1.3: Estructura Electrónica (Revisión)

Objetivo de aprendizaje

Dibujar, interpretar y convertir entre estructuras de Lewis (Kekule), Condensed y Bond-line

Nota: La revisión de química general en las secciones 1.3 - 1.6 se integra en el anterior Objetivo de Aprendizaje para la química orgánica en las secciones 1.7 y 1.8.

Las principales habilidades necesarias son la capacidad de determinar las configuraciones electrónicas de los elementos siguiendo los conceptos de “aufbau” o “build up”, Regla de Hund y el Principio de Exclusión de Pauli, así como visualizar los orbitales, subconchas y conchas espacial y energéticamente. Convertir configuraciones de electrones en diagramas orbitales es una habilidad útil en la transición a la química orgánica. Estas habilidades se practican en la siguiente sección.

La naturaleza ondulada de la luz

Una onda es una oscilación periódica por la cual la energía se transmite a través del espacio. Todas las ondas son periódicas, repitiéndose regularmente tanto en el espacio como en el tiempo. Las olas se caracterizan por varias propiedades interrelacionadas.

• Estructura electrónica: disposición de electrones en átomos
• Radiación electromagnética: también conocida como energía radiante; forma de energía que tiene características de onda y transporta energía a través del espacio. Todos los tipos de radiación electromagnética se mueven a través de un vacío a una velocidad de 3.00 X 10 ⁸ m/s (velocidad de la luz).
• Longitud de onda: la distancia entre puntos idénticos en ondas sucesivas
• Frecuencia: el número de longitudes de onda completas que pasan un punto dado en 1s

\[\nu λ = c \]

donde\(\nu\) = frecuencia,\(λ\) = longitud de onda y\(c\) = velocidad de la luz

La longitud de onda se expresa en unidades de longitud.

• Espectro electromagnético: diversos tipos de radiaciones electromagnéticas dispuestas en orden de longitud de onda creciente.

La frecuencia se expresa en Hertz (Hz), también denotada por s ^-1 o /s

Efectos cuánticos y fotones

• Cuántica: la menor cantidad de energía que puede emitirse o absorberse como radiación electromagnética

\[E = hv\]

donde\(E\) = energía,\(h\) = constante de Planck,\(\nu\) = frecuencia

Constante de Planck = 6.63 X 10 ^-34 J/s

Según la teoría de Planck, la energía siempre se emite o se absorbe en múltiplos de número entero de hv, por ejemplo, hv, 2hv, 3hv, etc. Decimos que las energías permitidas son cuantificadas (es decir, sus valores están restringidos a ciertas cantidades).

Energía cuantificada y fotones

La radiación de cuerpo negro es la radiación emitida por los objetos calientes y no podría explicarse con la física clásica. Max Planck postuló que la energía se cuantificó y puede emitirse o absorberse solo en múltiplos integrales de una pequeña unidad de energía, conocida como cuántica. La energía de un cuántico es proporcional a la frecuencia de la radiación; la constante de proporcionalidad h es una constante fundamental (constante de Planck). Albert Einstein utilizó la cuantificación de la energía para explicar el efecto fotoeléctrico

• El efecto fotoeléctrico: cuando fotones de energía suficientemente alta golpean una superficie metálica, los electrones se emiten desde el metal. Los electrones emitidos son atraídos hacia el otro electrodo, que es un terminal positivo. Como resultado, la corriente fluye en un circuito.
• Fotón: incremento más pequeño (un cuántico) de energía radiante; un fotón de luz con frecuencia v tiene una energía igual a hv.
• Cuando un fotón golpea el metal, su energía se transfiere a un electrón en el metal. Se requiere cierta cantidad de energía para que el electrón supere las fuerzas atractivas que lo mantienen dentro del metal. Si los fotones tienen menos energía que este umbral de energía, los electrones no pueden escapar de la superficie metálica. Si un fotón tiene suficiente energía, se emite un electrón. Si el fotón tiene más energía de la necesaria, el exceso aparece como energía cinética del electrón emitido.

