1. PRIMIEROS MODELOS
2. ESPECTROS ATÓMICOS
3. MODELO DE BOHR
4. MODELO MECANOCUÁNTICO
5. CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA

Irène Joliot-Curie (1897-1956) Nobel de Química 1935	Maria Goeppert-Mayer (1906-1972) Nobel de Física 1963

   Irène Joliot-Curie, francesa e filla de Marie Curie, recibe en 1935 en premio Nobel de Química xunto ao seu marido Frédéric Joliot, «polos seus traballos na síntese de novos elementos radioactivos». Os dous traballaron nas reaccións en cadea e nos requisitos para a construción acertada dun reactor nuclear que utilizase a fisión nuclear controlada para xerar enerxía mediante o uso de uranio e auga pesada.

   En 1932, Joliot-Curie e o seu esposo Frédéric tiveron acceso ao polonio de Marie. Realizaron experimentos utilizando raios gamma para identificar o positrón. Aínda que os seus experimentos identificaron tanto o positrón como o neutrón, non lograron interpretar o significado dos resultados e os descubrimentos foron posteriormente reclamados por Carl David Anderson e James Chadwick respectivamente. Con todo, en 1933, Joliot-Curie e o seu esposo foron os primeiros en calcular a masa exacta do neutrón.

   En 1934, os Joliot-Curie finalmente fixeron o descubrimento que lles daría o seu lugar relevante na historia da ciencia. Baseándose no traballo de Marie e Pierre Curie, que illaran elementos radioactivos naturais, os Joliot-Curie realizaron o soño do alquimista de converter un elemento noutro: crear nitróxeno radioactivo a partir de boro, isótopos radioactivos de fósforo a partir de aluminio e silicio a partir de magnesio, nun proceso que se coñece como radioactividade artificial ou inducida. Para entón, a aplicación de materiais radioactivos para o seu uso en medicina estaba a crecer e este descubrimento permitiu crear materiais radioactivos de forma rápida, económica e abundante. O Premio Nobel de Química en 1935 trouxo consigo a fama e o recoñecemento da comunidade científica, e Joliot-Curie recibiu unha cátedra na Facultade de Ciencias.

   Maria Goeppert-Mayer, nacida en Polonia e afincada logo en Estados Unidos, é a segunda muller en recibir o premio Nobel de Física despois de Marie Curie. Recíbeo en 1963 «polos seus descubrimentos sobre a estrutura das capas nuclear». O modelo de capas nuclear é moi parecido ao exposto para o caso da cortiza electrónica "o modelo de capas electrónico". O modelo foi proposto en 1949 a partir dos traballos desenvolvidos independentemente por parte de varios físicos, en particular Eugene Paul Wigner, Maria Goeppert-Mayer e J. Hans D. Jensen, que compartiron en 1963 o Premio Nobel de Física polas súas contribucións.
 

PRIMEIROS MODELOS

   O filósofo grego Demócrito (Abdera, Tracia, 460 a. C. - 370 a. C.) desenvolveu a “teoría atómica do universo”, concibida polo seu mentor, o filósofo Leucipo.

   Esta teoría, do mesmo xeito que todas as teorías filosóficas gregas, non apoia os seus postulados mediante experimentos, senón que se explica mediante razoamentos lóxicos. A teoría atomista de Demócrito e Leucipo pódese esquematizar así:

•  Os átomos son eternos, indivisibles, homoxéneos, incompresibles e invisibles.
•  Os átomos diferéncianse só en forma e tamaño, pero non por calidades internas.
•  As propiedades da materia varían segundo o agrupamento dos átomos.

   Defende que toda a materia non é máis que unha mestura de elementos orixinarios que posúen as características de inmutabilidade e eternidade, concibidos como entidades infinitamente pequenas e, por tanto, imperceptibles para os sentidos, ás que Demócrito chamou átomos (ἄτομοι), termo grego que significa tanto "que non pode cortarse" como "indivisible".

TEORÍA ATÓMICA DE DALTON

   A principios do XIX, o inglés John Dalton (1766 - 1844), utilizou dúas leis fundamentais das reaccións químicas, a "Lei de conservación da masa de Lavoisier" (A masa total das substancias presentes despois dunha reacción química é a mesma que a masa total das substancias antes da reacción) e a "Lei de proporcións constantes de Proust" (Todas as mostras dun composto teñen a mesma composición, é dicir as mesmas proporcións en masa dos elementos constituíntes.) como base dunha teoría atómica.

