Configuració electrònica

De Viquipèdia
Dreceres ràpides: navegació, cerca
Taula periòdica mostrant la configuració electrònica dels elements

El terme configuració electrònica, és usat en la química per a referir-se a la distribució dels electrons, en els orbitals al voltant del nucli d'un o més àtoms.

Orbitals, estats i funcions d'ona[modifica | modifica el codi]

Com que els electrons són fermions, estan sotmesos al Principi d'exclusió de Pauli, el qual afirma que dos fermions no poden ocupar el mateix estat quàntic a la vegada. Aquesta és la regla fonamental que determina la col·locació dels electrons en un àtom. Una vegada un electró ha ocupat un estat, el següent electró ha d'ocupar un estat mecanoquàntic diferent.

En un àtom, els estats estacionaris de la funció d'ona d'un electró (els estats que són funció pròpia de l'equació de Schrödinger HΨ = IΨ on H és el hamiltonià) es denominen orbitals, per analogia amb la clàssica imatge dels electrons orbitant al voltant del nucli. Aquests estats tenen quatre nombres quàntics: n, l, ml i ms, i, en resum, el principi de Pauli vol dir que no hi pot haver dos electrons en un mateix àtom amb els quatre valors dels nombres quàntics iguals. Els més importants són l' n i l' l.

Valors dels nombres quàntics[modifica | modifica el codi]

El primer nombre quàntic n (anomenat també nombre quàntic principal) correspon als diferents nivells d'energia permesos o nivells quàntics; els valors que pren són 1, 2, 3, 4... n=1 correspon al nivell de menor energia. En alguns casos (per exemple en espectroscòpia de rajos X) també s'anomenen K, L, M, N...

El segon nombre quàntic l correspon al moment angular de l'estat. Aquests estats tenen la forma d'harmònics esfèrics i, per tant, es descriuen usant polinomis de Legendre. A aquests subnivells, per raons històriques, se'ls assigna una lletra, i fan referència al tipus d'orbital (s, p, d, f, g):

Valor de l Orbital Màxim nombre
d'electrons
0 s 2
1 p 6
2 d 10
3 f 14
4 g 18

Els valors que pot prendre l són: 0,..., (n-1), sent n el nombre quàntic principal.

El tercer nombre quàntic, m, pot prendre els valors des de -l a l, i per tant hi ha un total de 2l +1 estats possibles.

Cadascun pot ser ocupat per dos electrons amb espins oposats, la qual cosa que ve donada pel quart nombre quàntic s (spin), que pot valer +1/2 o -1/2. Això dóna un total de 2(2l +1) electrons en total (tal com es pot veure en la taula anterior).

En resum, aquests són els valors que poden prendre els nombres quàntics:

Nombre quàntic Valors possibles
n 1, 2, 3,...
l 0,..., (n-1)
m -l,..., 0,...,+l
s -1/2, +1/2

Per exemple en el cas de l'heli (2 electrons), en la seva configuració electrònica habitual, contindrà 2 electrons amb els següents nombres quàntics;

n l m s Orbital
1 0 0 -1/2 1s
1 0 0 +1/2

En el cas del neó (10 electrons), tindrem els següents nombres quàntics possibles per als nombres quàntics;


n l m s Orbital
1 0 0 -1/2 1s
1 0 0 +1/2
2 0 0 -1/2 2s
2 0 0 +1/2
2 1 -1 -1/2 2p
2 1 -1 +1/2
2 1 0 -1/2
2 1 0 +1/2
2 1 1 -1/2
2 1 1 +1/2

Notació[modifica | modifica el codi]

S'utilitza una notació estandard per a descriure les configuracions electròniques dels àtoms. En aquesta notació, cada subcapa és descrita amb la notació nxe on;

  • n és el número de capa i es correspon amb el nombre quàntic principal.
  • x és el tipus de subcapa i és el símbol del segon nombre quàntic.
  • i e és el nombre d'electrons que conté la subcapa.

Les subcapes d'un àtom sempre es descriuen en ordre d'energia creixent (Principi d'Aufbau).

Principi d'Aufbau[modifica | modifica el codi]

En l'estat no excitat d'un àtom (l'estat més normal), la configuració electrònica segueix el Principi d'Aufbau. Segons aquest principi, els electrons entren en els orbitals, en ordre d'energia creixent. És a dir, el primer electró d'un àtom, es col·loca en l'orbital de menor energia, el segon en el següent menys energètic, i així successivament. A continuació es mostra una taula amb l'ordre en què s'omplen els orbitals.

1 2 3 4 5 6 7 8
s (màxim 2e-)  1r  2n  4t  6è  9è 12è 16è 20è
p   (màxim 6e-)  3r  5è  8è 11è 15è 19è 24è
d   (màxim 10e-)  7è 10è 14è 18è 23è
f   (màxim 14e-) 13è 17è 22è
g   (màxim 18e-) 21è

Omplert d'orbitals[modifica | modifica el codi]

Per a obtenir la configuració electrònica d'un element, els estats es van ocupant per electrons segons l'energia d'aquests estats: primer s'ocupen els de menor energia. Pel fet que l'estat 3d (n=3 i l=2) és més energètic que el 4s (n=4 i l=0), existeixen els metalls de transició; i com que en l'orbital d hi caben 10 electrons segons la primera taula (o bé fent l=2 en 2(2l+1)=10), hi ha deu elements en cada sèrie de transició. El mateix ocorre amb altres blocs d'elements que es poden veure en la taula periòdica dels elements.

