Configuración electrónica
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En química, la configuración electrónica es el modo en el cual los electrones están ordenados en un átomo.
Como los electrones son fermiones están sujetos al principio de exclusión de Pauli, que dice que dos fermiones no pueden estar en el mismo estado cuántico a la vez. Por lo tanto, en el momento en que un estado es ocupado por un electrón, el siguiente electrón debe ocupar un estado mecanocuántico diferente.
En un átomo, los estados estacionarios de la función de onda de un electrón (los estados que son función propia de la ecuación de Schrödinger HΨ = EΨ en donde H es el hamiltoniano) se denominan orbitales, por analogía con la clásica imagen de los electrones orbitando alrededor del núcleo. Estos estados tienen cuatro números cuánticos: n, l, ml y ms, y, en resumen, el principio de exclusión de Pauli quiere decir que no puede haber dos electrones en un mismo átomo con los cuatro valores de los números cuánticos iguales. Los más importantes de estos son el n y el l.
Tabla de contenidos |
[editar] Valores de los números cuánticos
El primer número cuántico n (llamado a veces número cuántico principal) corresponde a los diferentes niveles de energía permitidos o niveles cuánticos; los valores que toma son 1, 2, 3, 4,... Para n=1 se tiene el nivel de menor energía. En algunos casos (por ejemplo en espectroscopia de rayos X) también se denotan como K, L, M, N,...
El segundo número cuántico l corresponde al momento angular del estado. Estos estados tienen la forma de armónicos esféricos, y por lo tanto se describen usando polinomios de Legendre. A estos subniveles, por razones históricas, se les asigna una letra, y hacen referencia al tipo de orbital (s, p, d, f):
| Valor de l | Letra | Máximo número de electrones |
|---|---|---|
| 0 | s | 2 |
| 1 | p | 6 |
| 2 | d | 10 |
| 3 | f | 14 |
| 4 | g | 18 |
Los valores que puede tomar l son: 0,..., (n-1), siendo n el número cuántico principal.
El tercer número cuántico, m, puede tomar los valores desde -l a l, y por lo tanto hay un total de 2l+1 estados posibles. Cada uno de estos puede ser ocupado por dos electrones con espines opuestos, lo que viene dado por el número cuántico s(spin), que puede valer +1/2 o -1/2. Esto da un total de 2(2l+1) electrones en total (tal como se puede ver en la tabla anterior).
En resumen, estos son los valores que pueden tomar los números cuánticos:
| Número cuántico | Valores posibles |
|---|---|
| n | 1, 2, 3,... |
| l | 0,..., (n-1) |
| m | -l,..., 0,...,+l |
| s | -1/2, +1/2 |
[editar] Bloques de la tabla periódica
Las propiedades químicas de un átomo dependen mucho de cómo están ordenados los electrones en los orbitales de más energía (a veces llamados de valencia), aparte de otros factores como el radio atómico, la masa atómica, o la accesibilidad de otros estados electrónicos.
Conforme se baja en un grupo de elementos, desde el más ligero al más pesado, los electrones más externos, en niveles de energía más altos, y que por tanto es más fácil que participen en las reacciones químicas, están en el mismo orbital, con una forma parecida, pero con una energía y distancia al núcleo mayores. Por ejemplo, el carbono y el plomo tienen cuatro electrones en sus orbitales más externos.
Debido a la importancia de los niveles energéticos más exteriores, las distintas regiones de la tabla periódica se dividen en bloques, llamándolas según el último nivel ocupado: bloque s, bloque p, bloque d y bloque f, tal como se ve en el diagrama.
[editar] Regla del octeto
Para que un átomo sea estable debe tener todos sus orbitales llenos (cada orbital con dos electrones, uno de spin +1/2 y otro de spin -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. Entonces el oxígeno tendrá la tendencia a ganar los 2 electrones que le faltan, por esto se combina con 2 hidrógenos (en el caso del agua, para poner un 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.
[editar] Moléculas
En las moléculas hay que tratar con los orbitales moleculares. Se conoce como molécula a la unión de átomos no metálicos los cuales por tener cantidad de electrones exteriores muy cercana al octeto, tienen una alta electronegatividad por lo tanto tienden a atraer electrones (a diferencia de los metales que tienden a perderlos) por lo tanto, si se encuentran con otro átomo no metálico compartirán electrones hasta ambos llegar a los 8 electrones exteriores. Éste tipo de union se llama COVALENTE y es la más fuerte conocida por la ciencia (superior a la fuerza de atracción metálica, iónica, polar, etc.) Para poner un ejemplo, el material más duro y resistente de la naturaleza, el diamante, es una red de átomos de carbono unidos entre sí por uniones covalentes. Para llegar a romper esas uniones se necesita elevar la sustancia a aproximadamente 6273K
En física y química se denomina orbital a la zona del espacio que rodea a un núcleo atómico donde la probabilidad de encontrar un electrón es máxima, cercana al 90%.
