¿Que´ es estructura electrónica?

 ESTRUCTURA ELECTRÓNICA

Para hablar de la estructura electrónica del átomo iniciaremos con el caso del átomo de hidrógeno figura 3, ya que es el átomo más sencillo de la tabla periódica. Si alrededor del núcleo como se mencionó anteriormente se encuentran los electrones, estos se encuentran desarrollando un movimiento orbital, dentro ciertas órbitas llamadas Niveles energéticos. Niels Bohr en 1913 supuso basándose en este concepto que la energía electrónica está cuantificada; es decir que los electrones se encuentran en órbitas discretas y que absorben o emiten energía cuando se mueven de una órbita a otra. Según Bohr, cada órbita corresponde a un nivel energético definido para cada electrón

                                                                                                                                                                                                                                                                                                                                                                                                                                    

ü  Donde h es la constante de Planck cuyo valor es 6,63 x 10-34 julio/s, y (v) es la frecuencia de la radiación = c/X, c velocidad de la luz (3X108m7s), x es la longitud de onda. Por lo tanto:     AE = hc/A.    

                                 . Energía emitida y absorbida por el electrón

En la teoría atómica moderna, el nivel de energía al cual pertenece un electrón se determina por cuatro números cuánticos. Estos son:

• Numero cuántico principal (n): Este representa los niveles energéticos principales para los electrones de los átomos y puede ser interpretado como una zona de alta probabilidad de encontrar electrones con un valor energético n. Se le asignan valores enteros 1, 2,3,… 7 o también por las letras K, L, M…

              • Numero cuántico Secundario (l): Recibe también el nombre de numero      cuántico azimutal y especifica el número de subniveles de energía dentro de los     niveles de energía principales (n). (Figura 6). Al igual que el número anterior poseen designación en letras minúsculas y números como se muestra:

 

Designación numérica:   0   1   2   3

Designación letras:         s   p    d   f

                                        

•    Numero cuántico Magnético (ml): Expresa la cantidad de niveles de
energía u órbitas para cada número cuántico secundario. Los valores que
pueden tomar los subniveles s, p, d, f son:

m_l = 2l +1  o  sea  que: s=orbitales,  p=orbitales,  d=5     orbitales,  f=7 orbitales.

•    Número cuántico de Spin: Expresa las dos direcciones permitidas para el
giro del electrón en torno a su propio eje. Este se basa en el principio de
exclusión de Pauli, el cual indica que en un orbital no pueden estar
presentes más de dos electrones, con giros electrónicos o espines
opuestos.

Cada nivel energético también posee un número máximo de electrones; es decir cada nivel principal de acuerdo a la siguiente formula:

2n²                                                                              [3]

Donde n, corresponde al nivel a calcular; de esta manera el nivel 1 posee máximo 2 electrones, el nivel2 posee máximo 8 electrones y así sucesivamente.

           A. Configuración electrónica de los elementos: La configuración electrónica es un método para representar la distribución de los electrones en los orbitales.

                                              

  Para establecer la configuración electrónica de un elemento nos basaremos siguiendo las diagonales de la tabla que se muestra en la figura 8 y luego se llenaran los orbitales de acuerdo a como fueron explicados los números cuánticos. Acuerdo a como fueron explicados los números cuánticos.

                         Orbitales Ejemplo 1:

Escribir la configuración electrónica del hierro Z=26

SOLUCION: La notación para este elemento siguiendo las diagonales para la tabla es:

1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d

Cumpliendo con el número cuántico del spin, en cada orbital s, cabrán máximo dos electrones. En cada orbital p, cabrán 6 electrones, 10 electrones en los orbitales d y 14 en los orbitales f. de esta manera la notación será:

1s², 2s², 2p⁶, 3s², 3p⁶, 4s², 3d¹⁰, 4p⁶, 5s²

Pero, como el número de electrones es Z=26, se deben sumar los exponentes de todos los términos, ya que estos son el número de electrones pertenecientes a cada subnivel, como se muestra:

1s², 2s², 2p⁶, 3s², 3p⁶, 4s², 3d⁶,

Obsérvese según la figura 9 que todos los orbitales hasta el 4S se encuentran perfectamente llenos (2 en cada uno) y para los orbitales 3d se distribuyen en 1 lleno y 4 semillenos.

 

B. Electronegatividad: Esta se define como la capacidad de un átomo para ganar o perder electrones. Los elementos en la tabla periódica se dividen en dos grupos:

• Elementos electropositivos: Son aquellos elementos cuyos átomos en una reacción química tienden a dar electrones para producir iones positivos o cationes. El número de electrones que cede cada átomo se llama Número de oxidación positivo. Los elementos electropositivos se encuentran ubicados en el tabla periódico en los grupos IA y IIA

• Elementos electronegativos: Son aquellos cuyos átomos en una reacción

química atraen electrones para producir iones negativos o aniones. Los

elementos más electronegativos se encuentran ubicados en la tabla

periódica en los grupos VIA y VIIA.

Los átomos de los elementos ubicados en el último grupo de la tabla periódica (gases nobles) son elementos que tienen valencia cero, es decir no reactivos ya que su configuración electrónica siempre finaliza con todos los orbitales llenos, tal como es el caso del helio y argón cuyos términos finales de la configuración son respectivamente 1s² y 3s², 3p⁶