Configuració electrònica

Archiu:Electron orbitals crop.svg

Configuració electrònica

En química, la configuració electrònica indica la forma en la qual els electrons s'estructuren o organisen en un àtom, d'acort en el model de capes electròniques, que expressa a les funciones d'ona del sistema com un producte de orbitales antisimetrizado.

La configuració electrònica és important perque determina les propietats totals de combinació química dels àtoms, i per lo tant, la seua posició en la taula periòdica dels elements.

Introducció

L'orde dels electrons en els àtoms està subjecta a les regles de la mecànica quàntica. En particular la configuració electrònica ve donada per una combinació d'estats quàntics que són solució de l'equació de Schrödinger para dit àtom.

Una de les restriccions de la mecànica quàntica no explícitament ficada en l'equació de Schrödinger és que qualsevol conjunt d'electrons en un mateix estat quàntic deuen complir el principi d'exclusió de Pauli per ser fermiones (partícules d'espin semientero). Dit principi implica que la funció d'ona total que descriu dit conjunt d'electrons deu ser antisimètrica respecte de l'intercanvi de dos electrons. Per lo tant, en el moment en que un estat quàntic és ocupat per un electró, el següent electró deu ocupar un estat quàntic diferent.

En els estats estacionarios d'un àtom, la funció d'ona d'un electró en una aproximació no-relativista s'obté com la funció pròpia de l'equació de Schrödinger $\hat{\mathscr{H}}|{\psi }_k⟩=E_k|{\psi }_k⟩$, a on $\hat{\mathscr{H}}$ és el hamiltoniano monoelectrónico corresponent. Per al cas relativiste cal recórrer a l'equació de Dirac. Les funcions pròpies mona-electròniques obtingudes com a solució de qualsevol d'estes dos equacions es denominen orbitales atòmics, per analogia en l'image clàssica d'electrons orbitando al voltant del núcleu. Estos orbitales, en la seua expressió més bàsica, es poden enumerar per mig de quatre números quàntics: n, l, m_l i m_s. Òbviament, el principi d'exclusió de Pauli implica que no pot haver dos electrons en un mateix àtom en els quatre valors dels números quàntics iguals (perque llavors ocuparien el mateix orbital i això està exclós pel principi).

D'acort en la mecànica quàntica, els electrons poden passar d'un orbital atòmic a un atre ya siga emetent o absorbint un quant d'energia, en forma de fotó. Esta transició d'un orbital a un atre en diferents energies expliquen diversos fenomens d'emissió i absorció de radiació electromagnètica per part dels àtoms.

Notació

Artícul principal → Orbital atòmic.

Per a descriure les configuracions electròniques d'àtoms i molècules s'utilisa una notació estàndar. En el cas dels àtoms, la notació conté la definició dels orbitales atòmics en la forma n l (eixemples: 1s, 2p, 3d, 4f), indicant-se el número d'electrons assignat a cada orbital, o al conjunt de orbitales de la mateixa subcapa electrònica, per mig d'un superíndex. Per eixemple, el hidrogen té un electró en el orbital s de la primera capa, d'ahí que la seua configuració electrònica s'escriga 1s¹. El liti té dos electrons en la subcapa 1s i un en la subcapa 2s (de major energia), d'ahí que la seua configuració electrònica s'escriga 1s² 2s¹ . Per al fòsfor (número atómico 15), tenim: 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p³.

Per a àtoms en molts electrons, esta notació pot ser molt llarga per lo que s'utilisa una notació abreviada, que té en conte que les primeres subcapas són iguals a les d'algun gas noble. Per eixemple, el fòsfor, diferix del argón i neó (1s² 2s² 2p⁶) únicament per la presència de la tercera capa. Aixina, la configuració electrònica del fòsfor es pot escriure respecte de la del neó com: [Ne] 3s² 3p³. Esta notació és útil si tenim en conte que la major part de les propietats químiques dels elements vénen determinades per les capes més externes.