Espectros de línea y el modelo Bohr

Existe una conexión íntima entre la estructura atómica de un átomo y sus características espectrales. La mayor parte de la luz es policromática y contiene luz de muchas longitudes de onda. La luz que tiene una sola longitud de onda es monocromática y es producida por dispositivos llamados láseres, que utilizan transiciones entre dos niveles de energía atómica para producir luz en un rango muy estrecho de longitudes de onda. Los átomos también pueden absorber la luz de ciertas energías, lo que resulta en una transición desde el estado fundamental o una energía más baja e

Espectros de Línea

Se dice que la radiación compuesta por una sola longitud de onda es monocromática.

• Espectro: distribución entre diversas longitudes de onda de la energía radiante emitida o absorbida por un objeto
• Espectro continuo: arco iris de colores, que contiene luz de todas las longitudes de onda. No todas las fuentes de radiación producen un espectro continuo
• Espectro de línea: espectro que contiene radiación de solo longitudes de onda específicas

\[v = C \left(\dfrac{1}{2^2} – \dfrac{1}{n^2}\right)\]

con\(n\) = 3, 4, 5, 6 y\(C = 3.29 \times 10^{15} s^{-1}\) (constante)

Modelo de Bohr

Los electrones en una órbita permitida tienen una energía específica y se dice que están en un estado de energía “permitida”. Un electrón en un estado energético permitido no irradiará energía y por lo tanto no entrará en espiral hacia el núcleo.

\[E_n = -R_H \dfrac{1}{n^2}\]

• \(R_H\)= Constante de Rydberg: 2.18 X 10 ^-18 J
• \(n\)= número cuántico principal, corresponde a las diferentes órbitas permitidas para el electrón

Todas las energías dadas por esta ecuación serán negativas. Cuanto menor (más negativa) es la energía, más estable es el átomo. El estado energético más bajo es aquel para el cual n=1.

• Estado fundamental: estado energético más bajo de un átomo,\(n=1\)
• Estado excitado: cuando el electrón está en órbita de mayor energía (menos negativo), n=2 o superior

Si n se vuelve infinitamente grande (∞), el electrón está completamente separado del núcleo:

\[E_∞ = (-2.18 \times 10^{-18} J) \left(\dfrac{1}{∞^2}\right) = 0\]

Así, el estado en el que se elimina el electrón del núcleo es el estado de referencia, o energía cero, del átomo de hidrógeno. Es importante recordar que este estado de energía cero es mayor en energía que los estados con energías negativas

Los electrones pueden cambiar de un estado energético a otro absorbiendo o emitiendo energía radiante. La energía radiante debe ser absorbida para que un electrón se mueva a un estado de energía superior, pero se emite cuando el electrón se mueve a un estado de energía más baja. .

\[\Delta E = E_f – E_i\]

• Si\(n_f > n_i\), entonces ∆E es positivo, se absorbe la energía radiante
• Si\(n_f < n_i\), entonces ∆E es negativo, se emite energía radiante

El comportamiento de onda de la materia

Un electrón posee propiedades tanto de partículas como de onda. Louis de Broglie demostró que la longitud de onda de una partícula es igual a la constante de Planck dividida por la masa por la velocidad de la partícula. El electrón en las órbitas circulares de Bohr podría describirse así como una onda estacionaria, una que no se mueve a través del espacio. El principio de incertidumbre de Werner Heisenberg establece que es imposible describir con precisión tanto la ubicación como la velocidad de las partículas que exhiben un comportamiento similar a una onda.

• Momentum: el producto de la masa, m, y la velocidad, v, de una partícula
• Ondas de materia: término utilizado para describir las características de onda de una partícula

\[λ = \dfrac{h}{mv}\]

donde\(λ\) es la longitud de onda,\(h\) es la constante de Planck,\(m\) es la masa de partícula, y\(v\) es la velocidad

El principio de incertidumbre

• Principio de incertidumbre: la teoría planteada por primera vez por Heisenberg, afirma que es imposible determinar tanto el momento exacto del electrón como su ubicación exacta.

Mecánica Cuántica y Orbitales Atómicos

Existe una relación entre los movimientos de electrones en átomos y moléculas y sus energías que es descrita por la mecánica cuántica. Debido a la dualidad onda-partícula, los científicos deben lidiar con la probabilidad de que un electrón esté en un punto particular en el espacio. Para ello se requirió el desarrollo de la mecánica cuántica, que utiliza funciones de onda para describir la relación matemática entre el movimiento de los electrones en átomos y moléculas y sus energías.

