ASPECTOS BÁSICOS DE LA ARQUITECTURA ATÓMICA

 

 

 

 

En el tema dedicado a la Estructura del átomo se exponen los aspectos básicos del modelo atómico mecano-cuántico. En dicho modelo, los números cuánticos, que se obtienen al resolver la ecuación de Schrödinger, determinan el número y las características de los orbitales o zonas del espacio en las que existe probabilidad de encontrar al electrón. Por otra parte, la energía del átomo con sus electrones está cuantizada (sólo puede tener determinados valores), dando lugar a un conjunto de capas o niveles y subniveles, que se corresponden con los orbitales posibles. Por ejemplo, en la capa n=1, se obtiene un sólo nivel de energía con un orbital de tipo s, en la capa n=2 cuatro orbitales, s, px, py, pz , etc.. (ver tabla de números cuánticos, niveles y orbitales).

 
 

El nivel de energía de cada orbital depende de la interacción múltiple que se ejerce entre cada electrón con el núcleo y con los demás electrones. Así, por ejemplo, recordamos que los orbitales de tipo s (l=0) se presentan aislados, tienen simetría esférica centrada en el núcleo y una energía creciente al aumentar el número cuántico principal, n.

 
 

Por su parte, los orbitales p constituyen en cada nivel un conjunto de tres muy próximos, que tienen una forma "de cacahuete" en tres direcciones perpendiculares. Con esta forma se reduce al mínimo la repulsión entre ellos al tiempo que se favorece su proximidad al núcleo. Más compleja es la estructura de los orbitales d  y f .

 
 

En general, las interacciones múltiples entre el núcleo y los electrones aportan gran complejidad al conjunto y propician un entrecruzamiento de los orbitales de las distintas capas. Como consecuencia de ello, la representación de un átomo poli-electrónico con sus orbitales resulta difícil de plasmar y podría asemejarse al dibujo adjunto. En cualquier caso, dicha estructura tiene en cuenta que el sistema núcleo-electrones tiende a adoptar las configuraciones de menor energía potencial.

 

Para un tratamiento cuantitativo de los niveles energéticos correspondientes a los diferentes orbitales, se recurre a los datos espectroscópicos, que aportan las energías de ionización de los electrones. Con estos datos en la mano se puede construir un esquema de niveles y subniveles de energía de los átomos de cada elemento. Lógicamente, los valores de dichos niveles energéticos son diferentes de un átomo a otro (en cada caso es distinta la carga nuclear y el número de electrones), pero ocurre que para la mayor parte de los elementos, el orden de niveles (según energías crecientes) es el mismo o muy semejante. A la derecha se muestra dicho esquema de niveles para las cuatro primeras capas. En él se puede observar el entrecruzamiento de algunos subniveles.

 
 

Al ampliar el estudio a las siguientes capas, aumenta la complejidad del esquema, se observa una interpenetración entre niveles de distintas capas, y la existencia de agrupaciones de niveles próximos, no siempre coincidentes con las capas.

 

 

Esquemáticamente, las capas se pueden representar por el siguiente listado:

 

1s ... 2s 2p ... 3s 3p ... 4s 3d 4p ... 5s 4d 5p ... 6s 4f 5d 6p ... 7s 5f 6d 6p ..., etc.

 

En este listado, los puntos suspensivos separan cada grupo de orbitales próximos, de forma que entre grupo y grupo hay un salto energético más marcado (además, el salto es más acusado entre los primeros grupos, mientras que las diferencias van disminuyendo para los grupos superiores). Es muy conveniente recordar esta ordenación energética de los orbitales, ya que constituye el mejor punto de partida disponible para prever la disposición de los electrones en los átomos. Para hacerlo se tendrá en cuenta que, dados varios orbitales, tiene menor energía aquél para el que la suma de los números cuánticos n+l tiene un valor más bajo y, en el caso de que dicha suma coincida, tiene menor energía el de más bajo número cuántico principal, n. El diagrama adjunto (a la izquierda) refleja una regla nemotécnica muy utilizada para ordenar los orbitales, aunque resulta incompleta porque no indica los intervalos para los que los saltos energéticos son mayores.

 

Se ha de tener en cuenta que esta ordenación energética no responde a una ley inalterable y sufre modificaciones en algunos elementos de número atómico elevado. Además, se aplica únicamente a átomos aislados, no sometidos a interacciones. La estructura electrónica de los átomos se puede ver profundamente modificada por la acción de otros, como ocurre con frecuencia, en los compuestos.

 

Nos referimos finalmente al llamado principio de exclusión de Pauli (1900-1958), que expresa que cada electrón en el átomo tiene un conjunto único de números cuánticos. Es decir, dos electrones, en el mismo átomo, no pueden tener los mismos valores para n, l, m y s. Por tanto, una nube electrónica u orbital (caracterizado por los valores de n, l, m) sólo puede existir con uno o a lo sumo dos electrones (con valores de espín contrarios). Teniendo esto en cuenta, se suele escribir el listado de niveles de energía permitidos indicando con un superíndice el número máximo de electrones que pueden formarlos:

 

1s2 ... 2s2 2p6 ... 3s2 3p6 ... 4s2 3d10 4p6 ... 5s2 4d10 5p6 ... 6s2 4f14 5d10 6p6 ... 7s2 5f14 6d10 6p6 ...

 

Este listado esconde la información acerca de los diferentes orbitales de cada nivel y tipo. Por ejemplo, al escribir 2p6 se quiere indicar los tres orbitales de tipo p de la capa 2. Como hemos dicho, estos orbitales son perpendiculares entre sí y teniendo en cuenta el principio de exclusión de Pauli pueden existir (cada uno de ellos) con uno o a lo sumo dos electrones (de espines opuestos). Se puede indicar todo esto escribiendo: 2px2 2py2 2pz2

 

 
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Departamento de Física y Química del IES "Leonardo Da Vinci"