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2.4: Modelo orbital de electrones
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Electron Orbital Model
 
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TRANSCRIPCIÓN

2.4: Electron Orbital Model

2.4: Modelo orbital de electrones

Overview

Orbitals are the areas outside of the atomic nucleus where electrons are most likely to reside. They are characterized by different energy levels, shapes, and three-dimensional orientations.

The Location of an Electron within an Atom Corresponds with an Energy Level and an Orbital Shape

The location of electrons is described most generally by a shell or principal energy level, then by a subshell within each shell, and finally, by individual orbitals found within the subshells. The first shell is closest to the nucleus, and it has only one subshell with a single spherical orbital, termed the 1s orbital, that can hold two electrons. The next shell holds eight total electrons: two in the spherical 2s orbital and two in each of the three dumbbell-shaped 2p orbitals. In higher energy levels, the outermost orbitals—those found in the d and f subshells—take on more complex shapes. A total of 10 electrons can fit within the five d orbitals, and 14 total electrons fit within the seven f orbitals.

Orbital diagrams can be used to visualize the location and relative energy levels of each electron in an atom. Within each shell, electrons have a rising level of energy. The s subshell has the lowest amount of energy. Electrons in the p subshell have somewhat higher energy, followed by the d and f subshell if they are present.

The Bohr Model Introduced the Concept of Orbitals

We have seen that electrons in different orbitals have different energy levels. How do we know that there is energy in the electrons at all, much less that electrons can have differing amounts of energy? In 1913, Niels Bohr was able to experimentally determine how much energy was gained and lost when electrons changed orbitals in an atom of hydrogen and other ions with a single electron. Combining the results of his experiments with prior knowledge of a positively-charged nucleus from the work of Ernest Rutherford, Bohr developed the first model of electron orbitals.

When electrons gain energy, they enter an excited state and jump to higher orbitals. Energy can be added to electrons in the form of heat or light, and when they lose that energy rapidly, they fall back from the higher orbital and emit a particle of light called a photon. The color of the emitted photon corresponds to a specific amount of energy so that it can be quantified by a spectroscope.

Bohr was able to determine the energy contained in principal energy levels—also referred to as shells—by heating hydrogen. The additional heat energy forced the electron to jump up from the first energy level to higher levels. Bohr then measured the wavelength of light that was emitted when the atoms cooled down again.

The Quantum Mechanical Model of the Atom

Bohr’s model of electron orbitals assumed that electrons orbited the nucleus in fixed circular paths. While his experiments were accurate for hydrogen and hydrogen-like ions with a single electron, he could not predict the electron configurations of other elements. There had to be additional factors influencing the physics of subatomic particles.

In 1926 Erwin Schrödinger expanded Bohr’s model of energy levels and developed the model of atomic orbitals that is still accepted today. Schrödinger took a number of other discoveries into account regarding the physical behavior of electrons that were made by scientists in the early 1920s. His quantum mechanical model accurately predicts the electron configurations of elements with multiple electrons. One fundamental change in Schrödinger’s model is the assumption that electrons travel in a wave motion that is affected by the positive charge of the nucleus. Because of this, the orbitals that we speak of today are cloud-like areas where electrons are most likely to be found rather than fixed circular paths as Bohr proposed. Another critical distinction is the division of Bohr’s energy levels—shells—into smaller categories—subshells and orbitals.

Visión general

Los orbitales son las áreas fuera del núcleo atómico donde los electrones son más propensos a residir. Se caracterizan por diferentes niveles de energía, formas y orientaciones tridimensionales.

La ubicación de un electrón dentro de un átomo corresponde a un nivel de energía y una forma orbital

La ubicación de los electrones es descrita más generalmente por una cáscara o nivel de energía principal, luego por un subconscipe dentro de cada caparazón, y finalmente, por orbitales individuales que se encuentran dentro de los subconcips. El primer proyectil está más cerca del núcleo, y sólo tiene una subconcha con un solo orbital esférico, llamado orbital 1s, que puede contener dos electrones. La siguiente concha contiene ocho electrones totales: dos en el orbital esférico de 2s y dos en cada uno de los tres orbitales de 2p en forma de mancuerna. En niveles de energía más altos, los orbitales más externos ,los que se encuentran en los subcontez d y f— toman formas más complejas. Un total de 10 electrones pueden caber dentro de los cinco orbitales d, y 14 electrones totales encajan dentro de los siete orbitales f.

Los diagramas orbitales se pueden utilizar para visualizar la ubicación y los niveles de energía relativos de cada electrón en un átomo. Dentro de cada caparazón, los electrones tienen un nivel creciente de energía. El subshell s tiene la menor cantidad de energía. Los electrones en el subshell p tienen una energía algo mayor, seguidos por el subshell d y f si están presentes.

El modelo Bohr introdujo el concepto de orbitales

Hemos visto que los electrones en diferentes orbitales tienen diferentes niveles de energía. ¿Cómo sabemos que hay energía en los electrones en absoluto, y mucho menos que los electrones pueden tener diferentes cantidades de energía? En 1913, Niels Bohr fue capaz de determinar experimentalmente cuánta energía se ganó y perdió cuando los electrones cambiaron orbitales en un átomo de hidrógeno y otros iones con un solo electrón. Combinando los resultados de sus experimentos con el conocimiento previo de un núcleo cargado positivamente del trabajo de Ernest Rutherford, Bohr desarrolló el primer modelo de orbitales de electrones.

Cuando los electrones ganan energía, entran en un estado excitado y saltan a orbitales más altos. La energía se puede agregar a los electrones en forma de calor o luz, y cuando pierden esa energía rápidamente, se caen del orbital superior y emiten una partícula de luz llamada fotón. El color del fotón emitido corresponde a una cantidad específica de energía para que pueda ser cuantificado por un espectroscopio.

Bohr fue capaz de determinar la energía contenida en los principales niveles de energía, también conocidos como conchas, calentando hidrógeno. La energía térmica adicional obligó al electrón a saltar desde el primer nivel de energía a niveles más altos. Bohr entonces midió la longitud de onda de la luz que se emitió cuando los átomos se enfriaron de nuevo.

El modelo mecánico cuántico del átomo

El modelo de Bohr de orbitales de electrones asumió que los electrones orbitaron el núcleo en trayectorias circulares fijas. Aunque sus experimentos eran precisos para el hidrógeno y los iones similares al hidrógeno con un solo electrón, no podía predecir las configuraciones de electrones de otros elementos. Tenía que haber factores adicionales que influyeron en la física de las partículas subatómicas.

En 1926, Erwin Schrodinger amplió el modelo de niveles de energía de Bohr y desarrolló el modelo de orbitales atómicos que todavía se acepta hoy en día. En cuenta varios otros descubrimientos sobre el comportamiento físico de los electrones que fueron hechos por los científicos a principios de la década de 1920. Su modelo mecánico cuántico predice con precisión las configuraciones de electrones de elementos con múltiples electrones. Un cambio fundamental en el modelo de Schrodinger es la suposición de que los electrones viajan en un movimiento de onda que se ve afectado por la carga positiva del núcleo. Debido a esto, los orbitales de los que hablamos hoy en día son áreas similares a las nubes donde es más probable que se encuentren electrones en lugar de caminos circulares fijos como Bohr propuso. Otra distinción crítica es la división de los niveles de energía de Bohr (conchas) en categorías más pequeñas: subconsulados y orbitales.

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