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Estructura electrónica

Estructura electrónica
Estructura electrónica
La configuración electrónica, es la distribución de los diferentes electrones alrededor de un átomo, esta distribución nos explica cómo los electrones se distribuyen en los subniveles de energía. Esto se aplica sólo a los átomos que están aislados en su estado de energía más bajo, o en un estado que se conoce como no excitado. La distribución electrónica toma como referencia o hace uso de los números cuánticos (véase la lectura recomendada). Estos números cuánticos son decisivos para la descripción de los niveles de energía de un electrón o electrones, así como la forma de los orbitales que describen la distribución de los electrones en el espacio.

Estructura electrónica

La configuración electrónica, también llamada estructura electrónica, es la disposición de los electrones en los niveles de energía que rodean un núcleo atómico. Según el antiguo modelo de las capas atómicas, los electrones ocupan varios niveles desde la primera capa más cercana al núcleo (K) hasta la séptima capa (Q), que es la más alejada del núcleo.

En términos ligeramente más refinados encontramos el modelo cuántico-mecánico, en el que las capas de K a Q se subdividen en grupos orbitales, donde cada uno puede ser ocupado por no más de un par de electrones.

La configuración electrónica de un átomo en el modelo de capas atómicas puede expresarse indicando el número de electrones en cada capa, siempre empezando por la primera.

Por ejemplo, en el caso del sodio (número atómico 11) el elemento tiene 11 electrones distribuidos en las 3 primeras capas de la siguiente manera: las capas K y L están completamente llenas, con 2 y 8 electrones respectivamente, mientras que la capa M está sólo parcialmente llena de un electrón.

La configuración electrónica de un átomo en el modelo cuántico-mecánico se describe mencionando los orbitales ocupados en orden de llenado con el número de electrones de cada órbita, indicado en un superíndice.

En esta notación la configuración electrónica del sodio será 1s22s22p63s1, con una relación de distribución en los orbitales del orden 2-8-1. Comúnmente se utiliza un atajo para describir sólo los electrones en exceso de la configuración de gas noble inmediatamente anterior al átomo en la tabla periódica.

Por ejemplo, continuando con el sodio, este elemento tiene un electrón 3s en exceso del gas noble Neón (símbolo químico Ne, número atómico 10), por lo que la notación abreviada para él será [Ne]3s1.

Los elementos del mismo grupo de la tabla periódica tienen configuraciones electrónicas similares. Por ejemplo, el litio, el sodio, el potasio, el rubidio, el cesio y el francio (los metales alcalinos del grupo 1 o I-A) tienen configuraciones electrónicas que muestran un electrón en su órbita más exterior, que es también la de menor fuerza porque está más alejada del núcleo.

Este llamado electrón de valencia es responsable de las propiedades químicas similares que comparten los elementos alcalinos del grupo 1: alto brillo metálico, alta reactividad y buena conductividad térmica.

Principio de exclusión de Pauli

El principio de exclusión de Pauli sugiere que sólo dos electrones, cada uno con espín opuesto, pueden ocupar una órbita atómica. Visto de otra manera, tenemos que ningún dos electrones tendrá los mismos 4 números cuánticos n, l, m y s.

El principio de exclusión de Pauli puede ser explicado de otras maneras, pero la idea es que los estados de energía tienen un espacio limitado para acomodar electrones. Un estado acepta electrones con diferente espín. Aplicando esta regla podemos notar que una órbita atómica es un estado de energía.

Regla de Hund

La regla de Hund sugiere que los electrones prefieren tener giros paralelos en diferentes subcapas orbitales. Esta regla sirve de guía para asignar electrones a los diferentes estados de cada subcapa de las órbitas atómicas.

En otras palabras, los electrones llenan cada orbital en la subcapa antes de coincidir con giros opuestos.

El principio de exclusión de Pauli y la regla de Hund nos guían en el proceso de Aufbau, que básicamente intenta descifrar la configuración electrónica de todos los elementos.

Procedimiento Aufbau

El procedimiento Aufbau se ocupa del orden de llenado de los orbitales atómicos y se utiliza para descifrar la configuración electrónica de todos los átomos. Sin embargo, se debe hacer una ligera modificación con la modificación de la regla de Hund.

En este orden de ocupación orbital, comienza con los osbitales que tienen menos energía, y contiene una serie de instrucciones relacionadas con la ubicación de los electrones en los orbitales de un átomo.

Este modelo fue formulado por el físico Niels Bohr, cuyo nombre seguramente suena familiar porque fue uno de los que postuló uno de los modelos atómicos más famosos, que todavía se estudia a nivel académico como parte de la historia de los modelos atómicos.

El nombre “Aufbau” proviene del alemán “Aufbauprinzip” que significa “principio de construcción”, un término bastante apropiado para explicar lo que este procedimiento pretende hacer.

Primero, el orbital 1s se llena con no más de dos electrones según su número l-cuántico. Luego se llena la órbita 2s, que también acepta dos electrones como máximo. Luego encontramos la subcapa 2p, que tiene tres orbitales degenerados en energía. De acuerdo con la posición tridimensional de estos se llaman 2px, 2py y 2pz. Por lo tanto, estas órbitas 2p pueden estar llenas con hasta 6 electrones en total. Y así siguiendo esta regla:

1s22s22p63s23p64s23d104p65s24d105p66s24f145d106p67s2…