   Resúmese esta teoría nos seguintes postulados:

•  Cada elemento componse de partículas extremadamente pequenas que chamamos átomos.
•  Todos os átomos dun elemento dado son idénticos entre si. Os átomos de elementos distintos difiren en masa e nas demais propiedades. 
•  Os átomos dun elemento non se transforman noutros átomos distintos durante as reaccións químicas. Os átomos non se crean nin se destrúen nas reaccións químicas.
•  Fórmanse compostos cando se combinan átomos de diferentes elementos. Cada composto sempre ten os mesmos átomos e na mesma proporción.

   Esta teoría atómica conduciu a Dalton a enunciar a "Lei das proporcións múltiples", que establece o seguinte: Se dous elementos forman máis dun composto sinxelo, as masas dun elemento que se combinan cunha masa fixa do segundo elemento, están nunha relación de números enteiros sinxelos.

   Este modelo de Dalton é de gran utilidade para xustificar as leis das reaccións químicas, pero non nos proporciona información útil sobre os átomos, non sabemos como son, só sabemos que existen.

MODELO ATÓMICO DE THOMSON

   Os experimentos de Thomson sobre os raios catódicos en campos magnéticos e eléctricos permitiron o descubrimento do electrón. O famoso experimento de pinga de aceite de Millikan proporcionou a masa do electrón. O descubrimento da radioactividade (a emisión espontánea de radiación por átomos) foi unha proba da complexidade do átomo.

   A existencia do electrón nos átomos animou aos científicos para propoñer hipóteses sobre a súa situación no átomo.

   A principios do século XX o inglés J. J. Thomson propón un novo modelo de átomo, pensou que a carga positiva necesaria para contrarrestar a carga negativa dos electróns nun átomo neutro estaba en forma de nube difusa, de maneira que o átomo consistía nunha esfera de carga eléctrica positiva, na cal estaban incrustados os electróns en número suficiente para neutralizar a carga positiva. Coñécese a este modelo como o "modelo do pastel de pasas"; seguramente de vivir hoxe en día chamaríalle "modelo da galleta de pebidas de chocolate". 

   Este modelo explica feitos como a electrización pero non informa da natureza e localización da carga positiva do átomo.

   Este modelo é moi limitado, pois só pode explicar algúns feitos experimentais como a electrización. Dinos que o átomos ten electróns que se poden arrincar, pero pouco máis. De que está feito o restos do átomo? Non nolo di. De todos os xeitos ten o mérito de ser o primeiro modelo que tenta explicar o comportamento dos átomos.

MODELO ATÓMICO DE RUTHERFORD

Un experimento crave na historia dos modelos atómicos é o experimento de Rutherford. O experimento de Rutherford, tamén chamado experimento da lámina de ouro, foi realizado polos seus discípulos Hans Geiger e Ernest Marsden en 1909, e publicado en 1911, baixo a dirección do neozelandés Ernest Rutherford nos Laboratorios de Física da Universidade de Manchester. Os resultados obtidos e a posterior análise tiveron como consecuencia a negación do modelo atómico de Thomson e a proposta dun modelo nuclear para o átomo.

   O experimento consistía na emisión de partículas radioactivas alfa, α, por parte dun material radioactivo, polonio. Estas partículas teñen unha masa equivalente ao átomo de helio, e unhas 8000 veces maior que a masa do electrón. O material radioactivo colócase no interior dunha caixa de chumbo cun orificio que só permite a emisión de partículas alfa nunha dirección. As partículas alfa diríxense a un pan de ouro, lámina moi fina deste material, co que impactan. Unha pantalla de ZnS permitía ver onde impactaban as partículas alfa. 

   Segundo o modelo de Thomson as partículas α deberían atravesar a lámina de ouro sen desviarse, pero non era iso o que se observaba. A maioría das partículas atravesaban a lámina de ouro sen desviarse o máis mínimo, algunhas partículas desviaban as súas traxectorias e outras, moi poucas, saían rebotadas. Estes feitos axudaron a Rutherford a propoñer un novo modelo. 

   Para Rutherford o feito sorprendente era que algunhas partículas, moi poucas, rebotaran. Dicía: "Era case tan incrible coma se se disparase un proxectil de 15 polgadas a un anaco de papel de seda e volvese e che golpease".

