Capa electrónica

En química y física atómica , una capa electrónica puede considerarse como una órbita que los electrones siguen alrededor del núcleo de un átomo . La capa más cercana al núcleo se llama "capa 1" (también llamada "capa K"), seguida de la "capa 2" (o "capa L"), luego la "capa 3" (o "capa M"), y así sucesivamente, alejándose cada vez más del núcleo. Las capas corresponden a los números cuánticos principales ( n = 1, 2, 3, 4 ...) o se etiquetan alfabéticamente con las letras utilizadas en la notación de rayos X (K, L, M ...). Cada período de la tabla periódica convencional de los elementos representa una capa electrónica.  

Cada capa electrónica puede contener un número fijo de electrones: la primera capa puede contener hasta dos electrones, la segunda hasta ocho, la tercera hasta dieciocho, y así sucesivamente, según la fórmula general, hasta que la enésima capa puede contener hasta 2( n² ) electrones. ^{[ 1 ]} Para una explicación de por qué existen electrones en estas capas, véase ^{configuración} electrónica . ^{[ 2 ]}

Cada capa consta de una o más subcapas , y cada subcapa consta de uno o más orbitales atómicos .

En 1913, Niels Bohr propuso un modelo del átomo, que describía la disposición de los electrones en sus órbitas secuenciales. En aquel entonces, Bohr permitió que la capacidad de la órbita interna del átomo aumentara a ocho electrones a medida que los átomos crecían, y «en el esquema que se muestra a continuación, el número de electrones en este anillo [exterior] se establece arbitrariamente igual a la valencia normal del elemento correspondiente». Utilizando estas y otras restricciones, propuso configuraciones que concuerdan con las que ahora se conocen solo para los primeros seis elementos. «De lo anterior se deduce el siguiente posible esquema para la disposición de los electrones en átomos ligeros:» ^{[ 3 ] [ 4 ]}

La terminología de capas proviene de la modificación que Arnold Sommerfeld hizo del modelo de Bohr de 1913. Durante este período, Bohr trabajaba con Walther Kossel , cuyos artículos de 1914 y 1916 denominaron a las órbitas "capas". ^{[ 5 ] [ 6 ]} Sommerfeld conservó el modelo planetario de Bohr, pero añadió órbitas ligeramente elípticas (caracterizadas por los números cuánticos adicionales ℓ y m ) para explicar la fina estructura espectroscópica de algunos elementos. ^{[ 7 ]} Los múltiples electrones con el mismo número cuántico principal ( n ) tenían órbitas cercanas que formaban una "capa" de espesor positivo en lugar de la órbita circular del modelo de Bohr, cuyas órbitas, llamadas "anillos", se describían mediante un plano. ^{[ 8 ]}

La existencia de capas electrónicas se observó experimentalmente por primera vez en los estudios de absorción de rayos X de Charles Barkla y Henry Moseley . El trabajo de Moseley no se centró directamente en el estudio de las capas electrónicas, ya que intentaba demostrar que la tabla periódica no estaba ordenada por peso, sino por la carga de los protones en el núcleo. ^{[ 9 ]} Sin embargo, dado que el número de electrones en un átomo eléctricamente neutro es igual al número de protones, este trabajo fue de suma importancia para Niels Bohr, quien lo mencionó varias veces en su entrevista de 1962. ^{[ 10 ]} Moseley formó parte del grupo de Rutherford, al igual que Niels Bohr. Moseley midió las frecuencias de los rayos X emitidos por cada elemento entre el calcio y el zinc y descubrió que las frecuencias aumentaban a medida que los elementos se volvían más pesados. Esto condujo a la teoría de que los electrones emitían rayos X cuando se desplazaban a capas inferiores. ^{[ 11 ]} Esto llevó a la conclusión de que los electrones estaban en capas de Kossel con un límite definido por capa, etiquetándolas con las letras K, L, M, N, O, P y Q. ^{[ 4 ] [ 12 ]} El origen de esta terminología fue alfabético. Barkla, quien trabajó independientemente de Moseley como experimentador de espectrometría de rayos X, notó por primera vez dos tipos distintos de dispersión al disparar rayos X a elementos en 1909 y los llamó "A" y "B". Barkla describió estos dos tipos de difracción de rayos X : el primero no estaba relacionado con el tipo de material utilizado en el experimento y podía ser polarizado. Al segundo haz de difracción lo llamó "fluorescente" porque dependía del material irradiado. ^{[ 13 ]} No se sabía qué significaban estas líneas en ese momento, pero en 1911 Barkla decidió que podría haber líneas de dispersión anteriores a "A", por lo que comenzó en "K". ^{[ 14 ]} Sin embargo, experimentos posteriores indicaron que las líneas de absorción K son producidas por los electrones más internos. Posteriormente se descubrió que estas letras correspondían a los valores n 1, 2, 3, etc. que se usaban en el modelo de Bohr . Se utilizan en la notación espectroscópica de Siegbahn .

