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9.5: Orbitales cuántico-mecánicos y configuraciones de electrones


Objetivos de aprendizaje

  • Representar la organización de los electrones mediante una configuración electrónica y un diagrama orbital.

La trayectoria de vuelo de un avión comercial está cuidadosamente regulada por la Administración Federal de Aviación. Cada avión debe mantener una distancia de cinco millas de otro avión que vuele a la misma altitud y 2,000 pies por encima y por debajo de otro avión (1,000 pies si la altitud es menor a 29,000 pies). Entonces, cada avión solo tiene ciertas posiciones que se le permite mantener mientras vuela. A medida que exploramos la mecánica cuántica, vemos que los electrones tienen restricciones similares en su ubicación.

Orbitales

Podemos aplicar nuestro conocimiento de los números cuánticos para describir la disposición de los electrones de un átomo dado. Hacemos esto con algo llamado configuraciones electrónicas. Son efectivamente un mapa de los electrones de un átomo dado. Observamos los cuatro números cuánticos de un electrón dado y luego asignamos ese electrón a un orbital específico a continuación.

S Orbitales

Para cualquier valor de (n ), un valor de (l = 0 ) coloca ese electrón en un (s ) orbital. Este orbital tiene forma esférica:

Figura ( PageIndex {1} ): (s ) Los orbitales no tienen preferencia de orientación y se parecen a esferas.

P Orbitales

Para la siguiente tabla, vemos que podemos tener tres posibles orbitales cuando (l = 1 ). Estos se designan como (p ) orbitales y tienen forma de mancuernas. Cada uno de los orbitales (p ) tiene una orientación diferente en el espacio tridimensional.

Figura ( PageIndex {2} ): (p ) Los orbitales tienen una preferencia de orientación y se parecen a las mancuernas.

D Orbitales

Cuando (l = 2 ), (m_l ) los valores pueden ser (- 2, : -1, : 0, : +1, : +2 ) para un total de cinco (d ) orbitales. Tenga en cuenta que los cinco orbitales tienen orientaciones tridimensionales específicas.

Figura ( PageIndex {3} ): (d ) Los orbitales tienen una preferencia de orientación y exhiben estructuras complejas.

F Orbitales

El conjunto más complejo de orbitales son los (f ) orbitales. Cuando los valores de (l = 3 ), (m_l ) pueden ser (- 3, : -2, : -1, : 0, : +1, : +2, : +3 ) para un total de siete formas orbitales diferentes. Nuevamente, observe las orientaciones específicas de los diferentes orbitales (f ).

Figura ( PageIndex {4} ): (f ) Los orbitales tienen una preferencia de orientación y exhiben estructuras bastante complejas.

Los orbitales que tienen el mismo valor del número cuántico principal forman un cáscara. Los orbitales dentro de un caparazón se dividen en subcapas que tienen el mismo valor del número cuántico angular. Algunas de las combinaciones permitidas de números cuánticos se comparan en la Tabla ( PageIndex {1} ).

Tabla ( PageIndex {1} ): Disposición de los electrones dentro de los niveles de energía

Número cuántico principal ( left (n right) )Subniveles permitidosNúmero de orbitales por subnivelNúmero de orbitales por nivel de energía principalNúmero de electrones por subnivelNúmero de electrones por nivel de energía principal
1(s)1122
2(s)1428
(pag)36
3(s)19218
(pag)36
(D)510
4(s)116232
(pag)36
(D)510
(F)714

Configuraciones de electrones

¿Puedes nombrar algo que te distinga fácilmente del resto del mundo? Y no estamos hablando de ADN, es un poco caro secuenciarlo. Para muchas personas, es su dirección de correo electrónico. Su dirección de correo electrónico permite que personas de todo el mundo se comuniquen con usted. No pertenece a nadie más, pero sirve para identificarte. Los electrones también tienen un conjunto único de identificadores en los números cuánticos que describen su ubicación y espín. Los químicos usan un Configuración electrónica para representar la organización de electrones en capas y subcapas en un átomo. Una configuración electrónica simplemente enumera las etiquetas de capa y subcapa, con un superíndice a la derecha que indica el número de electrones en esa subcapa. Las carcasas y subcapas se enumeran en el orden de llenado. Los electrones generalmente se organizan alrededor de un átomo comenzando primero con los números cuánticos más bajos posibles, que son las capas-subcapas con energías más bajas.

Por ejemplo, un átomo de H tiene un solo electrón en la subcapa 1s. Su configuración electrónica es

[ ce {H}: , 1s ^ 1 nonumber ]

Tiene dos electrones en la subcapa 1s. Su configuración electrónica es

[ ce {He}: , 1s ^ 2 nonumber ]

Los tres electrones de Li están dispuestos en la subcapa 1s (dos electrones) y la subcapa 2s (un electrón). La configuración electrónica de Li es

[ ce {Li}: , 1s ^ 22s ^ 1 nonumber ]

Be tiene cuatro electrones, dos en la subcapa 1s y dos en la subcapa 2s. Su configuración electrónica es

[ ce {Be}: , 1s ^ 22s ^ 2 nonumber ]

Ahora que la subcapa 2s está llena, los electrones de los átomos más grandes deben ir a la subcapa 2p, que puede contener un máximo de seis electrones. Los siguientes seis elementos llenan progresivamente la subcapa 2p:

  • B: 1 s22 s22p1
  • C: 1 s22 s22p2
  • N: 1 s22 s22p3
  • O: 1 s22 s22p4
  • F: 1 s22 s22p5
  • Ne: 1s22 s22p6

Ahora que la subcapa 2p está llena (todas las subcapas posibles en la capa n = 2), el siguiente electrón del siguiente átomo más grande debe entrar en la subcapa n = 3 de la capa.

