RELACIÓN DE LOS NIVELES, SUBNIVELES,  ORBITALES

Los niveles, subniveles, orbitales presentan la siguiente relación: el número de niveles energéticos que tiene un átomo determina el periodo al que pertenece. Cada nivel está dividido en distintos subniveles, que conforme aumenta su número atómico se van llenando en este orden:

Siguiendo esa norma, cada elemento se coloca según su configuración electrónica y da forma a la tabla periódica. Los electrones situados en niveles más externos determinan en gran medida las propiedades químicas, por lo que éstas tienden a ser similares dentro de un mismo grupo, sin embargo la masa atómica varía considerablemente incluso entre elementos adyacentes.

Cada electrón ocupa un orbital atómico definido por el conjunto de números cuánticos los cuales a su vez determinan el nivel de energía, el subnivel y el orbital donde se encuentre; la denominación de los niveles y los subniveles, así como, la anteposición de subniveles de energía.  

Por otro lado la denominación de un subnivel se da con base en un número (el del nivel de energía: 1, 2, 3, 4, 5, 6 o 7) y una letra minúscula (la del respectivo subnivel: s,p,d,f) Ejemplo: 1s, 3p, 5s, 6d...

Los números cuánticos son s, p, d, f.

“ n “ = representa los niveles de energía. (desde 1 hasta 7)

“ l “  = representa las formas geométricas de los orbitales (de cero  hasta   n-1)

“ m “ = representa  la orientación en el espacio de estos orbitales (desde – l  hasta  + l  pasando por  cero )

“ s”  =  representa el sentido de giro del electrón sobre su propio eje  ( + ½  y  – ½ 

 formas geométricas (l = n-1) de los orbitales:

“ l “  =  0      ------>>   s    (esférica)

“ l “  =  l      ------>>    p    (ovoides)

“ l “  =  2    ------>>     d    (ovoides y anillo)

 “ l “  =  3    ------>>     f    (otra)

¿ Cuántas orientaciones en el espacio (m) presenta cada forma geométrica ( l )  o sea cada tipo de orbital (n)?

 (desde –l hasta +l pasando por cero

tipo  S :    l = 0     (  0 )    una sola orientación:  S

tipo   P:    l =  1    ( -1,  0,   +1 )     tres orientaciones :     Px,   Py,   Pz

tipo   d:    l =  2    ( -2,  -1,  0,   +1,  +2 )    cinco orientaciones:  d1,  d2,  d3, d4, d5

tipo   f:     l =  3    ( -3,  -2,  -1,  0,   +1, +2,  +3 )   siete orientaciones: f1----f7

Unos de los personajes que realizo aportes en la teoría de niveles ,subnivles,y orbitales fueron.

MODELO DE BOHR: Bohr se basó en el átomo de hidrógeno para hacer el modelo que lleva su nombre. Bohr intentaba realizar un modelo atómico capaz de explicar la estabilidad de la materia y los espectros de emisión y absorción discretos que se observan en los gases.

 En los espectros realizados para otros átomos se observaba que electrones de un mismo nivel energético tenían energías ligeramente diferentes. Esto no tenía explicación en el modelo de Bohr, y sugería que se necesitaba alguna corrección. La propuesta fue que dentro de un mismo nivel energético existían subniveles. La forma concreta en que surgieron de manera natural estos subniveles, fue incorporando órbitas elípticas y correcciones relativistas

En este modelo los electrones giran en órbitas circulares alrededor del núcleo, ocupando la órbita de menor energía posible, o la órbita más cercana posible al núcleo. El electromagnetismo clásico predecía que una partícula cargada moviéndose de forma circular emitiría energía por lo que los electrones deberían colapsar sobre el núcleo en breves instantes de tiempo. Para superar este problema Bohr supuso que los electrones solamente se podían mover en órbitas específicas, cada una de las cuales caracterizada por su nivel energético. Cada órbita puede entonces identificarse mediante un número entero n que toma valores desde 1 en adelante. Este número "n" recibe el nombre de Número Cuántico Principal.