El trabajo de asignar electrones a las capas fue continuado desde 1913 hasta 1925 por muchos químicos y algunos físicos. Niels Bohr fue uno de los pocos físicos que siguió el trabajo del químico ^{[ 15 ]} de definir la tabla periódica, mientras que Arnold Sommerfeld trabajó más en tratar de crear un modelo relativista del átomo que explicara la estructura fina de los espectros desde un punto de vista de la física orbital clásica a través del enfoque Atombau . ^{[ 4 ]} Einstein y Rutherford, que no seguían la química, desconocían a los químicos que desarrollaban teorías de capas electrónicas de la tabla periódica desde un punto de vista químico, como Irving Langmuir , Charles Bury , J.J. Thomson y Gilbert Lewis , quienes introdujeron correcciones al modelo de Bohr, como un máximo de dos electrones en la primera capa, ocho en la siguiente, etc., y fueron responsables de explicar la valencia en las capas electrónicas externas y la formación de átomos mediante la adición de electrones a las capas externas. ^{[ 16 ] [ 4 ]} Así que cuando Bohr esbozó su teoría atómica de capas electrónicas en 1922, no existía una fórmula matemática para la teoría. Por lo tanto, Rutherford dijo que le resultaba difícil "formarse una idea de cómo llegaba a sus conclusiones". ^{[ 17 ] [ 18 ]} Einstein dijo del artículo de Bohr de 1922 que sus "capas electrónicas de los átomos junto con su significado para la química me parecieron un milagro, y me siguen pareciendo un milagro incluso hoy". ^{[ 19 ]} Arnold Sommerfeld , quien había seguido la estructura Atombau de los electrones en lugar de Bohr, quien estaba familiarizado con las opiniones de los químicos sobre la estructura electrónica, habló de la conferencia de Bohr de 1921 y del artículo de 1922 sobre el modelo de capas como "el mayor avance en la estructura atómica desde 1913". ^{[ 4 ] [ 20 ] [ 17 ]} Sin embargo, el desarrollo de la capa electrónica de Niels Bohr era básicamente la misma teoría que la del químico Charles Rugeley Bury en su artículo de 1921. ^{[ 21 ] [ 4 ] [ 22 ]}

Mientras continuaba el trabajo sobre la estructura de capas electrónicas del modelo de Sommerfeld-Bohr, Sommerfeld introdujo tres "números cuánticos n , k y m , que describían el tamaño de la órbita, la forma de la órbita y la dirección en la que apuntaba la órbita". ^{[ 23 ]} Debido a que usamos k para la constante de Boltzmann , el número cuántico azimutal se cambió a ℓ . Cuando se propuso la teoría moderna de la mecánica cuántica basada en la mecánica matricial de Heisenberg y la ecuación de onda de Schrödinger, estos números cuánticos se mantuvieron en la teoría cuántica actual, pero se cambiaron a n siendo el número cuántico principal y m siendo el número cuántico magnético .

Sin embargo, la forma final del modelo de capas electrónicas que aún se utiliza hoy en día para el número de electrones en las capas fue descubierta en 1923 por Edmund Stoner , quien introdujo el principio de que la n -ésima capa se describía mediante 2( ^n² ) . Al observar esto en 1925, Wolfgang Pauli añadió un cuarto número cuántico, el "espín", durante el período de la antigua teoría cuántica del átomo del sistema solar de Sommerfeld-Bohr para completar la teoría moderna de capas electrónicas. ^{[ 4 ]}

Cada capa está compuesta por una o más subcapas, que a su vez están compuestas por orbitales atómicos . Por ejemplo, la primera capa (K) tiene una subcapa, llamada 1s; la segunda capa (L) tiene dos subcapas, llamadas 2s y 2p; la tercera capa tiene 3s, 3p y 3d; la cuarta capa tiene 4s, 4p, 4d y 4f; la quinta capa tiene 5s, 5p, 5d y 5f y teóricamente puede contener más en la subcapa 5g que no está ocupada en la configuración electrónica del estado fundamental de ningún elemento conocido. ^{[ 2 ]} Las diversas subcapas posibles se muestran en la siguiente tabla:

