Configuración electrónica

	Autores: Silvia Cerdeira, Helena Ceretti y Eduardo Resiulschi. Área disciplinar: Química. Responsable disciplinar: Silvia Blaustein. Temática: Distribución electrónica. Relación con la tabla periódica y propiedades. Nivel: Secundario, ciclo orientado. Secuencia didáctica elaborada por Educ.ar.

Propósitos generales

• Promover el uso de los equipos portátiles en el proceso de enseñanza y aprendizaje.
• Promover el trabajo en red y colaborativo, la discusión y el intercambio entre pares, la realización en conjunto de la propuesta, la autonomía de los alumnos y el rol del docente como orientador y facilitador del trabajo.
• Estimular la búsqueda y selección crítica de información proveniente de diferentes soportes, la evaluación y validación, el procesamiento, la jerarquización, la crítica y la interpretación.

Introducción a las actividades

La configuración electrónica es el modo en que los electrones de un átomo de un elemento se distribuyen alrededor del núcleo. De acuerdo con el modelo mecánico cuántico del átomo, la configuración electrónica indica en qué niveles y subniveles de energía se encuentran los electrones de un elemento.
La distribución de los electrones en un elemento ayuda a describir y entender sus propiedades. De esta manera se pueden responder algunas preguntas como:
• ¿Por qué los gases nobles o inertes no reaccionan?

• ¿Por qué los elementos que pertenecen a un mismo grupo tienen propiedades similares? 

Objetivos de las actividades

Que los alumnos:
• escriban la configuración electrónica de los diferentes elementos según el nuevo modelo; • relacionen la configuración electrónica con la posición en la tabla periódica; • predigan propiedades químicas sobre la base de la configuración electrónica.

Actividad 1

En el estado fundamental de un átomo los electrones están distribuidos de tal forma que la energía de dicho átomo es mínima.
Para deducir la configuración electrónica de un átomo, se utiliza el principio de construcción (Aufbau). Este consiste en completar con electrones los orbitales atómicos en orden creciente de energía. Es decir, se comienza por el de menor energía, el nivel energético 1, donde sólo hay un orbital s que puede ubicar 2 electrones.
El número atómico del hidrógeno es 1, por lo tanto, para escribir su configuración electrónica sólo se debe ubicar un electrón. Este ocupará un orbital s del primer nivel energético, por lo tanto, su configuración electrónica puede escribirse de la siguiente forma:

nivel energético

en orbital s hay un electrón

Se pueden representar los orbitales con una línea y los electrones con una flecha, que apuntará hacia arriba o hacia abajo para mostrar electrones girando en direcciones opuestas (con spines opuestos).
 

a) Escriban la configuración electrónica del He de la misma forma que se ha explicado.

Como en el primer nivel no se pueden ubicar más electrones, se continúan ubicando en el nivel 2. En este caso, existen dos subniveles de energía posibles: 2s y 2p. Siempre el subnivel s es el de menor energía (en cualquier nivel energético). Luego que se completa dicho subnivel con dos electrones, se siguen ubicando en el subnivel 2p. Los subniveles p son tres orbitales de igual energía donde se podrán ubicar seis electrones en total (dos en cada uno de ellos).
Además, se debe tener en cuenta que:
• No es posible que en un átomo dos electrones tengan los cuatro números cuánticos iguales. Esto implica que en un mismo orbital atómico solo se pueden ubicar dos electrones de spin opuesto (apareados). A esta regla se la conoce como el principio de exclusión de Pauli.
• Cuando hay más de un orbital en un subnivel, como en el caso de los orbitales p, primero se ubicará un electrón en cada orbital de igual energía y luego se aparearán. Al tener electrones desapareados, la repulsión es menor. Esto lo establece la regla de Hund. Por ejemplo, si se quiere escribir la configuración electrónica del boro, cuyo número atómico es 5, se deben distribuir esos 5 electrones en dos niveles energéticos de la siguiente manera:

b) Escriban de la misma forma la configuración electrónica de todos los elementos del período 2, del litio al neón. Busquen en la EQ Tabla (tabla periódica interactiva) los números atómicos de todos ellos.

