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LibreTexts Español

6.4: La estructura electrónica de átomos (configuraciones electrónicas)

  • Page ID
    1848
  • habilidades para desarrollar

    • Derivar las configuraciones electrónicas predichas en el estado fundamental de los átomos.

    • Identificar y explicar las excepciones a las configuraciones electrónicas predichas para átomos e iones.

    • Relacionar configuraciones electrónicas con clasificaciones de elementos en la tabla periódica.

    Habiendo introducido los conceptos básicos de la estructura atómica y la mecánica cuántica, podemos usar nuestra comprensión de los números cuánticos para determinar cómo se relacionan entre sí los orbitales atómicos. Esto nos permite determinar qué orbitales están ocupados por electrones en cada átomo. La disposición específica de los electrones en los orbitales de un átomo determina muchas de las propiedades químicas de ese átomo.

    Las energías orbitales y la estructura atómica

    La energía de los orbitales atómicos aumenta cuando aumenta el número cuántico principal, \(n\). En cualquier átomo con dos o más electrones, la repulsión entre los electrones hace que las energías de las subcapas con diferentes valores de \(l\) difieran de modo que la energía de los orbitales aumenta dentro de una capa en el orden s<p<d<f. La figura \(\PageIndex{1}\) muestra cómo se relacionan estas dos tendencias cuando aumenta la energía. El orbital 1s en la parte inferior del diagrama es el orbital con electrones de la energía más baja. La energía aumenta a medida que avanzamos hacia los orbitales 2s y luego 2p, 3s y 3p, lo que muestra que el valor n creciente tiene más influencia sobre la energía que el valor l creciente para los átomos pequeños. Sin embargo, este patrón no se mantiene para los átomos más grandes. El orbital 3d es más alto en energía que el orbital 4s. Tales superposiciones continúan ocurriendo con frecuencia a medida que avanzamos en el gráfico.

    Figura \(\PageIndex{1}\): Diagrama generalizado de nivel de energía para orbitales atómicos en un átomo con dos o más electrones (no a escala).

    Los electrones en los átomos sucesivos en la tabla periódica tienden a llenar los orbitales de baja energía primero. Por lo tanto, a muchos estudiantes les resulta confuso que, por ejemplo, los orbitales 5p se llenen inmediatamente después del 4d, e inmediatamente antes del 6s. El orden de llenado se basa en los resultados experimentales observados y se ha confirmado usando cálculos teóricos. A medida que aumenta el número cuántico principal, n, aumenta el tamaño de la órbita y los electrones pasan más tiempo lejos del núcleo. Por lo tanto, la atracción hacia el núcleo es más débil y la energía asociada con el orbital es más alta (es menos estabilizada). Pero este no es el único efecto que debemos tener en cuenta. Dentro de cada capa, cuanto aumenta el valor de l, los electrones son menos penetrantes (lo que significa que se encuentra menos densidad de electrones cerca del núcleo), en el orden s> p> d> f. Los electrones que están más cerca del núcleo repelen los electrones menos que los que están más alejados, compensando un poco por las atracciones electrón-núcleo más dominantes (recuerde que todos los electrones tienen cargas de -1, pero los núcleos tienen cargas de + Z). Este fenómeno se llama blindaje y se analizará con más detalle en la siguiente sección. Los electrones en los orbitales que experimentan más blindaje están menos estabilizados y, por lo tanto, tienen energía más alta. Para orbitales pequeños (1s a 3p), el aumento de energía debido a n es más significativo que el aumento debido a l; sin embargo, para orbitales más grandes, las dos tendencias son comparables y no se pueden predecir simplemente. Discutiremos métodos para recordar el orden observado.

    La disposición de los electrones en los orbitales de un átomo se llama la configuración electrónica del átomo. Describimos una configuración electrónica con un símbolo que contiene tres datos (Figura \(\PageIndex{2}\)):

    1. El número de la capa cuántica principal, n,
    2. La letra que designa el tipo de órbita (la subcapa, l), y
    3. Un número superíndice que designa el número de electrones en esa subcapa en particular.


    Por ejemplo, la notación 2p4 (lea "two – p – four") indica cuatro electrones en una subshell (l = 1) con un número cuántico principal (n) de 2. La notación 3d8 (lea "three – d-eight" ) indica ocho electrones en la subcapa d (es decir, l = 2) de la capa principal para la cual n = 3.