Bohr supuso además que el momento angular de cada electrón estaba cuantizado y sólo podía variar en fracciones enteras de la constante de Planck. De acuerdo al número cuántico principal calculó las distancias a las cuales se hallaba del núcleo cada una de las órbitas permitidas en el átomo de hidrógeno.

Estos niveles en un principio estaban clasificados por letras que empezaban en la "K" y terminaban en la "Q". Posteriormente los niveles electrónicos se ordenaron por números. Cada órbita tiene electrones con distintos niveles de energía obtenida que después se tiene que liberar y por esa razón el electrón va saltando de una órbita a otra hasta llegar a una que tenga el espacio y nivel adecuado, dependiendo de la energía que posea, para liberarse sin problema y de nuevo volver a su órbita de origen.

Sin embargo no explicaba el espectro de estructura fina que podría ser explicado algunos años más tarde gracias al modelo atómico de Sommerfeld. Históricamente el desarrollo del modelo atómico de Bohr junto con la dualidad onda-corpúsculo permitiría a Erwin Schrödinger descubrir la ecuación fundamental de la mecánica cuántica.

En los espectros realizados para otros átomos se observaba que electrones de un mismo nivel energético tenían energías ligeramente diferentes. Esto no tenía explicación en el modelo de Bohr, y sugería que se necesitaba alguna corrección. La propuesta fue que dentro de un mismo nivel energético existían subniveles. La forma concreta en que surgieron de manera natural estos subniveles, fue incorporando órbitas elípticas y correcciones relativistas

POSTULADOS DE LA TEORÍA ATÓMICA DE BOHR

• ·         El electrón solo podrá girar en ciertas órbitas circulares de energía y radios determinados, y al moverse en ellas el electrón no radiará energía. En ellas la energía del electrón será constante.
• ·         En estas órbitas se cumplirá que el momento angular del electrón será múltiplo entero de h/2∏. Estas serán las únicas órbitas posibles.
• ·         El electrón solo emitirá energía cuando estando en una de estas órbitas pase a otra de menor energía.

MODELO ATÓMICO DE SCHRÖDINGER :  (1924) es un modelo cuántico no relativista. Se basa en la solución de la ecuación de Schrödinger para un potencial electrostático con simetría esférica, llamado también átomo hidrogenoide. En este modelo los electrones se contemplaban originalmente como una onda estacionaria de materia cuya amplitud decaía rápidamente al sobrepasar el radio atómico.

LA CONFIGURACIÓN DE LA TABLA ELECTRÓNICA  A  LA TABLA PERIÓDICA

Niels Bohr fue el primero en proponer (1923) que la periodicidad en las propiedades de los elementos se podía explicar mediante la estructura electrónica del átomo.⁵ Su propuesta se basó en el modelo atómico de Bohr para el átomo, en el cual las capas electrónicas eran órbitas electrónicas a distancias fijas al núcleo.  La configuración electrónica es la manera en la cual los electrones se estructuran o se modifican en un átomo de acuerdo con el modelo de capas electrónico, en el cual las funciones de ondas del sistema se expresa como un producto de orbitales Cualquier conjunto de electrones en un mismo estado cuántico deben cumplir el principio de exclusión de Pauli. La configuración electrónica  dice cuántos electrones tiene el átomo y en qué niveles de energía se ubican. En la tabla periódica los elementos están organizados de menor a mayor cantidad de electrones en su estado neutro.
Por ejemplo el hidrógeno es el primero y su configuración es 1s^1, e helio es el 2 y su configuración es 1s^2, el litio es el tercero y su configuración es 1s^2p^1. Si se suma se podrá notar  que el número del elemento en la tabla es el mismo de la cantidad de electrones.

Actualmente el ordenamiento en la tabla periódica es que los elementos de un grupo poseen configuraciones electrónicas similares y la misma valencia atómica, o número de electrones en la última capa. Dado que las propiedades químicas dependen profundamente de las interacciones de los electrones que están ubicados en los niveles más externos, los elementos de un mismo grupo tienen propiedades químicas similares.

En 1927 Henry Moseley descubre un modo práctico de hallar los números atómicos, se utiliza un criterio para ordenar a los elementos químicos.

Se enunció: “Las propiedades físicas y químicas de los elementos son funciones periódicas de los números atómicos”.