Radioquímica!

PRELUDIO - ORBITALES ELECTRÓNICOS

Hoy, querido lector, empezamos una pequeña nueva serie que hemos titulado: "Radioquímica", en la cual discutiremos "Aspectos base" para la comprensión de ciertos efectos que ocurren en el campo de la Física y la Química. Algunos de ellos bien pueden ser como hoy comentaremos, el tema de "Orbitales Electrónicos"; más adelante hablaremos de algunos otros como el Átomo, Masa y Energía, Defecto de masa, Energía de Unión, etc.

En Radioquímica suele llamarse a los Orbirtales electrónicos, "Capas", por ejemplo: Capa K, Capa L, Capa M, Capa N y así sucesivamente. Pero aunque tal vez no sea del todo necesario, establezcamos primeramente que es un orbital electrónico o capa o nivel energético como también se le llama. Digamos es "Una región del espacio en torno al núcleo atómico en la que la probabilidad de encontrar al electrón es elevada". Es decir, un lugar donde la densidad electrónica es elevada.

Es importante aclarar que, de acuerdo a la naturaleza mecanicocuántica del electrón, no se puede determinar en concreto la ubicación exacta de este. Recordemos también el "Principio de Incertidumbre de Heisemberg" que dice: Es imposible medir simultáneamente de forma precisa la posición y el momento lineal de una partícula.

De otra manera lo han manejado como: Cuanto más cerca estamos de saber su posición, más lejos estamos de saber su cantidad de movimiento y viceversa.

Hablando de capas, más o menos lo veríamos así:

Bien, no?? pues bueno... Este es un aspecto muy importante que debemos conocer debido a que es muy usual hablar de "Orbitales" o "Capas" en este campo.

Hubo un tiempo en que se pensó en el átomo como en un sistema solar en miniatura, con electrones a modo de planetas en órbita de núcleo esférico tipo sol. Pero desde el desarrollo de la mecánica cuántica en los años veinte, los científicos saben que una forma más realista de intentar visualizar los electrones en el átomo es delimitar las regiones del espacio en las cuales cada uno de los electrones tiene más probabilidades de encontrarse(Como ya se había comentado). Las formas y los tamaños de estas regiones, denominadas orbitales, están determinadas por la energía de los electrones y otras tres propiedades cuánticas importantes.

Estos orbitales, fundamentales en el átomo, definen cómo los átomos pueden enlazarse con otros átomos. Existen tres clases principales de enlaces electrónicos. La más simple, el enlace metal-metal, se imagina como un mar de electrones sueltos que mantienen los átomos de metal juntos. En otra clase de enlace, el covalente, átomos adyacentes comparten pares de electrones. La tercera clase de enlace químico, el iónico, consiste en un un átomo entrega uno o más de sus electrones a otro átomo. Los orbitales han sido considerados generalmente más como una representación matemática útil que como una realidad física, pero John C.H. Spence(De la Universidad de Arizona) y sus colegas han mostrado que los orbitales se pueden fotografiar, teniendo siempre en cuenta el hecho de que la observación modifica la realidad subatómica.

Entendido esto, es importante, antes de entrar a conocer físicamente como se ven los orbitales, aprender otros aspectos de gran importancia que hacen que tenga una forma u otra. Y estos son los llamados "Números Cuánticos".

Los Números cuánticos son valores que nos indican numéricamente las características de los electrones en los átomos.

Los números atómicos más importantes son cuatro:
Número Cuántico Principal.
Número Cuántico Secundario.
Número Cuántico Magnético.
Número Cuántico de Spin.

El número cuántico principal(n): Es aquel que nos indica en que nivel se encuentra el electrón, el tamaño del orbital o dicho de otra forma, que tan cerca se encuentra del núcleo. Este puede tomar valores enteros (n=1,2,3,4,...).

El número cuántico secundario o del momentum angular(l): Este número determina la forma general de la región en la que se mueve el electrón. Los dos primeros números cuánticos determinan conjuntamente las propiedades espaciales del movimiento orbital del electrón. “ l ” indica los subniveles de en energía permitidos para cada nivel de energía. Entonces: (l = n-1) y toma valores (l = 1,2,3,4,...)

Según el número atómico tenemos las siguientes subcapas o subniveles:

l = 0 s sharp
l = 1 p principal
l = 2 d diffuse
l = 3 f fundamental
l = 4 g
l = 5 h
l = 6 i

El número cuántico magnético(m): Determina la orientación de una configuración espacial determinada según una dirección arbitraria. La forma mas conveniente de tener un eje arbitrario de referencia consiste en la introducción de un campo magnético externo (de ahí el nombre de número cuántico magnético). Nos indica la forma del orbital. Por ejemplo:

Si: l = 2 Entonces "m" abarca desde : -2 hasta +2 pasando por cero.

l = 2 ; m = -2,-1, 0, 1, 2

Número cuántico de Spin(s): Indica el sentido de rotación en el propio eje de los electrones en un orbital, este número toma los valores de -1/2 y de 1/2.

