Para entender por qué los elementos se combinan como lo hacen, hay que saber cómo se distribuyen sus electrones. El modelo actual del átomo no describe órbitas, sino orbitales: regiones donde es más probable encontrar al electrón, caracterizadas por cuatro números cuánticos. La configuración electrónica es la clave de todo el bloque de estructura de la materia.
Objetivos
- Explicar los espectros atómicos y los postulados del modelo de Bohr
- Conocer el significado y los valores permitidos de los números cuánticos
- Escribir configuraciones electrónicas de átomos e iones aplicando Aufbau, Pauli y Hund
- Identificar electrones de valencia y electrones desapareados
1. Espectros atómicos y modelo de Bohr
Al excitar un gas, este emite luz solo a ciertas longitudes de onda: su espectro de emisión es discontinuo (de rayas) y característico de cada elemento. El modelo de Rutherford, con electrones girando en cualquier órbita, no podía explicarlo.
- El electrón solo puede ocupar ciertas órbitas estacionarias, en las que no emite energía.
- Cada órbita tiene una energía fija (la energía está cuantizada): En = − eV en el hidrógeno.
- Al saltar de un nivel a otro, el electrón emite o absorbe un fotón de energía ΔE = h · f.
2. Números cuánticos y orbitales
| Número cuántico | Valores | Indica |
|---|---|---|
| Principal, n | 1, 2, 3… | Nivel de energía y tamaño del orbital |
| Secundario, l | 0, 1, …, n − 1 | Tipo (forma) del orbital: s (0), p (1), d (2), f (3) |
| Magnético, ml | −l, …, 0, …, +l | Orientación del orbital |
| De espín, ms | +½ o −½ | Giro del electrón |
- Un subnivel de número l tiene 2l + 1 orbitales: 1 s, 3 p, 5 d, 7 f.
- Cada orbital admite como máximo 2 electrones (espines opuestos).
- El nivel n contiene n² orbitales y hasta 2n² electrones.
¿Es posible el conjunto (2, 2, 0, +½)?
- Con n = 2, l solo puede valer 0 o 1
- l = 2 no está permitido
No es posible: no existen orbitales 2d.
3. Configuración electrónica
Principio de Aufbau (construcción): Los electrones ocupan primero los orbitales de menor energía. El orden lo da la regla de Madelung (n + l menor primero; a igualdad, n menor): 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s 4f 5d 6p…
Principio de exclusión de Pauli: Dos electrones de un mismo átomo no pueden tener los cuatro números cuánticos iguales.
Regla de Hund (máxima multiplicidad): En orbitales de igual energía, los electrones se colocan primero desapareados y con espines paralelos.
Hierro, Z = 26
- 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s² 3d⁶, o abreviada: [Ar] 4s² 3d⁶
- En 3d⁶: un orbital con 2 electrones y cuatro con 1 ⟹ 4 electrones desapareados
4. Electrones de valencia
Los electrones de valencia son los del último nivel (y, en los metales de transición, también los d incompletos). Determinan las propiedades químicas: los elementos de un mismo grupo tienen la misma configuración de valencia (por ejemplo, ns¹ en los alcalinos, ns² np⁵ en los halógenos).
Cloro, Z = 17
- [Ne] 3s² 3p⁵
- 7 electrones de valencia, 1 desapareado
- Tiende a ganar 1 electrón: Cl⁻, [Ne] 3s² 3p⁶ = [Ar]
Recuerda
- Los espectros de rayas prueban que la energía del electrón está cuantizada.
- n ≥ 1 ; 0 ≤ l ≤ n − 1 ; −l ≤ ml ≤ +l ; ms = ±½.
- Orden de llenado: 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p…
- Pauli: máximo 2 electrones por orbital ; Hund: desapareados con espines paralelos.
- Cationes de transición: se pierden antes los electrones 4s que los 3d.
¡Ahora te toca a ti!
Comprueba que lo has entendido con los ejercicios y repasa con el resumen.