La separación entre los niveles de energía va disminuyendo a medida que nos alejamos del núcleo. La separación entre el primer y el segundo nivel es grande, mientras que entre el nivel tres y el cuatro es menor.
Para visualizar un diagrama de distribución de niveles y subniveles energéticos, entren a:
Niveles de energía, subniveles y ortibales del átomo
Configuración electrónica
Como la separación de niveles disminuye, un subnivel de un nivel energético superior puede tener una energía ligeramente inferior a otro subnivel correspondiente a un nivel energético superior.

c) Busquen en el diagrama qué ocurre con el subnivel 3d y 4s.

Para recordar el orden de llenado de los diferentes orbitales se puede utilizar el diagrama de Möller o de las diagonales:

Para visualizar dicho diagrama y el orden de llenado, entren a Laboratorio virtual de química. Y para practicar el orden de llenado, utilicen la simulación Configuración electrónica.

d) Escriban la configuración electrónica de los siguientes elementos: sodio, azufre, cloro, argón y hierro.

Busquen los números atómicos de cada uno en la EQ Tabla. Utilicen las simulaciones anteriores para comprobar que sus respuestas son correctas.

Actividad 2

¿Qué relación existe entre la configuración electrónica y la ubicación de un elemento en la tabla periódica? (ver secuencia didáctica «Tabla periódica»).
El litio tiene un número atómico 3 y, por lo tanto, 3 electrones para ubicar. Su configuración electrónica es:

1s² 2s¹

El litio tiene dos niveles energéticos ocupados y se encuentra en el segundo período de la tabla. Por lo tanto, el mayor nivel energético ocupado indicará el período en el que se encuentra el elemento. Por otra parte, en el último nivel energético, el litio tiene un solo electrón. El litio se encuentra en el grupo IA. Por lo tanto, el número del grupo al que pertenecen los elementos representativos coincidirá con el número de electrones que se encuentren en el último nivel energético.
En el caso del boro, pertenece al grupo IIIA, ya que se suman los electrones que se encuentran en ambos subniveles del nivel 2 (2 electrones en el orbital 2s y 1 electrón 2p).
De esta forma, se puede separar la tabla periódica en bloques, dependiendo de cuál es la configuración electrónica externa de los elementos.

a) Utilicen la EQtabla para buscar los números atómicos de los siguientes elementos: sodio, potasio, magnesio, calcio, aluminio, carbono, silicio, nitrógeno, fósforo, oxígeno, azufre, flúor, cloro, helio y neón.

a.1) Escriban sus configuraciones electrónicas. Sobre la base de ellas, ubiquen los elementos en el período y grupo correspondiente.

a.2) Corroboren sus resultados en la EQtabla.

b) Utilicen el programa Draw de sus equipos portátiles para hacer un diagrama sencillo de la tabla periódica y separarla en bloques, según si las configuraciones electrónicas de los elementos terminen en un orbital s, en un orbital p, o en un orbital d.

Actividad 3

Se dijo que los elementos distribuyen sus electrones de manera que la energía es la menor posible. Las configuraciones más estables (de menor energía) son aquellas en las que los niveles de energía están completos (por ejemplo, 2s²) o en las que la mitad de un subnivel está lleno (por ejemplo, 2p³).
Las propiedades químicas de un elemento están relacionadas con el número de electrones en el último nivel energético, que son los que se transfieren en una reacción química y al formar una unión química.

a) ¿Por qué los gases nobles o inertes no reaccionan? Comparen las configuraciones electrónicas escritas para el helio, el neón y el argón, y establezcan cuál es la característica común a los tres, y su relación con el hecho de que no reaccionen con otros elementos al intercambiar electrones.

b) ¿Por qué los elementos que pertenecen a un mismo grupo tienen propiedades similares? Comparen las configuraciones externas de los elementos de la actividad 2, que pertenecen al mismo grupo, y saquen conclusiones.

Cuando el magnesio reacciona con otro elemento, cede dos electrones y forma una partícula cargada con dos cargas positivas (un ión), y por lo tanto dos electrones menos.
Escriban la configuración electrónica del ión formado por el magnesio, y compárenla con la obtenida para alguno de los gases nobles de la pregunta 1 de esta actividad. Represéntenlo con las herramientas del programa Writer, Word o ACD/ChemSketch de sus equipos portátiles.