Elementos del segundo período

Los períodos se refieren a las filas horizontales de la tabla periódica. Al mirar una tabla periódica, verá que el primer período contiene solo los elementos hidrógeno y helio. Esto se debe a que el primer nivel de energía principal consta solo del subnivel (s ) y, por lo tanto, solo se requieren dos electrones para llenar todo el nivel de energía principal. Cada vez que comienza un nuevo nivel de energía principal, como con el tercer elemento litio, se inicia un nuevo período en la tabla periódica. A medida que uno avanza por el segundo período, los electrones se agregan sucesivamente. Con berilio ( left (Z = 4 right) ), el subnivel (2s ) está completo y el subnivel (2p ) comienza con boro ( left (Z = 5 right) ). Como hay tres orbitales (2p ) y cada orbital contiene dos electrones, el subnivel (2p ) se llena después de seis elementos. La tabla ( PageIndex {1} ) muestra las configuraciones electrónicas de los elementos en el segundo período.

Nombre del elementoSímboloNúmero atómicoConfiguración electronica

Tabla ( PageIndex {2} ): Configuraciones electrónicas de elementos del segundo período

Litio ( ce {Li} )3 (1s ^ 2 2s ^ 1 )
Berilio ( ce {Be} )4 (1s ^ 2 2s ^ 2 )
Boro ( ce {B} )5 (1s ^ 2 2s ^ 2 2p ^ 1 )
Carbón ( ce {C} )6 (1s ^ 2 2s ^ 2 2p ^ 2 )
Nitrógeno ( ce {N} )7 (1s ^ 2 2s ^ 2 2p ^ 3 )
Oxígeno(CEO})8 (1s ^ 2 2s ^ 2 2p ^ 4 )
Flúor ( ce {F} )9 (1s ^ 2 2s ^ 2 2p ^ 5 )
Neón ( ce {Ne} )10 (1s ^ 2 2s ^ 2 2p ^ 6 )

Principio de Aufbau

La construcción de un edificio comienza en la parte inferior. Se ponen los cimientos y el edificio va subiendo paso a paso. Obviamente, no puede comenzar con el techo ya que no hay lugar para colgarlo. El edificio va del nivel más bajo al más alto de forma sistemática. Para crear configuraciones electrónicas en el estado fundamental de cualquier elemento, es necesario conocer la forma en que se organizan los subniveles atómicos en orden de energía creciente. La figura ( PageIndex {5} ) muestra el orden de aumento de energía de los subniveles.

El subnivel de energía más bajo es siempre el subnivel (1s ), que consta de un orbital. El único electrón del átomo de hidrógeno ocupará el orbital (1s ) cuando el átomo esté en su estado fundamental. A medida que avanzamos con átomos con múltiples electrones, esos electrones se agregan al siguiente subnivel más bajo: (2s ), (2p ), (3s ), y así sucesivamente. La Principio de Aufbau establece que un electrón ocupa orbitales en orden de menor a mayor energía. El principio de Aufbau (alemán: "edificación, construcción") se denomina a veces principio de "edificación". Vale la pena señalar que, en realidad, los átomos no se construyen agregando protones y electrones de uno en uno, y que este método es simplemente una ayuda para que comprendamos el resultado final.

Figura ( PageIndex {5} ): Los electrones se agregan a los orbitales atómicos en orden de baja energía (parte inferior del gráfico) a alta (parte superior del gráfico) de acuerdo con el principio de Aufbau. Los niveles de energía principales están codificados por colores, mientras que los subniveles están agrupados y cada círculo representa un orbital capaz de contener dos electrones.

Como se ve en la figura anterior, las energías de los subniveles en diferentes niveles de energía principal eventualmente comienzan a superponerse. Después del subnivel (3p ), parecería lógico que el subnivel (3d ) sea el siguiente más bajo en energía. Sin embargo, el subnivel (4s ) es ligeramente más bajo en energía que el subnivel (3d ) y, por lo tanto, se llena primero. Después del llenado del subnivel (3d ) está el (4p ), luego el (5s ) y el (4d ). Tenga en cuenta que el subnivel (4f ) no se llena hasta justo después del subnivel (6s ). La figura ( PageIndex {6} ) es una ayuda útil y sencilla para realizar un seguimiento del orden de llenado de los subniveles atómicos.

Figura ( PageIndex {6} ): La flecha atraviesa cada subcapa en el orden de llenado apropiado para las configuraciones de electrones. Este gráfico es sencillo 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.

Video ( PageIndex {1} ): niveles de energía, subniveles y orbitales.

Ejemplo ( PageIndex {1} ): Átomos de nitrógeno

El nitrógeno tiene 7 electrones. Escribe la configuración electrónica del nitrógeno.

Solución:

Observe de cerca la Figura ( PageIndex {5} ) y utilícela para averiguar cuántos electrones entran en cada subnivel, y también el orden en que se llenan los diferentes subniveles.

1. Comience llenando el 1s subnivel. Esto da 1s2. Ahora todos los orbitales en rojo norte = 1 bloque está lleno.

Como usamos 2 electrones, hay 7 - 2 = Quedan 5 electrones

2. A continuación, complete el 2s subnivel. Esto da 1s22s2. Ahora todos los orbitales del s subnivel de la naranja norte = 2 bloques están llenos.

Como usamos otros 2 electrones, hay 5 - 2 = Quedan 3 electrones

3. Observe que no hemos llenado todo norte = 2 bloque todavía ... todavía quedan los pag orbitales!

Los últimos 3 electrones entran en los 2pag subnivel. Esto da 1s22s22pag3

La configuración general de electrones es: 1s22s22pag3.

Ejemplo ( PageIndex {2} ): Átomos de potasio

El potasio tiene 19 electrones. Escribe el código de configuración electrónica del potasio.

Solución

Esta vez, observe de cerca la Figura ( PageIndex {5} ).

