jueves, 24 de noviembre de 2016

15 CONFIGURACIONES ELECTRÓNICAS

Fue Niels Bohr en 1923 el primero en proponer que la ley periódica de los elementos podía ser explicada mediante la estructura electrónica del átomo físico. Su propuesta se basó en su propio modelo que solo gestionaba un número cuántico, el nivel principal de energía, que explicaba precisamente los 7 periodos de la tabla como los 7 niveles de energía de un átomo. Sin embargo en los primeros años de la década de los 20s Sommerfeld encontró otras características cuánticas del átomo, y finalmente el experimento Stern y Gerlach terminarían por definir cuatro estados cuánticos, un verdadero embrollo.

No sería sino hasta 1936 mucho después de que se dejó de ver al electrón como una partícula que la forma moderna de la configuración electrónica fue establecida gracias a los trabajos de Madelung, Janet y Klechkowski (Bahoueddine, 2016).

Las configuraciones electrónicas son un mecanismo útil pero extremadamente limitado. Son útiles en algunas aproximaciones a la química, como la organización de la tabla periódica, pues no solo la tabla de Janet estaba organizada en base a bloques del subnivel (l),  también lo está nuestra tabla moderna, adicionalmente mucho de los elementos de los bloques s y puede entenderse en base a la organización de los electrones. Sin embargo las configuraciones electrónicas también tienen varias limitaciones.

La limitación conceptual más importante es que no considera al electrón como una onda, jamás, y eso se demostró como una visión limitada de la materia gracias al trabajo de de Broglie a mediados de la década de 1920. Otra limitación de la configuración electrónica es que no existen reglas simples de llenado que permitan predecir a todos los elementos con su correcta configuración experimental, el principio de Aufbau y Madelung solo dan cuenta de forma correcta para los elementos en el bloque p y en el bloque s, pero no explican algunos comportamientos “extraños” en los elementos del bloque f y el bloque d. Adicionalmente no se da una explicación para la reactividad de elementos antes considerados no reactivos como en xenón.

15.1 El átomo de hidrógeno

El átomo de hidrógeno es un versátil, ya que al excitar su electrón es posible moverlo a través de varios niveles e incluso subniveles, esto se logra gracias a que los subniveles en un mismo nivel no poseen exactamente la misma energía gracias a las interacciones magnéticas con el núcleo y a otros efectos cuánticos más complejos. Gracias a esto Schrödinger pudo transformar los orbitales o “cajas” que emplearemos en las configuraciones electrónicas de lápiz y papel en entidades matemáticas con volumen para predecir ciertas propiedades de los electrones.

15.2 Las diferentes configuraciones electrónicas

Existe diferentes formas de expresar una configuración electrónica, ya sea con uno, dos, tres o cuatro números cuánticos, y adicionalmente indicando o no indicando el nivel de energía de cada una de las cajas donde se posicionan los electrones. Sea cual sea el caso es conveniente recordar algunas cosas siempre. La primera, en un ejercicio de lápiz y papel, la configuración electrónica basal de cualquier elemento solo puede ser trazada con precisión para los elementos del bloque s y del bloque p, para poder describir configuraciones de metales del bloque d o del bloque f es estrictamente necesaria la tabla periódica ya que los elementos en estas series están plagados de excepciones a la regla de Madelung.

15.2.1 Un número cuántico

La configuración electrónica con un solo número cuántico es la más antigua de todas, fue propuesta originalmente por Niels Bohr. Para obtenerla es imprescindible emplear la tabla periódica. Al emplear un solo número cuántico solo tendrá dos entradas de información, el valor para el nivel (n) y el valor para la cantidad de electrones en cada nivel n.

Tenga en cuenta que la suma de todos los electrones debe dar igual al número Z del elemento.

15.2.2 Dos números cuánticos

La configuración electrónica más famosa de todas ya que es la que viene consignada en la tabla periódica, saber leer esta configuración nos permitirá interpretar las configuraciones correctas de la tabla periódica. En esta configuración electrónica ya debemos aplicar el principio de construcción de AUFBAU y la regla de Madelung.

Esta configuración electrónica también puede representarse energéticamente.

15.2.3 Las reglas de Hund

En 1927 Friedrich Hund estableció tres reglas para poder expresar el símbolo término que corresponde al estado basal de un átomo multielectrónico, en el cual se introduce la información de los números cuánticos de momento angular (ml) y (ms), siendo la primera de dichas reglas la más importante en la química, la cual es referenciada simplemente como la regla de Hund. 