   Rutherford concluíu que o feito de que a maioría das partículas atravesasen a folla metálica, indica que gran parte do átomo está baleiro, por tanto que é oco. A desviación das partículas alfa indica que o deflector e as partículas posúen carga positiva, pois a desviación sempre é dispersa. E o rebote das partículas alfa indica un encontro directo cunha zona fortemente positiva do átomo e á vez moi densa, que denominou núcleo. Por tanto o átomo estaría formado por un núcleo moi denso cargado positivamente e un gran espazo baleiro ao redor do mesmo, onde se moverían os electróns.

   O modelo atómico de Rutherford mantiña a formulación de Thomson, de que os átomos posúen electróns, pero a súa explicación sostiña que todo átomo estaba formado por un núcleo e unha cortiza. O núcleo debía ter carga positiva, un radio moi pequeno e nel concentrábase case toda a masa do átomo. A cortiza estaría formada por unha nube de electróns que orbitan ao redor do núcleo. Coñécese a este modelo como "modelo planetario do átomo". 

   Aínda que este modelo explicaba o feito experimental da dispersión das partículas alfa presenta dúas grandes limitacións. Primeiro, se os electróns viran en órbitas ao redor do núcleo, son cargas eléctricas que experimentan unha aceleración. Segundo a teoría electromagnética de Maxwel se os electróns experimentan unha aceleración ao virar sobre o núcleo deben emitir enerxía, e por tanto irán caendo sobre o núcleo aniquilando o átomo, algo que evidentemente non sucede. Segundo, este modelo non é capaz de explicar os espectros atómicos.
 

ESPECTROS ATÓMICOS

  O estudo da luz axudou enormemente a entender a natureza da materia. Isaac Newton, no século XVII, utiliza un modelo corpuscular para explicar fenómenos como a refracción, ou a dispersión da luz branca nas cores do arco da vella ao facela pasar a través dun prisma óptico. Christian Huygens, contemporáneo de Newton, propón un modelo ondulatorio para xustificar estes fenómenos da luz. Nos séculos XVIII e XIX, o prisma acompáñase de rendijas e lentes que permiten estudar mellor a luz procedente de distintas fontes, nun aparello coñecido como espectroscopio. Os espectroscopistas perfeccionan unha técnica que lles permitía obter unha serie de raias características de cada substancia, son como a súa pegada dactilar. Estes espectros son de emisión cando aplicamos enerxía sobre as substancias, veremos raias de cor sobre un fondo negro, ou de absorción cando a luz branca atravesa unha substancia antes de atravesar o prisma, neste caso veremos todas as cores do espectro no que destacan unhas raias negras. Os espectroscopistas non entendían a relación destas raias coas características de cada substancia, pero valoraban a súa utilidade ao poder analizar substancias, augas minerais, compostos químicos como sales etc. Eles tiñan táboas cos espectros de moitos elementos, cando aparecían as raias características dun elemento nun espectro estaban ante a presenza dese elemento. O físico e astrónomo alemán, Joseph von Fraunhofer, utilizou o espectroscopio para analizar a luz solar, observando moitas raias de absorción de elementos que formaban parte da superficie solar. En 1868 o francés Pierre Janssen, durante unha eclipse solar, observa liñas no espectro solar que se descoñecían polos espectroscopistas. Norman Lockyer propón que deben ser debidas a un elemento que forma parte do Sol pero descoñecido na Terra, denominóuselle Helio, en recordo do deus Sol dos gregos. En 1893, W. Ramsay descóbreo na Terra en mostras minerais.

   As lonxitudes de onda das raias dos espectros están relacionadas coas súas frecuencias.

Fórmula de Rydberg (Wikipedia), é proposta por Johannes Rydberg en 1888, con ela pódense calcular as lonxitudes de onda das liñas espectrales do hidróxeno e doutros elementos cun só electrón, chamados átomos hidrogenoides.

Serie de Balmer (Wikipedia), esta é a serie espectral do hidróxeno que cae dentro do espectro visible, a que podemos ver cun espectroscopio. Corresponde ás transicións entre o segundo nivel e calquera nivel superior, por tanto nela n₁ = 2 y n₂ ≥ 3.

   Ecuación de Rydberg para o hidróxeno:

   O inverso da lonxitude de onda coñécese como número de ondas, e pódese coñecer a partir dos niveis entre os que se produce a transición electrónica ,con n₁ para o nivel máis interno, e n₂ para o nivel máis externo, R_H=1,09678·10⁷m⁻¹

SIMULACIÓN: VISOR DE ESPECTROS, en educaplus.org

•   Como construir un espectroscopio cun CD?