1. Ahora el norte = 1 nivel está lleno.

Como usamos 2 electrones, hay 19 - 2 = Quedan 17 electrones

2. Esto da 1s22s2

Como usamos otros 2 electrones, hay 17 - 2 = Quedan 15 electrones

3. A continuación, complete el 2pag subnivel. Esto da 1s22s22pag6. Ahora el norte = 2 nivel está lleno.

Como usamos otros 6 electrones, hay 15 - 6 = Quedan 9 electrones

4. A continuación, complete el 3s subnivel. Esto da 1s22s22pag63s2

Como usamos otros 2 electrones, hay 9 - 2 = Quedan 7 electrones

5. A continuación, complete el 3pag subnivel. Esto da 1s22s22pag63s23pag6

Como usamos otros 6 electrones, hay 7-6 = Queda 1 electrón

Aquí es donde debemos tener cuidado: justo después de las 3pag6!

Recuerde, 4s viene antes de las 3D

6. El electrón final entra en el 4s subnivel. Esto da 1s22s22pag63s23pag64s1

La configuración general de electrones es: 1s22s22pag63s23pag64s1

Ejercicio ( PageIndex {1} ): Átomos de magnesio y sodio

¿Cuál es la configuración electrónica de Mg y Na?

Responder Mg
Mg: 1 s22 s22p63 s2
Responder Na
Na: 1 s22 s22p63 s1

Principio de exclusión de Pauli

Cuando miramos las posibilidades orbitales de un átomo dado, vemos que hay diferentes arreglos de electrones para cada tipo diferente de átomo. Dado que cada electrón debe mantener su identidad única, intuitivamente sentimos que los cuatro números cuánticos de cualquier electrón dado no deben coincidir exactamente con los cuatro números cuánticos de cualquier otro electrón de ese átomo.

Para el átomo de hidrógeno, no hay problema ya que solo hay un electrón en el átomo ( ce {H} ). Sin embargo, cuando llegamos al helio, vemos que los primeros tres números cuánticos para los dos electrones son los mismos: mismo nivel de energía, misma forma esférica. Lo que diferencia a los dos electrones de helio es su espín. Uno de los electrones tiene un giro (+ frac {1} {2} ) mientras que el otro electrón tiene un giro (- frac {1} {2} ). Entonces, los dos electrones en el orbital (1s ) son únicos y distintos entre sí porque sus espines son diferentes. Esta observación conduce a la principio de exclusión de Pauli, que establece que no hay dos electrones en un átomo que puedan tener el mismo conjunto de cuatro números cuánticos. La energía del electrón está especificada por el principal, el momento angular y los números cuánticos magnéticos. Si esos tres números son idénticos para dos electrones, los números de espín deben ser diferentes para que los dos electrones se puedan diferenciar entre sí. Los dos valores del número cuántico de espín permiten que cada orbital contenga dos electrones. La figura ( PageIndex {7} ) muestra cómo se indican los electrones en un diagrama.

Figura ( PageIndex {7} ): En un diagrama de llenado orbital, un cuadrado representa un orbital, mientras que las flechas representan electrones. Una flecha que apunta hacia arriba representa una dirección de giro, mientras que una flecha que apunta hacia abajo representa la otra dirección de giro.

Regla de Hund

La última de las tres reglas para construir arreglos de electrones requiere que los electrones se coloquen uno a la vez en un conjunto de orbitales dentro del mismo subnivel. Esto minimiza las fuerzas repulsivas naturales que un electrón tiene sobre otro. Regla de cien establece que los orbitales de igual energía están ocupados cada uno por un electrón antes de que cualquier orbital esté ocupado por un segundo electrón y que cada uno de los electrones debe tener el mismo espín. La siguiente figura muestra cómo un conjunto de tres orbitales (p ) se llena con uno, dos, tres y cuatro electrones.

Figura ( PageIndex {8} ): El subnivel (2p ), para los elementos boro ( left (Z = 5 right) ), carbono ( left (Z = 6 right) ), nitrógeno ( left (Z = 7 right) ) y oxígeno ( left (Z = 8 right) ). Según la regla de Hund, a medida que se agregan electrones a un conjunto de orbitales de igual energía, un electrón entra en cada orbital antes de que cualquier orbital reciba un segundo electrón.

Diagramas de llenado orbital

Un diagrama de llenado orbital es la forma más visual de representar la disposición de todos los electrones en un átomo en particular. En un diagrama de llenado orbital, los orbitales individuales se muestran como círculos (o cuadrados) y los orbitales dentro de un subnivel se dibujan uno al lado del otro horizontalmente. Cada subnivel está etiquetado por su nivel y subnivel de energía principal. Los electrones se indican mediante flechas dentro de los círculos. Una flecha apuntando hacia arriba indica una dirección de giro, mientras que una flecha apuntando hacia abajo indica la otra dirección. Los diagramas de llenado orbital para hidrógeno, helio y litio se muestran en la siguiente figura.

Figura ( PageIndex {9} ): Diagramas de llenado orbital para hidrógeno, helio y litio.

Según el proceso de Aufbau, los subniveles y los orbitales están llenos de electrones en orden de energía creciente. Dado que el subnivel (s ) consta de un solo orbital, el segundo electrón simplemente se empareja con el primer electrón como en el helio. El siguiente elemento es el litio y necesita el uso del siguiente subnivel disponible, el (2s ).

El diagrama de llenado para el carbono se muestra en la Figura ( PageIndex {10} ). Hay dos electrones (2p ) para el carbono y cada uno ocupa su propio orbital (2p ).

Figura ( PageIndex {10} ): Diagrama de llenado orbital para carbono.

El oxígeno tiene cuatro electrones (2p ). Después de que cada orbital (2p ) tiene un electrón, el cuarto electrón puede colocarse en el primer orbital (2p ) con un giro opuesto al del otro electrón en ese orbital.

Figura ( PageIndex {11} ): Diagrama de llenado orbital para oxígeno.

