Relleno de orbitales en Atom

La estructura definida y las unidades básicas de materia de un elemento se denominan átomos. Debido a que se suponía que el átomo inicial era el elemento más pequeño del cosmos que no podía separarse, la palabra «átomo» deriva de una palabra griega que significa «indivisible». La estructura de un átomo consta de un núcleo, en el que están presentes protones y neutrones. Las partículas cargadas negativamente llamadas electrones giran alrededor del centro del núcleo.

Relleno de orbitales en Atom

El llenado de electrones en los orbitales de átomos distintivos se lleva a cabo de acuerdo con las siguientes tres reglas básicas:

Principio de Aufbau 

Los electrones en diferentes orbitales se llenan en orden creciente de su energía, es decir, el orbital con la energía más baja se llenará primero y el orbital con la energía más alta se llenará primero.

La palabra ‘Aufbau’ en alemán significa ‘Construir’. La formación de orbitales significa llenar los orbitales con electrones. La teoría dice lo siguiente:

• En el estado fundamental de los átomos, los orbitales están cargados en la disposición de sus energías de aceleración. En expresiones diferentes, los electrones se disocian del orbital de energía más baja con la energía más baja y entran en los orbitales de energía más alta solo cuando los orbitales de energía más baja están llenos.
• El orden en el que se acelera la energía de los orbitales y la disposición para llenar los orbitales es el siguiente:

 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 4f, 5d, 6p, 7s, 5f, 6d, 7p…….

Este arreglo se puede recordar aplicando el método dado en el diagrama. Comenzando desde arriba, la dirección de las flechas da el orden de llenado de los orbitales. Alternativamente, la disposición de las energías de aceleración de los diferentes orbitales se puede calcular con base en la regla (n + 1), como se indica a continuación:

• La energía de un orbital depende de la suma de los valores del número cuántico principal (n) y el número de suma azimutal (I). Esto se llama la regla (n + l) . Según esta regla,
  • En un átomo neutro aislado, cuanto menor sea el valor de (n + l) para un orbital, menor será su energía. Sin embargo, si dos tipos diferentes de orbitales tienen el mismo valor (n + l), entonces los orbitales con un valor menor de n tienen menos energía.

Tipo de orbital	valor de n	valor de l	Valor de n+l	Energía relativa
1s	1	0	1+0 = 1	energía más baja
2s	2	0	2+0 = 2	Mayor energía que el orbital 1s
2p 3s	2 3	1 0	2+1 = 3 3+0 = 3	Los orbitales 2p (n=2) tienen menor energía que el orbital 3s(n=3).
3p 4s	3 4	1 0	3+1 = 4 4+0 = 4	Los orbitales 3p (n=3) tienen menor energía que los orbitales 4s(n=4).
3d 4p	3 4	2 1	3+2 = 5 4+1 = 5	Los orbitales 3d (n=3) tienen menor energía que los orbitales 4p(n=4).

De la descripción dada en la tabla, se sigue que las energías de los diversos orbitales aumentan en 4 + 1 = 5 grados el orden: 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d y 4p. Trabajando en líneas similares, podemos calcular las energías relativas de varios otros orbitales como 5s, 4d, 5p, 6s, 4f, 5d, 6p, 7s, 5f, 6d y 7p que aumentan en el orden de su listado.

Principio de exclusión de Pauli

Dos electrones en un átomo no pueden tener los mismos números cuánticos. Se puede decir que ‘un orbital puede tener como máximo dos electrones y deben ser de número cuántico de espín opuesto’

El principio de exclusión de Pauli establece que un orbital puede tener un máximo de dos electrones y debe tener espines opuestos.

Por ejemplo , dos electrones en un orbital pueden representarse por (i) o (ii) y no por (ii) o (iv).

En las representaciones (i) y (ii), los dos electrones (cada uno indicado por una flecha) tienen espines opuestos, es decir, si uno gira en el sentido de las agujas del reloj, el otro gira en el sentido contrario a las agujas del reloj o viceversa. En las representaciones (iii) y (iv), los dos electrones tienen el mismo espín, es decir, en sentido horario o antihorario. A la luz del principio de exclusión de Pauli, la representación (i) (ii) es correcta mientras que (iii) o (iv) son incorrectas.