Si recuerdas estimado lector en la serie de "Nuestros primeros pasos" hablamos de los fermiones los cuales hemos catalogado como un grupo de partículas las cuales tienen la característica de poseer un Spin semi-entero(-1/2 ó 1/2), y si, precisamente esto es a lo que nos referíamos, a su sentido de rotación en su propio eje.

De esta manera entonces se puede determinar el lugar donde se encuentra un electrón determinado, y los niveles de energía del mismo, esto es importante en el estudio de las radiaciones, la energía de ionización, así como de la energía liberada por un átomo en una reacción.

Dos más de los aspectos importantes que debemos de recordar siempre: El Principio de Exclusión de Pauli.

"En un mismo átomo no puede existir dos electrones que tengan los mismos números cuánticos" de esta manera podemos entonces afirmar que en un mismo orbital no puede haber más de dos electrones y que los mismos deben tener distinto número de spin.

Y también: La Máxima multiplicidad - Regla de Hund.

Cuando se llena orbitales con un mismo nivel de energía o lo que es lo mismo que se encuentran en un mismo subnivel se debe empezar llenando la mitad del subnivel con electrones de spin +1/2 para luego proceder a llenar los subniveles con electrones de spin contrario (-1/2).

Ahora si!! querido lector que fuiste paciente, así es como se ven los orbitales según lo que ya hemos comentado:

Esta información se obtiene a partir de los espectros atómicos y se expresa mediante la configuración electrónica.

De manera aproximada la configuración electrónica de un elemento en su estado fundamental se puede determinar aplicando lo antes mencionado en compañía del siguiente criterio:

Principio de Construcción de Aufbau: En su estado fundamental la distribución electrónica de un elemento se construye a partir del inmediato anterior, adicionándole un electrón de modo que le confiera la máxima estabilidad (menor energía)

Los cuales están construidos en base a la tabla antes presentada. La capa K tiene una subcapa denominada como 1s, la capa L tiene dos subcapas denotadas como 2s y 2p y así sucesivamente de acuerdo al orden de la misma tabla. Pero... y los supraindices que aparecen acompañando a las subcapas que son??? Electrones! son los electrones posibles para cada subcapa. Los cuales sumados tienen que dar el total de electrones posibles para toda la "Capa". No confundir querido lector las "Capas" con las "Subcapas", las Capas son los niveles energéticos de los que ya hemos hablado K,L,M,N,etc.

En resumen podemos decir que:El número posible de electrones por capa es igual a (2n^2).

Donde "n" es el nivel energético o bien capa de la que se trate.

Y efectivamente es lo que se tiene!! Por ejemplo: para n=1, aplicando la regla: 2(1)^2 = 2

Para n=2, aplicando la regla: 2(2)^2 = 8

Para n=3, aplicando la regla: 2(3)^2 = 18

Y así sucesivamente. De tal manera que tenemos para la primera capa un total de 2 electrones, luego 8 para la segunda, 18 para la tercera, 32 para la cuarta, 50 para la quinta, 72 para la sexta, etc.

Ahora, como bien lo hemos mencionado, si sumas el número de electrones posibles por cada subacapa deberá dar el número de electrones por nivel o capa. De modo que para "s"hay 2 electrones, para "p" hay 6, para "d" hay 10 y para "f" hay 14 y así sucesivamente.

Ejemplos de Configuración electrónica podría ser...

Para el átomo de Sodio:

11Na=1s2, 2s2, 2p6, 3s1

Para el Fierro:

26Fe=1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 4s2, 3d6

Si te fijas, notarás que la suma de los números a la derecha de cada subcapa darán el número atómico del elemento objeto de estudio. Nota que la ultima de las subcapas del sodio es "s" y tiene un numero 1 acompañandolo. Pero... Por que? si la tabla dice que a "s" le caben 2 electrones. Por que se tienen que llenar las subcapas con electrones de tal manera que solo de el número atómico. Entonces el problema no es llenar los primeros sino que conforme nos acercamos al número atómico del elemento, tenemos que poner "Únicamente" los que hacen falta para cumplir la condición.

Nota lo mismo para el (Fe). a "d" le caben 10 electrones y solo tiene 6 acompañando a la subcapa "d", eso es por que hasta la "s" hay 20 electrones, hacen falta 6, a "d" le caben 10 pero no podemos pasarnos, entonces solamente colocamos los que nos hacen falta.

Y por ultimo he aquí (Como resumen) las reglas que gobiernan la configuración electrónica:

1.- Conforme al “Principio de exclusión de Pauli, dos electrones no pueden tener el mismo valor de los cuatro números cuánticos en un átomo dado.

2.- El electrón entrará en el primer orbital de mas baja energía y luego será llenado el siguiente orbital de más alta energía. Las energías relativas de los orbitales son 1s<2s<3s<3p<4s<3d<4p<5s<4d<5p<6s<4f<5d<6p<7s.>os primeros orbitales libres son ocupados uno a uno hasta que cada orbital se llena.

4.- Cada capa energética contiene un máximo de 2n^2 electrones.

Por ahora dejaremos a los Orbitales electrónicos como un artículo individual hasta aquí. y en la próxima de las entradas hablaremos del "Espectro Electromagnético", Emisiones, Absorciones, Longitud de onda y Frecuencia.