• Funciones de onda: representadas por ψ, función cuadrada de onda, ψ ², proporciona información sobre la ubicación de un electrón cuando está en un estado de energía permitida.
• Densidad de probabilidad: representada por ψ ², valor que representa la probabilidad de que se encuentre un electrón en un punto dado en el espacio
• Densidad de electrones: la probabilidad de encontrar y electrón en cualquier punto particular de un átomo. Es igual a ψ ².

Orbitales y números cuánticos

- Orbital: estado energético permitido de un electrón en el modelo cuántico-mecánico del átomo; también se utiliza para describir la distribución espacial de un electrón. Definido por el valor de 3 números cuánticos; n, l y m _l.

Valor de l	0	1	2	3
Carta utilizada	s	p	d	f

1. El número cuántico principal, n, puede tener valores integrales de 1, 2, 3 y así sucesivamente. A medida que n aumenta, el orbital se hace más grande; el electrón tiene una mayor energía y está más lejos del núcleo.
2. El segundo número cuántico, l, puede tener valores integrales de 0 a n — 1 por cada valor de n. Este número cuántico define la forma de la órbita. Generalmente designados por las letras s, p, d y f. Estos corresponden a valores que van de 0 a 3.
3. El número cuántico magnético, m _l, puede tener valores integrales entre l y —l, incluyendo cero. Este número cuántico describe la orientación de la órbita en el espacio.

Cáscara de electrones: colección de orbitales con el mismo valor de n

Subshell: uno o más orbitales con el mismo conjunto de valores n y l

1. Cada shell se divide en el número de subshells igual al número cuántico principal, n, para ese shell. El primer shell consiste únicamente en el subshell 1s; el segundo shell consta de dos subshells, 2s y 2p; el tercero de tres subshell, 3s, 3p y 3d, y así sucesivamente.
2. Cada subshell se divide en orbitales. Cada subcapa s consiste en una órbita; cada subcapa p de tres orbitales, cada subcapa d de cinco y cada subcapa f de siete orbitales.

Representación 3D de Orbitales

Los orbitales con l = 0 son orbitales s y son esféricamente simétricos, con la mayor probabilidad de encontrar el electrón que ocurre en el núcleo. Los orbitales con valores de n > 1 y l = 0 contienen uno o más nodos. Los orbitales con l = 1 son orbitales p y contienen un plano nodal que incluye el núcleo, dando lugar a una forma de mancuerna. Los orbitales con l = 2 son orbitales d y tienen formas más complejas con al menos dos superficies nodales. l = 3 orbitales son orbitales f, que son aún más complejos.

El s Orbitales: 1s orbital: más estable, esféricamente simétrico, cifra indica que la probabilidad disminuye a medida que nos alejamos del núcleo. Todos los orbitales son esféricamente simétricos.

• Superficies nodales (nodos): regiones intermedias donde ψ ² va a cero. El número de nodos aumenta al aumentar el valor para el número cuántico principal, n.

Los p Orbitales: La densidad de electrones se concentra en dos lados del núcleo, separados por un nodo en el núcleo. Los orbitales de una subcapa dada tienen el mismo tamaño y forma pero difieren entre sí en orientación. El eje a lo largo del cual se orienta la órbita no está relacionado con m _l.

Muchos átomos de electrones

Además de los tres números cuánticos (\(n\),\(l\),\(m_l\)) dictados por la mecánica cuántica, se requiere un cuarto número cuántico para explicar ciertas propiedades de los átomos. Se trata del número cuántico de espín electrónico (\(m_s\)), que puede tener valores de +½ o −½ para cualquier electrón, correspondientes a las dos posibles orientaciones de un electrón en un campo magnético. Esto es importante para la química porque el principio de exclusión de Pauli implica que ningún orbital puede contener más de dos electrones (con espín opuesto).