Esquema mnemotècnic per a l'omplert d'orbitals

Se sol emprar una regla mnemotècnica consistent a fer una taula on en la primera fila s'escriu 1s, 2s, 3s,..., en la segona fila, saltant-se una columna, 2p, 3p,... i així successivament. Els primers nivells que es van omplint amb electrons són els quals queden més a l'esquerra i a sota de la taula.

Concretament, en el diagrama s'omplen fins al 3d, començant la primera sèrie de transició. Si per exemple es vol saber la configuració electrònica del vanadi, amb el diagrama obtindríem:

1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d3

On el primer nombre és el nombre quàntic principal, la lletra és el segon (tipus d'orbital) i el superíndex és el nombre d'electrons que estan en aquest nivell (els termes anteriors s'ordenen després seguint l'ordre del nombre quàntic principal).

Per tractar-se del vanadi cal col·locar 23 electrons. En cada orbital s n'hi caben 2; en els p, 6 i en els d, 10. L'últim orbital només tindria 3 electrons pel que no estaria ple. No obstant això, existeixen algunes excepcions d'elements que no segueixen totalment aquesta regla, per exemple el crom, amb un electró més, 3d54s1 (vegeu configuració electrònica dels elements químics).

Una altra notació menys usada, és la d'indicar ordenadament el nombre d'electrons que hi ha a cada nivell, per exemple en el silici seria: 2 8 4. El primer 2 equival al 1s2, el 8 equival a 2s2 2p6 i el 4 equival a 3s2 3p2

Blocs de la taula periòdica[modifica | modifica el codi]

Blocs de la taula periòdica

Les propietats químiques d'un àtom depenen molt de com estan ordenats els electrons en els orbitals de més energia (a vegades anomenats de valència), a part d'altres factors com el radi atòmic, la massa atòmica, o l'accessibilitat d'altres estats electrònics.

A mesura que es baixa en un grup d'elements, des del més lleuger al més pesat, els electrons més externs, en nivells d'energia més alts, i que per tant és més fàcil que participin en les reaccions químiques, estan en el mateix orbital, amb una forma semblant, però amb una energia i distància al nucli majors. Per exemple, el carboni i el plom tenen quatre electrons en els seus orbitals més externs.

A causa de la importància dels nivells energètics més exteriors, les diferents regions de la taula periòdica es divideixen en blocs, anomenant-se segons l'últim nivell ocupat: elements del bloc s, elements del bloc p, elements del bloc d i elements del bloc f, tal com es veu en el diagrama.

Regla de l'octet[modifica | modifica el codi]

Perquè un àtom sigui estable ha de tenir tots els seus orbitals plens (cada orbital amb dos electrons, un de spin +1/2 i altre de spin -1/2). Per exemple, l'oxigen, que té configuració electrònica 1s2, 2s2, 2p4, és més estable si arriba a la configuració 1s2, 2s2, 2p6 amb la qual cosa, els nivells 1 i 2 estarien plens. Llavors l'oxigen tindrà tendència a guanyar els 2 electrons que li falten.

Per altra banda, l'hidrogen, té un electró a la capa de valència. I tant té tendència a alliberar-lo per a quedar-se sense, com a capturar-ne un altre per omplir el nivel 1s.

Per això l'oxigen i l'hidrogen es combinen per formar aigua, Cada àtom d'hidrogen cedeix un electró del seu nivell 1s que utilitza l'oxigen per a acabar d'omplir el seu nivell 2p fins a 6 electrons. Com que l'afinitat dels dos elements pels electrons (electronegativitat) és semblant, es forma un enllaç covalent i els dos àtoms comparteixen els electrons cedits per l'hidrogen.

Un altre exemple: en el clorur sòdic el clor té molta tendència a guanyar un electró per a completar el seu orbital 3p. Per altra banda, el sodi té molta tendència a cedir un electró per quedar-se amb l'orbital 2p ple. Per tant la combinació de clor i sodi generen un enllaç iònic, en què els electrons no es comparteixen, sinó que són cedits totalment, ja que el sodi es queda amb un electró de menys i el clor amb un electró de més.

Molècules[modifica | modifica el codi]

En les molècules cal tractar amb els orbitals moleculars. Es coneix com molècula la unió d'àtoms no metàl·lics, els quals -com que tenen una quantitat d'electrons exteriors molt propera a l'octet- tenen una alta electronegativitat, per tant tendeixen a atraure electrons (a diferència dels metalls que tendeixen a perdre'ls) i, per tant, si es troben amb un altre àtom no metàl·lic compartiran electrons fins que ambdós puguin arribar als 8 electrons a la capa de valència. Aquest tipus d'unió s'anomena covalent i és la més forta coneguda per la ciència (superior a la força d'atracció metàl·lica, iònica, polar, etc.). Per posar un exemple, el material més dur i resistent de la naturalesa, el diamant, és una xarxa d'àtoms de carboni units entre si per unions covalents. Per poder trencar aquestes unions es necessita elevar la temperatura del diamant a aproximadament 6273 K.

Vegeu també[modifica | modifica el codi]