Sin embargo los símbolos empleados para la forma original de las reglas de Hund emplean los símbolos originales de los números cuánticos, y en la actualidad empleamos formas muy resumidas y esquemáticas, por ejemplo el número (l) se ejemplifica en la notación espectroscopia (s,p,d,f…) el tercer (ml) número cuántico se representa como cajas u orbitales y el cuatro número de rotación (ms) se representa como una flecha hacia arriba y otra hacia abajo, por lo que se hace necesario interpretar la notación original a los símbolos que empleamos. Adicionalmente dado que este tema es visto principalmente en química solo nos enfocaremos en la interpretación de la primera regla 

La primera regla de Hund tiene dos consecuencias independientes a la hora de predecir el estado fundamental de un elemento en términos de su configuración de tres y cuatro números cuánticos. La primera consecuencia establece que al llenar los orbitales electrónicos provenientes del tercer número cuántico, se llenaran de forma que los electrones puedan alejarse al máximo unos de otros, así se van colocando electrones en orbitales separados hasta que no exista más opción y se tengan que colocar en parejas. En cuanto al cuarto número cuántico la consecuencia es que para el estado fundamental se divide en dos, la primera, si tenemos un grupo de orbitales cada uno con un solo electrón, todos rotaran en la misma dirección, pero si tenemos un solo orbital con dos electrones, entonces los dos electrones rotaran en sentidos opuestos, lo cual se indica con flechas, una hacia arriba y otra hacia abajo.

Referencias: (Bell, 2005; Brady & Humiston, 1986; Chang & Overby, 2011; Chang, 2006; Ebbing & Gammon, 2008; Jespersen et al., 2012b; Matamála, M., & Gonzalez, 1976; Petrucci et al., 2010; Serway & Jewett, 2010, 2014; Timberlake, 2015; Tipler & Llewellyn, 2012; Tipler & Mosca, 2008; Wade, 2012)


15.2.4 Tres números cuánticos

El tercer número cuántico lo presentamos como si se tratara de cajas donde se almacenan los electrones, estas cajas son llamadas orbitales y tienen un significado diferente si se interpreta al electrón como partícula o como onda, aunque en cualquiera de las dos interpretaciones, cada orbital tiene una capacidad máxima de dos electrones, el llenado sigue la regla de Hund que dictamina que se deben llenar los orbitales de forma que los electrones se puedan separar en diferentes orbitales de misma energía, siempre que sea posible.

Los electrones deben distribuirse entre los orbitales siguiendo la regla de Hund, en este caso de forma tal que puedan excluirse siempre que sea posible en orbitales de un mismo nivel de energía. Para ejemplificar esto mostraremos las configuraciones del C, N, y O.

La anterior es la forma lineal de la configuración, pero también puede expresarse en el formato de pozo que indica la energía relativa de los diferentes orbitales.


15.2.5 Cuanto números cuánticos

En la configuración de cuatro números cuánticos se emplean las consecuencias de la regla de Hund sobre la rotación de los electrones.

La regla de Hund establece que a la hora de ir llenando orbitales de igual energía como los del subnivel p comenzaremos llenándolos en diferentes orbitales con una misma rotación “spin”, y solo cuando comenzamos a llenar de a dos electrones en un mismo orbital entonces si lo hacemos con rotación opuesta.

Al igual que en casos anteriores, esta se puede expresar en el formato de pozo para indicar los niveles de energía de cada uno de los orbitales.


15.3 Aplicaciones de las configuraciones electrónicas

La aplicación más importante de las configuraciones electrónicas es la racionalización de las propiedades químicas, tanto en química orgánica como inorgánica. De hecho dichas configuraciones electrónicas se han convertido en la interpretación moderna de la teoría de la valencia, permitiendo describir el tipo de enlaces de los elementos así como la geometría molecular del enlace covalente en muchas moléculas, aunque no en todas. Sin embargo hay que recalcar que las configuraciones electrónicas tal como las expresamos actualmente al representar los electrones como flechas falla en el concepto de dualidad onda-partícula, en efecto la configuración electrónica solo nos deja interpretar al electrón como partícula, pero no como onda, lo cual la hace una herramienta de cuidado a la hora de trabajar el capítulo de mecánica cuántica moderna.

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