Si bien las formas de los orbitales para muchos átomos de electrones son las mismas que las del hidrógeno, la presencia de más de un electrón cambia enormemente las energías de los orbitales. En hidrógeno, la energía de un orbital depende solo de su número cuántico principal, sin embargo, en muchos átomos de electrones, las repulsiones electrón-electrón hacen que diferentes subcapas estén en diferentes energías

Carga Nuclear Efectiva

• Carga nuclear efectiva: carga positiva neta que atrae electrones

\[Z_{eff} = Z – S\]

donde\(Z_{eff}\) está la carga nuclear efectiva,\(Z\) es el número de protones en el núcleo, y\(S\) es el número promedio de electrones entre el núcleo y el electrón en cuestión.

• Efecto de cribado: efecto de los electrones internos en la disminución de la carga nuclear experimentada por los electrones externos

Energías de Orbitales

La medida en que un electrón será proyectado por los otros electrones depende de su distribución electrónica a medida que nos movemos hacia afuera desde el núcleo.

• En un átomo de muchos electrones, para un valor dado de n, Z _eff disminuye al aumentar el valor de l.
• En un átomo de muchos electrones, para un valor dado de n, la energía de un orbital aumenta al aumentar el valor de l.

Degenerado: orbitales que tienen la misma energía

El espín de electrones y el principio de exclusión de Pauli

• Espín de electrones: propiedad del electrón que hace que se comporte como si se tratara de un pequeño imán. El electrón se comporta como si estuviera girando sobre su eje; se cuantifica el espín electrónico.
• Número cuántico de espín electrónico: denotado como m _s. Sólo puede tener dos valores posibles, +½ y —½, los cuales podemos interpretar como indicativos de las dos direcciones opuestas en las que el electrón puede girar.
• Principio de exclusión de Pauli: establece que no hay dos electrones en un átomo que pueda tener el mismo conjunto de cuatro números cuánticos n, l, m _l, m _s. Esto significa que si queremos poner dos electrones en un orbital y satisfacer el principio de exclusión de Pauli, nuestra única opción es asignar diferentes valores de m _s a los electrones. Debido a que sólo hay dos valores, podemos concluir que un orbital puede contener un máximo de dos electrones y deben tener espines opuestos.

Configuraciones de electrones

Con base en el principio Pauli y un conocimiento de las energías orbitales obtenidas mediante orbitales similares al hidrógeno, es posible construir la tabla periódica llenando los orbitales disponibles comenzando con los orbitales de menor energía (el principio aufbau), lo que da lugar a una disposición particular de los electrones para cada elemento (su configuración electrónica). La regla de Hund dice que la disposición de los electrones de menor energía es la que los coloca en orbitales degenerados con espines paralelos.

• Configuración electrónica: la forma en que los electrones se distribuyen entre los diversos orbitales. La configuración electrónica más estable, o terrestre, de un átomo es aquella en la que los electrones están en el nivel de energía más bajo posible
• Diagrama orbital: representación de la configuración electrónica en la que cada orbital está representado por una caja y cada electrón por una media flecha. Una media flecha apuntando hacia arriba representa un electrón con espín positivo; uno apuntando hacia abajo representa un electrón con un giro negativo.

Escritura de configuraciones de electrones

• Regla de Hund: regla que establece que los electrones ocupan orbitales degenerados de tal manera que se maximice el número de electrones con el mismo giro. En otras palabras, cada orbital tiene un electrón colocado en él antes de que ocurra la separación de electrones en orbitales. Obsérvese que esta regla se aplica a los orbitales que son degenerados, lo que significa que tienen la misma energía.
• Electrones de valencia: electrones en las cáscaras exteriores
• Electrones centrales: electrones en las conchas internas
• Elementos de transición: aka Metales de transición; elementos de los orbitales d
• Elementos lantánidos: también conocidos como elementos de tierras raras; 14 elementos de los orbitales 4f, # 58-71
• Elementos actínidos: 14 elementos de orbitales 5f, # 90-103. La mayoría no se encuentran en la naturaleza.

Configuraciones de electrones y la tabla periódica

La disposición de los átomos en la tabla periódica da como resultado bloques correspondientes al llenado de los orbitales ns, np, nd y nf para producir las propiedades químicas distintivas de los elementos en el bloque s, bloque p, bloque d y bloque f, respectivamente.

• Elementos del grupo principal: también conocidos como Representantes; elementos de bloque s y p
• Metales de bloque F: 28 elementos ubicados debajo de la tabla, f elementos de bloque