L'orde en el que s'escriuen els orbitales ve dau per l'estabilitat relativa dels orbitales, escrivint-se primer aquells que tenen menor energia orbital. Açò significa que, encara que seguix unes pautes generals, es poden produir excepcions. La major part dels àtoms seguixen l'orde donat per la regla de Madelung. Aixina, d'acort en esta regla, la configuració electrònica del ferro s'escriu com: [Ar] 4s² 3d⁶. Una atra possible notació agrupa primer els orbitales en el mateix número quàntic n, de tal manera que la configuració del ferro s'expressa com [Ar] 3d⁶ 4s² (agrupant el orbital 3d en els 3s i 3p que estan implícits en la configuració del argón).

El superíndex 1 dels orbitales ocupats per un únic electró no és obligatori. És prou comú vore les lletres dels orbitales escrites en lletra itálica o cursiva. No obstant, l'Unió Internacional de Química Pura i Aplicada (IUPAC) recomana utilisar lletra normal, tal i com es realisa ací.

Orige històric

Niels Bohr va ser el primer en propondre (1923) que la periodicitat en les propietats dels elements es podia explicar per mig de l'estructura electrònica de l'àtom. La seua proposta es va basar en el seu propi model atòmic de Bohr, en el qual les capes electròniques eren òrbites electròniques ubicades a distàncies fixes del núcleu atòmic. Les configuracions originals de Bohr hui semblen estranyes per al químic: al sofre se li assignava una configuració 2.4.4.6 en lloc de 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁴. Un any despuix, E. C. Stoner va incorporar el tercer número quàntic de la teoria de Sommerfeld a la descripció de les capes electròniques, i va predir correctament l'estructura de capes del sofre com 2.8.6. No obstant, ni el sistema de Bohr ni el de Stoner podien descriure correctament els canvis del espectre atòmic en un camp magnètic (efecte Zeeman).

Distribució electrònica

Archiu:Diagrama de Configuración electrónica.svg

Diagrama de configuració electrònica.

És la distribució dels electrons en els subniveles i orbitales d'un àtom. La configuració electrònica dels elements es rig segons el diagrama de Moeller:

Per a comprendre el diagrama de Moeller s'utilisa la següent taula:

	s	p	d	f
k = 1	1s
l = 2	2s	2p
m = 3	3s	3p	3d
n = 4	4s	4p	4d	4f
o = 5	5s	5p	5d	5f
p = 6	6s	6p	6d	6f
q = 7	7s	7p	7d	7f

Per a trobar la distribució electrònica, s'escriuen les notacions en forma diagonal des de dalt cap a avall i de dreta a esquerra (seguir colors):

1s

2s

2p 3s

3p 4s

3d 4p 5s

4d 5p 6s

4f 5d 6p 7s

5f 6d 7p

Este principi de construcció, o principi de Aufbau (del alemà Aufbau, 'construcció'), que va ser una part important del concepte original de Bohr sobre la configuració electrònica, pot formular-se com: Cada orbital només pot ser ocupat per un màxim de dos electrons. Els orbitales s'omplin en orde creixent d'energia orbital: els de menor energia s'omplin abans que els de major energia.

Llavors, és possible descriure l'estructura electrònica dels àtoms establint el subnivel o distribució orbital dels seus electrons. Un subnivel s es pot omplir en 1 o 2 electrons. Un subnivel p pot contindre d'1 a 6 electrons; un subnivel d, d'1 a 10 electrons i un subnivel f, d'1 a 14 electrons. Els electrons es coloquen primer en els subniveles de menor energia i quan estos estan completament ocupats, s'usa el següent subnivel en energia superior. Açò es pot representar per la següent taula:

	s	p	d	f
n = 1	2
n = 2	2	6
n = 3	2	6	10
n = 4	2	6	10	14
n = 5	2	6	10	14
n = 6	2	6	10
n = 7	2	6

Per a trobar la configuració electrònica s'usa el mateix procediment anterior incloent esta volta el número màxim d'electrons per a cada orbital.