EXERCICIOS PARA PRACTICAR

MODELO DE BOHR

Vídeo: Quince minutos na vida dun electrón.

   O modelo do danés Niels Bohr, que propón en 1913, é un intento de dar consistencia ao modelo de Rutherford, evitando os inconvintes da electrodinámica clásica e introducindo as ideas de cuantización de Planck. Propón os seguintes postulados:

   Postulados de Bohr:

   I. O electrón vira ao redor do núcleo do átomo nunha órbita circular. As órbitas electrónicas son estacionarias e o electrón cando se move nelas, non radia enerxía.

   II. O impulso angular do electrón, L [L= r x p = r x (m· v); para unha órbita circular, é L = rmv ] está cuantizado, o que significa que das infinitas órbitas que podería ter, só son posibles as que cumpren que o impulso angular é un múltiplo enteiro de h/2π (h é a constante de Plank)

   III. Cando un electrón "salta" dende unha órbita superior, de enerxía E₂, a outra inferior, de enerxía E₁, a enerxía liberada emítese en forma de radiación. A frecuencia (f) da radiación vén dada pola expresión: E₂ - E₁ = h·f (h é a constante de Plank)

   Entre os acertos deste modelo podemos destacar:

•  Xustifica a estabilidade do átomo propoñendo as órbitas estacionarias. Só están permitidas órbitas que presentan un momento angular múltiplo de h/2π. Aparece un número, n, denominado número cuántico principal, que pode tomar valores n = 1, 2, 3, ..., ∞ .
•  Permite calcular as lonxitudes de onda das raias espectrais do hidróxeno. Permite deducir a lei de Balmer-Rydberg sobre as series espectrais do hidróxeno.
•  Permite calcular as enerxías e radios das órbitas electrónicas para o átomo de hidróxeno e demais átomos hidroxenoides.

Pero tamén presenta unha serie de limitacións, como:

•  Non permite explicar os espectros dos átomos polielectrónicos.
•  Non explica os espectros do hidróxeno en presenza de campos magnéticos (Efecto Zeeman). Non explica o desdobramento de liñas que aparecen nestes espectros.
•  Mestura ideas clásicas con ideas cuánticas para explicar o comportamento dos electróns no átomo.

O átomo (UM 49)

   A complexidade que presentaban os espectros polielectrónicos tentáronse explicar con refinamentos deste modelo.

   En 1916 Sommerfeld propón que as órbitas electrónicas sexan elípticas. Cada nivel n presenta varios subniveles que dan conta do desdobramento de liñas espectrales. Propón un novo número cuántico, l, número cuántico secundario, que pode tomar os valores l = 0, 1, 2,…(n−1).

   O desdobramento de liñas do Efecto Zeeman obrigou a introducir un novo número cuántico, m, número cuántico magnético, que daba conta das orientacións das órbitas dentro dun campo magnético. Os seus posibles valores son m = −l,..., 0, ..., +l

   Por último houbo que introducir un último número cuántico para explicar o que se coñecía como efecto Zeeman anómalo, desdobramento de todos os subniveles cando os espectros realizábanse con máis resolución. Este número cuántico coñécese como, s, número cuántico de espín. Ten valores de +1/2 e −1/2

   Estes números cuánticos non son consecuencia da teoría senón que se teñen que introducir para poder explicar os feitos experimentais.

MODELO MECANOCUÁNTICO

   Louis de Broglie, en 1924, presenta a súa tese doutoral, titulada "Investigacións sobre a teoría cuántica", na que baseándose nos traballos de Einstein e Planck propón un modelo de dualidade onda-partícula para a materia. Aínda que xa se demostrara que as ondas pódense comportar como partículas, el propón tamén que as partículas pódense comportar como ondas, presentando os electróns fenómenos de difracción ou interferencia típicos do comportamento ondulatorio.

   Hipótese de De Broglie, dualidade onda-corpúsculo: Toda partícula en movemento leva asociada unha onda electromagnética cuxa lonxitude de onda vén dada por:

   Dado que a constante de Planck é un número moi pequeno só se apreciarán propiedades ondulatorias en partículas con masas moi pequenas, como o electrón. En masas moito máis grandes estas propiedades ondulatorias serán despreciables.

   Principio de incerteza de Heisenberg: (Proposto en 1927) Non se pode determinar simultaneamente e con precisión certos pares de variables físicas, como a posición e a cantidade de movemento dunha partícula, ou a enerxía e o tempo. Canta máis precisión teñamos na determinación da posición dun partícula menos precisión teremos no cálculo da súa velocidade.

