Niveles de Energia Subniveles y Orbitales Del Atomo- 1.1

NIVELES DE ENERGIA SUBNIVELES Y ORBITALES DEL ATOMO

Cada electrón ocupa un orbital atómico definido por el conjunto de números cuanticos los cuales a su vez determinan el nivel de energia, como se muestra en el diagrama que presenta el Proyecto ed@d  para  para explicar el incremento de la energía según el nivel, el subnivel y el orbital donde se encuentre; la denominación de los niveles y los subniveles, así como, la anteposisicón de subniveles de energía. De allí se deduce: La denominación de un subnivel se da con base en un número (el del nivel de energía:1,2,3,4,5,6 o 7)y una letra minúscula (la del respectivo subnivel: s,p,d,f) Ejemplo: 1s, 3p, 5s, 6d... La energía de los subniveles aumenta según el siguiente orden: 1s menor que 2s,menor que 2p, menor que 3s. menor que 3p,menor que 3d...  A partir del del subnivel 4s se presenta presenta una antepo anteposición sición de subniveles, subniveles, la cual se torna compleja en los niveles superiores, haciéndose difícil establecerla directamente, por lo cual se recurre al diagrama de Moller.

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 Existen 7 niveles energeticos que coinciden con el periodo en la tabla periodica. Cada nivel, tiene subniveles : s,p,d, y f. El subnivel s: tiene 2 electrones que giran en forma de nube esferica El p tien 6 electrones que giran en tres ejes: x,y y z , en forma de pesas u ochos El d 10 electrones El f 14 electrones El orbital es la zona probable de encontrar un electron . Así el subnivel s tiene un orbital con 2 electrones el subnivel p tiene tres orbitales, cada uno con 2 electrones el subnivel d tiene 5 orbitales y el subnivel f tiene 7 orbitales. Ejemplo: el litio tiene 3 electrones; en el primer nivel y subnivel s con 2 electrones El otro electron esta en el nivel 2 y subnivel s con un electron. Te da 2 niveles energeticos, periodo 2 y como termina con 1 electron Grupo I

NIVELES DE ENERGÍA En un átomo, los electrones están girando alrededor del núcleo formando capas. En cada una de ellas, la energía que posee el electrón es distinta. En efecto; en las capas muy próximas al núcleo, la fuerza de atracción entre éste y los electrones es muy fuerte, por lo que estarán fuertemente ligados. Ocurre lo contrario en las capas alejadas, en las que los electrones se encuentran débilmente ligados, por lo que resultará más fácil realizar intercambios electrónicos en las últimas capas. El hecho pues, de que los electrones de un átomo tengan diferentes niveles de energía, nos lleva a clasificarlos por el nivel energético (o banda energética) en el que se encuentra cada uno de ellos. Las bandas que nos interesa a nosotros para entender mejor el comportamiento del átomo son: 1. Existen 7 niveles de energía o capas donde pueden situarse los electrones, numerados del 1, el más interno, al 7, el más externo. 2. A su vez, cada nivel tiene sus electrones repartidos en distintos subniveles, que pueden ser de cuatro tipos: s, p, d, f. 3. En cada subnivel hay un número determinado de orbitales que pueden contener, como máximo, 2 electrones cada uno. Así, hay 1 orbital tipo s, 3 orbitales p, 5 orbitales d y 7 del tipo f. De esta forma el número máximo de electrones que admite cada subnivel es: 2 en el s; 6 en el p (2 electrones x 3 orbitales); 10 en el d (2 x 5); 14 en el f (2 x 7). La distribución de orbitales y número de electrones posibles en los 4  primeros niveles se resume en la siguiente tabla:

Niveles de energía 1

2

3

4

s

sp

spd

spdf

1

13

135

1357

1s

2s 2p

3s 3p 3d

4s 4p 4d 4f

2

2-6

2 - 6 - 10

2- 6- 10- 14

Subniveles Número de orbitales de cada tipo Denominación de los orbitales Número máximo de electrones en los orbitales Número máximo de electrones por nivel

2 8 18 32 • sharp : líneas nítidas pero de poca intensidad • principal : líneas intensas • difuse : líneas difusas • fundamental : líneas frecuentes en muchos espectros La configuración electrónica en la corteza de un átomo es la distribución de sus electrones en los distintos niveles y orbitales. Los electrones se van situando en los diferentes niveles y subniveles por orden de energía creciente hasta completarlos. Es importante saber cuantos electrones existen en el nivel más externo de un átomo pues son los que intervienen en los enlaces con otros átomos para formar compuestos.

