Transcription
Hola. El propósito de este video es revisar las reglas de llenado para los orbitales electrónicos. Entonces, ¿por qué nos importa cómo se llenan los orbitales electrónicos? Recuerda, los sólidos son agregados de muchos, muchos átomos que se han unido y están enlazados por algún tipo de enlace químico, y la naturaleza de esos enlaces que mantienen unidos a los átomos está relacionada con qué orbitales electrónicos están llenos y qué orbitales están desocupados o parcialmente ocupados en diferentes átomos vecinos. Para describir y comprender cómo se mantiene unida la materia sólida, necesitamos saber algo sobre los diversos niveles de energía de los electrones en diferentes átomos. Entonces, ¿qué estoy mostrando? A la izquierda tenemos una gráfica de energía versus nada, más o menos los extendimos arbitrariamente en el eje X aquí. Esto describe el nivel de energía de diferentes orbitales electrónicos. Por ejemplo, el orbital 1s, esto es, de nuevo, recuerda que 1s está dado por el número cuántico principal igual a uno y el número cuántico de momento angular igual a cero, por lo que estos son orbitales esféricamente simétricos. El orbital 1s, vemos que tiene un estado de energía muy, muy bajo. La convención es que las energías más bajas son más estables, por lo que puedes pensar en estos como electrones muy fuertemente ligados. Puedes pensar en ellos como si estuvieran en el estado más estable y eso tiene sentido porque este es el orbital que está más cerca de ese núcleo. Se necesitaría la mayor energía para extraer un electrón de ese orbital, por lo que estos son los electrones más fuertemente ligados. Si miramos la siguiente capa, entonces N igual a dos. De nuevo, este es el número cuántico principal. Para N igual a dos, puedo tener orbitales S y puedo tener orbitales P. Como antes, los orbitales S solo pueden contener dos electrones. Tengo una caja aquí que puede contener dos electrones. Los orbitales P, por otro lado, pueden contener un total de seis electrones, y eso es porque, recuerda, hay tres orientaciones diferentes de los orbitales P. A veces se les llama PX a lo largo del eje X, PY a lo largo del eje Y y PZ. Cada uno de esos orbitales puede contener dos electrones. He ilustrado tres cajas aquí. Cada una de ellas es capaz de aceptar dos electrones diferentes. ¿Qué veo sobre la energía relativa de los electrones N igual a uno y los electrones N igual a dos? Inmediatamente puedo decir que los electrones N igual a dos están en un estado de nivel de energía mucho más alto que los electrones N igual a uno. Estos están un poco menos fuertemente ligados. El átomo los retiene un poco más débilmente. Es más fácil extraer un electrón de estos orbitales que del orbital 1s. También vemos que dentro de la segunda capa, es decir, dentro del número cuántico N igual a dos, los electrones S están más fuertemente ligados que los electrones P. Este también será el caso a medida que avancemos a capas cada vez más grandes, por lo que para N igual a tres, la tercera capa, S tiene un nivel de energía más bajo que los electrones P, que también son de nivel de energía más bajo que los electrones D. Como antes, los electrones D, ahora hay cinco orientaciones potenciales diferentes, por lo que puedo tomar un total de 10 electrones. Una cosa que empezamos a notar es que a medida que avanzamos a capas principales cada vez más altas, es decir, números cuánticos principales más grandes, comenzamos a ver una superposición. Hay una superposición entre los niveles de energía de estos 3s, 3p, 3d, es decir, los electrones de la tercera capa y los niveles de energía de los electrones de la cuarta capa. ¿Qué significa esto en términos de llenado? Vayamos primero a nuestra tabla periódica. Si voy a empezar con el número atómico uno y subir en la tabla periódica, para cada átomo secuencial, siempre llenaré primero los niveles de energía más bajos. Para hidrógeno y helio, el hidrógeno tiene un protón, el helio tiene dos protones, por lo que un hidrógeno neutro tendrá un electrón, un helio neutro tendrá dos electrones. Estos irán al orbital de energía potencial más bajo en el que puedan estar. Es decir, el estado fundamental es que estos electrones no estén excitados y que estén en la posición de energía potencial más baja. El hidrógeno y el helio llenan nuestro orbital 1s. Al pasar a la segunda fila, primero llenaremos los electrones 2s, que son llenados por el litio y el berilio, y luego comenzaremos a llenar estos electrones 2p. Esto se debe a que, nuevamente, el orbital 2p está en un nivel de energía un poco más alto que el orbital 2s. Hay tres orbitales potenciales. Cada uno de ellos puede tener dos electrones, spin hacia arriba y spin hacia abajo, por lo que eso nos da seis electrones que podemos colocar en los orbitales 2p. Continuando, llenaremos los orbitales 3s. De nuevo, puedo poner dos electrones allí. Luego, los orbitales 3p. De nuevo, un total de seis electrones irían allí. ¿Qué sigue? Este es un caso en el que, nuevamente, esta superposición entre los orbitales de la tercera capa y los orbitales de la cuarta capa entra en juego. Si los estoy llenando estrictamente de abajo hacia arriba, los electrones 4s, el orbital 4s, más bien, se llenaría primero. Después de haber llenado el orbital 4s, el orbital 3d comenzará a llenarse. Puedo tomar un total de 10 electrones aquí. Es por eso que el bloque de metales de transición tiene 10 columnas de ancho. Uno, dos, tres, cuatro, cinco, seis, siete, ocho, nueve, 10. Las cosas se complican un poco hacia el medio y eso es solo porque las energías de estos orbitales