   Este principio introduce o concepto de probabilidade no átomo, xa non podemos coñecer con precisión a posición e velocidade do electrón no átomo, só poderemos coñecer onde é máxima a probabilidade de atopalo.

Partículas e ondas (UM 50)

   Estas ideas deron paso a unha nova mecánica, que rompía definitivamente coa mecánica clásica, trátase da mecánica cuántica.

   En 1926 o austríaco Erwin Schrödinger formula a súa mecánica cuántica ondulatoria baseada na natureza ondulatoria do electrón. O electrón descríbese a través dunha ecuación de onda, ψ, atendendo á súa natureza ondulatoria. Heisenberg chega ás mesmas conclusións a través da súa mecánica cuántica matricial.

   A solución da ecuación de Schrödinger:

permite describir o átomo segundo esta mecánica ondulatoria. Da resolución desta ecuación obtéñense as funcións de onda que describen o comportamento do electrón e os valores da enerxía dos electróns no átomo. Estas solucións obtéñense froito duns números cuánticos que xa non hai que introducir, aparecen como parámetros da propia ecuación.

   O cadrado da función de onda, ψ², representa a probabilidade de atopar ao electrón nunha determinada zona do espazo. Xa non falamos de órbitas para describir o movemento do electrón, senón de orbitais. Un orbital é a zona do espazo onde a probabilidade de atopar ao electrón é maior do 90%.

   Só son posibles determinadas solucións para a ecuación de Schrödinger. Estas solucións dependen duns parámetros ou números cuánticos.

   Número cuántico principal (n): n só toma valores enteiros positivos, n = 1, 2, 3, 4... Indica o nivel enerxético no que se atopa o electrón. Canto maior sexa maior será a enerxía do electrón e maior será o volume do orbital, o que significa menos estabilidade.

   Número cuántico de momento angular (l): l toma valores que van desde 0 a n−1, l = 0, 1, 2, ..., n−1. Indícanos a forma dos orbitais de cada nivel n. l = 0 (orbital s), l = 1 (orbital p), l = 2 (orbital d), l = 3 (orbital f) etc. Canto maior sexa l maior será a enerxía do electrón en cada nivel enerxético para átomos polielectrónicos.

   Número cuántico magnético (m): m toma valores que van desde −l ata +l, pasando polo cero. m = −l, ..., 0, ..., +l. m determina a orientación espacial do orbital. Indica o número de orbitais de cada subnivel, en cada subnivel hai 2·l+1 orbitais do mesmo tipo. 

l = 0, m só toma un valor, m = 0, indica que os orbitais s son únicos.
l = 1, m toma 3 valores, m = 1, 0,−1, indica que os orbitais p sempre aparecen de tres en tres.
l = 2, m toma 5 valores, m = 2, 1, 0,−1, −2, indica que os orbitais d sempre aparecen de cinco en cinco.
l = 3, m toma 7 valores, m = 3, 2, 1, 0, −1, −2, −3, indica que os orbitais f sempre aparecen de sete en sete.

   Número cuántico de espín (s): s toma dous posibles valores para cada electrón, s = +1/2, −1/2. Indica os dous posibles sentidos de rotación do electrón respecto a o seu eixo. 

   Estes números cuánticos xorden agora da resolución da ecuación de Schrödinger. Non temos que engadilos para xustificar uns feitos experimentais, senón que xorden da propia teoría, o que lle dá máis valor á mesma.

   A forma dos orbitais atómicos pódela ver na seguinte ligazón. Lembra que o orbital representa a zona do átomo onde a probabilidade de atopar ao electrón é moi alta.

    Orbitais atómicos (Wikipedia)

   As cordas, vibrando entre dous puntos, pódennos axudar a entender a cuantización no átomo. Só son posibles certas formas de vibrar para a corda, da mesma forma que só son posibles certas funcións de onda e certas enerxías para os electróns no átomo.

   O seguinte vídeo tamén pódeche servir de repaso:

EXERCICIOS PARA PRACTICAR

CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA

   Para coñecer a configuración electrónica, é dicir como se reparten os electróns entre os distintos orbitais, será suficiente coñecer unhas poucas regras. Estas regras dedúcense dos números cuánticos que xorden de resolver as ecuacións de onda que a mecánica cuántica propón para explicar o comportamento dos electróns no átomo.