    Figura \(\PageIndex{2}\): El diagrama de una configuración electrónica específica la subcapa (el valor n y l, con el símbolo de la letra) y el número superíndice de electrones.

    El tema prinicipal de Aufbau

    Para determinar la configuración electrónica de cualquier átomo en particular, podemos "construir" las estructuras en el orden de los números atómicos. Comenzando con el hidrógeno y continuando a través de los períodos de la tabla periódica, agregamos un protón a la vez al núcleo y un electrón a la subcapa apropiada hasta que hayamos descrito las configuraciones electrónicas de todos los elementos. Este procedimiento se llama el principio de Aufbau, de la palabra alemana Aufbau ("construir"). Cada electrón agregado ocupa la subcapa de la energía más baja disponible (en el orden mostrado en la Figura \(\PageIndex{3}\)), sujeto a las limitaciones impuestas por los números cuánticos permitidos según el principio de exclusión de Pauli. Los electrones ingresan a las subcapas de mayor energía solo después de que las subcapas de menor energía se hayan llenado al máximo. La figura \(\PageIndex{3}\) ilustra la forma tradicional de recordar el orden de llenado de los orbitales atómicos.

    Figura \(\PageIndex{3}\): La flecha dirige a través de cada subcapa en el orden de llenado apropiado para las configuraciones de los electrones. Esta tabla es fácil de construir. Simplemente haga una columna para todos los orbitales s con cada capa n en una fila separada. Repita para p, d, y f. Asegúrese de incluir solo los orbitales permitidos por los números cuánticos (no 1p o 2d, etc.). Finalmente, dibuje líneas diagonales de arriba a abajo como se muestra.

    Dado que la disposición de la tabla periódica se basa en las configuraciones electrónicas, la Figura \(\PageIndex{4}\) nos da un método alternativo para determinar la configuración electrónica. El orden de llenado simplemente comienza en hidrógeno e incluye cada subcapa a cuando procede en un orden Z creciente. Por ejemplo, después de llenar el bloque 3p hasta Ar, vemos que el orbital será 4s (K, Ca), seguido de los orbitales 3d.

    Figura \(\PageIndex{4}\): Esta tabla periódica muestra la configuración electrónica para cada subcapa. Al "construir" a partir de hidrógeno, esta tabla se puede usar para determinar la configuración electrónica de cualquier átomo en la tabla periódica.

    Ahora construiremos la configuración electrónica del estado fundamental y el diagrama orbital para una selección de átomos en el primer y en el segundo período de la tabla periódica. Los diagramas orbitales son representaciones pictóricas de la configuración electrónica, que muestran los orbitales individuales y la disposición de los electrones en el par. Comenzamos con un solo átomo de hidrógeno (número atómico 1), que consiste en un protón y un electrón. Con referencia a la Figura \(\PageIndex{3}\) o \(\PageIndex{4}\), esperaríamos encontrar el electrón en el orbital 1s. Por convención, el valor \(m_s=+\dfrac{1}{2}\) generalmente se llena primero. La configuración electrónica y el diagrama orbital son:

     

    El hidrógeno siguiente es el gas noble helio, que tiene un número atómico de 2. El átomo de helio contiene dos protones y dos electrones. El primer electrón tiene los mismos cuatro números cuánticos que el átomo de hidrógeno (n = 1, l = 0, ml = 0, \(m_s=+\dfrac{1}{2}\)). El segundo electrón también entra en el orbital 1s y lo llena. El segundo electrón tiene los mismos números cuánticos n, l y ml, pero debe tener el número cuántico de espín opuesto, \(m_s=-\dfrac{1}{2}\). Esto está de acuerdo con el principio de exclusión de Pauli: no hay dos electrones en el mismo átomo que puedan tener el mismo conjunto de cuatro números cuánticos. Para los diagramas orbitales, esto significa que dos flechas van en cada caja (estas flechas representan dos electrones en cada orbital) y las flechas deben apuntar en direcciones opuestas (que representan giros pareados). La configuración electrónica y el diagrama orbital del helio son:

    In this figure, the element symbol He is followed by the electron configuration, “1 s superscript 2.” An orbital diagram is provided that consists of a single square. The square is labeled below as “1 s.” It contains a pair of half arrows: one pointing up and the other down.

    La capa n = 1 está completamente llena en un átomo de helio.

