¡Hola!
Entiendo tu frustración al imaginar un átomo. Es bastante difícil y la mayoría de los estudiantes no se esfuerzan más para comprender realmente la estructura de un átomo y terminan con el conocimiento limitado de los electrones que giran alrededor del núcleo. Haré todo lo posible para explicarte lo mejor de mi conocimiento. (Va a ser largo)
Es bueno comprender estas preguntas antes de comprender la estructura real del átomo. Sáltelo si ya tiene claras estas preguntas.
- ¿De dónde viene la energía que mantiene a los electrones en cualquier átomo girando?
- ¿Qué sucede cuando un electrón en un átomo es golpeado por un fotón?
- En la difusión atómica en el contacto de metal Au / Cu, ¿de dónde vienen los átomos?
- De los orbitales 4s, 4p, 4d y 4f, ¿cuál tiene el mayor efecto de penetración?
- ¿Cómo pueden los fotones mediar las interacciones electromagnéticas del núcleo del electrón si la longitud de onda del fotón es mayor que la distancia del núcleo del electrón?
1. ¿Qué son las órbitas (caparazón)?
El término ‘órbita’ es un término simple para lo que técnicamente se llama ‘niveles de energía’ representados por el número cuántico principal ‘n’. También se llaman como shells y es mejor que usemos este término en lugar de ‘órbitas’. Esto es importante porque los electrones están dispuestos en diferentes capas en función de sus energías. Estas energías son discretas; El electrón en la primera capa solo puede tener una energía específica. La diferencia de energía entre dos conchas no es la misma.
Figura 1: Niveles de energía en un átomo de hidrógeno (el modelo atómico de Bohr se usa para calcular los niveles de energía, ya que es bueno para el hidrógeno)
2. ¿Qué son los sub-shell (s, p, d, f)?
Ahora, todos los electrones tienen aproximadamente la misma energía. Sin embargo, puede haber un momento angular diferente para diferentes electrones. Básicamente, esto significa que la forma del orbital (que discutiremos en la siguiente pregunta) es la misma para los electrones en la misma subcapa. Esta diferencia de forma da lugar a poca diferencia en las energías del electrón en diferentes subcapas dentro de la misma capa. (la energía de 2s es diferente de 2p, por ejemplo)
El número cuántico angular ‘l’ representa la subcapa de un electrón.
Las diferentes subcapas se llaman s, p, d y f. Las formas son:
Fig. 2: Desde la izquierda, forma de las subcapas S, P, D y F.
Por lo tanto, dentro de la misma capa, habrá cambios menores en las energías del electrón. Por lo tanto, el diagrama de nivel de energía que se muestra en la Fig. 1 no será una sola línea recta para un caparazón particular, sino una banda de líneas que tienen poco espacio entre ellas.
Fig. 3: Diagrama de nivel de energía que incluye las subcapas.
3. ¿Qué son los orbitales?
S orbital es esférico, por lo tanto, no tiene dirección. Para las subcapas p, d y f, pueden tener diferentes direcciones en un plano 3D. Están representados por el número cuántico ‘m’ que especifica la orientación del orbital.
Fig. 4: Orientación diferente de p orbital. (los orbitales d y f también tienen una orientación diferente, pero no los he incluido aquí por simplicidad. Puedes buscarlo en Google y descubrirlo)
Como puedes ver, cuando dices p orbital, entonces puedo imaginar un orbital con forma de campana. Si especifica el orbital Px, entiendo que se refiere al orbital ap a lo largo del eje x.
Tenga en cuenta que los niveles de energía de diferentes orientaciones son los mismos (E (Px) = E (Py) = E (Pz) y así sucesivamente)
Información adicional: un electrón en un orbital particular que tiene una orientación particular puede tener dos estados de espín (arriba o abajo). Está representado por el número cuántico de espín. Solo recuerda esto.
Entonces, tenemos totalmente 4 números cuánticos para referirnos a un electrón particular en un átomo. Si dice: Shell = 3, sub shell = d, orbital = Dxy, spin = arriba, he especificado completamente el estado de un electrón en particular en el orbital 3D que tiene la orientación en el plano XY y tiene spin = arriba.