1. Os electróns distribúense por capas desde a de máis baixa enerxía, a 1, ás seguintes. Isto depende do número cuántico principal, n. Pode ter os seguintes valores, n = 1, 2, 3,...

2. En cada capa hai distintos tipos de orbitais. Estes poden ser orbitais s, orbitais p, orbitais d e orbitais f. Depende do número cuántico de momento angular, l. Pode ter os seguintes valores, l = 0, ata n-1. Se l = 0 orbital s, se l = 1 orbital p, se l = 2 orbital d, se l = 3 orbital f.

SIMULACIÓN: ORBITAIS ATÓMICOS, en educaplus.org

3. En cada capa hay tantos tipos de orbitales como indica el número de la capa. Así en la capa 1 sólo hay orbitales s, en la 2 orbitales s y p, en la 3 orbitales s, p y d, y en la 4 orbitales s, p, d y f.

4. En cada orbital sólo caben 2 electrones como máximo. Depende del número cuántico de spin, s. Puede tener los siguientes valores, s = +1/2, −1/2

Esta regla responde al Principio de exclusión de Pauli, que dice: En el átomo no puede haber dos electrones con los cuatro números cuánticos iguales. Si hubiera tres electrones dentro de un orbital dos necesariamente tendrían los cuatro números cuánticos iguales y estarían violando este Principio.

5. En cada capa el orbital s es único, el p aparece en grupos de 3, el d en grupos de 5 y el f en grupos de 7. Son lo que se conoce como orbitales degenerados o de misma energía. Depende del número cuántico magnético, m. Puede tener los siguientes valores, m = −l, ..., 0, ..., +l

Para llenar estos orbitales de misma energía debemos seguir la Regla de Hund, o Regla de máxima multiplicidad, que dice: En un conjunto de orbitales de misma energía no podemos llenar un orbital mientras queden orbitales vacíos. Por tanto, cuando tengamos 3 electrones en orbitales 2p no se producirá la configuración 2p² 2p¹ 2p⁰, pero sí la siguiente: 2p¹ 2p¹ 2p¹.

6. En cada capa los orbitales tienen distintas energías, los s son los de más baja energía, los p los siguientes en energía y le siguen los d y los f.

7. Para escribir las configuraciones electrónicas de los átomos, sólo necesitamos saber el número de electrones que tienen y seguir los que se conoce como la regla de llenado de orbitales.

3. En cada capa hai tantos tipos de orbitais como indica o número da capa. Así na capa 1 só hai orbitais s, na 2 orbitais s e p, na 3 orbitais s, p e d, e na 4 orbitais s, p, d e f.

4. En cada orbital só caben 2 electróns como máximo. Depende do número cuántico de spin, s. Pode ter os seguintes valores, s = +1/2, −1/2

Esta regra responde ao Principio de exclusión de Pauli, que di: No átomo non pode haber dous electróns cos catro números cuánticos iguais. Se houbese tres electróns dentro dun orbital dous necesariamente terían os catro números cuánticos iguais e estarían a violar este Principio.

5. En cada capa o orbital s é único, o p aparece en grupos de 3, o d en grupos de 5 e o f en grupos de 7. Son o que se coñece como orbitais dexenerados ou de mesma enerxía. Depende do número cuántico magnético, m. Pode ter os seguintes valores, m = −l, ..., 0, ..., +l

Para encher estes orbitais de mesma enerxía debemos seguir a Regra de Hund, ou Regra de máxima multiplicidade, que di: Nun conxunto de orbitais de mesma enerxía non podemos encher un orbital mentres queden orbitais baleiros. Por tanto, cando teñamos 3 electróns en orbitais 2p non se producirá a configuración 2p² 2p¹ 2p⁰, pero si a seguinte: 2p¹ 2p¹ 2p¹.

6. En cada capa os orbitais teñen distintas enerxías, os s son os de máis baixa enerxía, os p os seguintes en enerxía e séguenlle os d e os f.

7. Para escribir as configuracións electrónicas dos átomos, só necesitamos saber o número de electróns que teñen e seguir os que se coñece como a regra de enchido de orbitais.
 

SIMULACIÓN: CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA, en educaplus.org

   Nesta simulación tes o diagrama de enerxía dos orbitais no átomo. Observa que os orbitais s teñen menos enerxía que os p, os p que os d, e os d que os f, nas distintas capas. Observa tamén como os orbitais dunha capa solapan cos orbitais doutras, por exemplo o orbital 4s ten menos enerxía que os orbitais 3d, da capa anterior. Os orbitais iranse enchendo de menor a maior enerxía dentro deste diagrama. Para lembrar esta orde de enchido empregaremos a regra de enchido, na que é bo incluír o número de orbitais de cada tipo que aparecen: 1 orbital s, 3 orbitais p, 5 orbitais d e 7 orbitais f.

