ELECTRONES SE DISTRIBUYEN EN NIVELES DE ENERGIA

Niels Bohr sabía que las principales objeciones al modelo atómico de Rutherford eran que, de acuerdo a las leyes electromagnéticas de Maxwell, los electrones irradiarían su energía en forma de ondas electromagnéticas y, por lo tanto, describirían órbitas espirales que los irían acercando al núcleo hasta chocar contra él. Por lo cual, no había ninguna esperanza de que los átomos de Rutherford se mantuvieran estables ni que produjeran las nítidas líneas espectrales observadas en los espectroscopios.

Niels Bohr

Lo original de la teoría de Bohr es que afirma:

a) que los electrones solamente pueden estar en órbitas fijas muy determinadas, negando todas las demás. b) que en cada una de estas órbitas, los electrones tienen asociada una determinada energía, que es mayor en las órbitas más externas.c) que los electrones no irradian energía al girar en torno al núcleo.d) que el átomo emite o absorbe energía solamente cuando un electrón salta de una órbita a otra. e) que estos saltos de órbita se producen de forma espontánea. f) que en el salto de una órbita a otra, el electrón no pasa por ninguna órbita intermedia.

Niels Bohr

En el modelo de Bohr, se estipula que la energía del electrón es mayor cuanto mayor sea el radio r.

Por lo cual, cuando el electrón salta a una órbita de menor radio, se pierde energía. Esa energía perdida es la que el átomo emite hacia el exterior en forma de un cuanto de luz. Dicho de otro modo, en forma de fotón.

Niels Bohr

Deficiencias del Modelo de Niels Bohr

• El modelo se aplica sólo para el átomo de Hidrógeno.

• No es posible explicar el comportamiento para átomos que posean más de un electrón.

Modelo Atómico Mecano CuánticoModelo desarrollado entre los años 1924 y 1227

aproximadamente.

El modelo es el resultado de múltiples investigaciones científicas entre las que se destacan el aporte de:

• Max Plank• Louis de Broglie• Werner Heisemberg• Erwin Schrödinger• Y por supuesto… Niels Bohr

Características del Modelo Mecano Cuántico

• Regido por el Principio de Incertidumbre, que plantea que es imposible determinar simultáneamente la posición y la velocidad del electrón (Werner Heisemberg)

• Por lo tanto los electrones se ubican en niveles de Probabilidad denominados Orbitales (Erwin Schrödinger)

• El electrón tiene un doble comportamiento: dualidad onda-partícula (Louis de Broglie)

• El modelo es esencialmente un modelo matemático.

• La ubicación de las partículas sub- atómicas de los modelos anteriores se mantiene.

¿Cuál es la diferencia entre órbita y orbital?

Orbita: Cada una de las trayectorias descrita por los electrones alrededor del núcleo.

Orbital: Región del espacio alrededor del núcleo donde hay la máxima probabilidad de encontrar un electrón.

Para entenderlo mejor utilizaremos la siguiente analogía.Si un alumno sale todos los días de su casa a la misma hora, camina por la misma ruta hasta llegar a la universidad, una vez ahí siempre usa el mismo camino para llegar a su aula, en ella permanece 4 horas, de ahí sale y va por el mismo camino a la cafetería. Si esto lo repite todos los días desde las 7:00am que sale de clase hasta la 1:00 pm que sale de la cafetería. Podríamos saber dependiendo de la hora donde podríamos ubicarlo. La probabilidad de encontrarlo en ese recorrido es muy alta.

Si pensamos ahora que la ruta seguida por el alumno es el orbital y que el alumno es el electrón. La probabilidad de encontrar al electrón es muy alta dentro del orbital.

En el modelo mecanocuántico los electrones en el átomo se distribuyen en niveles de energía y subniveles donde:

•Cada nivel de energía se representa por la letra n y posee valores enteros comenzando por el 1.

•Cada nivel de energía esta formado por uno o mas subniveles los que se representan como s, p, d y f .

•Cada subnivel tiene una determinada cantidad de orbitales los que tienen una capacidad máxima de alojar electrones.

Los números cuánticos donde se van a ubicar los electrones son 4 y permiten describir el comportamiento del electrón dentro del átomo.

