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LibreTexts Español

1.1: Orbitales atómicos y configuración de electrones

  • Page ID
    2310
  • 1.1A: El átomo

    Recuerda de tu clase de Química General que un átomo consiste de un núcleo, formado por protones cargados positivamente y neutrones sin carga, rodeados por una nube de electrones cargados negativamente. El número de protones en el núcleo se llama el ’número atómico’, y define la identidad elemental del átomo: si hay solamente un protón en el núcleo, por ejemplo, el átomo es un hidrógeno, mientras que si hay seis protones el átomo es un carbón. El número de masa de un átomo es el número total de protones y neutrones en el núcleo.

    El número de neutrones el núcleo atómico puede variar, y átomos del mismo elemento que tienen un número diferente de neutrones se llaman isótopos. Los isótopos diferentes del mismo elemento se diferencian por un número de isósotopo (el número de protones más el número de neutrones), enumerados en el superíndice a la izquierda de la abreviación del elemento. Hay, por ejemplo, tres isótopos mayores del hidrógeno: alrededor del 99% de núcleos de hidrógeno en la naturaleza son compuestos por un solo protón, y son designados por el símbolo 1H. Alrededor del 1% de los átomos de hidrógeno en la naturaleza tienen un solo neutrón a parte del protón, y son comunmente llamados deuterios, designados por el símbolo 2H. El tercer isótopo del hidrógeno es el tritio, designado por el símbolo 3H. Un átomo de tritio tiene dos neutrones a parte del protón. El tritio forma parte de menos del 1% de todos los átomos de hidrógeno, y es radioactivo. Como veremos más tarde en éste texto, el 2H y 3H son comunmente usados en el laboratorio para permitir que los químicos puedan notar la diferencia entre los átomos de hidrógeno en los compuestos orgánicos.

    El número atómico del carbón es el 6, lo que significa que todos los núcleos de carbón tienen seis protones. El isótopo más común de carbón en la naturaleza es el 12C, con seis neutrones. El isótopo más común del oxígeno (número atómico 8) es 16O, con ocho neutrones. Isótopos menos comunes del carbón y el oxígeno que son usados a menudo en el laboratorio orgánico y bioquímico son 13C, 14C (el cual es radioactivo), y 18O.

    Ejemplo 1.1

    Cúal es el número de masa de:
    1.  31P (el isótopo más común del fósforo)?
    2.  32P (un isótopo radioactivo del fósforo)?
    3. 37Cl ?

    solution

    Los protones y neutrones en un núcleo atómico cuentan para prácticamente toda la masa atómica  – la masa de electrones y otras particulas subatómicas es minúscula comparada a la de un protón o un neutrón. El tamaño de un átomo, por el otro lado, cuenta principalmente por el espacio ocupado por los electrones que circulan alrededor del núcleo  – mientas que el diámetro de un átomo de carbón es aproximadamente 7.7 x 10-11 m (0.77 Å ), por ejemplo, el diámetro del núcleo es sólo 10-14 m aproximadamente. Mientras que los químicos nucleares y los físicos piensan mucho en lo que está pasando dentro del núcleo del átomo, la mayoría del resto de químicos, incluyendo los químicos orgánicos y los bioquímicos, se preocupan más que nada en lo que está pasando con la nube de electrones fuera del núcleo. Esto es por el comportamiento de los electrones que determina como los átomos de juntan para formar otras moléculas.

    1.1B: Orbitales Atómicos

    Cómo se comportan éstos electrones? Probablemente te acuerdes de que los químicos hablan de que los electrones ocupan orbitales‘ de diferentes niveles de energía. Dado el uso del término ‘orbital‘, siempre es tentador para los estudiantes principiantes de la química imaginar los electrones siguiendo órbitas regulares y elípticas alrededor del núcleo, parecido a las órbitas que siguen los planetas alrededor del sol, o la luna alrededor de la tierra. Es muy importante recordar que ésta idea es incorrecta – mientras que los astrónomos pueden calcular con gran precisión el camino que la luna sigue en su órbita, y dónde se sitúa con respeto a la tierra y el sol diez o cien años a partir de ahora, los químicos no pueden hacer tal cosa con los electrones. Con los electrones, solo podemos describir un área en el espacio, llamado orbital, donde es probable que esten.

    La rama de ciencia que describe como los electrones se mueven alrededor del núcleo atómico se llama ‘química cuántica‘. Las descripciones y teorías que estás a punto de leer pueden parecer arbitrarias al principio, pero puedes estar seguro que son el resultado de décadas de investigación rigurosa y teórica y hacen un buen trabajo describiendo y explicando los fenómenos químicos que los científicos observan cada día. Los detalles de éstas teorías están más allá del alcance de un curso introductorio de química orgánica, pero aprenderás mucho más si haces un curso de química física o física cuántica.