1s2

2s2

2p6 3s2

3p6 4s2

3d10 4p6 5s2

4d10 5p6 6s2

4f14 5d10 6p6 7s2

5f14 6d10 7p6

Finalment la configuració queda de la següent manera:

1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s² 3d¹⁰ 4p⁶ 5s² 4d¹⁰ 5p⁶ 6s² 4f¹⁴ 5d¹⁰ 6p⁶ 7s² 5f¹⁴ 6d¹⁰ 7p⁶

Per a determinar la configuració electrònica d'un element, n'hi ha prou en calcular quànts electrons cal acomodar i llavors distribuir-los en els subniveles escomençant pels de menor energia, i anar omplint fins que tots els electrons estiguen distribuïts. Un element químic té un electró més que l'element químic que ho precedix (ademés de tindre també el següent número atómico). El subnivel d'energia aumenta d'esta manera:

• Subnivel s, p, d o f: Aumenta el nivell d'energia.

No obstant, existixen excepcions, com ocorre en els elements de transició (en els grups del cromo i del coure), en els que es promou un electró i s'obté aixina una configuració fòra de lo comuna.

Estructura electrònica i taula periòdica dels elements

Blocs de la taula periòdica dels elements

L'estructura de la taula periòdica dels elements està íntimament relacionada en la configuració electrònica dels àtoms que la componen. Per eixemple, tots els elements del grup 1 tenen una configuració electrònica representada per [I] ns¹ (a on [I] és la configuració del gas inerte corresponent), i tenen una gran semblança en les seues propietats químiques. La capa electrònica més externa es denomina "capa de valència" (en una primera aproximació) i determina les propietats químiques. Convé recordar que el fet de que les propietats químiques siguen similars per als elements d'un grup va ser descobert fa més d'un sigle, abans inclús d'aparéixer l'idea de configuració electrònica. No està clar cóm explica la regla de Madelung (que més be descriu) la taula periòdica, ya que algunes propietats (tals com l'estat d'oxidació +2 en la primera fila dels metals de transició) serien diferents en un orde d'omplit de orbitales distint. Per tant les configuracions electròniques determinaran les propietats de combinació química.

Principi d'exclusió de Pauli

Artícul principal → Principi d'exclusió de Pauli.

Esta regla diu que en un estat quàntic solament pot haver un electró. D'ací ixen els valors del espin o gir dels electrons que és 1/2$\hslash$ i en proyeccions $\pm 1/2$.

També que en una orientació deuen cabre dos electrons llevat quan el número d'electrons s'ha acabat, per lo que l'orde que deu seguir este ordenament en cada nivell és primer els de espin positiu (+1/2) i després els negatius.

El principi d'exclusió de Pauli va ser un principi quàntic enunciat per Wolfgang Ernst Pauli, en 1925. Establix que no pot haver dos fermiones en tots els seus números quàntics idèntics (açò és, en el mateix estat quàntic de partícula individual). Va perdre la categoria de principi, puix deriva de supòsits més generals: de fet, és una conseqüència de la teorema de l'estadística del spin. El principi d'exclusió de Pauli només s'aplica a fermiones, açò és, partícules que formen estats quàntics antisimètrics i que tenen espin semientero. Són fermiones, per eixemple, els protones, els neutrons i els electrons, els tres tipos de partícules subatòmiques que constituïxen la matèria ordinària. El principi d'exclusió de Pauli rig, aixina que, moltes de les característiques distintives de la matèria. En canvi, partícules com el fotó i el (hipotètic) gravitón no obedixen a este principi, ya que són bosones, açò és, formen estats quàntics simètrics i tenen espin sancer. Com a conseqüència, una multitut de fotons pot estar en un mateix estat quàntic de partícula, com en els làsers. "Dos electrons en la corfa d'un àtom no poden tindre al mateix temps els mateixos números quàntics". És senzill derivar el principi de Pauli, basant-nos en l'artícul de partícules idèntiques. Els fermiones de la mateixa espècie formen sistemes en estats totalment antisimètrics, lo que per al cas de dos partícules significa que:

mateix estat quàntic |ψ>, l'estat del sistema complet és |ψψ>.