D y S están muy cerca una de la otra. Esto se manifiesta de un par de maneras. En primer lugar, si llego a algo como el cobre, por ejemplo, si fuera a llenarlos como se muestra en este diagrama, pondría dos orbitales 4s y luego nueve orbitales 3d y lo consideraría suficiente. Un orbital lleno tiene una energía general más baja que un orbital parcialmente lleno, y resulta que es energéticamente favorable subir uno de estos electrones 4s para que el cobre tenga un conjunto de orbitales D completo. La estructura del cobre, podríamos decir que está dada por argón o S uno, 3d diez. Esta notación significa que estoy comenzando con la estructura electrónica estable del argón. Ahora, además de eso, tengo un electrón 4s y 10 electrones 3d. En lugar de ser 4s dos, 3d nueve, es una configuración más estable y favorable para que ese orbital D esté totalmente lleno. La otra forma en que esto se manifiesta es cuando estoy mirando los cationes en los metales de transición. A menudo, perderé electrones S antes de perder los electrones D. Por ejemplo, el hierro dos más, por lo que el hierro puro estaría dado por argón o S dos, 3d seis, pero el hierro dos más está dado por 3d seis. De hecho, perderé primero los electrones S. Todo esto se debe a que los electrones D y S están muy cerca en términos de su nivel de energía general. Se vuelve particularmente complicado a medida que avanzamos a niveles de energía cada vez más grandes. ¿Qué más? ¿Cuáles son otras cosas importantes? El enlace en los sólidos será una función de esos electrones en el nivel de energía más alto, es decir, aquellos que están menos fuertemente ligados, aquellos que son más capaces de interactuar y ser afectados por los átomos circundantes, porque ¿qué es un enlace? Es algún tipo de interacción entre la densidad electrónica de un átomo y un átomo vecino, ¿verdad? Dividimos todos los electrones en los orbitales llenos en lo que se llama electrones centrales y electrones de valencia. Los electrones centrales son aquellos que están muy fuertemente ligados y que en realidad no participan en ningún tipo de enlace químico. Los electrones de valencia, por otro lado, están menos fuertemente ligados, es más probable que se desprendan, es más probable que se compartan con otros átomos vecinos. Como ejemplo, los electrones de valencia son siempre aquellos electrones en el nivel de energía más externo. Si estuviera mirando algo como un átomo de la fila dos, el litio tiene un orbital 2s parcialmente lleno, por lo que en este caso, llamaría a los electrones 2s electrones de valencia, pero los electrones 1s serían los electrones centrales. Si voy a algo por aquí, como el carbono, ahora tengo electrones 2s y 2p y, en realidad, los niveles de energía de estos dos son lo suficientemente cercanos como para que ambos se vean afectados por los átomos circundantes. En el carbono, los electrones de valencia son los electrones 2s y 2p y, de hecho, a menudo en el carbono, estos se combinarán para formar lo que se llaman orbitales híbridos, es decir, orbitales SP. Nuevamente, los electrones centrales son los 1s, esos electrones interiores fuertemente ligados. Lo mismo en los metales de transición. Por ejemplo, el hierro, los electrones de valencia están dados por estos electrones 4s y 3d porque son los electrones que están más cerca de eso, son los electrones menos fuertemente ligados, son los electrones de nivel de energía más alto y es más probable que se desprendan e interactúen con los átomos circundantes. ¿Cómo sabemos esto? Vayamos a un caso muy específico. Esto es lo que se llama un espectro electrónico para el oro. Hay una técnica que utilizamos para medir los niveles de energía de diferentes orbitales atómicos y esto se llama espectroscopia fotoelectrónica de rayos X. Lo que quiero que sepa sobre esta técnica es que es muy sensible a la superficie, pero usted es capaz de sondear la estructura de un átomo y es capaz de obtener la energía de enlace de diferentes electrones. Si miramos la energía de enlace, ¿qué tan fuertemente están ligados estos electrones a un átomo? Comenzaremos con la energía de enlace más alta y solo podremos ver los electrones más externos en este caso. Los otros electrones todavía existen en el caso del oro, pero están muy, muy fuertemente ligados, y no podemos sondearlos con esta técnica. El primer orbital que vemos es el orbital 3d y tiene una energía de enlace de alrededor de 2200 electronvoltios, y estos son electrones muy fuertemente ligados. No interactuarán en absoluto con los electrones vecinos. En algún lugar aquí arriba a una energía mucho más baja, vemos los electrones 4s, por lo que esta imagen que describí antes, este es un caso en el que, nuevamente, a medida que lleno un átomo, los niveles de energía relativos de estos diferentes orbitales pueden cambiar un poco, por lo que en el caso del oro, 4s está por encima de 3d, por lo que está en un nivel de energía más alto. También vemos 4p y 4d, 4p, 4d, y 4f está justo encima de 5s, por lo que nuevamente, 5s estaría justo debajo de 4f y luego 5p y 5d, más arriba aquí. Si miro muy, muy de cerca, si miro energías de enlace muy, muy pequeñas, estas son energías que son electrones muy, muy débilmente ligados, veo una combinación de electrones 5d y 6s. En el oro, esta es lo que llamo la banda de valencia. Estos son los electrones menos fuertemente ligados y está compuesto por una combinación de electrones 5d y 6s. Si volvemos a nuestra tabla periódica, esto tiene sentido porque tenemos los electrones 5d y los electrones 6s y estos son los electrones de nivel de energía más alto.