Ahora, para construir la estructura electrónica, es mejor imaginar primero solo el núcleo y luego comenzar a agregar los electrones uno por uno. Hay tres reglas para llenar electrones, el principio de Aufbau, la regla de Hund y el principio de excusa de Pauli. Este enlace explica las reglas de manera simplificada: Química general / Llenado de capas de electrones
Ahora, comencemos a construir un átomo. Tomemos el ejemplo de un átomo de sodio (Na, número atómico = 11, número de masa = 23)
Tenemos 11 protones y 12 neutrones fuertemente unidos en un núcleo. El tamaño del núcleo es ~ 1000 veces más pequeño que la primera capa de electrones (1s). (No sé el valor exacto pero es de poca importancia)
Agregamos 2 electrones en la primera capa, s sub capa, que tiene forma esférica, en la única orientación posible.
El primer nivel de energía está completo.
Adición de 2 electrones al orbital 1s
Luego agregamos dos electrones en el siguiente estado de mayor energía: el orbital 2s. El orbital 2s es nuevamente esférico, por lo tanto, solo hay una orientación. El orbital 1 está dentro del orbital 2.
Adición de 2 electrones al orbital 2s
En este punto, me gustaría decirles que los tamaños de 1s, 2s y otros orbitales del átomo de sodio (que estamos considerando) no son del mismo tamaño que el átomo orbital 1s de otros átomos, digamos el del hidrógeno. Esto se debe al efecto de protección y la repulsión electrón-electrón que tiene lugar. Por favor, búscalo en Google para más información.
Luego, agregamos 1 electrón a nuestro átomo de sodio. Ahora, este electrón tiene más energía que los electrones 2s y ocupan el orbital 2p. Pueden elegir una de las tres orientaciones posibles y la asignamos arbitrariamente como el orbital Px. Los siguientes dos electrones ocupan el orbital P, que está orientado a lo largo de los ejes y y z. De acuerdo con la regla de hund, los tres electrones en el orbital 2p tienen el mismo giro.
Adición de electrones a las subcapas 2P
La adición adicional de electrones al orbital 2p llena los orbitales 2Px, 2Py y 2Pz en ese orden. Tenga en cuenta que el tamaño del orbital 2P es poco menor que la capa 2s debido a la proximidad al núcleo. Pero la energía del orbital 2P es más que 2s orbital. Además, para niveles de energía más altos, el tamaño de los orbitales son: f> d> p> s
Por lo tanto, se completa la adición de 6 electrones a la subcapa 2P.
Ahora nos quedamos con 1 electrón, que ocupa la subcapa 3s. De nuevo, es de naturaleza esférica y de mayor tamaño que los orbitales 1s, 2s y 2p.
Adición de electrones a la subcapa 3s.
Por lo tanto, la adición de 11 electrones ahora está completa. Esta es la representación del átomo de sodio. Tenga en cuenta que las figuras son 2D y la forma real es 3D. Deberías tener una imagen 3D del átomo.
Espero poder explicarte la estructura del átomo. Me pareció terriblemente frustrante entender este concepto. Haga un esfuerzo para visualizar y hay muchos enlaces que son útiles. Compartiré algunas que he usado para escribir esta respuesta.
Dibujos a escala de átomos y orbitales: hidrógeno a través del criptón
^ Este enlace tiene dibujos a escala de estructuras atómicas de todos los elementos, desde hidrógeno hasta criptón. Esto es imprescindible para ti.
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Diferencia entre conchas, subsuperficies y orbitales
Y con respecto a su dilema ‘cuántico’, de hecho es un tema complejo. Se llama ‘cuántico’ porque explica que la energía en el nivel subatómico siempre se cuantifica; Es discreto. La mecánica cuántica ahora ha explicado completamente la estructura y el comportamiento de los átomos y ha satisfecho todas las observaciones experimentales de todos los elementos hasta ahora. Por lo tanto, es el mejor modelo del átomo que tenemos hasta ahora.