    El siguiente átomo es el metal alcalino litio con un número atómico de 3. Los dos primeros electrones en litio llenan el orbital 1s y tienen los mismos conjuntos de cuatro números cuánticos que los dos electrones en helio. El electrón restante debe ocupar el orbital de la siguiente energía más baja, el orbital 2s (Figura \(\PageIndex{3}\) o \(\PageIndex{4}\)). En consecuencia, la configuración electrónica y el diagrama orbital del litio son:

     

    Un átomo del berilio de metal alcalinotérreo, con un número atómico de 4, contiene cuatro protones en el núcleo y cuatro electrones que rodean el núcleo. El cuarto electrón llena el otro espacio en el orbital 2s.

    In this figure, the element symbol B e is followed by the electron configuration, “1 s superscript 2 2 s superscript 2.” An orbital diagram is provided that consists of two individual squares. The first square is labeled below as, “1 s.” The second square is similarly labeled, “2 s.” Both squares contain a pair of half arrows: one pointing up and the other down.


    Un átomo de boro (número atómico 5) contiene cinco electrones. La capa n = 1 se llena con dos electrones y tres electrones ocuparán la capa n = 2. Debido a que cualquier subcapa puede contener solo dos electrones, el quinto electrón debe ocupar el siguiente nivel de energía, que será un orbital 2p. Hay tres orbitales 2p degenerados (ml = −1, 0, +1) y el electrón puede ocupar cualquiera de estos orbitales p. Al dibujar diagramas orbitales, incluimos cuadros vacíos para representar los orbitales vacíos en la misma subcapa que estamos llenando.

     

    El carbono (número atómico 6) tiene seis electrones. Cuatro de ellos llenan los orbitales 1s y 2s. Los dos electrones restantes ocupan la subcapa 2p. Ahora tenemos la opción de llenar uno de los orbitales 2p y emparejar los electrones o dejar los electrones desparejados en dos orbitales p diferentes, pero degenerados. Los orbitales se llenan según lo que dice la regla de Hund: la configuración de energía más baja para un átomo con electrones dentro de un conjunto de orbitales degenerados es la que tiene el número máximo de electrones no apareados. Por lo tanto, los dos electrones en los orbitales 2p de carbono tienen números cuánticos n, l y ms idénticos y difieren en su número cuántico de ml (de acuerdo con el principio de exclusión de Pauli). La configuración electrónica y el diagrama orbital del carbono son:

    In this figure, the element symbol C is followed by the electron configuration, “1 s superscript 2 2 s superscript 2 2 p superscript 2.” The orbital diagram consists of two individual squares followed by 3 connected squares in a single row. The first blue square is labeled below as, “1 s.” The second is similarly labeled, “2 s.” The connected squares are labeled below as, “2 p.” All squares not connected to each other contain a pair of half arrows: one pointing up and the other down. The first two squares in the group of 3 each contain a single upward pointing arrow.

    El nitrógeno (número atómico 7) llena las subcapas 1s y 2s y tiene un electrón en cada uno de los tres orbitales 2p, de acuerdo con la regla de Hund. Estos tres electrones tienen espines impares. El oxígeno (número atómico 8) tiene un par de electrones en cualquiera de los orbitales 2p (los electrones tienen espines opuestos) y un solo electrón en cada uno de los otros dos. El flúor (número atómico 9) tiene solo un orbital 2p que contiene un electrón no pareado. Todos los electrones en el neón de gas noble (número atómico 10) están emparejados, y todos los orbitales en las capas n = 1 y n = 2 están llenos. Las configuraciones electrónicas y los diagramas orbitales de estos cuatro elementos son:

     

    El sodio de metal alcalino (número atómico 11) tiene un electrón más que el átomo de neón. Este electrón debe ir a la subcapa de energía más baja disponible, el orbital 3s, dando una configuración de 1s22s22p63s1. Los electrones que ocupan los orbitales de la capa más externa (valor más alto de n) se llaman los electrones de valencia, y los que ocupan los orbitales de la capa interna se llaman los electrones centrales (Figura \(\PageIndex{5}\)). Dado que las capas de electrones del núcleo corresponden a configuraciones de electrones de gases nobles, podemos abreviar las configuraciones de electrones al escribir el gas noble que coincide con la configuración de los electrones del núcleo, junto con los electrones de valencia en un formato condensado. Para nuestro ejemplo de sodio, el símbolo [Ne] representa electrones centrales, (1s22s22p6) y nuestra configuración abreviada o condensada es [Ne]3s1.