Si guarda sus papeles en carpetas de manila, puede tomar una carpeta y ver cuánto pesa. Si quieres saber cuántos papeles diferentes (artículos, registros bancarios o cualquier otra cosa que guardes en una carpeta), tienes que sacar todo y contar. Un directorio de computadora, por otro lado, le dice exactamente cuánto tiene en cada archivo. Podemos obtener la misma información sobre los átomos. Si usamos un diagrama de llenado orbital, tenemos que contar flechas. Cuando miramos los datos de configuración de electrones, simplemente sumamos los números.

Ejemplo ( PageIndex {3} ): Átomos de carbono

Dibuja el diagrama de llenado orbital del carbono y escribe su configuración electrónica.

Solución

Paso 1: enumere las cantidades conocidas y planifique el problema.

Conocido

  • Número atómico de carbono, Z = 6

Utilice el diagrama de orden de llenado para dibujar un diagrama de llenado orbital con un total de seis electrones. Sigue la regla de Hund. Escribe la configuración electrónica.

Paso 2: construye el diagrama.

Diagrama de llenado orbital para carbono.

Configuración electrónica 1s22 s22p2

Paso 3: Piense en su resultado.

Después del subnivel 2s está el 2p, y los subniveles p siempre constan de tres orbitales. Los tres orbitales deben dibujarse incluso si uno o más están desocupados. Según la regla de Hund, el sexto electrón entra en el segundo de esos orbitales p y tiene el mismo giro que el quinto electrón.

Ejercicio ( PageIndex {2} ): Configuraciones electrónicas

Escriba las configuraciones electrónicas y los diagramas orbitales para

  1. Átomo de potasio: ( ce {K} )
  2. Átomo de arsénico: ( ce {As} )
  3. Átomo de fósforo: ( ce {P} )
Responder a:

Potasio: (1s ^ 2 2s ^ 2 2p ^ 6 3s ^ 2 3p ^ 6 4s ^ 1 )

Respuesta b:

Arsénico: (1s ^ 2 2s ^ 2 2p ^ 6 3s ^ 2 3p ^ 6 4s ^ 2 3d ^ {10} 4p ^ 3 )

Respuesta c:

Fósforo (1s ^ 2 2s ^ 2 2p ^ 6 3s ^ 2 3p ^ 3 )

El barrio del átomo

Figura ( PageIndex {12} ): La vecindad del átomo. Fuente: Dr. Binh Dao, Sacramento City College.

Resumen

Hay cuatro clases diferentes de orbitales de electrones. Estos orbitales están determinados por el valor del número cuántico del momento angular . Un orbital es una función de onda para un electrón definido por los tres números cuánticos, norte, y metro. Los orbitales definen regiones en el espacio donde es probable que encuentre electrones. s los orbitales = 0) tienen forma esférica. pag los orbitales = 1) tienen forma de campana. Los tres posibles pag los orbitales siempre son perpendiculares entre sí.

La notación de configuración de electrones simplifica la indicación de dónde se encuentran los electrones en un átomo específico. Los superíndices se utilizan para indicar el número de electrones en un subnivel determinado. El principio de Aufbau da el orden de llenado de los electrones en un átomo. Se puede utilizar para describir las ubicaciones y los niveles de energía de cada electrón en un átomo determinado. La regla de Hund especifica el orden de llenado de los electrones dentro de un conjunto de orbitales. Los diagramas de llenado orbital son una forma de indicar la ubicación de los electrones en los orbitales. El principio de exclusión de Pauli especifica los límites de cuán idénticos pueden ser los números cuánticos para dos electrones en el mismo átomo.

Vocabulario

número cuántico principal (norte)
Define el nivel de energía de la función de onda de un electrón, el tamaño de la onda estacionaria del electrón y el número de nodos de esa onda.
números cuánticos
Números enteros asignados a determinadas cantidades en la función de onda de electrones. Debido a que las ondas estacionarias de electrones deben ser continuas y no deben "doblarse" sobre sí mismas, los números cuánticos están restringidos a valores enteros.

Contribuciones y atribuciones


9.5: Átomos multielectrónicos

Los átomos con más de un electrón, como el helio (He) y el nitrógeno (N), se denominan átomos multielectrónicos. El hidrógeno es el único átomo de la tabla periódica que tiene un electrón en los orbitales bajo el estado fundamental.

En los átomos similares al hidrógeno (aquellos con un solo electrón), la fuerza neta sobre el electrón es tan grande como la atracción eléctrica del núcleo. Sin embargo, cuando hay más electrones involucrados, cada electrón (en la capa nn) siente no solo la atracción electromagnética del núcleo positivo, sino también las fuerzas de repulsión de otros electrones en las capas de & lsquo1 & rsquo a & lsquonn & lsquo. Esto hace que la fuerza neta sobre los electrones en las capas externas de electrones sea significativamente menor en magnitud. Por lo tanto, estos electrones no están tan fuertemente unidos al núcleo como los electrones más cercanos al núcleo. Este fenómeno se denomina a menudo efecto de penetración orbital. La teoría del blindaje también explica por qué los electrones de la capa de valencia se eliminan más fácilmente del átomo.

Efecto de blindaje de electrones: Un átomo multielectrónico con electrones internos que protegen a los electrones externos del núcleo cargado positivamente.

El tamaño del efecto de blindaje es difícil de calcular con precisión debido a los efectos de la mecánica cuántica. Como aproximación, la carga nuclear efectiva de cada electrón se puede estimar mediante: ( mathrm<>= Z & menos & sigmaZ> _ text = mathrm & ndash sigma ), donde ( mathrm) es el número de protones en el núcleo y & sigma sigma es el número medio de electrones entre el núcleo y el electrón en cuestión. & sigma sigma se puede encontrar usando la química cuántica y la ecuación de Schrodinger o usando la fórmula empírica de Slater & rsquos.

Por ejemplo, considere un catión de sodio, un anión de flúor y un átomo de neón neutro. Cada uno tiene 10 electrones, y el número de electrones sin valencia es dos (10 electrones en total menos ocho electrones de valencia), pero la carga nuclear efectiva varía porque cada uno tiene un número diferente de protones:

Como consecuencia, el catión sodio tiene la carga nuclear efectiva más grande y, por lo tanto, el radio atómico más pequeño.


