Configuración electrónica y orbitales
La tabla periódica hace mucho más que simplemente decirnos el número atómico de un átomo. De hecho, podemos usarlo para ayudarnos a descubrir cómo reaccionarán las diferentes sustancias si se dan ciertas circunstancias. Por ejemplo, los elementos de la misma columna suelen unirse de forma similar. Vemos esto más claramente en la extrema derecha con los gases nobles, que no se unen bien con otros. Sin embargo, saber qué electrones están libres en un átomo dado puede ayudarnos a descubrir cómo reaccionarán el resto de los elementos entre sí.
Una forma fácil de averiguar cómo se unen los elementos es a través de la configuración electrónica , un sistema que indica cuántos electrones están presentes en cada orbital de un átomo. Recuerde que un orbital es la órbita que los electrones pueden tomar alrededor del núcleo. En esta lección, aprenderemos cómo usar la configuración electrónica para describir los primeros treinta y seis átomos de la tabla periódica para que se sienta cómodo usándola más adelante para describir átomos más grandes.
S orbital
Los orbitales más cercanos al núcleo son los orbitales s . Los orbitales s también son los más pequeños y solo pueden tener dos electrones en órbita. Por tanto, todos los electrones del hidrógeno y del helio encajan en el primer orbital. Escribimos esto como 1s ^ 1 para el hidrógeno, ya que está en el primer orbital sy tiene un electrón. Mientras tanto, lo escribimos como 1s ^ 2 para el helio, ya que hay dos electrones allí.
Pero hay una trampa. La siguiente capa que sale del orbital 1s es el orbital 2s. Como todos los demás orbitales s , solo hay espacio para dos electrones. Entonces, ¿qué significa eso para el litio que tiene tres electrones? El primer orbital, 1s, está completamente lleno. Como tal, escribimos 1s ^ 2. Pero aún no hemos terminado. También tenemos otro electrón, lo que significa que aumentamos el nivel de energía. Como todavía estamos en el orbital 2s, escribimos 2s ^ 1, ya que solo hay un electrón allí. Sin embargo, todavía colocamos el 1s ^ 2 allí, por lo que el litio tiene una configuración electrónica de 1s ^ 2 2s ^ 1.
Pero espera, ¿qué pasa con los niveles de energía? Cada coeficiente representa un aumento en el nivel de energía. Piense en ello de esta manera. Los electrones no tienen que trabajar tan duro para permanecer cerca del núcleo, pero tienen que moverse muy rápido en órbita cuanto más se alejan. Como tal, los electrones aumentan de energía a medida que se alejan del núcleo.
Diagramas de Orbitales Electrónicos: definición, gráficos y ejemplos
P orbital
Probablemente ya pueda adivinar que el berilio, con cuatro electrones, tiene una configuración electrónica de 1s ^ 2 2s ^ 2. Pero, ¿qué pasa con el boro con cinco electrones? Para eso, usamos un conjunto de orbitales completamente diferente, los orbitales p . Los orbitales P son grupos de tres orbitales, lo que significa que pueden tener seis electrones en total. Los escribe igual que los orbitales s, pero nunca con un 1. Eso se debe a que el nivel de energía para 1 es demasiado bajo para los orbitales p . Por ejemplo, eso significaría que el boro tendría una configuración electrónica de 1s ^ 2 2s ^ 2 2p ^ 1. El carbono sería 1s ^ 2 2s ^ 2 2p ^ 2, con un electrón adicional, y el oxígeno sería 1s ^ 2 2s ^ 2 2p ^ 4, ya que tiene dos electrones más que el carbono. El tercer nivel de energía también tiene solo s y p orbitales, lo que significa que tiene todas las herramientas que necesita para subir al argón.
En la mesa
Antes de continuar, quiero que se detenga y mire la tabla periódica. Realmente se puede dividir en cuatro partes generales. Las dos primeras columnas de la izquierda siempre tendrán orbitales s como su nivel de energía más alto. Mientras tanto, las seis columnas de la derecha siempre tendrán orbitales p como su nivel de energía más alto. ¿Notas una tendencia? El ancho de cada sección también describe cuántos electrones están presentes en el último orbital, donde el hidrógeno siempre tiene uno y el neón siempre tiene los seis puntos p llenos. Pero, ¿qué pasa con todos esos metales intermedios? Obtienen su propio nuevo conjunto de orbitales, los orbitales d , como sus orbitales más externos.
Además, en caso de que se lo pregunte, los átomos con los números 53-71 y 89-103 también tienen su propio conjunto, etiquetado como f, pero nos preocuparemos por ellos más adelante. Por ahora, aprendamos sobre los orbitales d .
D Orbital
Una vez que pasa el número 18 en la tabla periódica, se encuentra con todos esos metales en el medio. Entonces, ¿cómo se usan los orbitales d ? Primero, adivine cuántos electrones pueden caber en este conjunto de orbitales. Si adivinaste diez, porque la sección tiene diez elementos en la tabla periódica, ¡estarías en lo cierto! Con dos grandes excepciones, esta sección funciona igual que la sección p .
Primero, tiene diez ranuras de electrones en lugar de seis. Recuerde, cada orbital s puede contener dos electrones, cada orbital p puede contener seis electrones y cada orbital d puede contener diez electrones. Asimismo, recuerda que ningún s y p orbitales tienen que ser llenado en un nivel de energía dado antes de pasar a los d orbitales.
Hibridación de Orbitales (sp, sp², sp³)
En segundo lugar, comienza con un nivel de energía más bajo. Eso significa que para que existan los orbitales d , tiene que haber un orbital s con un nivel de energía más alto que tenga al menos un electrón en él. Si tomara la configuración electrónica del calcio, con veinte electrones, obtendría 1s ^ 2 2s ^ 2 2p ^ 6 3s ^ 2 3p ^ 6 4s ^ 2. Recuerde que siempre que se mueva a un nuevo nivel de energía, el orbital s siempre debe llenarse primero. Sin embargo, en el momento en que pasa al hierro, con seis electrones más, debe colocar esos seis electrones en la tercera ranura. Como resultado, la configuración electrónica del hierro es 1s ^ 2 2s ^ 2 2p ^ 6 3s ^ 2 3p ^ 6 4s ^ 2 3d ^ 6.
Resumen de la lección
En esta lección aprendimos cómo configurar electrones de elementos con números atómicos por debajo de 36. Comenzamos con el aprendizaje de los orbitales s , que contienen dos electrones cada uno y están más cerca del núcleo. Luego pasamos a los orbitales py d . Recuerde que los orbitales p contienen seis electrones mientras que los orbitales d contienen diez. Vimos cómo el coeficiente del orbital más grande era el nivel de energía y cómo cada sección de la tabla periódica hacía referencia a un orbital en particular.
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