Configuración electrónica del estado fundamental de átomos y iones gaseosos aislados

Necesitas estar familiarizado con la estructura de un átomo. En la estructura de un átomo, los electrones están dispuestos en niveles de energía o capas, alrededor del núcleo de un átomo. A medida que aumenta el número de electrones, también aumenta el número de capas alrededor del núcleo. La capa más cercana al núcleo representa el nivel de energía más bajo. ¿Cuántos electrones se pueden llenar en cada capa? Se puede conocer por la fórmula 2n². n representa el número de la concha donde n es 1,2,3,4 y así sucesivamente.

Los electrones se llenan primero en el nivel de energía más bajo y luego en los niveles de energía más altos, y así sucesivamente. Cada capa tiene además subcapas representadas por s, p, d y f. Las subcapas s, p, d y f contienen 2, 6, 10 y 14 electrones respectivamente.

Además, en cada subcapa hay orbitales presentes. Se pueden llenar un máximo de 2 electrones en un orbital. Como en cada orbital se pueden ocupar un máximo de 2 electrones, podemos calcular la capacidad de retención de electrones de cada subcapa. Lo hacemos multiplicando el número de orbitales en cada subcapa por 2. En este caso, la subcapa s puede tener 2 electrones, la subcapa p puede tener 6 electrones, la subcapa d puede tener 10 electrones y la subcapa f puede tener 14 electrones.

El principio de Aufbau se basa en la energía de los orbitales o subcapas y en el principio de que los electrones llenan primero los niveles de energía más bajos. El llenado de electrones ocurre en orden creciente de energía de los orbitales. ¿Cómo sabemos qué orbital tiene la energía más alta o más baja? Para esto necesitamos familiarizarnos con la fórmula (n+l). Aquí n es el número cuántico principal que representa el número de la capa. l es el número cuántico orbital cuyo valor viene dado por l=n-1. El orbital con menor valor de n + l se llenará primero. También podemos predecir el orden creciente de energía de los orbitales, como se muestra en esta ilustración. 1sSe llenará primero debido a su menor energía. Entonces 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 4f, 5d, 6p, 7sy así sucesivamente se llenarán según el orden creciente de energía de los orbitales. El principio de Aufbau no se aplica a sistemas de un solo electrón como el átomo de hidrógeno, He+y Li+2iones.

Después de comprender el orden de energía de los orbitales, avanzamos hacia la regla de Hund. Esta regla se basa en el apareamiento de electrones. Cada orbital puede tener 2 electrones, como se ve en el orbital s. Según esta regla, los electrones prefieren permanecer desapareados tanto como sea posible. Los electrones en una subcapa se aparean solo cuando todos los orbitales de una subcapa están medio llenos con espín paralelo.

El principio de exclusión de Pauli nos dice cómo se pueden llenar correctamente 2 electrones en un orbital. Según este principio cada orbital puede albergar 2 electrones con espín opuesto. Dos electrones en un orbital no tendrán el mismo conjunto de cuatro números cuánticos.

El espín del electrón está representado por el número cuántico de espín. -1/2 representa giro hacia abajo o giro en sentido antihorario y +1/2 representa giro hacia arriba o giro en sentido horario.

Tomemos como ejemplo el calcio y apliquemos todos los principios y reglas para llenar los electrones. El número atómico del calcio es 20. Por lo tanto, la configuración electrónica del calcio será 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶4s². Los dos primeros electrones del calcio encajarán en el orbital 1s. Los siguientes 2 electrones del calcio encajan en el 2sorbital. Entonces 2p, 3s, 3py 4sLos orbitales se llenan aplicando todos los principios.

El orden ascendente de los niveles de subenergía se ilustra como se muestra.

Obtuvimos el orden de aumento del nivel de energía mediante la fórmula de n+1. Ahora bien, si representamos este orden en orden ascendente, se puede representar como se muestra.

La energía de ionización es la energía necesaria para eliminar un electrón de la capa más externa o de valencia de un átomo. La primera energía de ionización es la energía necesaria para eliminar el primer electrón de la capa de valencia. Es inversamente proporcional al radio de un átomo. Cuanto mayor sea el radio, menor será su energía de ionización. Esto se debe a que los electrones de valencia estarán lejos del núcleo. Por lo tanto, será fácil eliminar electrones porque se requerirá menos energía para hacerlo.

La energía de ionización aumenta a lo largo de un período de la tabla periódica. Esto se debe a que el radio atómico disminuye a lo largo de un período de la tabla periódica como resultado de un número constante de capas y aumenta la carga nuclear. El helio, el neón y el argón tienen capas de valencia completas. Por esta razón es difícil extraerles electrones. De hecho, tienen las energías de ionización más altas.

El litio, el sodio y el potasio tienen las energías de ionización más bajas debido a la presencia de solo 1 electrón en su capa más externa. Los átomos que tienen 1 o 2 electrones en su capa de valencia son fáciles de eliminar. Por lo tanto su energía de ionización es menor. Todos los átomos que tienen más electrones en su capa de valencia necesitan más energía para eliminar electrones.