3.2 - Configuraciones electrónicas de átomos

Cuando los electrones llenan los niveles de energía, llenan los principales niveles de energía, subniveles y orbitales atómicos desde la energía más baja primero. para ver el orden en el que se ordenan los subniveles según la energía. Mire con atención y verá:

  1. un subnivel 4 es más bajo en energía que un subnivel 3 (es decir, 4s tiene menos energía que 3D)
  2. algún subnivel 5 o 6 es más bajo en energía que un subnivel 4 (es decir, 5pag y 6s tienen menos energía que 4F )

A primera vista, parece que la secuencia de electrones que llenan los orbitales atómicos es de orden aleatorio. Siga leyendo para encontrar una manera más fácil de recordar el orden de los orbitales atómicos según la energía.

3F - Orden de cumplimiento de los subniveles

¿Cómo recordamos la secuencia en la que los electrones llenan los subniveles?

  1. Escriba los principales niveles de energía y sus subniveles en líneas separadas (como se muestra en el diagrama).
  2. Dibuje flechas sobre los subniveles (vea las líneas diagonales rojas en el diagrama colocando el mouse sobre el diagrama).
  3. Une las líneas diagonales de un extremo a otro (haz clic en el diagrama para ver cómo he unido las líneas diagonales rojas).
  1. Sigue las flechas. Los subniveles están dispuestos mágicamente en la secuencia correcta desde la energía más baja. compare el orden de llenado de la secuencia de subniveles con el diagrama de energía de los subniveles.

3G - Notaciones de configuración de electrones

Hay una forma de representar con precisión la disposición de los electrones en los átomos. Echemos un vistazo al átomo más simple, el hidrógeno.

Un átomo de hidrógeno tiene 1 electrón. Ese electrón ocupará el nivel de energía principal más bajo, norte = 1, y el único subnivel, s. Denotamos la configuración electrónica del hidrógeno como

  • El helio tiene 2 electrones los 2 electrones ambos ocupan el s subnivel en el nivel de energía principal 1.
    • La configuración electrónica del helio es 1s 2
    • La configuración electrónica del litio es 1s 2 2s 1
    • La configuración electrónica del berilio es 1s 2 2s 2

    3H - Configuración electrónica y tabla periódica

    Existe un patrón entre la configuración electrónica de los elementos y sus posiciones en la tabla periódica. Debería echar un vistazo y observar de cerca los primeros 20 elementos. Compara la configuración electrónica de un elemento y su posición en la tabla periódica.


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    Ejemplos de

    Las configuraciones electrónicas de algunos elementos se proporcionan con ilustraciones en esta subsección.

    Hidrógeno

    El número atómico del hidrógeno es 1. Por lo tanto, un átomo de hidrógeno contiene 1 electrón, que se colocará en la subcapa s de la primera capa / órbita. La configuración electrónica del hidrógeno es 1 s 1 , como se ilustra a continuación.

    Oxígeno

    El número atómico de oxígeno es 8, lo que implica que un átomo de oxígeno contiene 8 electrones. Sus electrones se llenan en el siguiente orden:

    Por lo tanto, la configuración electrónica del oxígeno es 1s 2 2s 2 2p 4 , como se muestra en la ilustración que se proporciona a continuación.

    ¿Se refiere a la configuración electrónica de un elemento?

    La configuración electrónica de un elemento es una notación simbólica de la forma en que los electrones de sus átomos se distribuyen en diferentes orbitales atómicos. Mientras se escriben las configuraciones electrónicas, se sigue una notación estandarizada en la que el nivel de energía y el tipo de orbital se escriben primero, seguidos del número de electrones presentes en el orbital escrito en superíndice. Por ejemplo, la configuración electrónica del carbono (número atómico: 6) es 1s22s22p2.

    ¿Por qué son importantes las configuraciones electrónicas?

    Las configuraciones de electrones proporcionan información sobre el comportamiento químico de los elementos al ayudar a determinar los electrones de valencia de un átomo. También ayuda a clasificar los elementos en diferentes bloques (como los elementos del bloque s, los elementos del bloque p, los elementos del bloque d y los elementos del bloque f). Esto facilita el estudio colectivo de las propiedades de los elementos.

    Cuál es la configuración electrónica del cobre?

    La configuración electrónica del cobre es [Ar] 3d104s1. Esta configuración desobedece el principio de aufbau debido a la brecha de energía relativamente pequeña entre los orbitales 3d y 4s. El d-orbital completamente lleno ofrece más estabilidad que la configuración parcialmente llena.


    Segunda capa de electrones

    La segunda capa de electrones puede contener ocho electrones. Esta capa contiene otro orbital esférico s y tres orbitales p con forma de & # 8220dumbbell & # 8221, cada uno de los cuales puede contener dos electrones. Una vez que se llena el orbital 1s, se llena la segunda capa de electrones, primero llenando su orbital 2s y luego sus tres orbitales p. Al llenar los orbitales p, cada uno toma un solo electrón. Una vez que cada orbital p tiene un electrón, se puede agregar un segundo. El litio (Li) contiene tres electrones que ocupan la primera y la segunda capa. Dos electrones llenan el orbital 1s y el tercer electrón llena el orbital 2s. Su configuración electrónica es 1s 2 2s 1. El neón (Ne), por otro lado, tiene un total de diez electrones: dos están en su orbital 1s más interno y ocho llenan su segunda capa (dos cada uno en los orbitales 2s y tres p). Por tanto, es un gas inerte y energéticamente estable: rara vez forma un enlace químico con otros átomos.

    Diagrama de los orbitales S y PLas subcapas tienen forma de esferas. Tanto las capas principales 1n como 2n tienen un orbital s, pero el tamaño de la esfera es mayor en el orbital 2n. Cada esfera es un orbital único. Las subcapas p están formadas por tres orbitales en forma de mancuerna. El caparazón principal 2n tiene una subcapa p, pero el caparazón 1 no.