3. Regla de Hund de Máxima Multiplicidad

La ley de Hund de multiplicación máxima se relaciona con el llenado de electrones en orbitales degenerados (misma energía) de la misma subcapa (p, d y f). Según esta regla,

El emparejamiento de electrones en los orbitales p, d y f no puede ocurrir a menos que cada orbital de una subcapa dada tenga un electrón cada uno o esté ocupado individualmente.

Esto se debe a que los electrones con la misma carga se repelen cuando están presentes en el mismo orbital. Sin embargo, esta divergencia se puede minimizar si los dos electrones se pueden obtener envolviendo los orbitales degenerados por separado. De manera similar, todos los orbitales libremente encapsulados tendrán el mismo espín, es decir, en la misma dirección, ya sea en sentido horario o antihorario. Esto se debe a la realidad de que dos electrones con el mismo espín (en diferentes orbitales, por supuesto) sufrirán una divergencia de electrones más baja en el espacio cuando tienen espines opuestos (mientras se encuentran en órbitas desiguales).

Considere, a modo de ilustración, el siguiente diagrama  

De acuerdo con la regla de Hund, la configuración (a) en la que los tres electrones no apareados que ocupan los orbitales 2p _x , 2p _y y 2p _z tienen espines paralelos (ya sea en sentido horario o antihorario) es correcta, mientras que la configuración (b) en la que los electrones no apareados los electrones no tienen espines paralelos es incorrecta. La configuración (c) en la que se ha mostrado el apareamiento de los electrones en el orbital 2p _x sin poner el tercer electrón en el orbital 2p _z tampoco es consistente con la regla de máxima multiplicidad de Hund. Por el término multiplicidad máxima, queremos decir que el espín total de los electrones desapareados es máximo

Por ejemplo , el espín total de los electrones desapareados en las configuraciones (a), (b) y (c) es 1½, ½ y ½. Así, de acuerdo con la regla de Hund, la configuración (a) con una multiplicidad máxima de 1½ es correcta.

Ejemplos de preguntas

Pregunta 1: Discuta cómo las órbitas de Bohr se llaman órbitas o estados estacionarios.

Responder:

Esto se debe a la estabilidad de los orbitales medio llenos. Además, porque los electrones no redistribuyen la energía mientras permanezcan en el mismo nivel de energía.

Pregunta 2: Enumere tres diferencias principales entre órbita y orbital. 

Responder:

Orbita	Orbital
Una órbita es una trayectoria circular 2D bien definida alrededor del núcleo en la que se mueven los electrones.	Un orbital es un espacio 3D alrededor del núcleo dentro del cual es más probable que se encuentren los electrones.
El concepto de órbita no es consistente con la naturaleza ondulatoria de los electrones.	Esto sucede de acuerdo con la naturaleza ondulatoria de los electrones.
Las órbitas no tienen características direccionales.	Todos los orbitales excepto los orbitales s tienen características direccionales.

Pregunta 3: ¿Qué es el efecto fotoeléctrico?

Responder:

Cuando un haz de luz con una frecuencia superior a la frecuencia umbral cae sobre metales como los metales alcalinos, se liberan electrones. Estos electrones se llaman fotoelectrones y este fenómeno se llama efecto fotoeléctrico.

Pregunta 4: En el experimento de Rutherford, normalmente se han utilizado finas láminas de átomos pesados, como oro, platino, etc., para el bombardeo de partículas α. Si se usa una lámina delgada de átomos ligeros como el aluminio , ¿qué diferencia se observará con respecto a los resultados anteriores?

Responder:

Si se usa ‘Al’, la divergencia de las partículas α se completará menos porque ‘Al’ tiene menos carga nuclear que Au, pt, etc. El número de partículas detectadas desde algunos ángulos será insignificante, debido a la baja carga positiva. en el núcleo.

Pregunta 5: ¿Qué significa el efecto Stark y Zeeman?

Responder:

La división de líneas especiales en el campo eléctrico se denomina efecto neutro. La división de líneas espectrales en un campo magnético se denomina efecto Zeeman.

Pregunta 6: ¿Qué es el espectro de emisión y el espectro de absorción?

Responder:

• Espectro de emisión: Se obtiene cuando se analiza la radiación emitida por el material excitado. Consiste en líneas brillantes separadas por bandas oscuras. Se obtiene a alta temperatura.
• Espectro de Absorción: Se logra cuando la luz blanca atraviesa la materia en estado gaseoso o en solución y la luz transmitida forma una línea oscura separada por bandas luminosas. Se obtiene a temperatura ambiente.