PRINCIPIOS SOBRE LOS CUALES SE DEDUCE TEÓRICAMENTE LA ESTRUCTURA ELECTRÓNICA DE UN ATOMO
Aunque el estudio teórico y experimental se ha hecho en detalle extremo, aquí solo se estudiará de manera general como deducir teóricamente una estructura electrónica; los detalles y particularidades podrán resolverse en la bibliografía citada.
Básicamente podemos partir de tres principios para deducir la estructura electrónica de cualquier átomo y son:
1. – Principio de Exclusión de Pauli: “En un átomo o molécula no es posible la existencia de más de un electrón con los cuatro números cuánticos iguales, por lo menos debe diferir en uno”. Esto no lleva a una cuantización del número de electrones que como máximo contiene cada orbital atómico: s2, p6, d10, f14.
2. – Principio de Mínima energía: “En todo sistema atómico o molecular los protones y neutrones se agregan al núcleo y los electrones se distribuyen en los orbitales atómicos de menor energía (más cercanos al núcleo) y después se llenan los de mayor energía”. Experimentalmente se ha deducido por espectros de emisión atómica, potenciales de ionización o espectroscopia fotoelectrónica que el orden en que se llenan los orbitales atómicos es: 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s 4f 5d 6p 7s.
Sin embargo recordar este orden es algo difícil por lo que se prefiere recurrir al esquema nemotécnico de T. Moeller (ver el esquema)
3.- Principio de Máxima Multiplicidad: “Un átomo o molécula es más estable cuando tiene semillenos o completamente llenos sus orbitales atómicos.
Por otro lado cuando existen orbitales de la misma energía primero se llenan con un electrón y solo si hay suficiente electrones se empezaran a aparear”. Este principio se ha deducido especialmente de los potenciales de ionización y explica porque el nitrógeno es más estable que el oxígeno; porque los gases nobles son tan estables, porque el Cr y Mo tienen un solo electrón en su último orbital s o bien porque el Cu, Ag, Au, llenan primero su orbital d a costa de dejar el orbital s.
Con los tres principios anteriores podemos deducir prácticamente todas las estructuras electrónicas con gran confiabilidad.
Principio de Exclusión de Pauli:
s2, p6, d10, f14
Principio de Mínima Energía:
1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s 4f 5d 6p 7s 5f
Principio de Multiplicidad Máxima:
Recordarlos para la estructura electrónica del Cr, Mo, Cu, Ag, Au.
ANOMALIA: Se observa que el orbital 4s tiene menor energía que el 3d, esto puede explicarse tomando en consideración la simetría del orbital s respecto a la del orbital d. Debido a esta diferencia se produce un efecto de penetración acercándose más el orbital s al núcleo y por lo tanto disminuyendo su energía. (Observar el esquema de energía)
Aunque el estudio teórico y experimental se ha hecho en detalle extremo, aquí solo se estudiará de manera general como deducir teóricamente una estructura electrónica; los detalles y particularidades podrán resolverse en la bibliografía citada.
Básicamente podemos partir de tres principios para deducir la estructura electrónica de cualquier átomo y son:
1. – Principio de Exclusión de Pauli: “En un átomo o molécula no es posible la existencia de más de un electrón con los cuatro números cuánticos iguales, por lo menos debe diferir en uno”. Esto no lleva a una cuantización del número de electrones que como máximo contiene cada orbital atómico: s2, p6, d10, f14.
2. – Principio de Mínima energía: “En todo sistema atómico o molecular los protones y neutrones se agregan al núcleo y los electrones se distribuyen en los orbitales atómicos de menor energía (más cercanos al núcleo) y después se llenan los de mayor energía”. Experimentalmente se ha deducido por espectros de emisión atómica, potenciales de ionización o espectroscopia fotoelectrónica que el orden en que se llenan los orbitales atómicos es: 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s 4f 5d 6p 7s.
Sin embargo recordar este orden es algo difícil por lo que se prefiere recurrir al esquema nemotécnico de T. Moeller (ver el esquema)
3.- Principio de Máxima Multiplicidad: “Un átomo o molécula es más estable cuando tiene semillenos o completamente llenos sus orbitales atómicos.
Por otro lado cuando existen orbitales de la misma energía primero se llenan con un electrón y solo si hay suficiente electrones se empezaran a aparear”. Este principio se ha deducido especialmente de los potenciales de ionización y explica porque el nitrógeno es más estable que el oxígeno; porque los gases nobles son tan estables, porque el Cr y Mo tienen un solo electrón en su último orbital s o bien porque el Cu, Ag, Au, llenan primero su orbital d a costa de dejar el orbital s.
Con los tres principios anteriores podemos deducir prácticamente todas las estructuras electrónicas con gran confiabilidad.
Principio de Exclusión de Pauli:
s2, p6, d10, f14
Principio de Mínima Energía:
1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s 4f 5d 6p 7s 5f
Principio de Multiplicidad Máxima:
Recordarlos para la estructura electrónica del Cr, Mo, Cu, Ag, Au.
ANOMALIA: Se observa que el orbital 4s tiene menor energía que el 3d, esto puede explicarse tomando en consideración la simetría del orbital s respecto a la del orbital d. Debido a esta diferencia se produce un efecto de penetración acercándose más el orbital s al núcleo y por lo tanto disminuyendo su energía. (Observar el esquema de energía)
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