•  Relación entre a posición dos elementos na táboa periódica e a súa configuración electrónica.

   Se sabemos a configuración electrónica dun elemento podemos saber en que grupo e período da táboa atópase, e se sabemos cal é o grupo e período dun elemento podemos saber en que acaba a súa configuración electrónica.

   Por tanto hai unha relación moi estreita entre a configuración electrónica e a posición na táboa periódica. Coñecer esta relación axúdanos a entender o semellante comportamento químico dos elementos que pertencen a un mesmo grupo.

    Los elementos se ordenan en 18 grupos y 7 períodos. 

    Los dos primeros grupos, en color turquesa, tienen una configuración electrónica que acaba en orbitales s. Recuerda que el orbital s es único y puede albergar dos electrones. Llamaremos a estos grupos bloque s.

    Los últimos seis grupos, en color magenta, tienen una configuración electrónica que acaba en orbitales p. Recuerda que los orbitales p siempre aparecen en grupos de 3 y pueden albergar seis electrones. Llamaremos a estos grupos bloque p.

    Los diez grupos que van del 3 al 12, en color gris, tienen una configuración electrónica que acaba en orbitales d. Recuerda que los orbitales d siempre aparecen en grupos de 5 y pueden albergar diez electrones. Llamaremos a estos grupos bloque d.

    Por últimos los elementos de los períodos 6 y 7 que van después del La y Ac forman 14 grupos que colocamos debajo de la Tabla Periódica para que esta no sea demasiado larga. Estos grupos, en color salmón, tienen una configuración electrónica que acaba en orbitales f. Recuerda que los orbitales f siempre aparecen en grupos de 7 y pueden albergar catorce electrones. Llamaremos a estos grupos bloque f.

    La configuración electrónica está muy relacionada con la posición de los átomos en la tabla periódica. Si sabemos la configuración electrónica podemos saber dónde se encuentra un átomo en la tabla. Y si sabemos donde está en la tabla también podemos conocer en qué termina la configuración electrónica.

Para hacer estos ejercicios mejor no utilices la tabla periódica:

1) ¿Cuál es el grupo y período del elemento que termina con la siguiente configuración: [E] = ... 5p¹ 5p¹ 5p¹ ?

Si tiene 3 electrones p, para calcular el grupo sumamos 2 del bloque s, 10 del bloque d y 3 del bloque p, en total nos da el grupo15. Si el orbital es 5p pertenece al periodo 5, por tanto sus coordenadas son grupo 15 y período 5.

2) ¿Cuál es el grupo y período del elemento que termina con la siguiente configuración: [E] = ... 5d¹ 5d¹ 5d¹ 5d¹ ?

Si tiene 4 electrones d, para calcular el grupo sumamos 2 del bloque s y 4 del bloque d, en total nos da el grupo 6. Si el orbital es 5d pertenece al periodo 6, ya que los orbitales d se llenan después de los s de la capa siguiente, por tanto sus coordenadas son grupo 6 y período 6.

3) ¿En qué termina la configuración del elemento que está en la intersección del grupo 2 y el período 4?

Si el elemento está en el grupo 2 pertenece al bloque s, si es el grupo 2 la configuración será s². Si el período es el 4 el orbital s pertenece a la cuarta capa, el orbital s será el 4s. Por tanto la configuración del elemento termina en:

[E] = ... 4s²

4) ¿En qué termina la configuración del elemento que está en la intersección del grupo 13 y el período 3?

Si el elemento está en el grupo 13 pertenece al bloque p, ya que los dos primeros grupos pertenecen al bloque s y los diez siguientes grupos al bloque d, a partir de ahí los grupos pertenecen al bloque p, si es el grupo 13 será el primer grupo del bloque p, la configuración será p¹. Si el período es el 3 el orbital p pertenece a la tercera capa, el orbital p será el 3p. Por tanto la configuración del elemento será termina en:

[E] = ... 3p¹

5) ¿En qué termina la configuración del elemento que está en la intersección del grupo 8 y el período 4?

