Creo que sé lo que significan estos términos:
¿Es esto correcto o totalmente erróneo?
Estoy utilizando el libro de texto de química de Masterton/Hurley (Cengage) como esquema para esta respuesta. Tiene una nota lateral que dice "Nuestro modelo para las estructuras electrónicas es una mezcla pragmática de teoría y experimento". En el espíritu de esa cita, hay algunos datos experimentales mezclados con los conceptos.
Cada fila de la tabla periódica tiene una nueva capa de electrones
Sí, y eso se ve en el gráfico de las propiedades atómicas frente al número atómico. Por ejemplo, los radios atómicos (fuente de la imagen) aumentan significativamente a medida que se pasa de los gases nobles (último elemento de un período) a los metales del grupo 1 (primer elemento con la siguiente capa ocupada). El número cuántico que define la capa es el número cuántico principal n.
Una subcapa es, por ejemplo, 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, etc.
Sí. La tabla periódica está organizada en bloque s y bloque p (elementos del grupo principal), bloque d (metales de transición) y bloque f (lantánidos y actínidos) según el subesqueleto que esté parcialmente lleno (o apenas lleno). El número cuántico que define el subcaparazón es el segundo número cuántico, $\ell$ .
¿Son los niveles de energía lo mismo que las cáscaras?
Esto sólo es cierto para el átomo de hidrógeno y otros sistemas de un solo electrón ( $\ce{He+}, \ce{Li^{2+}}$ ) en ausencia de campo magnético:
$$ E \propto -\frac{Z^2}{n^2} $$
con $Z$ la carga del núcleo y $n$ el número cuántico principal.
En los sistemas con más de un electrón, las distintas subcáscaras de la misma cáscara corresponden a niveles de energía ligeramente diferentes. Un método para medir estos niveles de energía es la espectroscopia de fotoelectrones, con algunos datos sobre el aluminio 2s y 2p que se muestran a continuación (fuente de la imagen) .
En general, los niveles de energía dependen del número atómico (número de protones en el núcleo) y de la configuración electrónica (cuántos electrones hay y si están en estado básico o excitado). Si pasamos de un átomo de hidrógeno a un átomo más grande con varios electrones, los niveles de energía de las distintas envolturas pueden describirse a grandes rasgos como un electrón unido a un núcleo rodeado de electrones internos con una carga efectiva combinada $Z_\mathrm{eff}$ (menor que la carga real del núcleo porque la atracción del núcleo se compensa en cierta medida por la repulsión de los otros electrones):
$$ E \propto -\frac{Z_\mathrm{eff}^{2}}{n^2} $$
Para las cáscaras más internas (n = 1), $Z_\mathrm{eff}$ es casi igual a la carga nuclear, mientras que para las cáscaras más externas, $Z_\mathrm{eff}$ puede ser mucho menor.
Por ejemplo, comparando los electrones 1s a través de la tabla periódica, la unión es cada vez más estrecha a medida que aumenta el número atómico. Por otra parte, la capa más externa (capa de valencia) de los elementos de un mismo grupo (por ejemplo, Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra) corresponde a niveles de energía similares, aunque difieran en el número cuántico principal. Esto explica por qué los elementos de un grupo tienen un comportamiento químico similar.
¿Son los orbitales lo mismo que los subshells?
No, hay siete orbitales diferentes en la subcáscara f, cinco orbitales diferentes en la subcáscara d y tres orbitales diferentes en la subcáscara p (compare el tamaño de los bloques en la tabla periódica). Los tres orbitales de la subcapa p, por ejemplo, se denominan (+1), (0) y (-1), o bien $p_x$ , $p_y$ y $p_z$ . En el caso de la subcapa s, existe un único orbital, por lo que sólo en este caso especial la subcapa es igual a un orbital. El número cuántico que define el orbital en una subcáscara es el tercer número cuántico $m_\ell$ .
Mientras que los diferentes orbitales de las subcubiertas p, d y f tienen formas distintas, a veces intrincadas, una subcubierta llena corresponde a una distribución esférica de electrones.
¿Cómo ayudan estos conceptos a comprender los enlaces químicos?
Estudiamos la estructura electrónica porque explica las propiedades y la reactividad de los átomos y las moléculas. Podría parecer que los orbitales atómicos del hidrógeno son poco útiles para entender la estructura electrónica de átomos más grandes y de las moléculas. Sin embargo, resulta que pueden utilizarse como bloques de construcción para los sistemas más complicados, tanto cualitativamente (hablando de enlaces sigma y pi y de pares solitarios) como cuantitativamente (los métodos computacionales utilizan los orbitales atómicos como funciones base).
