9.9.9B: Energías orbitales

Las energías orbitales no son propiedades físicas. Son construcciones que surgen de nuestro enfoque aproximado a una verdadera función de onda multielectrónica utilizando productos de funciones de onda de un solo electrón llamadas orbitales atómicos. Sin embargo, se puede aprender mucho considerando las energías orbitales.

Nuestro uso de diagramas orbitales de nivel de energía y el principio de Aufbau para crear configuraciones de electrones se basa en la idea de que los electrones llenan los orbitales en orden de aumentar la energía orbital. El supuesto implícito es que la suma de las energías orbitales atómicas representa la energía total de la molécula. Esta suposición ignora los efectos de correlación electrónica que surgen cuando dos electrones están en el mismo orbital. Por ejemplo, las configuraciones de electrones exhiben tendencias periódicas en el número de electrones presentes en los orbitales atómicos con el mayor número cuántico principal, n. Estos electrones se denominan electrones de valencia. La tabla periódica está dispuesta de manera que los átomos con las mismas distribuciones de electrones de valencia estén dispuestos en columnas. Las tendencias en las propiedades físicas rastrean las tendencias en las configuraciones de electrones de valencia y por lo tanto se denominan propiedades periódicas.

Sabemos calcular las energías orbitales a partir de los primeros principios. Una sola tabla o diagrama orbital de nivel de energía que sea válido para todos los elementos no es suficiente porque las energías orbitales dependen de las interacciones electrón-electrón que a su vez dependen del número de electrones en el átomo y los orbitales que ocupan. En consecuencia, es necesario especificar las energías orbitales para cada elemento, lo que se puede hacer de la manera más conveniente en forma gráfica.

El diagrama/tabla revela tendencias generales así como excepciones a estas tendencias. Un examen cuidadoso del diagrama revela la base para la configuración electrónica mnemotécnicos o guías dadas en la mayoría de los cursos introductorios de química:

1s<2s<2p<3s<3p<4s<3d<4p<5s<4d<5p<5p<6s<4f<5d<6p<6p<7s<5f<6d<7p

Por ejemplo, el orbital 1s es siempre el más bajo en energía, seguido de los orbitales 2s, 2p y 3s. El 4s es menor que el orbital 3d entre los elementos 7 y 20, por lo que las configuraciones de electrones de potasio y calcio (Z = 19 y 20, respectivamente) tienen electrones en el orbital 4s en lugar del 3d, y el escandio (Z = 21) tiene la configuración esperada [Ar] 4s ² 3d ¹. Para elementos con números atómicos muy pequeños y muy grandes, las energías de todos los orbitales de un n dado tienden a converger.

Ejercicio\(\PageIndex{1B}\)

Predecir las configuraciones de K, Sc, Ni, Sb, I y Xe.

Las configuraciones de electrones en estado de tierra de los elementos se listan en la Tabla\(\PageIndex{1}\). Las “excepciones” al mnemotécnico simple señaladas en los textos de química general son en parte consecuencia de la insuficiencia de un modelo de “orden uniorbital que se ajusta a todos”. Por ejemplo, el cobre tiene una configuración electrónica de [Ar] 4s ¹ d ¹⁰. Esta configuración, que está en desacuerdo con el mnemotécnico simple, sería predicha con éxito mediante el ordenamiento orbital para el cobre dado en un diagrama de energía orbital.

Cuadro\(\PageIndex{1}\): Las configuraciones de electrones en estado tierra-estado de los elementos.

Símbolo atómico	Número atómico	Configuración
H	1	1s ^1
Él	2	1s ^2
Li	3	1s2 2s ^1
Be	4	1s ^2 2s ^2
B	5	1s ^2 2s ^2 2p ^1
C	6	1s ^2 2s ^2 2p ^2
N	7	1s ^2 2s ^2 2p ^3
O	8	1s2 2s2 2p4
F	9	1s2 2s2 2p5
Ne	10	1s2 2s2 2p6
Na	11	[Ne] 3s ^1
Mg	12	[Ne] 3s ^2
Al	13	[Ne] 3s ^2 3p ^1
Si	14	[Ne] 3s ^2 3p ^2
P	15	[Ne] 3s ^2 3p ^3
S	16	[Ne] 3s ^2 3p ^4
Cl	17	[Ne] 3s ^2 3p ^5
Ar	18	[Ne] 3s ^2 3p ^6
K	19	[Ar] 4s ^1
Ca	20	[Ar] 4s ^2
Sc	21	[Ar] 3d ^1 4s ^2
Ti	22	[Ar] 3d ^2 4s ^2
V	23	[Ar] 3d ^3 4s ^2
Cr	24	[Ar] 3d ^5 4s ^1
Mn	25	[Ar] 3d ^5 4s ^2
Fe	26	[Ar] 3d ^6 4s ^2
Co	27	[Ar] 3d ^7 4s ^2
Ni	28	[Ar] 3d ^8 4s ^2
Cu	29	[Ar] 3d ^10 4s ^1
Zn	30	[Ar] 3d ^10 4s ^2
Ga	31	[Ar] 3d ^10 4s ^2 4 ^p1
Ge	32	[Ar] 3d ^10 4s ^2 4p ^2
Como	33	[Ar] 3d ^10 4s ^2 4p ^3
Se	34	[Ar] 3d ^10 4s ^2 4p ^4
Br	35	[Ar] 3d ^10 4s ^2 4p ^5
Kr	36	[Ar] 3d ^10 4s ^2 4p ^6

Sin embargo, incluso con nuestros mejores cálculos, no podemos predecir con éxito las configuraciones de electrones para todos los elementos usando el orden de las energías orbitales. Por ejemplo, los diagramas de energía orbital muestran que las energías orbitales 3d son más bajas que las energías orbitales 4s para todos los elementos conocidos con Z > 20. Sin embargo, la mayoría de los elementos de la primera serie de transición tienen configuraciones de electrones con uno o dos electrones en el orbital 4s. La razón es que la suma de las energías orbitales no describe adecuadamente la energía total de un sistema multielectrónico. La interacción de configuración produce nuestros mejores valores calculados para las energías totales de los sistemas multielectrónicos, pero el costo es que borra la imagen conceptual familiar de los orbitales atómicos y las energías orbitales.