Química - Introducción a "Configuración electrónica".

          La clase pasada vimos que los electrones son partículas subatómicas muy pequeñas (las de menor masa, de hecho) cargadas negativamente, que dotan al átomo de la capacidad para interactuar con otros átomos y que conforman, además, su periferia, es decir orbitan alrededor del núcleo. 

          Esto no siempre se entendió así. Rutherfor fue el primero que dedujo que el átomo estaba formado por partes (Dalton pensaba que eran esferas sólidas y Thomson que los electrones estaban 'adentro' de una nube de carga positiva). A partir de entonces se formula el modelo de capas electrónicas: las cargas positivas están confinadas en una estructura llamada núcleo, alrededor del cual se ubican las cargas negativas, los electrones. 

          El lugar exacto, sin embargo, por donde se movían esos electrones quedaba por dilucidar. Rutherford y Bohr formularon un modelo que fue fundamental. Un modelo atómico en el que los electrones se movían en órbitas, trayectorias circulares alrededor del núcleo. Las órbitas eran concéntricas: algunas, las de menor energía, estaban más cerca del núcleo y otras, con mayor energía, más lejos. El electrón sólo podía moverse por esas órbitas, enumeradas desde el 1 en adelante (ese número se denominó número cuántico principal o n) y cuando 'saltaban' de una órbita de mayor energía a otra de menor, emitían radiación (que es, también, energía) con una longitud de onda específica. Esto se vía como luz de diferentes colores. 

          Este modelo, a pesar de todo, dejaba algunas cosas sin explicar. Estudios conjuntos de otros científicos (Sommerfeld, Broglie y Heisenberg), aplicados al estudio del átomo, modificaron ciertos aspectos del modelo atómico de Bohr. Se determinó que no era posible precisar la posición del electrón debido a las características de su movimiento, por lo que se planteó ver su disposición según probabilidades. Es decir, identificar las zonas del espacio en donde era más probable que estuviera la partícula según su nivel energético. Y se introdujo, de acuerdo a esta definición, el concepto de orbital. 

          Los orbitales, a diferencia de las órbitas de Bohr, no son circulares sino que adquieren formas diversas y se orientan en el espacio según los ejes cartesianos x, y y z. Cada orbital tiene un nombre específico que se designa con una letra (s, p, d y f) y puede contener únicamente dos electrones. Cada orbital determina un subnivel energético.

          El modelo de orbitales atómicos es el modelo actual que explica la estructura del átomo. Decimos, en conclusión que.

• Los electrones se ubican alrededor del núcleo según su nivel de energía y ocupando con mayor probabilidad diferentes zonas del espacio que se denominan orbitales. 

• Los niveles de energía continúan designándose con el número cúantico principal (del 1 en adelante). El primero es el más chico, el que menor energía posee y el que está más cerca del núcleo.

• Cada nivel de energía presenta diferentes orbitales. Por ejemplo: el nivel 1 tiene solo orbital s (1s). El nivel dos tiene orbitales s y p (2s y 2p). El nivel tres incorpora al orbital d (3s, 3p y 3d) y en el nivel cuatro aparece el orbital f (4s, 4p, 4d y 4f). Esta especificación de nivel y orbital es el subnivel de energía (ej.: subniveles del nivel 3: 3s, 3p y 3d). El orbital 1s es distinto del 2s únicamente en su tamaño (como el 2s tiene más energía está más lejos del núcleo por lo que es más grande), sigue albergando únicamente dos electrones y conservando su forma. 

• Dada su forma, algunos orbitales pueden presentar diferentes variantes espaciales. Por ejemplo: el orbital s es una esfera, por lo que no varía su posición sobre x, y o z. Pero el orbital p puede obicarse sobre los tres ejes. Esto quiere decir que el subnivel s contiene siempre dos electrones, pero el p contiene 6, porque cada variante del orbital p (px, py y pz) contiene dos electrones cada uno. Por tal, podemos calcular también cuántos electrones podrá soportar cada nivel de energía (el uno, 2; el dos, 8; etc)