Número cuántico principal (n).•Representa el tamaño de la órbita y el nivel de energía.•Determina la energía que posee el electrón a una determinada distancia del núcleo.•Su valor es un número entero positivo (1, 2, 3, ....) y se le asocia a la idea física del volumen del orbital.

n = 1, 2, 3, 4, .......

Número cuántico secundario ( ℓ ):

•También llamado azimutal.•Forma general de la región en que se mueve electrón.•Este número cuántico divide a los niveles de energía en zonas más pequeñas llamadas SUBNIVELES.•Los valores que toman son números enteros positivos que incluyen al 0 hasta el n-1•Cada uno de ellos identificados con las siguientes letras.

l = 0 sl= 1 pl= 2 dl=3 f

Número Cuántico Magnético ( m):

Cada orbital acepta un máximo de 2 electrones

•Es el que indica el número de orientaciones posibles que en el espacio adquieren los orbitales de un mismo subnivel.•Divide a los subniveles en zonas más pequeñas llamadas ORBITALES.•Su valores van desde –l pasan por cero y llegan hasta +l.•m=-l……0……+l

Orbitales s Orbitales p

Orbitales dOrbitales f

Nivel Subnivel Nº de orbitales

Nº máximo de

electrones

Nº total de electrones por nivel

1 s 1 2 2

2 s 1 2 8p 3 6

3 s 1 218p 3 6

d 5 10

4 s 1 232p 3 6

d 5 10f 7 14

El número cuántico del espín (s)

•Es propio del electrón, no depende del orbital•Puede tomar solo dos valores + ½ ó – ½•Los signos opuestos indican el giros opuestos, uno gira en un sentido horario, y el otro en sentido antihorario.•El valor de s + ½ se representa con una flecha hacia arriba•El valor de s - ½ se representa con una flecha hacia abajo

Ejemplo

Energía relativa

CONFIGURACION ELECTRONICA

Es la distribución de los electrones en los niveles, subniveles y orbitales del átomo, se rige por reglas básicas que responden a los principios de la teoría mecánica cuántica. Los electrones en una configuración electrónica se representan con la siguiente simbología:

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 5f1

4 6d10 7p6

REGLA DE LAS DIAGONALES

Por ejemplo la configuración electrónica del azufre sería

S : Z= 16 nº e= 16

Fe : Z = 26 e= 26

4 Números cuánticos para el electrón diferencial:Nivel máximo de energía:Número de subniveles ocupados:Número de orbitales ocupados:Número de electrones desapareados:Número de orbitales vacíos:Último orbital ocupado:

La configuración global dispone los electrones según las capacidades totales de los niveles y subniveles de energía.

Ejemplos: Z = 6 1s2 2s2 2p2 6 electrones = ( 2 + 2 + 2) Carbono

Z = 8 1s2 2s2 2p4 8 electrones = ( 2 + 2 + 4) Oxígeno

Configuración GlobalConfiguración Global

Configuración Global Externa Configuración Global Externa

En la configuración global externa se indica en un corchete el gas noble anterior. Esta estructura es muy útil cuando se desea tomar en cuenta sólo los electrones más externos.

Z= 6 Carbono [He] 2s2 2p2

Z = 8 Oxígeno [He] 2s2 2p4

En esta configuración se indica cuantos electrones se ubican específicamente en cada uno de los orbitales y niveles de energía del átomo.

Ejemplos: Z = 6 1s2 2s2 2px12py1 2pz 6 electrones (2 + 2+ 1 +1) Z = 8 1s2 2s2 2px2 2py1 2pz1 8 electrones (2 + 2+ 2 +1+ 1)

Configuración electrónica detallada Configuración electrónica detallada por orbitalpor orbital

En los diagramas de orbitales se aprecia claramente el spin del electrón que entra a cada orbital. Cuando los electrones entran en orbitales del mismo tipo (orbitales p, d o f) lo hacen según la regla de máxima multiplicidad.

En este sistema se simbolizan los electrones dentro de cada orbital y se indica con flechas hacia arriba o hacia abajo el spin del electrón.

Z = 6 1s2 2s2 2p2

Z = 8 1s2 2s2 2p4

Diagrama de orbitalesDiagrama de orbitales