Diagramas de Orbitales Electrónicos: definición, gráficos y ejemplos

¿Qué es un diagrama de orbitales electrónicos?

Todos los elementos están compuestos de átomos que tienen tres subcategorías principales: protones, neutrones y electrones. Mientras que los protones y neutrones en el núcleo son responsables de la masa del átomo, los electrones giran alrededor del núcleo en orbitales o capas. Están en constante movimiento y, aunque no siempre estén en un pasaje específico, permanecen dentro de órbitas específicas.

Estas órbitas tienen diferentes formas y pueden tener lugar en otros planos (como los planos x, y y z en matemáticas). Hay cuatro tipos diferentes de orbitales: s, p, d y f, cada uno más complejo a medida que avanza. El orbital s tiene lugar en una rotación circular y puede albergar solo 2 electrones. Este es el orbital más simple que existe. El orbital p tiene tres componentes, que giran en forma de mancuerna. Cada elemento del orbital p puede albergar 2 electrones, por lo que el orbital p tiene 6 electrones en total. El orbital d tiene cinco componentes, y cada uno puede albergar 2 electrones cada uno, lo que hace un total de 10 electrones. Finalmente, el orbital f tiene siete subniveles con 2 electrones cada uno, que transportan un máximo de 14 electrones en total.

Si bien los orbitales están asociados con formas específicas y la cantidad de electrones que pueden contener, también existen niveles de capas para los electrones. Estas capas corresponden a la distancia a la que se encuentran los electrones del núcleo. Las capas se conocen como niveles de energía principales, donde el primer nivel de energía, conocido como número cuántico principal 1 (n = 1), incluye solo un orbital s. El segundo nivel de energía, conocido como n = 2, contiene un orbital s y p, y el tercer nivel de energía, n = 3, incluye orbitales s, p y d. Finalmente, el cuarto nivel de energía, n = 4, consta de los cuatro orbitales: s, p, d y f.

En la tabla periódica, cada sección está etiquetada con un tipo diferente de orbital y los subniveles de energía. Los grupos 1 y 2 contienen electrones orbitales s. Los grupos 13-18 contienen electrones orbitales p. Volviendo a los metales de transición, los grupos 3-12 contienen electrones orbitales d. Finalmente, los actínidos y los lantánidos se ubican como la parte extendida de la tabla periódica, que contiene electrones orbitales f. Con estas clasificaciones, es esencial notar que los elementos pueden incluir electrones en múltiples orbitales (por ejemplo, s y p) y no solo en el grupo orbital en el que termina. Por ejemplo, el oxígeno está presente en el grupo orbital p, pero incluye electrones orbitales s.

Cómo dibujar diagramas orbitales

Al dibujar la configuración electrónica de un elemento, se utilizan flechas para representar los electrones y líneas o cuadros para representar los orbitales. Los diferentes orbitales (s, p, d, f) pueden contener una cantidad diferente de electrones totales. Esto corresponde a la cantidad de cuadros/líneas que se dibujan para los orbitales. Dado que s puede contener un máximo de 2 electrones, se muestra un solo cuadro/línea para cualquier orbital s. Un orbital p puede contener un máximo de 6 electrones, por lo que se utilizan tres cuadros/líneas conectados para cualquier orbital p. Un orbital d contiene un máximo de 10 electrones, por lo que se utilizan cinco cuadros/líneas conectados para cualquier orbital d. Finalmente, un orbital f tiene un máximo de 14 electrones, por lo que se utilizan siete cuadros/líneas conectados para cualquier orbital f. Al llenar los cuadros de cada orbital con flechas, es importante recordar que cada porción del orbital debe obtener un electrón antes de doblarse hacia atrás.

Ejemplos de cómo dibujar la configuración electrónica

Ahora, observemos algunos ejemplos de elementos. El primer elemento de la tabla periódica, el hidrógeno, comienza en el primer nivel de energía en el orbital s. Tiene solo 1 electrón en este orbital. Esto significa que el hidrógeno estaría representado por una sola casilla (1s) con una sola flecha (1 electrón en este orbital). El helio es el segundo elemento que tiene 2 electrones. Es un caso especial en el que, aunque está cerca de la sección del orbital p de la tabla periódica, todavía solo está llenando el orbital s. El helio estaría representado por una sola casilla/línea (1s) con dos flechas (2 electrones en este orbital). Estas flechas apuntarán una hacia arriba y otra hacia abajo para mostrar que sus espines son opuestos.

