Por otra parte, no tiene en cuenta la posible interacción entre los electrones en la corteza, lo que daría lugar a una repulsión electrónica.
Modelo atómico de Bohr
Los átomos están construidos según el modelo atómico de Rutherford, pero Bohr introduce el concepto de que los electrones solo pueden tener ciertos valores de energía, y, por tanto, no podrán estar a cualquier distancia del núcleo, sino que solo son posibles las órbitas correspondientes a las energías permitidas. Estas órbitas se denominan capas y vienen identificadas por un número, conocido como número cuántico principal “n” (n = 1, 2, 3, 4, etc.). En la naturaleza, los átomos solo tienen electrones hasta la capa 7.
Modelo atómico de Bhor - Sommerfeld
Sommerfeld introduce los siguientes conceptos nuevos con respecto al modelo de Bhor:
1 Las órbitas descritas por los electrones, denominadas subacapas, dentro de cada nivel energético definido por el número cuántico principal, pueden ser circulares o elípticas, lo que supone pequeñísimas diferencias en los estados energéticos de los electrones. El número cuántico secundario “l”, indica el subnivel energético para cada nivel cuántico, n. Los valores que puede tomar el número cuántico secundario van desde 0 hasta (n−1) y por tradición se identifica a cada subcapa con una letra:
2 El número cuántico magnético “m” indica la orientación en el espacio de las distintas órbitas y su inclinación respecto de un plano de referencia y puede tomar valores desde −l hasta +l, pasando por 0. Por tanto:En una subcapa s solo puede haber un orbital.(m = 0)En una subcapa p se tienen tres orbitales.(m = -1, m = 0, m = + 1)En una subcapa d se tienen cinco orbitales.(m = -2, -1, 0, 1, 2)En una subcapa f se tienen siete orbitales.(m = -3, -2, -1, 0, 1, 2, 3)
3 Se introduce también el concepto de número cuántico de spin “s”, que define el movimiento de rotación del electrón, pudiendo realizarse este en dos sentidos (en el de las agujas del reloj o en el contrario). El número cuántico de spin puede tomar dos valores:
Aplicación práctica
Dados los siguientes grupos de números cuánticos (n, l, m): (3, 2, 0); (2, 3, 0); (3, 3, 2); (3, 0, 0); (2, -1, 1); (4, 2, 0); indique cuáles no son permitidos y por qué.
SOLUCIÓN
1 El (2, 3, 0), ya que si el número cuántico principal es n = 2, el número cuántico l = 3 no está permitido, ya que solo puede tomar valores entre 0 y (n – 1).
2 El (3, 3, 2), ya que si el número cuántico principal es n = 3, el número cuántico l = 3 no está permitido, ya que solo puede tomar valores entre 0 y (n – 1).
3 El (2, -1, 1) ya que si el número cuántico principal es n = 2, el número cuántico l = -1 no está permitido, ya que solo puede tomar valores entre 0 y (n – 1).
6. Configuración electrónica de los elementos
Consiste en indicar la distribución de los electrones que tiene un átomo de un elemento. Para ello, se sigue un orden de llenado de los electrones, para alcanzar el estado de máxima estabilidad posible, esto es, un estado en el que los electrones tienen la menor energía posible, por tanto, intentarán ocupar primero los orbitales con menor energía. El orden de llenado de los electrones se establece con una serie de reglas y principios, que son:
1 Regla de Hund: los electrones se distribuyen en el átomo de menor a mayor energía ocupando primero los orbitales más cercanos al núcleo y dentro de una misma subcapa; los electrones comienzan a colocarse uno en cada orbital, de forma que cuando ya no quedan más orbitales libres, rellenan los que tenían un electrón.
2 Principio de exclusión de Pauli: en un átomo, no se puede tener dos electrones con los cuatro números cuánticos iguales.
3 Regla de Möeller: resume el orden de energía de los orbitales e indica cuáles serán ocupados antes.
Se van indicando por orden los distintos orbitales ocupados por electrones y el número de electrones que tienen, siguiendo la regla de Möeller. Se termina de llenar cuando se llega al número total de electrones que corresponde a ese elemento (indicado por el número atómico). Se recuerda que:
1 Un orbital s admite como máximo 2 e–.
2 Un orbital p admite como máximo 6 e–.
3 Un orbital d admite como máximo 10 e–.
4 Un orbital f admite como máximo 14 e–.
Ejemplo
Determinar la configuración electrónica de los siguientes elementos, cuyos número atómicos se facilitan entre paréntesis: H (Z = 1); C (Z = 6); Rb (Z = 37)
H : 1s1
C : 1s2 2s2 2p2
Rb : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2
Se dice que dos o más átomos o iones son isoelectrónicos si tienen el mismo número de electrones, como por ejemplo el Cl- (su número atómico es 17, pero su carga 1- indica que ha ganado un electrón, por tanto, tiene 18 electones) y el K+ (su número atómico es 19, pero su carga 1+ indica que ha perdido un electrón, por tanto tiene 18 electrones). Las especies isoelectrónicas tienen la misma configuración electrónica.
Nota
Al ión se le suman electrones si es un anión (carga negativa) o se restan si es un catión (carga positiva). Na + (Z = 11, pero pierde un electrón): 1s2 2s2 2p6. Cl – (Z = 17, pero gana un electrón): 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6.
Aplicación práctica
Escriba las configuraciones electrónicas del átomo e iones siguientes: Al (Z = 13); Na+ (Z = 11); O2– (Z = 8) e indique cuál de ellos son isoelectrónicos.
SOLUCIÓN
El Na+ tiene número atómico 11, pero su carga 1+ indica que ha perdido un electrón, por tanto tiene 10 electrones y el O2– tiene un número atómico de 8, pero ha ganado 2 electrones tal y como indica su carga 2–, por tanto el Na+ y el O2– son isoelectrónicos con 10 electrones cada uno. Las configuraciones electrónicas de cada elemento siguiendo el diagrama de Möeller son:
1 Al : 1s22s22p63s23p1
2 Na+ : 1s22s22p6
3 O2– : 1s22s22p6
7. Propiedades periódicas
Como