    Figura \(\PageIndex{5}\): Una configuración de electrones abreviada con el núcleo (a la derecha) reemplaza los electrones del núcleo con el símbolo de gas noble cuya configuración coincide con la configuración electrónica del núcleo del otro elemento.

    De manera similar, la configuración abreviada de litio se puede representar como [He] 2s1, donde [He] representa la configuración del átomo de helio, que es idéntica a la de la capa interna rellena del litio. Escribiendo las configuraciones de esta manera enfatiza la similitud de las configuraciones del litio y del sodio. Ambos átomos, que se encuentran en la familia de los metales alcalinos, tienen un solo electrón en una subcapa de valencia fuera de un conjunto lleno de capas internas.

    \[\ce{Li:[He]}\,2s^1\\ \ce{Na:[Ne]}\,3s^1\]

    El magnesio de metal alcalinotérreo (número atómico 12), con sus 12 electrones en una configuración Ne]3s2, es análogo a su miembro de la familia berilio, [He]2s2. Ambos átomos tienen una subcapa s llena fuera de sus capas internas llenas. El aluminio (número atómico 13), con 13 electrones y la configuración electrónica [Ne]3s23p1, es análogo a su miembro de la familia boro, [He]2s22p1.

    Las configuraciones electrónicas del silicio (14 electrones), el fósforo (15 electrones), el azufre (16 electrones), el cloro (17 electrones) y el argón (18 electrones) son análogas en las configuraciones electrónicas de sus capas externas a sus correspondientes miembros de la familia del carbono, el nitrógeno, el oxígeno, el flúor y el neón, respectivamente, excepto que el número cuántico principal de la capa exterior de los elementos más pesados ​​ha aumentado de uno a n = 3. La figura \(\PageIndex{6}\) muestra la configuración electrónica para estos elementos de la energía más baja o el estado base, así como para los átomos de cada uno de los elementos conocidos.

      Figura \(\PageIndex{6}\): Esta versión de la tabla periódica muestra la configuración electrónica de la capa externa de cada elemento. Tenga en cuenta que en cada grupo, a veces la configuración es similar.

    Cuando lleguemos al siguiente elemento de la tabla periódica, el potasio de metal alcalino (número atómico 19), podríamos esperar que empezáramos a agregar electrones a la subcapa 3d. Sin embargo, toda la evidencia química y física disponible indica que el potasio es como el litio y el sodio, y que el próximo electrón no se agrega al nivel 3d, sino que se agrega al nivel de 4s (Figura \(\PageIndex{3}\) o \(\PageIndex{4}\)). Como se mencionó anteriormente, el orbital 3d sin nodos radiales tiene mayor energía porque es menos penetrante y está más protegido del núcleo que los 4s, que tiene tres nodos radiales. Así, el potasio tiene una configuración electrónica de [Ar]4s1. Por lo tanto, el potasio corresponde a Li y Na en su configuración de capa de valencia. El siguiente electrón se agrega para completar la subcapa 4s y el calcio tiene una configuración electrónica de [Ar]4s2. Esto le da al calcio una configuración electrónica de la capa externa correspondiente a la del berilio y del magnesio.

    Comenzando con el escandio, el metal de transición (número atómico 21), se agregan sucesivamente electrones adicionales a la subcapa 3d. Esta subcapa se llena a su capacidad con 10 electrones (recuerde que para = 2 [orbitales d], hay 2l +1 = 5 valores de ml, lo que significa que hay cinco orbitales d que tienen una capacidad combinada de 10 electrones). La subcapa 4p se llena a continuación. Tenga en cuenta que, para tres series de elementos, escandio (Sc) a través de cobre (Cu), itrio (Y) a través de plata (Ag) y lutecio (Lu) a través de oro (Au), se agregan sucesivamente 10 electrones a (n - 1) la capa junto a la cáscara n para llevar esa capa (n - 1) de 8 a 18 electrones. Para dos series, el lantano (La) a través del lutecio (Lu) y el actinio (Ac) a través del lawrencio (Lr), electrones de 14f (l = 3, 2l +1 = valores de 7 ml; por lo tanto, siete orbitales con una capacidad combinada de 14 se agregan sucesivamente electrones) a la capa (n - 2) para llevar esa capa de 18 electrones a un total de 32 electrones.

