Podemos
decir que un orbital atómico es una zona del espacio
donde existe una alta probabilidad (superior al 90%) de encontrar al electrón. Esto
supone considerar al electrón como una nube difusa de carga alrededor del
núcleo con mayor densidad en las zonas donde la probabilidad de que se
encuentre dicho electrón es mayor.
Los estudios de Erwinn Schorödinger demostraron que existen distintos tipos de orbitales que se identifican con letras: s, p, d y f. La forma y el tamaño de un orbital dependen del nivel y del subnivel de energía en que se encuentra:
- Los orbitales s tienen forma esférica.
- Los orbitales p tienen forma de cacahuete (ocho).
- Los orbitales d y f tienen formas más complejas.
Además, el orbital s del nivel 2 (denominado 2s) es de mayor tamaño que el orbital s del nivel 1 (el 1s). Y lo mismo sucede si comparamos el 3s con el 2s (el 3s es mayor), o el 3p con el 2p.
El tipo de orbitales que hay en cada nivel también está determinado:
- En el primer nivel solo hay un orbital de tipo s
- En el segundo nivel hay orbitales de tipo s y p
- En el tercer nivel hay orbitales s, p y d
- En el cuarto nivel hay orbitales de tipo s, p, d y f
En cada uno de estos orbitales caben dos electrones (con sentidos de giro contrarios).
Los electrones se van colocando en el átomo ocupando el orbital de menor energía que esté vacante.
Cuando se llenan orbitales de la misma energía (3 orbitales p , 5 orbitales d o 7 orbitales f) primero se coloca un electrón en cada uno de los orbitales y, cuando todos tienen uno, se coloca el segundo(REGLA DE HUND). Esto ocurre porque esta configuración es la más estable.
Al modo en que están distribuidos los electrones alrededor del núcleo del átomo se le llama CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA del átomo.
Aquí tienes algunos ejemplos de configuraciones electrónicas:
El PRINCIPIO DE AUFBAU contiene una serie de instrucciones relacionadas a la ubicación
de electrones en los orbitales de un átomo. El
modelo, formulado por el físico Niels Bohr,
recibió el nombre de Aufbau (del alemán Aufbauprinzip: principio de
construcción) en vez del nombre del científico. También se conoce popularmente
con el nombre de regla del serrucho.
La subcapa 2p tiene tres orbitales denominados, según
su posición tridimensional, 2px, 2py, 2pz.
Así, los tres orbitales 2p puede llenarse hasta con seis electrones, dos en
cada uno. De nuevo, de acuerdo con la regla de Hund, deben tener todos por lo
menos un electrón antes de que alguno llegue a tener dos.
Y así, sucesivamente:
1s22s22p63s23p64s23d104p65s24d105p66s24f145d106p67s25f146d107p6
Se le llama la regla del serrucho, debido a la acción de subir y
bajar del modo descrito:
1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d,
4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 4f, 5d, 6p, 7s, 5f, 6d, 7p... REGLA SERRUCHO o REGLA
DIAGONAL
Para recordar la regla del serrucho se
utiliza el diagrama de Möeller:
Podemos escribir la configuración electrónica de cualquier elemento utilizando la tabla de Tarantola.
Albert Tarantola, profesor en la
Universidad de la Sorbonne, recuperó en 1970
la tabla poco conocida de Charles Janet. Esta tabla, que tiene forma de
escalera, sigue el orden de llenado de las capas electrónicas. En esta tabla el
He figura junto con los alcalinotérreos por poseer una configuración similar.
La configuración electrónica de
un átomo se obtiene de un modo simple a partir del esquema inferior. De manera
que el Al por ejemplo, tendría que tener una configuración electrónica de 1s2 2s2 2p6 3s2 3p1
