La imagen de los orbitales empleada habitualmente por los químicos consiste en una representación del orbital mediante superficies límite que engloban una zona del espacio donde la probabilidad de encontrar al electrón es del 99%. La extensión de estas zonas depende básicamente del número cuántico principal, N, mientras que su forma viene determinada por el número cuántico secundario, l.
Los orbitales S (l=0) tienen forma esférica. La extensión de este orbital depende del valor del número cuántico principal, asi un orbital 3S tiene la misma forma pero es mayor que un orbital 2S.
Los orbitales P (l=1) están formados por dos lóbulos idénticos que se proyectan a lo largo de un eje.
La zona de unión de ambos lóbulos coincide con el núcleo atómico.
Hay tres orbitales P (m=-1, m=0 y m=+1) de idéntica forma, que difieren sólo en su orientación a lo largo de los ejes X, Y o Z.
Los orbitales D (l=2) también están formados por lóbulos. Hay cinco tipos de orbitales D (que corresponden a m=-2, -1, 0, 1, 2)
Los orbitales F (l=3) también tienen un aspecto multilobular. Existen siete tipos de orbitales F (que corresponden a m=-3, -2, -1, 0, +1, +2, +3).
El electrón de un átomo de hidrógeno en el estado fundamental se encuentra en el nivel de energía más bajo, es decir, N=1, y dado que la primera capa principal contiene sólo un orbital S, el número cuántico orbital es l=0. El único valor posible para el número cuántico magnético es ml=0. Cualquiera de los dos estados de spin son posibles para el electrón. Así podríamos decir que el electrón de un átomo de hidrógeno en el estado fundamental está en el orbital 1S, o que es un electrón 1s, y se representa mediante la notación: 1S1en donde el superíndice 1 indica un electrón en el orbital 1S. Ambos estados de espín están permitidos, pero no designamos el estado de espín en esta notación.
CONFIGURACIONES ELECTRONICAS
Escribir la configuración electrónica de un átomo consiste en indicar cómo se distribuyen sus electrones entre los diferentes orbitales en las capas principales y las subcapas.
Muchas de las propiedades físicas y químicas de los elementos pueden relacionarse con las configuraciones electrónicas.
Esta distribución se realiza apoyándonos en tres reglas:
- Energía de los Orbitales
- Principio de exclusión de Pauli
- Regla de Hund
ENERGÍA DE LOS ORBITALES
Los electrones ocupan los orbitales de forma que se minimice la energía del átomo. El orden exacto de llenado de los orbitales se estableció experimentalmente, principalmente mediante estudios espectroscópicos y magnéticos, y es el orden que debemos seguir al asignar las configuraciones electrónicas a los elementos. El orden de llenado de orbitales es:
- 1S22 S2 2P6 3 S2 3P6 3 D104 S2 4P6 4D10 F14
En un determinado átomo los electrones van ocupando, y llenando, los orbitales de menor energía.
Cuando se da esta circunstancia el átomo se encuentra en su estado fundamental.
Si el átomo recibe energía, alguno de sus electrones más externos pueden saltar a orbitales de mayor energía, pasando el átomo a un estado excitado.
PRINCIPIO DE EXCLUSIÓN DE PAULI
En un átomo no puede haber dos electrones con los cuatro números cuánticos iguales.
Los tres primeros números cuánticos, n, l y ml determinan un orbital específico. Dos electrones, en un átomo, pueden tener estos tres números cuánticos iguales, pero si es así, deben tener valores diferentes del número cuántico de espín.
Podríamos expresar esto diciendo lo siguiente: en un orbital solamente puede estar ocupado por dos electrones y estos electrones deben tener espines opuestos.
REGLA DE HUND
Al llenar orbitales de igual energía (los tres orbitales P, los cinco orbitales D, o los siete orbitales F) los electrones se distribuyen, siempre que sea posible, con sus espines paralelos, es decir, desapareados.
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