• La primera columna corresponde a la "etiqueta de subcapa", una etiqueta en minúscula que indica el tipo de subcapa. Por ejemplo, la "subcapa 4s" es una subcapa de la cuarta (N) capa, con el tipo (s) descrito en la primera fila.
• La segunda columna corresponde al número cuántico azimutal (ℓ) de la subcapa. Su definición precisa implica mecánica cuántica , pero se trata de un número que caracteriza a la subcapa.
• La tercera columna indica el número máximo de electrones que puede contener una subcapa de ese tipo. Por ejemplo, la fila superior indica que cada subcapa de tipo s (1s, 2s, etc.) puede contener como máximo dos electrones. Cada una de las siguientes subcapas (p, d, f, g) puede contener cuatro electrones más que la anterior.
• La cuarta columna indica qué conchas tienen una subcapa de ese tipo. Por ejemplo, si observamos las dos primeras filas, todas las conchas tienen una subcapa s, mientras que solo la segunda concha y las superiores tienen una subcapa ap (es decir, no existe la subcapa "1p").
• La última columna indica el origen histórico de las etiquetas s, p, d y f. Estas provienen de estudios iniciales de las líneas espectrales atómicas . Las demás etiquetas, g, h e i, constituyen una continuación alfabética de la última etiqueta de origen histórico, la f.

Cada subcapa está restringida a contener como máximo 4 ℓ + 2 electrones, a saber:

• Cada subcapa s contiene como máximo 2 electrones.
• Cada subcapa p contiene como máximo 6 electrones.
• Cada subcapa d contiene como máximo 10 electrones.
• Cada subcapa f contiene como máximo 14 electrones.
• Cada subcapa g contiene como máximo 18 electrones.

Por lo tanto, la capa K, que contiene solo una subcapa s, puede albergar hasta 2 electrones; la capa L, que contiene una subcapa s y una subcapa ap, puede albergar hasta 2 + 6 = 8 electrones, y así sucesivamente; en general, la ⁿ - ésima capa puede albergar hasta 2n² electrones. ^{[ 1 ]}

Aunque esa fórmula da el máximo en principio, ese máximo solo se alcanza (en elementos conocidos) para las primeras cuatro capas (K, L, M, N). Ningún elemento conocido tiene más de 32 electrones en ninguna capa. ^{[ 25 ] [ 26 ]} Esto se debe a que las subcapas se llenan según el principio de Aufbau . Los primeros elementos que tengan más de 32 electrones en una capa pertenecerían al bloque g del período 8 de la tabla periódica . Estos elementos tendrían algunos electrones en su subcapa 5g y, por lo tanto, tendrían más de 32 electrones en la capa O (quinta capa principal).

Aunque a veces se afirma que todos los electrones de una capa tienen la misma energía, esto es una aproximación. Sin embargo, los electrones de una misma subcapa sí tienen exactamente el mismo nivel de energía, siendo las subcapas posteriores las que poseen mayor energía por electrón que las anteriores. Este efecto es lo suficientemente significativo como para que los rangos de energía asociados a las capas se superpongan.

El llenado de las capas y subcapas con electrones procede de las subcapas de menor energía a las de mayor energía. Esto se rige por la regla n + ℓ, también conocida como regla de Madelung. Las subcapas con un valor n + ℓ menor se llenan antes que las que tienen valores n + ℓ mayores . En caso de que los valores n + ℓ sean iguales, la subcapa con el valor n menor se llena primero.

Debido a esto, las capas posteriores se llenan en amplias secciones de la tabla periódica. La capa K se llena en el primer período (hidrógeno y helio), mientras que la capa L se llena en el segundo (litio a neón). Sin embargo, la capa M comienza a llenarse en el sodio (elemento 11) pero no termina de llenarse hasta el cobre (elemento 29), y la capa N es aún más lenta: comienza a llenarse en el potasio (elemento 19) pero no termina de llenarse hasta el iterbio (elemento 70). Las capas O, P y Q comienzan a llenarse en los elementos conocidos (respectivamente en el rubidio , el cesio y el francio ), pero no están completas ni siquiera en el elemento conocido más pesado, el oganesón (elemento 118).

La siguiente lista muestra los elementos ordenados por número atómico creciente e indica el número de electrones por capa. A simple vista, los subconjuntos de la lista presentan patrones evidentes. En particular, cada conjunto de cinco elementos ( en azul eléctrico ) que precede a cada gas noble (grupo 18, en amarillo ) más pesado que el helio tiene un número sucesivo de electrones en la capa más externa, concretamente de tres a siete.    

Al ordenar la tabla por grupo químico , se observan patrones adicionales, especialmente en lo que respecta a las dos últimas capas más externas. (Los elementos del 57 al 71 pertenecen a los lantánidos , mientras que del 89 al 103 son los actínidos ).

La siguiente lista se ajusta principalmente al principio de Aufbau . Sin embargo, existen varias excepciones; por ejemplo, el paladio (número atómico 46) no tiene electrones en la quinta capa, a diferencia de otros átomos con números atómicos inferiores . Los elementos con números atómicos superiores a 108 tienen vidas medias tan cortas que aún no se han determinado sus configuraciones electrónicas, por lo que se han incluido predicciones.

• Tabla periódica (configuraciones electrónicas)
• Conteo de electrones
• regla de los 18 electrones
• Cargo por núcleo