en el art√≠culo de part√≠culas id√©nticas. Los fermiones de la misma especie forman sistemas con estados totalmente antisim√©tricos, lo que para el caso de dos part√≠culas significa que:

mismo estado cu√°ntico |Ōą>, el estado del sistema completo es |ŌąŌą>.

Regla del octeto

Para que un átomo sea estable debe tener todos sus orbitales llenos (cada orbital con dos electrones, uno de espín +1/2 y otro de espín -1/2) Por ejemplo, el oxígeno, que tiene configuración electrónica 1s², 2s², 2p4, debe llegar a la configuración 1s², 2s², 2p6 con la cual los niveles 1 y 2 estarían llenos. Recordemos que la Regla del octeto, justamente establece que el nivel electrónico se completa con 8 electrones, excepto el Hidrógeno, que se completa con 2 electrones. Entonces el oxígeno tendrá la tendencia a ganar los 2 electrones que le faltan, por esto se combina con 2 átomos de hidrógenos (en el caso del agua, por ejemplo), que cada uno necesita 1 electrón (el cual recibe del oxígeno) y otorga a dicho átomo 1 electrón cada uno. De este modo, cada hidrógeno completó el nivel 1 y el oxígeno completó el nivel 2.

En qu√≠mica se denomina orbital a la zona del espacio que rodea a un n√ļcleo at√≥mico donde la probabilidad de encontrar un electr√≥n es m√°xima, cercana al 91%. Ejemplo de ello: 10Ne: 1s2, 2s2, 2p6 regla del octeto: 11Na:(Ne)10, 1s2, 2s2, 2p6, 3s1

Anomalías de configuración electrónica

Al desarrollar la configuración electrónica, encontramos una serie de excepciones. Es más estable llenar dos medios orbitales que completar uno y dejar el otro a uno o dos electrones de estar completado a la mitad. Así, los metales del grupo 6 en vez de tener los orbitales externos s completos y el orbital d a un electrón de estar semi-completo, donarán un electrón del orbital s al orbital d, quedando ambos completos a la mitad: s1d5en vez de s2d4. Igualmente, es más estable rellenar los orbitales d completamente, por lo que los elementos del grupo 11 tenderán a adoptar la configuración s1d10 en vez de s2d9. Ejemplos de estas anomalías son:

Antisarrus (Antiserruchos)

Se presenta en elementos de los grupos VIB y IB la mitad del siglo xlll usaban los numeros cuanticos

Ejemplo:

Grupo VIB:

24Cr: 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 4s2, 3d4 : es incorrecto .

24Cr: 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 4s1, 3d5 : es correcto

Grupo IB:

29Cu: 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 4s1, 3d10 : es correcto.


ER: n + l

Donde:

n: nivel l: subnivel


Ejemplo:

4s: 4 + 0 : 4

3p: 3 + 1 : 4

4d: 4 + 2 : 6

5f: 5 + 3 : 8

6g: 6 + 4 : 10

7h: 7 + 5 : 12

Orbital o REEMPE

En química se usa la expresión REEMPE para designar el valor esperado de un operador densidad de estados de dos electrones con ms=\pm 1/2. En otras palabras: la región donde existe mayor posibilidad de encontrar como máximo 2 electrones que se mueven en forma paralela y en sentidos contrarios. Su nombre proviene de Región de Espacio Energético de Manifestación Probabilística del Electrón.

Véase también

Referencias

  1. ‚ÜĎ International Union of Pure and Applied Chemistry. "configuration (electronic)". ¬ęCompendium of Chemical Terminology¬Ľ Internet edition (en ingl√©s).
  2. ‚ÜĎ Glosario de t√©rminos usados en fotoqu√≠mica, Universitat Aut√≤noma de Barcelona, Servei de Publicacions, Bellaterra, 1999. pdf
  3. ‚ÜĎ Cohen-Tannoudji, Claude; Bernard Diu, Franck Lalo√ę (1977). Quantum Mechanics. vol.1 (3¬™ edici√≥n). Par√≠s, Francia: Hermann. pp. 898. ISBN 0-471-16432-1. 
  4. ‚ÜĎ La forma completa de la notaci√≥n de la configuraci√≥n electr√≥nica representa un producto matem√°tico, de ah√≠ que 3p1 sea igual que 3p.
  5. ‚ÜĎ Niels Bohr (1923). ¬ę√úber die Anwendung der Quantumtheorie auf den Atombau. I. Die Grundpostulate der Quantentheorie¬Ľ. Z. Phys. 13:  pp. 117. http://www.springerlink.de/content/w043r7r43625126w/?p=0c5e8080841a48d9a3d27de149c3b6e3&pi=3. 
  6. ‚ÜĎ E.C. Stoner (1924). ¬ęThe distribution of electrons among atomic levels¬Ľ. Phil. Mag. (6th Ser.) 48:  pp. 719‚Äď36. 
  7. ‚ÜĎ International Union of Pure and Applied Chemistry. "aufbau principle". ¬ęCompendium of Chemical Terminology¬Ľ Internet edition (en ingl√©s).
  8. ‚ÜĎ La semejanza en las propiedades qu√≠micas y la relaci√≥n num√©rica existente entre el peso at√≥mico del calcio, estroncio y bario fue indicada por Johann Wolfgang D√∂bereiner en 1817.
  9. ‚ÜĎ Scerri, Eric R. (1998). ¬ęHow Good Is the Quantum Mechanical Explanation of the Periodic System?¬Ľ. J. Chem. Ed. 75 (11):  pp. 1384‚Äď85. http://www.chem.ucla.edu/dept/Faculty/scerri/pdf/How_Good_is.pdf.  Ostrovsky, V.N. (2005). ¬ęOn Recent Discussion Concerning Quantum Justification of the Periodic Table of the Elements¬Ľ. Foundations of Chemistry 7 (3):  pp. 235‚Äď39. doi:10.1007/s10698-005-2141-y. http://www.springerlink.com/content/p2rqg32684034736/fulltext.pdf.  Abstract.

Enlaces externos


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