Webgrafía recomendada

Sistema periódico
Laboratorio virtual de química

Modelos atómicos

Estructura electrónica de los átomos

Estructura electrónica de los átomos

Modelo atómico mecano cuántico

	Autores: Silvia Cerdeira, Helena Ceretti y Eduardo Reciulschi. Responsable disciplinar: Silvia Blaustein. Área disciplinar: Química. Temática: Modelo atómico de orbitales. Niveles y subniveles de energía. Nivel: Secundario, ciclo orientado. Secuencia didáctica elaborada por Educ.ar.

Propósitos generales

• Promover el uso de los equipos portátiles en el proceso de enseñanza y aprendizaje.
• Promover el trabajo en red y colaborativo, la discusión y el intercambio entre pares, la realización en conjunto de la propuesta, la autonomía de los alumnos y el rol del docente como orientador y facilitador del trabajo.
• Estimular la búsqueda y selección crítica de información proveniente de diferentes soportes, la evaluación y validación, el procesamiento, la jerarquización, la crítica y la interpretación.

Introducción a las actividades

El modelo atómico de Bohr, similar al modelo del sistema planetario, es extremadamente sencillo para poder explicar todos los fenómenos a escala atómica.
El electrón es una partícula tan pequeña que tiene un comportamiento muy particular. En 1923, Víctor de Broglie propuso tratar al electrón más como una onda que como una partícula (dualidad onda–partícula). Pueden observar este comportamientoviendo la simulación Onda de Broglie.
Basándose en esta hipótesis, Werner Heisenberg enunció el principio de incertidumbre, que establece que es imposible determinar simultáneamente la velocidad y la posición del electrón en un determinado momento. En 1926, Erwin Schrödinger desarrolló las ecuaciones matemáticas correspondientes para poder describir este comportamiento.
Para contextualizar históricamente estos desarrollos, pueden consultar las biografías de estos tres científicos:
Louis de Broglie
Werner Karl Heisenberg
Erwin Schrödinger
En este nuevo modelo, los electrones también se encuentran distribuidos en diferentes niveles de energía, pero estos no se representan como una órbita perfectamente delimitada como en el modelo anterior. Se introduce la idea de probabilidad de encontrar un electrón a cierta distancia del núcleo dependiendo de su energía, es decir que también es posible encontrarlo en otro lugar. Por ejemplo: saben que la clase de Química es a las ocho de la mañana, por lo tanto, es probable encontrar a los alumnos de este curso a esa hora en el aula correspondiente. Pero también es posible que estén en el laboratorio, en sus casas, en el consultorio del médico o de viaje.
Si se representa la región del espacio donde es probable encontrar un electrón de determinada energía, se obtienen gráficos en tres dimensiones (en los tres ejes cartesianos), que pueden describirse como «una nube electrónica». A estas regiones del espacio se las denomina orbitales.
Para reforzar los nuevos conceptos, pueden mirar algunos de estos videos:
 «Misterios del electrón» (acerca de la dualidad onda-partícula del electrón. Dibujo animado con subtítulos –experimento de la doble ranura– 5:00 minutos de duración).
«Principio de incertidumbre» (2:00minutos).

Objetivos de las actividades

Que los alumnos:
• representen los átomos de los elementos según el modelo mecánico cuántico;
• comprendan el concepto de niveles y subniveles energéticos.

Actividad 1

En el modelo atómico de Bohr (vean la secuencia didáctica «Modelo atómico de Bohr. Niveles de energía»), se mencionaron restricciones para ubicar electrones en las diferentes órbitas. Se dijo que en la primera de ellas sólo era posible ubicar dos electrones, mientras que en la siguiente ya era posible ubicar ocho electrones.
Si se relaciona esta distribución de electrones con la tabla periódica (vean la secuencia didáctica «Tabla periódica»), se puede observar que en el primer período de ella hay dos elementos (el hidrógeno y el helio), mientras que en el segundo período hay ocho elementos. Ambos números coinciden con los electrones permitidos en cada órbita.
Pero si se observan detenidamente las propiedades de los elementos pertenecientes al segundo período, verán que los dos primeros elementos presentan características metálicas, mientras que los seis restantes no lo hacen (son no metales). La distribución de electrones en un átomo determina las propiedades químicas de los elementos.
Por diferentes métodos, se comprobó que dos de estos electrones del segundo nivel energético tenían menor energía que el resto. Esto llevó a proponer la existencia de subniveles energéticos. Cada subnivel tiene asociado un cierto valor de energía y puede contener uno o más orbitales.

