Configuración Electrónica en Periodos y Grupos

La configuración electrónica de una molécula se refiere a la distribución de electrones en varios orbitales moleculares. Es fundamental entender la molécula. El número de electrones en los orbitales moleculares de enlace y antienlace de una molécula o ion molecular se puede calcular a partir de su configuración electrónica.

Una configuración electrónica , también conocida como estructura electrónica, es la disposición de electrones en diferentes niveles de energía alrededor de un núcleo atómico. 

Las configuraciones electrónicas largas se producen típicamente mediante la notación convencional (especialmente para elementos que tienen un número atómico relativamente grande). En tales casos, se puede emplear una notación abreviada o condensada en lugar de la notación normal. En notación abreviada, la secuencia de subcapas completamente llenas que corresponden a la configuración electrónica de un gas noble se reemplaza por el símbolo del gas noble entre corchetes. Como resultado, la configuración electrónica abreviada del sodio es [Ne] 3s ¹ (la configuración electrónica del neón es 1s ² 2s ² 2p ⁶ , que puede abreviarse como [He] 2s ² 2p ⁶ ). Como resultado, las configuraciones electrónicas se pueden utilizar para:

1. Determinar la valencia de un elemento
2. Predecir las cualidades de un grupo de elementos (los elementos con configuraciones electrónicas similares tienden a exhibir propiedades similares).
3. La interpretación de los espectros atómicos.

Configuración Electrónica en Periodos

1. El período del elemento es el valor de n, el número cuántico primario, para la capa de valencia.
2. El número de electrones que pueden ser acomodados por diferentes niveles de energía varía.
3. 2n ² , donde n es el nivel de energía, es el mayor número de electrones que puede permitir un nivel de energía dado. Entonces, el primer nivel de energía (capa K) puede contener hasta 2 electrones, el segundo (capa L) hasta 8 electrones, el tercero (capa M) hasta 18 electrones, y así sucesivamente.
4. El segundo período comienza con el litio y el berilio, los cuales tienen tres y cuatro electrones, respectivamente, por lo que los electrones finales alcanzan el nivel dos.
5. El tercer período comienza con Sodio y termina con Argón, llenando los orbitales 3s y 3p en ese orden. Hay ocho elementos en este período también.
6. Los 4 de nivel se llenan primero en el cuarto período con n = 4. Todo comienza con el potasio. Sin embargo, sabemos que el orbital 3d debe estar lleno antes de que se pueda llenar el orbital 4p. El escandio es el primero de los elementos de transición tridimensionales. El orbital 3d está lleno de zinc.
7. Los niveles 5 se llenan primero en el quinto período con n = 5. La serie de transición 4d, que comienza con el itrio, domina esta vez. El orbital 5p está completamente lleno de xenón al final del período.
8. Con n = 6, el sexto período tiene 32 elementos, con electrones llenando los orbitales 6s, 4f, 5d y 6p. El cerio significa la entrada de electrones en el orbital 4f, lo que da como resultado la serie de lantánidos de elementos de transición internos 4f.
9. Los elementos radiactivos hechos por el hombre con electrones que llenan los orbitales 7s, 5f, 6d y 7p pertenecen al séptimo período con n = 7. Similar al período 6, este período hace que los electrones llenen el orbital 5f, dando lugar a la serie de actínidos de 5f-elementos de transición interior.

Configuración Electrónica en Grupos

Las capas más externas de los elementos del mismo grupo tienen el mismo número de electrones, lo que da como resultado configuraciones eléctricas de capa de valencia idénticas. Como resultado, las características y la química de los elementos del mismo grupo siguen un patrón similar.

Llenado de orbitales atómicos

Principio de Aufbau

1. El verbo Aufbeen, que significa “construir” en alemán, es el origen del nombre de este principio.
2. Los electrones ocuparán orbitales de menor energía antes de pasar a orbitales de mayor energía, según el principio de Aufbau.
3. La energía de un orbital se calcula sumando sus números cuánticos primario y azimutal.
4. Según este principio, los electrones se llenan en el siguiente orden: 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 4f, 5d, 6p, 7s, 5f, 6d, 7p .
5. Hay algunas excepciones al principio de Aufbau, como el cromo y el cobre. Estas excepciones pueden explicarse ocasionalmente por la estabilidad que ofrecen las subcapas llenas a la mitad o completamente llenas.