Regla de l'octet

Per a que un àtom siga estable deu tindre tots els seus orbitales plens (cada orbital en dos electrons, un d'espin +½ i un atre d'espin -½). Per eixemple, l'oxigen, que té configuració electrònica 1s², 2s², 2p⁴, deu aplegar a la configuració 1s², 2s², 2p⁶ en la qual els nivells 1 i 2 estarien plens. Recordem que la Regla de l'octet, justament establix que el nivell electrònic es completa en 8 electrons, llevat l'hidrogen, que es completa en 2 electrons. Llavors, l'oxigen tindrà la tendència a guanyar els 2 electrons que li falten, per açò es combina en 2 àtoms d'hidrogen (en el cas de l'aigua, per eixemple), cada u dels quals necessita 1 electró (que rep de l'oxigen) i otorga a dit àtom 1 electró cada u. D'esta manera, cada hidrogen va completar el nivell 1 i l'oxigen va completar el nivell 2.

En química es denomina orbital a la zona de l'espai que rodeja a un núcleu atòmic a on la provabilitat de trobar un electró és màxima, propenca al 91%. Eixemple d'això: 10Ne: 1s², 2s², 2p⁶ regla de l'octet: 11Na:(Ne)10, 1s², 2s², 2p⁶, 3s¹

Anomalies de configuració electrònica

En desenrollar la configuració electrònica, trobem una série d'excepcions. Per eixemple, és més estable omplir dos mijos orbitales que completar un i deixar l'atre a un o dos electrons d'estar completat a la mitat. Aixina, els metals del grup 6 en lloc de tindre els orbitales externs complets i el orbital d'un electró d'estar semi-complet, donarán un electró del orbital , quedant abdós complets a la mitat: s¹d⁵ en lloc de s²d⁴. Igualment, és més estable reblir els orbitales d completament, per lo que els elements- del grup 11 tendiran a adoptar la configuració s¹d¹⁰ en lloc de s²d⁹. Eixemples d'estes anomalies són:

Grup VIB:

²⁴Cr: 1s², 2s², 2p⁶, 3s², 3p⁶, 4s², 3d⁴ : és incorrecte.

²⁴Cr: 1s², 2s², 2p⁶, 3s², 3p⁶, 4s¹, 3d⁵ : és correcte.

Grup IB:

²⁹Cu: 1s², 2s², 2p⁶, 3s², 3p⁶, 3d¹⁰, 4s¹ : és correcte. ER: n + l

A on:

n: nivell l: subnivel

Eixemple:

4s: 4 + 0 : 4

3p: 3 + 1 : 4

4d: 4 + 2 : 6

5f: 5 + 3 : 8

6g: 6 + 4 : 10

7h: 7 + 5 : 12

És important mencionar que existixen canvis en les configuracions electròniques d'àtoms restringits espacialmente.

Orbital o REEMPE

En química s'usa l'expressió REEMPE per a designar el valor esperat d'un operador densitat d'estats de dos electrons en $m_s=\pm 1/2$. En atres paraules: la regió a on existix major possibilitat de trobar com a màxim 2 electrons que es mouen en forma paralela i en sentits contraris. El seu nom prové de Región de Ispacio Inergético de Manifestación Probabilística del Ilectrón.

Configuració electrònica molecular

La configuració electrònica molecular descriu la manera en que es distribuïxen els electrons en les molècules, utilisant per a això un diagrama de orbital molecular o diagrama OM.

A diferència de la configuració electrònica atòmica, a on els electrons s'assignen a orbitales d'un sol àtom, en este cas els electrons s'ubiquen en orbitales que s'estenen sobre tota la molècula. Estos orbitales s'ordenen segons la seua energia, i els electrons es distribuïxen seguint principis fonamentals com el principi d'exclusió de Pauli i la regla de Hund.

Esta distribució electrònica és necessària per a comprendre diverses propietats de les molècules, tals com, la seua orde d'enllaç i el seu comportament químic.