    Orbitales atómicos

    Los electrones en la capa más externa parcialmente llena (o capas) determinan las propiedades químicas del átomo que se llama capa de valencia. Cada capa consta de una o más subcapas, y cada subcapa consta de uno o más orbitales atómicos.

    Las propiedades de un átomo dependen en última instancia del número de electrones en los diversos orbitales y de la carga nuclear que determina la compacidad de los orbitales. Con el fin de relacionar las propiedades de los elementos con sus ubicaciones en la tabla periódica, a menudo es conveniente hacer uso de una vista simplificada del átomo en el que el núcleo está rodeado por una o más capas esféricas concéntricas & # 8220, & # 8221 cada uno de los cuales consta de los orbitales de número cuántico principal más alto que contienen al menos un electrón, estos son orbitales s y p y pueden incluir orbitales d o f, que dependen del átomo. El modelo de caparazón, como cualquier modelo científico, es menos una descripción del mundo que una forma simplificada de mirarlo que nos ayuda a comprender y correlacionar diversos fenómenos.

    Veremos varias visualizaciones de la tabla periódica. Primero, sin embargo, sería instructivo ver cómo se construye desde un punto de vista lógico. La tabla actual es el resultado de un esfuerzo continuo de más de 100 años de observación, medición, predicción y prueba de las relaciones de los fenómenos químicos y físicos con las configuraciones y cargas electrónicas.


    La fase de los orbitales

    Al construir orbitales moleculares, la fase de unión de los dos orbitales crea orbitales de enlace y anti-enlace.

    Objetivos de aprendizaje

    Describe cómo se combinan los orbitales atómicos para formar orbitales moleculares.

    Conclusiones clave

    Puntos clave

    • El electrón, al ser una partícula cuántica, no puede tener una ubicación distinta, pero el orbital del electrón se puede definir como la región del espacio alrededor del núcleo en la que el umbral de probabilidad matemática de encontrar el electrón excede algún valor arbitrario, como el 90% o 99%.
    • Los orbitales son simplemente funciones matemáticas que describen patrones particulares de ondas estacionarias que se pueden trazar en un gráfico pero que no tienen realidad física.
    • Dos orbitales atómicos pueden superponerse de dos formas dependiendo de su relación de fase. La fase de un orbital es una consecuencia directa de las propiedades ondulantes de los electrones.

    Términos clave

    • orbital molecular: El comportamiento mecánico cuántico de un electrón en una molécula que describe la probabilidad de que el electrón ocupe una posición y energía particulares, que se aproxima mediante una combinación lineal de orbitales atómicos.
    • fase: Cualquier punto o porción en una serie recurrente de cambios, como en los cambios de movimiento de una de las partículas que constituyen una onda o vibración, una porción de una serie de tales cambios, a diferencia de una porción contrastada, como la porción de una lado de una posición de equilibrio, en contraste con el del lado opuesto.

    Definición de orbitales de electrones

    The electron is a quantum particle and cannot have a distinct location, but the electron’s orbital can be defined as the region of space around the nucleus in which the probability of finding the electron exceeds some arbitrary threshold value, such as 90% or 99%.

    Because of the wave-like character of matter, the orbital corresponds to a standing-wave pattern in 3-dimensional space that we can often represent more clearly in a 2-dimensional cross section. The quantity that is varying (“waving”) is a number denoted by ψ (psi), whose value varies from point to point according to the wavefunction for that particular orbital.

    Orbitals of all types are simply mathematical functions that describe particular standing-wave patterns that can be plotted on a graph but have no physical reality of their own. Because of their wavelike nature, two or more orbitals (i.e., two or more functions ψ) can be combined both in-phase and out-of-phase to yield a pair of resultant orbitals that, to be useful, must have squares that describe actual electron distributions in the atom or molecule.

    Molecular Orbitals and Their Phases

    When combining orbitals to describe a bonding interaction between two species, the symmetry requirements for the system dictate that the two starting orbitals must make two new orbitals. One orbital, based on in-phase mixing of the orbitals, will be lower in energy and termed bonding. Another orbital, based on out-of-phase mixing of the orbitals, will be higher in energy and termed anti-bonding.

    Hydrogen molecular orbitals: The dots here represent electrons. The in-phase combination of the s orbitals from the two hydrogen atoms provides a bonding orbital that is filled, whereas the out-of-phase combination provides an anti-bonding orbital that remains unfilled.

    Orbitals that Overlap

    Two atomic orbitals can overlap in two ways depending on their phase relationship. The phase of an orbital is a direct consequence of the wave-like properties of electrons. In graphical representations of orbitals, orbital phase is depicted either by a plus or minus sign (which have no relationship to electric charge) or by shading one lobe. The sign of the phase itself does not have physical meaning except when mixing orbitals to form molecular orbitals.

    Constructive Overlap

    Two same-sign orbitals have a constructive overlap forming a molecular orbital with the bulk of the electron density located between the two nuclei. This molecular orbital is called the bonding orbital and its energy is lower than that of the original atomic orbitals. A bond involving molecular orbitals that are symmetric with respect to rotation around the bond axis is called a sigma bond (σ-bond). If the phase changes, the bond becomes a pi bond (π-bond). Symmetry labels are further defined by whether the orbital maintains its original character after an inversion about its center if it does, it is defined gerade (g), German for “straight.” If the orbital does not maintain its original character, it is ungerade (u), German for “odd.”

    Destructive Overlap

    Atomic orbitals can also interact with each other out-of-phase, which leads to destructive cancellation and no electron density between the two nuclei at the so-called nodal plane depicted as a perpendicular dashed line. In this anti-bonding molecular orbital with energy much higher than the original atomic orbitals, any electrons present are located in lobes pointing away from the central internuclear axis. For a corresponding σ-bonding orbital, such an orbital would be symmetrical but differentiated from it by an asterisk, as in σ*. For a π-bond, corresponding bonding and antibonding orbitals would not have such symmetry around the bond axis and would be designated π and π*, respectively.