Números cuánticos y orbitales

Cada electrón de un átomo se caracteriza por cuatro números que surgen de la resolución de las ecuaciones de onda Schrödinger. A estos números se los denomina números cuánticos. Se podría pensar este conjunto de números como el número de documento de identidad de cada electrón. No existen dos electrones en un átomo que tengan los cuatro números cuánticos iguales, así como todas las personas tienen números de documento diferentes.
A cada nivel energético, le corresponde un número cuántico denominado principal, representado por la letra n. Este número da una idea de la ubicación de un nivel energético respecto del núcleo. Cuanto mayor sea n, mayor será la energía de ese nivel y más alejado del núcleo se encontrará.
Se mencionó que en cada nivel energético pueden existir subniveles. Cada uno de ellos está caracterizado por otro número cuántico llamado secundario (también se lo denomina azimutal o del momento angular), designado con la letra l. El valor de este número cuántico puede variar de cero a n-1. Es decir: en el primer nivel energético, el número cuántico l solo puede tomar un valor que es cero, mientras que en el segundo nivel, puede tomar un valor de cero o uno, lo que indica la presencia de dos subniveles de energía.

  Entonces, se puede decir que los valores del número cuántico n indican el tamaño del orbital, es decir, su cercanía al núcleo; y 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.
Las letras s, p, d, f surgen de datos de espectros de emisión atómicos, y son las iniciales de las denominaciones en inglés (los conceptos de espectros atómicos pueden consultarse en la secuencia didáctica «Modelo atómico de Bohr. Niveles de energía» y en la simulación Cómo se producen los spectros atómicos).
    • Sharp: líneas nítidas pero de poca intensidad.
    • Principal: líneas intensas.
    • Difuse: líneas difusas.
    • Fundamental: líneas frecuentes en muchos espectros.
Para visualizar las formas de estos orbitales, miren la simulación Modelo atómico actual.
Cada subnivel de energía puede contener uno o más orbitales, y cada uno de estos orbitales está caracterizado por otro número cuántico: el número cuántico magnético (m). Los valores de m varían entre –l pasando por cero hasta +l. Es decir que si el número cuántico l es uno, el número cuántico magnético puede tener valores de menos uno, cero y uno, lo que indica la presencia de tres orbitales en ese subnivel.
En cada orbital es posible ubicar solo dos electrones que giran en sentidos opuestos (horario y antihorario). El sentido de giro de los electrones está caracterizado por otro número cuántico: el número cuántico de spin, al que se le asigna la letra s y valores de ½ y –½.
En los siguientes sitios se muestran todos los números cuánticos y su significado. También se pueden visualizar las formas de estos orbitales de acuerdo con los números cuánticos correspondientes:
Orbitales atómicos
Los números cuánticos
Por ejemplo, el hidrógeno tiene un número atómico 1 y, por lo tanto, un solo electrón. Este electrón se encuentra en el primer nivel energético caracterizado por el número cuántico principal n = 1. ya que es el más cercano al núcleo. En este caso, el único valor posible para l es cero, que indica que este electrón se ubica en un orbital del tipo s. Como l es cero, el único valor posible para m es cero también, lo que indica que solo existe un orbital de tipo s. Este electrón puede estar girando en cualquiera de los sentidos y, por lo tanto, se le puede asignar cualquiera de los dos valores del número cuántico de spin (s).
En el video «Números cuánticos» encontrarán una explicación de los orbitales y los números cuánticos para el hidrógeno.
En la simulación Los números cuánticos se pueden asociar los diferentes números cuánticos con los orbitales.

Distribución de niveles y subniveles de energía

Esta teoría permite calcular la energía asociada con cada orbital en átomos que contienen muchos electrones. Esto es muy importante cuando se estudian las propiedades de los diferentes elementos.
Para observar cómo se distribuyen los diferentes niveles y subniveles de energía respecto del núcleo, pueden visitar, en el sitio de educaplus, la página Configuración electrónica.

Actividad 2

Realicen un diagrama de todos los modelos atómicos estudiados hasta ahora (vean las secuencias didácticas «Teoría atómica de la Materia: construcción histórica» y «Modelo atómico de Bohr. Niveles de energía»).

Señalen las características más significativas de cada uno.

En la página Modelo atómico actual pueden encontrar información y un ejemplo de un diagrama posible.