    Ejemplo \(\PageIndex{1}\): LOS NÚMEROS CUÁNTICOS Y LAS CONFIGURACIONES ELECTRÓNICAS

    ¿Cuál es la configuración electrónica y el diagrama orbital de un átomo de fósforo? ¿Cuáles son los cuatro números cuánticos para el último electrón agregado?

    Solución

    El número atómico del fósforo es 15. Por lo tanto, un átomo de fósforo contiene 15 electrones. El orden de llenado de los niveles de energía es 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s,. . . Los 15 electrones del átomo de fósforo se llenarán hasta el orbital 3p, que contendrá tres electrones:

     

    El último electrón agregado es un electrón 3p. Por lo tanto, n = 3 y, para un orbital del tipo p, l=1. El valor de m podría ser –1, 0 o +1. Los tres orbitales p están degenerados, por eso cualquiera de estos valores de mes correcto. Para electrones no apareados, la convención asigna el valor de \(+\dfrac{1}{2}\) para el número cuántico de espín; por lo tanto, \(m_s=+\dfrac {1}{2}\).

    Ejercicio \(\PageIndex{1}\)

    Identifique los átomos a partir de las configuraciones de electrones dadas:

    1. [Ar]4s23d5
    2. [Kr]5s24d105p6
    Respuesta a

    Mn

    Respuesta b

    Xe

    La tabla periódica puede ser una herramienta poderosa para predecir la configuración electrónica de un elemento. Sin embargo, sí encontramos excepciones al orden de llenado de los orbitales que se muestran en la Figura \(\PageIndex{3}\) o \(\PageIndex{4}\). Por ejemplo, las configuraciones electrónicas de los metales de transición cromo (Cr; número atómico 24) y el cobre (Cu; número atómico 29), entre otros, no son las que esperaríamos. En general, tales excepciones involucran subcapas con energía muy similar, y pequeños efectos pueden llevar a cambios en el orden de llenado.

    En el caso de Cr y Cu, encontramos que las subcapas medio llenas y completamente llenas aparentemente representan condiciones de estabilidad preferidas. Esta estabilidad es tal que un electrón se desplaza del orbital 4s al orbital 3d para obtener la estabilidad adicional de una subcapa 3d medio llena (en Cr) o una subcapa 3d llena (en Cu). También se producen otras excepciones. Por ejemplo, se predice que el niobio (Nb, número atómico 41) tendrá la configuración electrónica [Kr]5s24d3.. Experimentalmente, observamos que su configuración electrónica de estado fundamental es en realidad [Kr]5s14d4. Podemos racionalizar esta observación diciendo que las repulsiones de electrón-electrón experimentadas al emparejar los electrones en el orbital 5s son mayores que la brecha en la energía entre los orbitales 5s y 4d. No existe un método simple para predecir las excepciones para los átomos en los que la magnitud de las repulsiones entre los electrones es mayor que las pequeñas diferencias en la energía entre las subcapas.

    Las configuraciones electrónicas y la tabla periódica

    Como se describió anteriormente, la tabla periódica organiza los átomos en función del aumento del número atómico para que los elementos con las mismas propiedades químicas se repitan periódicamente. Cuando sus configuraciones electrónicas se agregan a la tabla (Figura \(\PageIndex{6}\)), también vemos una recurrencia periódica de configuraciones electrónicas similares en las capas externas de estos elementos. Debido a que se encuentran en las capas externas de un átomo, los electrones de valencia desempeñan el papel más importante en las reacciones químicas. Los electrones externos tienen la energía más alta de los electrones en un átomo y se pierden o comparten más fácilmente que los electrones centrales. Los electrones de valencia también son el factor determinante en algunas propiedades físicas de los elementos.

    Los elementos en cualquier grupo (o columna) tienen el mismo número de electrones de valencia; los metales alcalinos, el litio y el sodio, cada uno tiene solo un electrón de valencia, los metales alcalinotérreos el berilio y el magnesio tienen cada uno dos, y los halógenos el flúor y el cloro tienen cada uno siete electrones de valencia. La similitud en las propiedades químicas entre elementos del mismo grupo se produce porque tienen el mismo número de electrones de valencia. Es la pérdida, ganancia o intercambio de electrones de valencia lo que define cómo reaccionan los elementos.