    Two p-orbitals forming a π-bond: If two parallel p-orbitals experience sideways overlap on adjacent atoms in a molecule, then a double or triple bond can develop. Although the π-bond is not as strong as the original σ-bond, its strength is added to the existing single bond.

    P-orbital overlap is less than head-on overlap between two s orbitals in a σ-bond due to orbital orientation. This makes the π-bond a weaker bond than the original σ-bond that connects two neighboring atoms however the fact that its strength is added to the underlying σ-bond bond makes for a stronger overall linkage. Electrons in π-bonds are often referred to as π- electrons. They limit rotational freedom about the double bond because a parallel orientation of the p-orbitals must be preserved to maintain the double or triple bond.


    Configuración electronica

    Many-electron atoms

    For many-electron atoms, as we have already mentioned, SE cannot be solved analytically because of the electron–electron interaction. The starting point is to ignore this part of the Hamiltonian. This leads to the orbital approximation o el independent electron model. The multielectron wave function is approximated as a product of one-electron wave functions, orbitals. This product is called electron configuration . Each electron is described with its own, hydrogen-like orbital, obtained from its own SE (obviously with modified nuclear charge Z). What we have learned in previous subsections is that the lowest energy solution of the one-electron SE is 1s orbital. Would that mean that in the ground state of a multielectron atom, all electrons are going to be described by their 1s orbitals? Obviously, this is not correct. We know that independent electrons are not really independent. It is impossible that two electrons are in the same place. Remember, electrons are moving in four-dimensional space (spatial+spin), but their position is not known exactly. Instead of the particle’s position, we need to think of electrons as waves described completely by the set of four quantum numbers. Thus two electrons cannot have all four quantum numbers identical. Esto es Pauli’s exclusion principle. Another way of stating this is that each orbital can accommodate up to two electrons (with “opposite spins,” i.e., one α, el otro β). The last expression is commonly used while speaking about electron configuration. It may also look convenient to draw the configurations either in boxes or as line/arrow diagrams. It is also common to use an expression like “there are two electrons in d orbital,” or “1s orbital is occupied by two electrons.” However, never forget that an orbital (spin–orbital), by definition, is a one-electron wave function—it describes one, and only one electron. And strictly speaking, one cannot “put an electron in,” and an orbital cannot “accommodate an electron.” Again, orbitals are one-electron wave functions, described by four quantum numbers, used to approximate the multielectron wave function ( Autschbach, 2012 ). All the statements above are, of course, completely valid, but only if we are aware of their true meaning.

    We need to admit that the orbital approximation is very crude. Electron–electron interactions cannot be so small to be neglected. But there is a simple way our model can be improved, while still ignoring electron–electron repulsion explicitly. An electron in a multielectron atom can be considered as moving in the effective field created by the nucleus and all the other electrons. That means that the electron is “feeling” the nuclear charge, but it is reduced due to the presence of other electrons. Thus electron–electron repulsion is mimicked by the so-called electron shielding. The electrons with different norte y l quantum numbers will be shielded differently, that is, will feel different effective nuclear charge, Zeff. This points to one important difference compared to the hydrogen atom—the energy of the orbitals will depend both on norte (as in the H-atom case), but also on l quantum number. Thus the degeneracy of s, p, d levels with the same norte is removed. However, we still use the orbital approximation. The electron configuration is symbolically written as the product of all the “occupied” subshells, with a superscript indicating the number of electrons “in” it. A maximum number of electrons in each subshell is given by its degeneracy, 2(2l+1). For example, the ground state of He-atom is described as 1s 2 , of Li-atom 1s 2 2s 1 , of O-atom 1s 2 2s 2 2p 4 . Zeff can be determined by a set of semiempirical rules. More often it is a variable which can systematically improve an initial approximate wave function by the means of the variational calculations.

    To understand the effect of shielding we refer to Fig. 2.2 , which depicts the radial distributions of H-like orbitals. The angular wave function of each orbital is still described by spherical harmonics. While the radial part in the multielectron system will be different, the qualitative picture will still hold. Because of the higher nuclear charge (Zeff>1) nucleus will more strongly attract electrons, and the region of maximum probability density will be closer to the nucleus. The maximum radial probability of orbitals with the same norte is still on a similar distance from the nucleus regardless of different l valores. The shell model of an atom gives rough features of the electron density of an atom. Within each shell, a finer picture is provided by the subshells. Electrons with lower norte are closer to the nucleus. They are tightly bound to the nucleus because they are only slightly shielded from the full nuclear charge. However, these electrons will reduce the average charge of the nucleus experienced by the electrons in orbitals with higher norte. Thus similarly to the H-atom, energy will be higher for orbitals with higher norte. Let us now try to understand why the orbitals with the same norte but different l will be shielded differently. Let us think about 2s and 2p orbitals. In the one-electron system, 2s and 2p orbitals are degenerate. 2s orbital will have higher kinetic energy in the radial part of the wave function (one radial node), but 2p orbital will have higher kinetic energy in angular part (one angular node), and the total energy will be the same in both cases (as it depends only on norte). But what happens in a multielectron atom, for example, in configurations 1s 2 2s 1 or 1s 2 2p 1 , which one would have lower energy? If we look into radial distributions of 2s and 2p orbitals ( Fig. 2.2 ), we see that 2s electron is, on average, slightly further away from the nucleus than a 2p electron. From that, naively, we could expect that energy of 2s electron will be higher than that of the 2p electron. But at the same time, the maximum of the 2p distribution is closer to the region occupied by the 1s electrons. Therefore 1s and 2p electrons are, on average, closer together than the 1s and 2s electrons. Consequently, the 1s and 2p electrons will repel each other more than 1s and 2s electrons ( Cooksy, 2014 ). Here, we are approximating the electron–electron repulsion by shielding, so 2p orbitals will be more shielded than 2s, and 2s orbital will have lower energy. Similar reasoning could be applied for 3s, 3p, and 3d orbitals. Within each subshell, 2(2l+1) degeneracy is not removed. The energy order of orbitals in the ground state of multielectron atoms is typically 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, (3d, 4s), 4p… The order of 3d and 4s orbitals will depend on atoms as they lie close in energy. Constructing the electron configuration is typically based on the Principio de Aufbau. The orbitals are arranged by increasing energy, and electrons are added one by one, according to this energy order, subject to the Pauli exclusion principle. A maximum of two electrons can be assigned to one orbital, and if so, then they will have paired spins. So far, we have not talked too much about the spin, but there is an additional rule that is accounted for during this build-up principle. When more than one orbital is available for occupation, which happens due to the degeneracies of subshells, electrons occupy separate orbitals (with different metrol values) before entering an already half-occupied orbital. Doing so, they will have parallel spins (e.g., both with α spin). Esto Hund’s rule of maximum multiplicity is obviously important only if we care about the occupation of orbitals with the same l valor. For example, O-atom’s configuration, 1s 2 2s 2 2p 4 , can be written as 1 s 2 2 s 2 2 p x 2 2 p y 1 2 p z 1 , where the last two electrons are both α spin, and pX, pagy, pagz indicates three electrons with metrol values −1, 0, +1, respectively. Qualitatively, occupying two different degenerate orbitals gives them a greater spatial separation, hence lower energy. Maximum spin is related to the effects of so-called spin correlation, which will be discussed shortly later. However, in the orbital approximation, all different occupations of subshells, microstates, are still degenerate. Specification of subshell occupation in electron configuration imitates the real ground state of atoms, with explicit electron–electron repulsion. Completely filled shells are tightly bound to the nucleus and these electrons are called core electrons. Electrons in partially filled shells are electrones de valencia and are further away from the nucleus. As explained, core electrons shield valence ones from the nucleus. Core electrons usually do not contribute to the chemistry of atoms. Chemistry is often related mainly to the properties of valence electrons.