ORBITAL En 1927 pudo comprobarse experimentalmente la hipótesis de De Broglie al observarse un comportamiento ondulatorio de los electrones en los fenómenos de difracción. Podemos decir que un orbital atómico es una zona del espacio donde existe una alta probabilidad (superior al 90%) de encontrar al electrón . Esto supone considerar al electrón como una nube difusa de carga alrededor del núcleo con mayor densidad en las zonas donde la probabilidad de que se encuentre dicho electrón es mayor. Para que la ecuación de Schrödinger tenga significado físico es necesario imponerle unas restricciones que son conocidas como números cuánticos, que se simbolizan de la misma forma que los obtenidos en el modelo atómico de Bohr: Números cuánticos n: número cuántico principal l: número cuántico del momento angular orbital

m: número cuántico magnético s: número cuántico del spin electrónico. Estos números cuánticos sólo pueden tomar ciertos valores permitidos: Valores permitidos para n: números enteros 1, 2, 3,. para l: números enteros desde 0 hasta (n-1) para m: todos los números enteros entre +l y -l incluido el 0 para s: sólo los números fraccionarios -1/2 y +1/2 Los valores del número cuántico n indican el tamaño del orbital, es decir su cercanía al núcleo. Los valores del número cuántico l definen el tipo de orbital: • Si l= 0 el orbital es del tipo s • Si l= 1 los orbitales son del tipo  p • Si l = 2 los orbitales son del tipo d  • Si l= 3 los orbitales son del tipo  f  Los valores del número cuántico m hacen referencia a la orientación espacial del orbital. El cuarto número cuántico, s, que define a un electrón en un átomo hace referencia al momento angular de giro del mismo.

El conjunto de los cuatro números cuánticos definen a un electrón, no pudiendo existir en un mismo átomo dos electrones con los cuatro números cuánticos iguales, por lo que una vez definido el tamaño, el tipo y la orientación de un orbital con los tres primeros números cuánticos, es decir los valores de n, l y m, sólo es posible encontrar un máximo de dos electrones en dicha situación que necesariamente tendrán valores diferentes de su número cuántico de spin. Veamos los orbitales posibles según el valor de los números cuánticos: Si n = 1 entonces el número cuantico l sólo puede tomar el valor 0 es decir sólo es posible encontrar un orbital en el primer nivel energético en el que puede haber hasta dos electrones (uno con spin +1/2 y otro con spin -1/2). Este orbital, de apariencia esférica, recibe el nombre de 1s:

Si n = 2 , el número l puede tomar los valores 0 y 1, es decir son posibles los tipos de orbitales s y p. En el caso de que sea l = 0, tenemos el orbital llamado 2s en el que caben dos electrones (uno con spin +1/2 y otro con spin -1/2):

Si l = 1 tendremos orbitales del tipo  p de los que habrá tres diferentes según indicarían los tres valores (+1, 0, -1) posibles del número cuántico m, pudiendo albergar un máximo de dos electrones cada uno, con valores de spin +1/2 y -1/2, es decir seis electrones como máximo:

Si n = 3 son posibles tres valores del número cuántico l: 0,1 y 2. Si l = 0 tendremos de nuevo un orbital del tipo s:

si l = 1 tendremos los tres orbitales del tipo  p:

y si l = 2 los orbitales serán del tipo d , de los que habrá cinco diferentes según indican los cinco valores posibles (+2, +1, 0, -1, -2) para el número cuántico m y que podrán albergar un total de diez electrones:

Si n = 4, son posibles cuatro tipos de orbitales diferentes:

De tipo s (para l = 0):

De tipo p (para l = 1):

De tipo d  (para l = 2):

De tipo f (para l = 3) de los que habrá siete diferentes según indican los siete valores  posibles (+3, +2, +1, 0 -1, -2, -3) del número cuántico m, que podrán albergar un total de catorce electrones: