Configuraciones de electrones según Bohr y Pauli

Habilidades para Desarrollar

• Describir el principio de exclusión de Pauli

Muchos átomos de electrones

Si hay múltiples electrones, ¿qué órbitas ocupan? En átomos mayores que el hidrógeno, la mayor carga nuclear significa que las órbitas deben estar más cerca del núcleo. Si todos los electrones están en la órbita de menor energía, incluso si la repulsión expande un poco la órbita, entonces el tamaño de los elementos se haría más pequeño a medida que se vuelven más pesados. Además, se volvería cada vez más difícil sacar electrones de los elementos más pesados, porque estarían ligados mucho más firmemente a los núcleos más cargados. Ambos son lo contrario de los hechos: los tamaños de los elementos aumentan un poco a medida que baja por la tabla periódica, y es más difícil eliminar electrones de los elementos más ligeros. De esta manera, quedó claro que sólo algunos electrones podrían estar en la órbita más baja.

Pauli era un teórico “tan bueno que el aparato experimental se rompió cuando entró por la puerta del laboratorio”. (Es una broma que los teóricos, que generalmente solo piensan, no pueden manejar el equipo de laboratorio). Sugirió que la teoría y los datos encajarían bien si cada órbita (definida por 3 números cuánticos) pudiera contener exactamente 2 electrones. Así, tan pronto como cada órbita estuviera llena, con 2, el siguiente electrón tendría que ir en la siguiente órbita superior. Usando esta regla, Bohr y otros determinaron las configuraciones de electrones (qué electrones estaban en qué estado u órbita) de la mayoría de los elementos, ¡y encontraron que el orden coincidía muy bien con la tabla periódica! El movimiento al siguiente número cuántico principal inició un nuevo periodo, por lo que la teoría se ajustaba a todos los datos sobre valencia y otras propiedades.

Espín de electrones

Pauli no sabía en su momento por qué cada orbital contiene 2 electrones, pero posteriormente se encontró que se necesitaba un cuarto número cuántico, porque fuertes campos magnéticos dividen la energía de los 2 electrones en una órbita en 2 niveles diferentes. (Esta es la base de muchas técnicas experimentales importantes, especialmente la RMN, utilizada por los químicos, y la MRI, utilizada en imágenes médicas). Una explicación propuesta para esto es que los electrones pueden “girar” en cualquier dirección, al igual que la tierra girando para darnos día y noche. Esto no es exactamente lo que sucede, pero la palabra giro todavía se usa para describir este efecto. El número cuántico de espín tiene valores de +1/2 o −1/2. Así, la idea de Pauli ahora se llama el Principio de Exclusión de Pauli, y dice que no hay 2 electrones en un átomo que puedan tener exactamente los mismos números cuánticos. Dos electrones pueden ocupar una órbita, pero deben tener giros opuestos.

Una ilustración de los diferentes números cuánticos de espín.

Configuraciones de electrones

Bohr descubrió el número de electrones en cada caparazón, donde un caparazón son todos los electrones con el mismo número cuántico principal. El patrón que utilizó, que se puede verificar con la tabla periódica, fue de 2, 8, 8, 18, 18, 32, 32.

Basado en el modelo de Bohr, puedes encontrar el número de electrones de valencia o electrones en la capa más alta mirando la tabla periódica. (Por ahora, no nos preocupemos por los metales de transición, y los lantanoides.) Los álcalis tienen 1 electrón de valencia, porque acabamos de comenzar una nueva concha. Las tierras alcalinas tienen 2, B tiene 3, C tiene 4, N tiene 5. Los calcógenos tienen 6, los halógenos tienen 7, los gases nobles tienen 8. (Se puede ver que esto se acerca un poco a la valencia que mencionamos anteriormente.

Enlace exterior

• CrashCourse Química: El Electrón

Colaboradores y Atribuciones

• Emily V Eames (City College of San Francisco)