Sorprendentemente, los cambios en la estructura electrónica que van de los átomos a las moléculas son moderados, con una distribución electrónica esférica alrededor de los átomos que explica la mayor parte de la densidad electrónica observada, por ejemplo, en los estudios cristalográficos. Las pequeñas desviaciones de esto se denominan densidades de deformación de los electrones, y dan una visión experimental de los sutiles cambios en la densidad de los electrones al formarse los enlaces. La imagen siguiente muestra un diagrama de contorno de la densidad total de electrones a la izquierda (cerca de los átomos, habría muchas más líneas de contorno, pero no se muestran), y la densidad de deformación a la derecha (líneas: mayor densidad que la densidad atómica, guiones: menor densidad que la densidad atómica, guiones: misma densidad que la densidad atómica).
Históricamente, el primero de estos conceptos en surgir fue el shell del modelo de Bohr. Esto racionalizó muy bien las líneas espectrales observadas del átomo de hidrógeno, al restringir los electrones a estar en órbitas con niveles de energía . En el lenguaje moderno, la cáscara corresponde al número cuántico principal $n$ .
Experimentos posteriores (además, basta con mirar las líneas espectrales del helio) sugirieron que esto no era suficiente y que cada cáscara tenía múltiples niveles de energía dentro de ella. Estos niveles dentro de la capa se denominan subcápsulas . En el lenguaje moderno, esto corresponde a un valor fijo de $l$ el número cuántico azimutal. Nos referimos a las diferentes subcáscaras con letras ( $s$ , $p$ , $d$ , $f$ , $g$ ...), y estos corresponden a los valores respectivos de $l$ (0, 1, 2, 3, 4, ...).
Llegados a este punto, es útil hacer una división porque el concepto de orbital sólo se asocia vagamente con los conceptos anteriores. Los conceptos anteriores proceden de modelos que se consideran anticuados para los estándares modernos. Esto se debe a que la mecánica cuántica proporcionó un nuevo modelo cuyas características principales son incompatibles con los supuestos fundamentales de estos modelos anteriores (por ejemplo, las órbitas no son compatibles con el principio de incertidumbre) o simplemente no se abordan en absoluto (por ejemplo, el espín).
La mecánica cuántica llega a una solución que es la siguiente (o al menos, esto es lo que dice aproximadamente una de las principales formulaciones). El comportamiento de la materia se rige por la ecuación de Schrödinger. Para un átomo de tipo hidrógeno, podemos parametrizar las soluciones de la ecuación de Schrödinger para ese electrón solitario con varios números cuánticos ( $n, l, m$ ). El $n,l,m$ describen completamente las probabilidades de encontrar el electrón en cualquier punto del espacio, y por lo tanto, definen aproximadamente dónde es probable que esté el electrón. Esta región no es una órbita o cáscara, ya que el electrón no está realmente restringido en su distancia al núcleo. Por lo tanto, es una orbital .
El orbital tiene algunas características que son similares a los modelos más antiguos (tiene que ser así ya que todavía tenemos que racionalizar los resultados experimentales más antiguos). Tiene un nivel de energía correspondiente a $n$ (correspondiente a una concha). Diferentes orbitales pueden estar asociados con la misma cáscara pero aún así tienen diferentes niveles de energía dictado por $l$ (similar a la subcapa).
Hay un saber arcano de la mecánica cuántica que dice que el movimiento del electrón en un átomo de hidrógeno (con exactamente un electrón) está totalmente especificado por cuatro números:
Aunque el movimiento de los electrones en los átomos no similares al hidrógeno es algo diferente, la forma de movimiento, es decir, los orbitales, son en su mayoría iguales, por lo que se suele decir que a los electrones de un átomo multielectrónico se les pueden asignar los mismos números (con la salvedad de que no se pueden distinguir los electrones) y que no hay dos electrones que puedan tener los cuatro números iguales.
El "nivel de energía" es un concepto completamente diferente: es un grupo de estados posibles para algún sistema químico cuántico y que tienen la misma energía. Este término puede aparecer (aleatoriamente) en discusiones en las que el electrón se ve como una partícula singular y las demás partes del sistema como "marco". Aunque en cierto modo funciona, estas consideraciones son incorrectas y es mejor evitarlas.
Las cáscaras son la mayor agrupación de los orbitales (1, 2, 3, 4, etc.). Las subcápsulas son las agrupaciones dentro de cada cáscara (s, p, d, f, etc.). Los niveles de energía corresponden a los orbitales y varían según el elemento y el número de electrones del átomo ( $\ce{Fe}$ , $\ce{Fe^{2+}}$ , $\ce{Fe^{3+}}$ ).
I-Ciencias es una comunidad de estudiantes y amantes de la ciencia en la que puedes resolver tus problemas y dudas.
Puedes consultar las preguntas de otros usuarios, hacer tus propias preguntas o resolver las de los demás.
_en_funci%C3%B3n_del_n%C3%BAmero_at%C3%B3mico_de_los_elementos_peri%C3%B3dicos.png){kind=link}