    El comportamiento del electrón se describe a través de ecuaciones matemáticas llamadas ecuaciones de onda, similares a (pero mucho más complicadas que) ecuaciones trigonométricas como y = sin(x), que describen el comportamiento de las ondas. La solución a la ecuación de onda de un electrón se llama función de la onda, y es designada por la letra Griega ψ (psi). Cuando el valor de ψ2 es trazado en el espacio tridimensional, un volumen alrededor del núcleo es definido como el más probable de ser ocupado por el electrón. Éste volumen se llama orbital. No hay un borde definido para el orbital, pero en general los químicos dibujan un orbital como el volumen alrededor del núcleo en el cual hay un 99% de posibilidad de encontrar un electrón.

    La forma de un orbital es denotada por las letras s, p, d, f. En la química orgánica, tratamos principalmente con elementos en la segunda fila de la tabla períodica más el hidrógeno. La teoría cuántica nos dice que estos elementos tienen solo orbitales p.

    Un orbital s es una esfera centrada en el núcleo. Un orbital p, por la otra parte, tiene la forma de una pesa, con dos lóbulos definiendo donde es probable que estén los electrones y un nodo  en el medio que define la región donde hay cero densidad de electrones. El núcleo se encuentra en éste nodo.

    image002.png

     

    Los dos lúblos de un orbital p tienen los signos matemáticos opuestos, a veces indicados con símbolos de más y menos, y a veces simplemente sombreando uno de los lóbulos y dejando el otro más claro (éste es el método que se utilizará en éste libro). Siempre recuerda, especialmente cuando mires a figuras que tengan los símbolos de más y menos, que los dos lóbulos del orbital p no tienen cargas eléctricas opeuestas como los cationes y los aniones (o los protones y electrones). Más bien, la designación de más y menos simplemente se refiere a valores positivos y negativos de la función de onda, similar a como a veces la función trigonométrica y = sin(x) es a veces positiva y a veces negativa. Los signos opuestos de los lóbulos del orbital p tendrán un significado verdadero cuando más tarde hablemos de ‘la teoría de orbitales moleculares‘ (section 2.1).

    1.1C: Configuración de electrones

    Las calculaciones mecánicas cuánticas nos dices que los orbitales caen en una serie de niveles, o capas, en los cuales la energía y distancia aumenta con respeto al núcleo. La capa con menos energía, que está más cerca al núcleo, contiene solo un orbital s, designada 1s. La segunda capa, que tiene más energía y está más lejos del núcleo, contiene un orbital más grande (2s) y tres orbitales (2px, 2py, and 2pz). Los orbitales 2p, los cuales tienen la misma energía, están orientados perpendicularmente el uno al otra, a lo largo de los ejes x, y, e z de un sistema coordinado tridimensional.

    image004.png

    Aunque los dos están en la segunda capa, el orbital 2s tiene energía más baja que los orbitales 2p.

    Cada orbital puede tener dos electrones, pero tienen que tener "giros" opuestos (recurda de la química general que cada electrón en un átomo tiene un número de giro cuántico de ms = + ½  o –½ ). Para determinar la configuración de un electrón de un átomo, simplemente tienes que rellenar los orbitales con dos electrones cada uno, empezando con el de menos energía (1s) y continuando al de energía más alta hasta que todos los electrones tengan un lugar en los orbitales (es posible que recuardes que esto se llama el principio de ‘aufbau’, o el principio de rellenar).

    image006.png

    Por ejemplo, un átomo del elemento borón, con 5 electrones, tiene la configuración electrónica 1s22s22px1: el orbital 1s contiene dos electrones, el 2s contiene dos más, y el orbital 2px contiene uno.

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     Un átomo de carbón, con seis electrones, tiene la configuración electrónica 1s22s22px12py1

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    Nota que el sexto electrón se pone en el orbital 2py en vez de estar emparejado junto el quinto electrón en el orbital 2px. Ésta es la configuración que resulta de la regla de Hund‘, que dice que el order más estable de electrones en los orbitales de la misma energía es el que tiene el mayor número de giros paralelos. Los electrones de 2py 2py en el átomo de carbón tienen los giros paralelos, mientras que si los dos ocupara el orbital 2px tendrian giros opuestos.

    Ejemplo 1.2

    Ilustra, usando el formato de ‘caja’ como en las figuras más arriba, la confirguación electrónica para:

    1. un átomo de nitrógeno
    2. un átomo de oxígeno
    3. un átomo de flúor

    Al final de la segunda fila de la tabla periódica, llegamos al elemento de neón, el cual tiene una capa llena de orbitales 2y 2p.

    image011.png

    En la tercera fila, los orbitales entran en el juego. Como se ha dicho antes, en la química orgánica se trata sobretodo con los elementos de la segunda fila más el hidrógeno, así que no tenemos que considerar los orbitales muy a menudo. Un caso en que sí consideraremos los orbitales es cuando hablemos, en el capítulo 10, de la situación del enlace covalente del iono de fosfato (PO43-), y otros grupos de fosfato orgánicos.

    Ejemplo 1.3

    Enseña la configuración electrónica del átomo de azufre.