Estructura atómica y distribución electrónica

Configuración Electrónica

Configuraciones Electrónicas

Al examinar las configuraciones electrónicas de los primeros 36 elementos de la tabla periódica, se ve que siguen una pauta regular. Ese comportamiento se puede resumir es un conjunto de reglas sencillas, con el que se pueden deducir las configuraciones electrónicas de la mayor parte de los elementos.

· La cantidad de subcapas en una capa es igual al número n de la capa.

· n=1 1s

· n=2 2s y 2p

· n=3 3s 3p y 3d

· n=4 4s 4p 4d y 4f

· Las subcapas se identifican con s, p, d y f, respectivamente, en orden de energía creciente.

· 4s < 4p < 4d < 4f

· Siempre hay una cantidad impar de orbitales en una subcapa, y esa cantidad aumenta en el mismo orden que la energía de esas subcapas.

· 4s= 1 orbital

· 4s= 3 orbitales

· 4s= 5 orbitales

· 4s= 7 orbitales

· Como cada orbital puede contener hasta 2 electrones la cantidad máxima de electrones en una subcapa es igual al doble de la cantidad de orbitales.

· s 2 electrones

· p 6 electrones

· d 10 electrones

· f 14 electrones

· Los electrones se agregan uno por uno a un átomo, comenzando por el orbital más bajo disponible.

· El orden de llenado de los orbitales atómicos se lee siguiendo las flechas, desde la parte superior del primer renglón, pasando al segundo, tercero, etc.

Orbital d

Cuando l=2 existen 5 valores para m que corresponden a 5 orbitales d. El valor mínimo de n para un orbital d es de 3. Como l nunca puede ser mayor que n -1, cuando n=3 y l=2, se tienen 5 orbitales 3d (3dy, 3dyz, 3dxz, 3dx2z2 y 3dz2). Como sucede con los orbitales p, las distintas orientaciones de los orbitales d corresponden a los diferentes valores de m.

Orbital p

Los orbitales p comienzan con el numero cuántico principal n=2. Si n=1, el número cuántico del momento angular solo puede tomar un valor de cero, en consecuencia solo existe un orbital s. Si se comienza con n=2 y l=1 se tienen 3 orbitales 2p: 2px 2py y 2pz. Las letras del subíndice señalan los ejes sobre los que se orientan los orbitales. Estos 3 orbitales p tienen el mismo tamaño, forma y energia, solo difieren de la orientación. Aunque la relación entre los valores de m y las direcciones x, y y z no es tan simple, si existen 3 valores posibles para m, hay 3 orbitales p con distinta orientacion.

Orbital s

Un Orbital carece de una forma definida porque la función de onda que los distingue se extiende desde el núcleo hasta el infinito. Por eso es difícil saber qué forma tendría un orbital.

Todos los orbitales s son esféricos, pero varían de tamaño, este aumenta con el incremento del número cuántico principal. Las características más importantes de los orbitales atómicos son su forma y tamaño relativo.

Principio de exclusión de Pauli

"Un orbital no puede estar ocupado por más de dos electrones. Si hay dos electrones en un orbital, sus spines deben estar apareados."

Los electrones de una capa o subcapa ocupan orbitales tridimensionales en el espacio. Un orbital puede contener uno o dos electrones. Si en el orbital hay dos electrones, debe tener spines distintos. Si solo hay un electrón en las subcapas 1s, 2s, 3s y 4s. Como las subcapas 2p y 3p pueden contener hasta 6 electrones, deben contener tres orbitales cada una. Como los orbitales 3d pueden contener hasta 10 electrones, debe haber 5 orbitales en esas subcapas. Para los átomos libres no hay diferencia entre una subcapa. Los orbitales dentro de una subcapa de átomos libres tiene la misma energía y, en consecuencia, son indistinguibles entre sí.