Analicemos la estabilidad adicional de las subcapas d5 y d10. Tanto una subcapa d completamente llena como una subcapa d exactamente llena hasta la mitad es especialmente estable. Para lograr esta estabilidad, un átomo o ion que tenga 1 electrón corto en d5 o d10 hace lo siguiente. Desplaza un electrón desde la subcapa s, de mayor energía, a la subcapa d, que está vacía. Un orbital d medio lleno y uno completamente lleno tienen la misma energía. Por lo tanto, estos se consideran orbitales degenerados.

Debido a la misma energía de los orbitales y la distribución simétrica de los electrones, los electrones en diferentes orbitales de la misma subcapa intercambian sus posiciones. Debido a este intercambio, se libera una cierta cantidad de esta energía, que llamamos energía de intercambio. Esto hace que el átomo sea más estable. Por lo tanto, los orbitales medio llenos y completamente llenos son más estables.

Su estabilidad se debe al intercambio de energía y a la simetría. Estos orbitales son más simétricos que cualquier otra configuración, lo que conduce a una mayor estabilidad. Por ejemplo, el cromo es un elemento químico con el símbolo Cr y número atómico 24. Podemos escribir su configuración electrónica como 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶3d⁴4s². Pero esta configuración electrónica es incorrecta debido a la inestabilidad del orbital 3d.

Las subcapas medio llenas y completamente llenas tienen una estabilidad adicional. Por lo tanto, una de las 4s²Los electrones saltan a la 3d⁴orbital para hacerlo 3d⁵, que está medio lleno. Esto nos da la configuración correcta como, 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶3d⁵4s¹.

Ahora discutiremos las anomalías del grupo 2, 3, 5 y 6. El primer miembro del grupo muestra un comportamiento anómalo. Cada primer miembro difiere en propiedades y a menudo exhibe una relación diagonal con otros elementos de cualquier otro grupo. En miembros del grupo 2El berilio muestra un comportamiento anómalo respecto a otros miembros. También muestra relación diagonal con el aluminio. En los miembros del grupo 3, el boro muestra propiedades peculiares que otros elementos de la familia. Muestra relación diagonal con el silicio.

El grupo 2A de la tabla periódica son los metales alcalinotérreos. Son el berilio, el magnesio, el calcio, el estroncio, el bario y el radio. El grupo 3A de la tabla periódica incluye el metaloide boro, así como los metales aluminio, galio, indio y talioEl grupo 5A de la tabla periódica son los pnictogen. Son los no metales nitrógeno y fósforo, los metaloides arsénico y antimonio y el metal bismuto. El grupo 6A de la tabla periódica son los chalcogens. Son los no metales oxígeno, azufre y selenio, el metaloide telurio y el metal polonio.

El berilio muestra una relación diagonal con el aluminio, ya que la relación carga-tamaño es la misma tanto para el berilio como para el aluminio. Al igual que el aluminio, el berilio tampoco reacciona con los ácidos debido a la presencia de una capa de óxido en la superficie del metal. Al igual que el aluminio, los óxidos de berilio pueden disolverse en exceso de álcali como [Be(OH)4]-2. Ambos elementos forman oxoaniones en una base fuerte. Ambos tienen enlaces puente en sus hidruros y cloruros. Tienen óxidos anfóteros. Sus óxidos son extremadamente rígidos con puntos de fusión altos. Todos los compuestos de berilio y algunos compuestos de aluminio tienen carácter covalente.

El boro muestra una relación diagonal con el silicio. Forma óxidos ácidos sólidos como el del silicio. Si bien es de naturaleza anfótera, el ácido bórico es un ácido débil como el ácido silícico. Estos tienen una amplia gama de boratos y silicatos poliméricos basados en átomos de oxígeno compartidos entre enlaces. Ambos forman óxidos gaseosos. El comportamiento anómalo del nitrógeno del grupo 5 muestra que el nitrógeno es gaseoso por naturaleza mientras que los demás son sólidos. Tiene un tamaño pequeño y una alta energía de ionización que la diferencia de otros elementos del grupo. La no disponibilidad del orbital d en la capa de valencia y la capacidad de formar enlaces pi-pi consigo misma la hacen anómala en su naturaleza. Es diatómico mientras que otros son tetratómicos. Debido a la ausencia de un orbital d, no forma enlaces coordinados.

Ahora discutiremos el comportamiento anómalo del oxígeno del grupo 6. El oxígeno tiene un tamaño pequeño que otros miembros del grupo 6. Tiene alta electronegatividad y ausencia de un orbital d en la capa de valencia. Es un no metal y un gas, mientras que los demás son sólidos a temperatura ambiente. Forma múltiples enlaces pi-pi con elementos de tamaño similar. El oxígeno es paramagnético mientras que otros son de naturaleza diamagnética. Forma fuertes enlaces de hidrógeno en H2O que no están disponibles en H2S.

El comportamiento anómalo puede deberse a las siguientes razones. Los elementos que muestran un comportamiento anómalo tienen un tamaño pequeño en comparación con otros miembros de su grupo. También tienen alta electronegatividad y energía de ionización en comparación con otros miembros del grupo. Tienen una gran relación carga/radio debido a su pequeño tamaño y alta energía de ionización. No tienen orbitales d en su capa de valencia. Es por eso que presentan un comportamiento anómalo.