    Es importante recordar que la tabla periódica se desarrolló sobre la base del comportamiento químico de los elementos, mucho antes de que estuviera disponible la idea de su estructura atómica. Ahora podemos entender por qué la tabla periódica tiene la disposición que tiene: la disposición pone elementos cuyos átomos tienen el mismo número de electrones de valencia en el mismo grupo. Esta disposición se enfatiza en la Figura \(\PageIndex{6}\), que muestra en forma de tabla periódica la configuración electrónica de la última subcapa a ser llenada por el principio de Aufbau. Las secciones coloreadas de la Figura \(\PageIndex{6}\) muestran las tres categorías de elementos clasificados por los orbitales que se llenan: grupo principal, transición y elementos de transición interna. Estas clasificaciones determinan qué los orbitales se cuentan en la capa de valencia o los orbitales de mayor nivel de energía de un átomo.

    1. Los elementos del grupo principal (a veces llamados los elementos representativos) son aquellos en los que el último electrón agregado ingresa un orbital s o p en la capa más externa, que se muestra en azul y rojo en la Figura \(\PageIndex{6}\). Esta categoría incluye todos los elementos no metálicos, así como muchos metales y los elementos semimetálicos intermedios. Los electrones de valencia para los elementos del grupo principal son aquellos con el nivel n más alto. Por ejemplo, el galio (Ga, número atómico 31) tiene la configuración electrónica [Ar]4s23d104p1, que contiene tres electrones de valencia (subrayados). Los orbitales d completamente llenos cuentan como el núcleo, no como electrones de valencia.
    2. Elementos de transición o metales de transición. Estos son elementos metálicos en los que el último electrón agregado entra en un orbital. Los electrones de valencia (aquellos agregados después de la última configuración del gas noble) en estos elementos incluyen los electrones ns y (n - 1)d. La definición oficial de la IUPAC de elementos de transición especifica aquellos con orbitales parcialmente llenos. Por lo tanto, los elementos con orbitales completamente llenos (Zn, Cd, Hg, así como Cu, Ag y Au en la Figura \(\PageIndex{6}\)) no son elementos de transición técnicamente. Sin embargo, el término se usa con frecuencia para referirse a todo el bloque d (de color amarillo en la Figura \(\PageIndex{6}\)), y adoptaremos este uso en este libro de texto.
    3. Los elementos de transición interna son elementos metálicos en los que el último electrón agregado ocupa un orbital. Se muestran en verde en la Figura \(\ PageIndex{6}\). Las capas de valencia de los elementos de transición interna consisten en (n - 2) f, la (n - 1) d y las subcapas ns. Hay dos series de transición interna:
      1. La serie de lantánidos: lantánido (La) a través de lutecio (Lu)
      2. La serie de actínidos: actínidos (Ac) a través de lawrencium (Lr)

    El lantano y el actinio, debido a sus similitudes con los otros miembros de la serie, se incluyen y utilizan para nombrar la serie, aunque sean metales de transición sin electrones f.

    Las configuraciones electrónicas de los iones 

    Hemos visto que los iones se forman cuando los átomos ganan o pierden los electrones. Un catión (un ion con carga positiva) se forma cuando uno o más electrones se eliminan de un átomo principal. Para los elementos del grupo principal, los electrones que se agregaron en último lugar son los primeros electrones eliminados. Sin embargo, para los metales de transición y los metales de transición internos, los electrones en el orbital s son más fáciles de eliminar que los electrones de los orbitales d o f, por lo que los electrones ns más altos se pierden, y luego los electrones de (n - 1)d o (n - 2)f se eliminan. Un anión (un ion con carga negativa) se forma cuando uno o más electrones se agregan a un átomo principal. Los electrones agregados completan el orden previsto por el principio de Aufbau.

    Ejemplo \(\PageIndex{2}\): La pREDICCIÓN DE las CONFIGURACIONES ELECTRÓNICAS DE los IONES

    ¿Cuál es la configuración electrónica y el diagrama orbital de:

    1. Na+
    2. P3–
    3. Al2+
    4. Fe2+
    5. Sm3+

    Solución

    Primero, escriba la configuración electrónica para cada átomo padre. Hemos elegido mostrar las configuraciones completas y no abreviadas para proporcionar más práctica a los estudiantes que lo deseen, pero también es aceptable hacer una lista de las configuraciones electrónicas abreviadas.