• Bajando al segundo período, el litio (Li) está presente con 3 electrones. Comience siempre con el nivel de energía más bajo (hidrógeno) y continúe hasta Li (nivel de energía más alto). Li llena el subnivel 1s con dos electrones, que está representado por un cuadro/línea con dos flechas, una hacia abajo y otra hacia arriba. Li luego continúa hacia el nivel de energía 2s. Esto está representado por un segundo cuadro/línea. Es importante no conectar este cuadro/línea con el primer cuadro de nivel s. Son de diferentes niveles. En este segundo cuadro s, habrá una sola flecha que representa el electrón que Li tiene en el nivel 2s.
• A continuación, considere el berilio (Be). Comience estos diagramas orbitales desde el orbital 1s, lleno de dos flechas opuestas para representar los dos electrones en un espín diferente. Bajando al siguiente período (2), dibuje el segundo recuadro simple que representa el orbital 2s. Esto incluye 2 electrones en el orbital 2s, lo que significa que este recuadro también incluirá dos flechas opuestas. Tenga en cuenta que el número total de flechas (cuatro) es el número total de electrones de este elemento. Las flechas siempre suman el número total de electrones o el número atómico que tiene un elemento.
• Avanzando, observemos ahora el boro (B). Este es el primer elemento que se encuentra en un orbital p. Para comenzar un diagrama orbital, comience siempre desde el nivel de energía más bajo, es decir, 1s. Para llegar a B, primero, complete el orbital 1s dibujando un solo recuadro (1s) con dos flechas opuestas. Luego, desplácese hasta el período dos y observe el orbital 2s. Este orbital 2s se muestra con un segundo recuadro único (2s) con dos flechas opuestas. Saltando a B, está el orbital 2p con tres recuadros conectados, como se señaló anteriormente. En este orbital 2p, dibuje una flecha en el primer recuadro, ya que solo queda un electrón.
• Consideremos otro orden similar: el carbono. Si se empieza por el nivel de energía más bajo, el carbono llenará el nivel 1s, el nivel 2s y luego continuará hasta el nivel 2p. El nivel 1s se dibuja con un único recuadro con dos flechas enfrentadas, y el nivel 2s se dibuja con un único recuadro con dos flechas enfrentadas. Aquí, el nivel 2p se dibuja como tres recuadros conectados; el carbono tiene 2 electrones en este nivel 2p. Ahora, en lugar de llenar el primer recuadro de los tres recuadros conectados con dos flechas, recuerde la regla de Hund y primero distribúyalos. Ahora, coloque una flecha en cada recuadro antes de rellenar los recuadros. Como el carbono solo tiene 2 electrones en el orbital 2p, el primer recuadro de estos tres recuadros conectados tiene una flecha, el segundo recuadro de estos tres recuadros conectados tiene una flecha. El último recuadro de los tres recuadros conectados sigue vacío.

• Por último, tomemos el bromo (Br) con número atómico 35. Eso significa que ahora se dibujarán un total de 35 flechas. Entonces, como de costumbre, comience desde el nivel de energía más bajo. Primero, rellene el orbital 1s, dibujado como un recuadro con dos flechas opuestas. Luego, el orbital 2s, un segundo recuadro con dos flechas opuestas. El orbital 2p tiene tres recuadros conectados con dos flechas opuestas en cada recuadro, un total de 6 flechas. Continúe hasta el período 3 y rellene el orbital 3s con un solo recuadro con dos flechas opuestas. Luego, el orbital 3p, tres recuadros conectados con dos flechas opuestas en cada recuadro, 6 flechas en total. Continuando hasta el período 4, coloque dos flechas opuestas en el orbital 4s. A continuación, está el orbital 3d, que tiene cinco recuadros. Estos cinco recuadros contendrán cada uno dos flechas opuestas, 10 flechas en total. En la parte final del diagrama, se debe completar el orbital 4p. Dibuje tres cuadros conectados para representar el orbital p. Recuerde que al bromo solo le quedan 5 electrones. De acuerdo con la regla de Hund, primero se eliminará una flecha de cada cuadro antes de volver a duplicarse. Los dos primeros cuadros incluirán flechas opuestas y el último tendrá una sola flecha.

Resumen de la lección

Los electrones se mueven fuera del núcleo en orbitales, y su número es único para cada elemento. Están dispuestos en niveles de energía ascendentes. En su estado fundamental, la disposición de los electrones se muestra mediante diagramas orbitales, representados por recuadros o líneas, mientras que las flechas indican los electrones. Hay tres reglas principales que se deben seguir cuando se trata de llenar los orbitales:

• Principio de Aufbau: comience en el nivel de energía más bajo y aumente hasta niveles de energía más altos.
• Principio de exclusión de Pauli: solo dos electrones pueden llenar una porción de un orbital, por lo que un máximo de dos flechas pueden llenar cada casilla.
• Regla de Hund: los electrones deben ocupar cada porción de un orbital antes de duplicarse, por lo que se debe colocar una flecha en cada casilla de un orbital antes de agregar una segunda a la casilla.

Al dibujar diagramas orbitales, es importante comenzar en el nivel de energía más bajo (hidrógeno) y avanzar a través de la tabla periódica para construir orbitales. Al dibujar cada uno de estos diagramas orbitales, s obtiene 1 casilla, p obtiene 3 casillas conectadas, d obtiene 5 casillas conectadas y f obtiene 7 casillas conectadas. El orden de los orbitales en la tabla periódica es el siguiente: 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 4f, 5d, 6p, 7s, 5f, 6d, 7p. Cada porción de un orbital puede albergar hasta dos electrones. Las cuatro formas orbitales y la cantidad correspondiente de electrones que pueden albergar son las siguientes: s (2), p (6), d (10) y f (14).