Principio de exclusión de Pauli

1. De acuerdo con el principio de exclusión de Pauli, un orbital solo puede contener un máximo de dos electrones con espines opuestos.
2. Este principio se puede establecer de otra manera que no hay dos electrones en el mismo átomo que tengan los mismos valores para los cuatro números cuánticos.
3. Como resultado, si dos electrones tienen el mismo número de principio, azimutal y magnético, deben tener espines opuestos.

Regla de Hund

1. Esta regla especifica el orden en que los electrones se llenan en todos los orbitales de la subcapa.
2. Afirma que cada orbital en una subcapa particular está ocupado únicamente por electrones antes de que se coloque un segundo electrón en él.
3. Los electrones en orbitales con un solo electrón tienen todos el mismo espín para maximizar el espín total (o los mismos valores del número cuántico de espín).

Configuraciones electrónicas de los primeros 20 elementos de la tabla periódica:

Elemento	Símbolo	Número atómico	Configuración electrónica
Hidrógeno	H	1	1s 1
Helio	Él	2	1s 2
Litio	li	3	[Él] 2s 1
Berilio	Ser	4	[Él] 2s 2
Boro	B	5	[Él] 2s 2 2p 1
Carbón	C	6	[Él] 2s 2 2p 2
Nitrógeno	norte	7	[Él] 2s 2 2p 3
Oxígeno	O	8	[Él] 2s 2 2p 4
Flúor	F	9	[Él] 2s 2 2p 5
Neón	Nordeste	10	[Él] 2s 2 2p 6
Sodio	N / A	11	[Ne] 3 s 1
Magnesio	magnesio	12	[Ne] 3s 2
Aluminio	Alabama	13	[Ne] 3s 2 3p 1
Silicio	Si	14	[Ne] 3s 2 3p 2
Fósforo	PAGS	15	[Ne] 3s 2 3p 3
Azufre	S	dieciséis	[Ne] 3s 2 3p 4
Cloro	cl	17	[Ne] 3s 2 3p 5
Argón	Arkansas	18	[Ne] 3s 2 3p 6
Potasio	k	19	[Ar] 4s 1
Calcio	California	20	[Ar] 4s 2

Ejemplos de preguntas

Pregunta 1: ¿Qué es la configuración electrónica de un elemento?

Responder:

La configuración electrónica de un elemento es una representación simbólica de cómo se organizan los electrones de sus átomos en diferentes orbitales atómicos.

Pregunta 2: ¿Cuáles son las tres reglas a seguir al escribir la configuración electrónica de los elementos?

Responder: 

1. De acuerdo con el principio de Aufbau, los electrones deben llenar completamente los orbitales atómicos del nivel de energía anterior antes de ocupar un orbital asociado con un nivel de energía superior. Los electrones ocupan orbitales en orden ascendente de nivel de energía orbital creciente.
2. Dos electrones no pueden tener los mismos valores para los cuatro números cuánticos, según el principio de exclusión de Pauli. Como resultado, cada subcapa orbital solo puede contener un máximo de dos electrones, los cuales deben tener espines opuestos.
3. De acuerdo con la regla de multiplicidad máxima de Hund, todas las subcapas en un orbital deben ocuparse individualmente antes de que cualquier subcapa pueda ocuparse dos veces. Además, todos los electrones en subcapas ocupadas individualmente deben tener el mismo espín (para maximizar el espín general).

Pregunta 3: ¿Por qué son importantes las configuraciones electrónicas?

Responder:

Las configuraciones electrónicas brindan información sobre el comportamiento químico de los elementos al ayudar a determinar los electrones de valencia de un átomo. También ayuda en la separación de elementos en bloques distintos (como los elementos del bloque s, los elementos del bloque p, los elementos del bloque d y los elementos del bloque f). Esto simplifica la observación de las propiedades de los componentes como un todo.

Pregunta 4: ¿Qué es el principio de exclusión de Pauli?

Responder:

Un orbital solo puede contener un máximo de dos electrones con espines opuestos, según el principio de exclusión de Pauli.

Pregunta 5: ¿Qué es la regla de Hund?

Responder:

La regla de Hund especifica el orden en que los electrones se llenan en todos los orbitales de una subcapa.