    A continuación, determine si un electrón se gana o se pierde. Recuerde que los electrones están cargados negativamente, por lo que los iones con una carga positiva han perdido un electrón. Para los elementos del grupo principal, el último orbital gana o pierde el electrón. Para los metales de transición, el último orbital s pierde un electrón antes de los d orbitales.

    1. Na: 1s22s22p63s1. El catión de sodio pierde un electrón, por lo que Na+: 1s22s22p63s1 = Na+: 1s22s22p6.
    2. P: 1s22s22p63s23p3. El trianión de fósforo gana tres electrones, por lo que P3−: 1s22s22p63s23p6.
    3. Al: 1s22s22p63s23p1. La dicación de aluminio pierde dos electrones. Al2+: 1s22s22p63s23p1 = Al2+: 1s22s22p63s1.
    4. Fe: 1s22s22p63s23p64s23d6. El hierro(II) pierde dos electrones, ya que es metal de transición son removidos del orbital 4s Fe2+: 1s22s22p63s23p64s23d6 = 1s22s22p63s23p63d6.
    5. Sm: 1s22s22p63s23p64s23d104p65s24d105p66s24f6.El tricamiento del samario pierde tres electrones. Los dos primeros se perderán del orbital 6s, y el último se eliminará del orbital 4f. Sm3+: 1s22s22p63s23p64s23d104p65s24d105p66s24f6 = 1s22s22p63s23p64s23d104p65s24d105p64f5.

    Ejercicio \(\PageIndex{2}\)

    1. ¿Cual ion con una carga de +2 tiene la configuración electrónica de 1s22s22p63s23p63d104s24p64d5?
    2. ¿Cual ion con una carga de +3 tiene esta configuración electronica?
    Respuesta a

    Tc2+

    Respuesta b

    Ru3+

    Resumen

    La energía relativa de las subcapas determina el orden en la que se llenan los orbitales atómicos (1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, etc.). Las configuraciones de electrones y los diagramas orbitales se pueden determinar aplicando el principio de exclusión de Pauli (no hay dos electrones que puedan tener el mismo conjunto de cuatro números cuánticos) y la regla de Hund (siempre que sea posible, los electrones conservan espines impares en orbitales degenerados).

    Los electrones en los orbitales más externos, llamados electrones de valencia, son responsables de la mayor parte del comportamiento químico de los elementos. En la tabla periódica, los elementos con configuraciones de electrones de valencia análogas usualmente ocurren dentro del mismo grupo. Hay algunas excepciones al orden de llenado predicho, particularmente cuando se pueden formar orbitales medio llenos o completamente llenos. La tabla periódica se puede dividir en tres categorías según el orbital en el que se coloca el último electrón que se agrega: elementos del grupo principal (orbitales s y p), elementos de transición (orbitales d) y elementos de transición internos (orbitales f).

    Glosario

    Principio de Aufbau
    Procedimiento en el cual la configuración electrónica de los elementos se determina "construyéndolas" en orden de números atómicos, agregando un protón al núcleo y un electrón a la subcapa apropiada a la vez.
    electrón de núcleo
    Electrón en un átomo que ocupa los orbitales de las conchas internas.
    configuración electrónica
    Estructura electrónica de un átomo en su estado fundamental dado como una lista de los orbitales ocupados por los electrones.
    Regla de Hund
    Cada orbital en una subcapa está ocupado individualmente con un electrón antes de que cualquier orbital esté doblemente ocupado, y todos los electrones en orbitales individualmente ocupados tienen el mismo giro.
    diagrama orbital
    Representación pictórica de la configuración electrónica que muestra cada orbital como una caja y cada electrón como una flecha.
    electrones de valencia
    Electrones en la capa externa o de valencia (el valor más alto de n) de un átomo en estado fundamental; determina cómo reacciona un elemento.
    capa de valencia
    Capa exterior de electrones en un átomo del estado fundamental; para los elementos del grupo principal, los orbitales con el nivel n más alto (subcapas s y p) están en la capa de valencia, mientras que para los metales de transición, las subcapas d y la energía más alta forman la capa de valencia y para los elementos de transición interna, los orbitales más altos, s, d, y f  se incluyen.

    Contribuyentes