    Periodic system of elements

    The electron configuration of atoms explains the common form of the periodic system of elements ( Fig. 2.3 ). Elements are classified into “blocks” according to the subshell that is being “filled” as the atomic number increases. Each period starts with the elements whose highest energy electrons are in the nortes orbital. These are s-elements, with group 1 having nortes 1 and group 2 having nortes 2 configuration of outermost electrons. The first period has only H and He because with norte=1 only s-orbitals are available. The second period will have six more elements, p-block (groups 13–18) elements that will have 2p orbitals occupied, obviously up to 2p 6 . The third period will also have eight elements, because of the occupation of 3s and 3p orbitals. The complications start with the fourth period. Orbital energies depend on Zeff, which is important for the relative order of, for example, 3d and 4s orbitals ( Eugen Schwarz, 2010 Eugen Schwarz and Rich, 2010 ). For K and Ca the order is 4s<3d, thus these two elements belong to the s-block and start the fourth period. However, from Sc on, the order is reversed, and the 3d orbital is lower in energy. The ground state configuration of Sc is however 3d 1 4s 2 . Because the 3d orbital is much more localized than the 4s orbital, the much greater repulsion energy of the two electrons in the 3d orbital is more important than the simple energy order of the orbitals. The total energy of the atom is lower despite populating the higher energy 4s orbital. The same reasoning is generally true for atoms Sc to Zn, and first-row d-block elements in the periodic system typically have valence electron configuration 3d norte 4s 2 . Exceptions are Cr (3d 5 4s 1 ) and Cu (3d 10 4s 1 ). A similar trend is observed in the fifth period. In the sixth period, filling 4f orbitals generates the f-block, rare earth elements. The energies of the 4f, 5d, and 6s orbitals are comparable, and true electronic configuration must be deduced considering effects that go beyond the one-electron picture. The ground state of cations is obtained by removing electrons from neutral atom configuration. In 3d metal cations that means removing electrons first from the 4s orbitals. Electronic configuration of TM cations, d norte , is the starting point of the LF approach for understanding the properties of coordination compounds (see details in the Ligand field theory section, as well as a discussion related to the oxidation states and using ionic configuration in complexes in the previous edition of this book Neese, 2013 ).

    Figure 2.3 . Periodic system of elements.

    We see that electronic configuration alone is not enough to describe the ground states of atoms. The true ground state is the state of lowest energy and needs to have included other effects, most notably electron–electron repulsion. Thus in principle, we cannot use electronic configuration and we must introduce terms. And spectroscopically determined ground electronic configurations are deduced from the transitions between true electronic states (terms).


    Quantum Numbers

    Quantum numbers refer to electrons, so I'll assume you mean the electron number that would correspond with the atomic number of the element. Quantum numbers are basically like an address for electrons, giving us information about the location of an electron from most general to most specific.

    We need to apply the Aufbau principle, Hund's rule and the Pauli exclusion principle to answer this question.

    Quantum numbers are listed in the following order: n, l, #m_l# , #m_s#

    n = principal number - tells us which energy level an electron is in
    l = angular number - tells us which sublevel and electron is in
    #m_l# = magnetic number - tells us which orbital the e- is in
    #m_s# = spin number - tells us if the electron is spin up or spin down

    The quantum numbers for electron 1 (hydrogen) are: 1,0,0,+1/2
    2 (He): 1,0,0,-1/2
    3 (Li): 2,0,0,+1/2
    4 (Be): 2,0,0,-1/2

    There is a lot of info you'll need to understand. - I'll recommend this video to help. Quantum numbers are discussed in the final minute but there is info through the entire video you'll use to determine quantum numbers.

    Zero electrons.
    Electrons don't share all four identical quantum numbers. Each electron has its own set of four quantum numbers. Something similar like people have unique fingerprint. Quantum number "is telling" us everything about electron.


    Ver el vídeo: Modelo Atómico Actual - Modelo Mecánico Cuántico (Diciembre 2021).