Si el elemento está en el grupo 8 pertenece al bloque d, ya que los dos primeros grupos pertenecen al bloque s y los diez siguientes grupos al bloque d, si es el grupo 8 será el sexto grupo del bloque d, la configuración será d⁶. Si el período es el 4 el orbital d pertenece a la capa anterior, a la tercera, ya que los orbitales s de la capa superior se llenan antes que los orbitales d de esa capa, el orbital d será el 3d. Por tanto la configuración del elemento será termina en:

[E] = ... 3d² 3d¹ 3d¹ 3d¹ 3d¹

Os elementos ordénanse en 18 grupos e 7 períodos. 

Os dous primeiros grupos, en cor turquesa, teñen unha configuración electrónica que acaba en orbitais s. Lembra que o orbital s é único e pode albergar dous electróns. Chamaremos a estes grupos bloque s.

O últimos seis grupos, en cor magenta, teñen unha configuración electrónica que acaba en orbitais p. Lembra que os orbitais p sempre aparecen en grupos de 3 e poden albergar seis electróns. Chamaremos a estes grupos bloque p.

Os dez grupos que van do 3 ao 12, en cor gris, teñen unha configuración electrónica que acaba en orbitais d. Lembra que os orbitais d sempre aparecen en grupos de 5 e poden albergar dez electróns. Chamaremos a estes grupos bloque d.

Por últimos os elementos dos períodos 6 e 7 que van despois do La e Ac forman 14 grupos que colocamos debaixo da Táboa Periódica para que esta non sexa demasiado longa. Estes grupos, en cor salmón, teñen unha configuración electrónica que acaba en orbitais f. Lembra que os orbitais f sempre aparecen en grupos de 7 e poden albergar catorce electróns. Chamaremos a estes grupos bloque f.

A configuración electrónica está moi relacionada coa posición dos átomos na táboa periódica. Se sabemos a configuración electrónica podemos saber onde se atopa un átomo na táboa. E se sabemos onde está na táboa tamén podemos coñecer en que termina a configuración electrónica.

Para facer estes exercicios mellor non utilices a táboa periódica:

1) Cal é o grupo e período do elemento que termina coa seguinte configuración: [E] = ... 5p¹ 5p¹ 5p¹ ?

Se ten 3 electróns p, para calcular o grupo sumamos 2 do bloque s, 10 do bloque d e 3 do bloque p, en total dános o grupo15. Se o orbital é 5p pertence ao período 5, por tanto as súas coordenadas son grupo 15 e período 5.

2) Cal é o grupo e período do elemento que termina coa seguinte configuración: [E] = ... 5d¹ 5d¹ 5d¹ 5d¹ ?

Se ten 4 electróns d, para calcular o grupo sumamos 2 do bloque s e 4 do bloque d, en total dános o grupo 6. Se o orbital é 5d pertence ao período 6, xa que os orbitais d énchense despois dos s da capa seguinte, por tanto as súas coordenadas son grupo 6 e período 6.

3) En que termina a configuración do elemento que está na intersección do grupo 2 e o período 4?

Se o elemento está no grupo 2 pertence ao bloque s, se é o grupo 2 a configuración será s². Se o período é o 4 o orbital s pertence á cuarta capa, o orbital s será o 4s. Por tanto a configuración do elemento termina en:

[E] = ... 4s²

4) En que termina a configuración do elemento que está na intersección do grupo 13 e o período 3?

Se o elemento está no grupo 13 pertence ao bloque p, xa que os dous primeiros grupos pertencen ao bloque s e os dez seguintes grupos ao bloque d, a partir de aí os grupos pertencen ao bloque p, se é o grupo 13 será o primeiro grupo do bloque p, a configuración será p¹. Se o período é o 3 o orbital p pertence á terceira capa, o orbital p será o 3p. Por tanto a configuración do elemento será termina en:

[E] = ... 3p¹

5) En que termina a configuración do elemento que está na intersección do grupo 8 e o período 4?

Se o elemento está no grupo 8 pertence ao bloque d, xa que os dous primeiros grupos pertencen ao bloque s e os dez seguintes grupos ao bloque d, se é o grupo 8 será o sexto grupo do bloque d, a configuración será d⁶. Se o período é o 4 o orbital d pertence á capa anterior, á terceira, xa que os orbitais s da capa superior énchense antes que os orbitais d desa capa, o orbital d será o 3d. Por tanto a configuración do elemento será termina en:

[E] = ... 3d² 3d¹ 3d¹ 3d¹ 3d¹

TABOA PERIÓDICA DE ALONSOFORMULA

EXERCICIOS PARA PRACTICAR