En química y física atómica , una capa electrónica puede considerarse como una órbita que siguen los electrones 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 están etiquetadas alfabéticamente con las letras utilizadas en la notación de rayos X (K, L, M, ...). Una guía útil para comprender las capas electrónicas en los átomos es observar que cada fila en la tabla periódica convencional de elementos representa una capa electrónica.
Cada capa puede contener solo un número fijo de electrones: la primera capa puede contener hasta dos electrones, la segunda capa puede contener hasta ocho electrones, la tercera capa puede contener hasta 18, continuando con la fórmula general de que la n -ésima capa puede contener hasta 2( n 2 ) electrones. [1] Para una explicación de por qué existen electrones en estas capas, consulte 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, en el que se indicaba la disposición de los electrones en sus órbitas secuenciales. En aquel momento, Bohr permitió que la capacidad de la órbita interna del átomo aumentara hasta ocho electrones a medida que los átomos se hacían más grandes, y "en el esquema que se presenta a continuación, el número de electrones en este anillo [externo] se iguala arbitrariamente a la valencia normal del elemento correspondiente". Utilizando estas y otras restricciones, propuso configuraciones que concuerdan con las que ahora se conocen sólo para los primeros seis elementos. "De lo anterior se desprende el siguiente esquema posible para la disposición de los electrones en los 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 estaba trabajando con Walther Kossel , cuyos artículos de 1914 y 1916 llamaron a las órbitas "capas". [5] [6] Sommerfeld conservó el modelo planetario de Bohr, pero añadió órbitas ligeramente elípticas (caracterizadas por números cuánticos adicionales ℓ y m ) para explicar la fina estructura espectroscópica de algunos elementos. [7] Los electrones múltiples 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 de electrones se observó por primera vez experimentalmente en los estudios de absorción de rayos X de Charles Barkla y Henry Moseley . El trabajo de Moseley no se refería directamente al estudio de las capas de electrones, porque estaba tratando de demostrar que la tabla periódica no estaba ordenada por peso, sino por la carga de los protones en el núcleo. [9] Sin embargo, debido a que el número de electrones en un átomo eléctricamente neutro es igual al número de protones, este trabajo fue extremadamente importante para Niels Bohr, quien mencionó el trabajo de Moseley varias veces en su entrevista de 1962. [10] Moseley era 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 se volvían mayores 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 las capas de Kossel con un límite definido por capa, etiquetando las capas con las letras K, L, M, N, O, P y Q. [4] [12] El origen de esta terminología fue alfabético. Barkla, que trabajaba independientemente de Moseley como experimentalista 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 polarizarse. 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 corresponden a los valores n 1, 2, 3, etc. que se utilizaron en el modelo de Bohr . Se utilizan en la notación espectroscópica de Siegbahn .
El trabajo de asignación de electrones a capas fue continuado entre 1913 y 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 hacer un modelo relativista de trabajo del átomo que explicase la estructura fina de los espectros desde un punto de vista de física orbital clásica a través del enfoque de Atombau . [4] Einstein y Rutherford, que no eran expertos en química, desconocían a los químicos que estaban desarrollando teorías de capas electrónicas de la tabla periódica desde un punto de vista químico, como Irving Langmuir , Charles Bury , JJ 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 construcción de átomos mediante la adición de electrones a las capas externas. [16] [4] Entonces, cuando Bohr esbozó su teoría atómica de capas electrónicas en 1922, no había una fórmula matemática para la teoría. Por eso Rutherford dijo que le resultó difícil "formarse una idea de cómo llega a sus conclusiones". [17] [18] Einstein dijo del artículo de Bohr de 1922 que sus "capas electrónicas de los átomos junto con su importancia para la química me parecieron un milagro - y me parecen un milagro incluso hoy". [19] Arnold Sommerfeld , que había seguido la estructura de electrones de Atombau en lugar de Bohr, que 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 las capas electrónicas de Niels Bohr fue básicamente la misma teoría que la del químico Charles Rugeley Bury en su artículo de 1921. [21] [4] [22]
A medida que se continuó trabajando en la estructura de capas electrónicas del modelo de Sommerfeld-Bohr, Sommerfeld había introducido 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 utilizamos k para la constante de Boltzmann , el número cuántico azimutal se cambió a ℓ . Cuando se propuso la teoría de la mecánica cuántica moderna 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 como el número cuántico principal y m como el número cuántico magnético .
Sin embargo, la forma final del modelo de capas electrónicas que todavía 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 por 2( n 2 ). Al ver esto en 1925, Wolfgang Pauli agregó un cuarto número cuántico, "spin", durante el antiguo período de la teoría cuántica del átomo del Sistema Solar Sommerfeld-Bohr para completar la teoría moderna de capas electrónicas. [4]
Cada capa está compuesta de una o más subcapas, que a su vez están compuestas de 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 distintas subcapas posibles se muestran en la siguiente tabla:
Cada subcapa está limitada a contener 4 ℓ + 2 electrones como máximo, es decir:
Por lo tanto, la capa K, que contiene sólo una subcapa s, puede albergar hasta 2 electrones; la capa L, que contiene una s y una p, puede albergar hasta 2 + 6 = 8 electrones, y así sucesivamente; en general, la capa n puede albergar hasta 2 n 2 electrones. [1]
Aunque esa fórmula da el máximo en principio, de hecho ese máximo solo se logra (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 de acuerdo con el principio de Aufbau . Los primeros elementos en tener 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 subcapa tienen exactamente el mismo nivel de energía, y las subcapas posteriores tienen más energía por electrón que las anteriores. Este efecto es lo suficientemente grande como para que los rangos de energía asociados a las capas puedan superponerse.
El llenado de las capas y subcapas con electrones se realiza desde las subcapas de menor energía a las de mayor energía. Esto sigue la regla n + ℓ , también conocida comúnmente como regla de Madelung. Las subcapas con un valor n + ℓ menor se llenan antes que aquellas con valores n + ℓ mayores . En el caso de valores n + ℓ iguales, la subcapa con un valor n menor se llena primero.
Debido a esto, las capas posteriores se llenan en vastas secciones de la tabla periódica. La capa K llena el primer período (hidrógeno y helio), mientras que la capa L llena 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 con los elementos conocidos, pero no están completas ni siquiera con el elemento más pesado conocido, el oganesón (elemento 118).
La lista que aparece a continuación muestra los elementos ordenados por número atómico creciente y el número de electrones por capa. A simple vista, los subconjuntos de la lista muestran patrones obvios. En particular, cada conjunto de cinco elementos ( azul eléctrico ) antes de cada gas noble (grupo 18, amarillo ) más pesados que el helio tienen números sucesivos de electrones en la capa más externa, es decir, de tres a siete.
Al ordenar la tabla por grupo químico se observan patrones adicionales, especialmente con respecto a las dos últimas capas más externas. (Los elementos 57 a 71 pertenecen a los lantánidos , mientras que los elementos 89 a 103 son los actínidos ).
La lista que figura a continuación se ajusta en principio al principio de Aufbau . Sin embargo, existen algunas excepciones a la regla; por ejemplo, el paladio (número atómico 46) no tiene electrones en la quinta capa, a diferencia de otros átomos con un número atómico inferior . Los elementos posteriores al 108 tienen vidas medias tan cortas que aún no se han medido sus configuraciones electrónicas, por lo que se han insertado predicciones en su lugar.
Anteriormente se denotaban con las letras B y A (...). Sin embargo, las letras K y L son preferibles, ya que es muy probable que existan series de radiaciones más absorbibles y más penetrantes.
