La configuración electrónica de un elemento químico es el seguimiento de la ubicación de los electrones en sus átomos. Los electrones pueden estar en capas, subcapas y orbitales. La distribución de electrones determina la valencia de un elemento, su actividad química y su capacidad para interactuar con otras sustancias.

Cómo se escribe la configuración electrónica

La disposición de los átomos generalmente se escribe para aquellas partículas de elementos químicos que se encuentran en el estado fundamental. Si el átomo está excitado, la entrada se llamará configuración excitada. La determinación de la configuración electrónica aplicable en un caso particular depende de tres reglas que son válidas para los átomos de todos los elementos químicos.

Principio de llenado

La configuración electrónica de un átomo debe cumplir con el principio de llenado, según el cual los electrones de los átomos llenan los orbitales en orden creciente, desde el nivel de energía más bajo hasta el más alto. Los orbitales más bajos de cualquier átomo siempre se llenan primero. Luego, los electrones llenan los orbitales existentes del segundo nivel de energía, luego el orbital s y solo al final, el orbital del subnivel p.

Por escrito, la configuración electrónica de los elementos químicos se transmite mediante una fórmula en la que, junto al nombre del elemento, se indica una combinación de números y letras correspondientes a la posición de los electrones. El número superior indica la cantidad de electrones en estos orbitales.

Por ejemplo, un átomo de hidrógeno tiene un solo electrón. Según el principio de llenado, este electrón se encuentra en el orbital s. Por tanto, la configuración electrónica del hidrógeno será 1s1.

El principio de exclusión de Pauli

La segunda regla para llenar orbitales es un caso especial de una ley más general, descubierta por el físico suizo F. Pauli. Según esta regla, en cualquier elemento químico no existe ningún par de electrones que tengan el mismo conjunto de números cuánticos. Por lo tanto, no pueden estar simultáneamente más de dos electrones en cualquier orbital, y sólo si tienen espines desiguales.

El principio de exclusión de Pauli puede considerarse en ejemplo específico. La configuración electrónica del átomo de berilio se puede escribir como 1s 2 2s 2. Cuando un cuanto de energía golpea un átomo, el átomo entra en un estado excitado. Podría escribirse así:

1s 2 2s 2 (estado normal) + hν→ 1s 2 2s 1 2p 1 (estado excitado).

Si comparas las configuraciones electrónicas del berilio en los estados normal y excitado, notarás que la cantidad de electrones no apareados en ellos no es la misma. La configuración electrónica del berilio muestra la ausencia de electrones desapareados en Condicion normal. Después de que un cuanto de energía ingresa a un átomo, aparecen dos electrones desapareados.

En principio, en cualquier elemento químico los electrones pueden moverse a orbitales con energías más altas, pero para la química solo son de interés aquellas transiciones que ocurren entre subniveles con valores de energía similares.

Este patrón se puede explicar de la siguiente manera. La formación de un enlace químico siempre va acompañada de la liberación de energía, porque los átomos pasan a un estado energéticamente favorable. El emparejamiento de electrones en un nivel de energía genera costos de energía que se compensan completamente después de la formación de un enlace químico. Los costes energéticos derivados del emparejamiento de electrones de diferentes niveles químicos resultan ser tan elevados que los enlaces químicos no pueden compensarlos. Si no hay ningún compañero químico, el átomo excitado libera un cuanto de energía y regresa a Condicion normal- Los científicos llaman a este proceso relajación.

la regla de hund

La configuración electrónica de un átomo obedece a la ley de Hund, según la cual el llenado de los orbitales de una subcapa comienza con electrones que tienen el mismo espín. Sólo después de que todos los electrones individuales ocupan los orbitales establecidos, se les unen partículas cargadas con espín opuesto.

La regla de Hund queda claramente confirmada por la configuración electrónica del nitrógeno. El átomo de nitrógeno tiene 7 electrones. La configuración electrónica de este elemento químico se ve así: ls22s22p3. Los tres electrones que se encuentran en la subcapa 2p deben estar ubicados solos, ocupando cada uno de los tres orbitales 2p, y todos sus espines deben ser paralelos.

Estas reglas ayudan no sólo a comprender qué determina la configuración electrónica de los elementos tabla periódica, pero también para comprender los procesos que ocurren dentro de los átomos.

Configuración electrónica de un átomo. es una fórmula que muestra la disposición de los electrones en un átomo por niveles y subniveles. Después de estudiar el artículo, aprenderá dónde y cómo se encuentran los electrones, se familiarizará con los números cuánticos y podrá construir la configuración electrónica de un átomo por su número, al final del artículo hay una tabla de elementos.

¿Por qué estudiar la configuración electrónica de los elementos?

Los átomos son como un conjunto de construcción: hay un cierto número de partes, se diferencian entre sí, pero dos partes del mismo tipo son absolutamente iguales. Pero este set de construcción es mucho más interesante que el de plástico y he aquí por qué. La configuración cambia según quién esté cerca. Por ejemplo, el oxígeno junto al hidrógeno. Tal vez se convierte en agua, cuando está cerca del sodio se convierte en gas y cuando está cerca del hierro se convierte completamente en óxido. Para responder a la pregunta de por qué sucede esto y predecir el comportamiento de un átomo junto a otro, es necesario estudiar la configuración electrónica, que se comentará a continuación.

¿Cuántos electrones hay en un átomo?

Un átomo está formado por un núcleo y electrones que giran a su alrededor; el núcleo está formado por protones y neutrones. En el estado neutro, cada átomo tiene un número de electrones igual al número de protones en su núcleo. El número de protones está indicado por el número atómico del elemento; por ejemplo, el azufre tiene 16 protones, el elemento número 16 de la tabla periódica. El oro tiene 79 protones, el elemento número 79 de la tabla periódica. En consecuencia, el azufre tiene 16 electrones en estado neutro y el oro tiene 79 electrones.

¿Dónde buscar un electrón?

Al observar el comportamiento del electrón se derivaron ciertos patrones, que se describen mediante números cuánticos, son cuatro en total:

• Número cuántico principal
• Número cuántico orbital
• Número cuántico magnético
• Número cuántico de espín

Orbital

Además, en lugar de la palabra órbita, usaremos el término "orbital"; un orbital es la función de onda de un electrón; aproximadamente, es la región en la que el electrón pasa el 90% de su tiempo.

norte - nivel
L - concha
M l - número de orbital
M s - primer o segundo electrón en el orbital

Número cuántico orbital l

Como resultado del estudio de la nube de electrones, descubrieron que, dependiendo del nivel de energía, la nube toma cuatro formas principales: una pelota, mancuernas y otras dos más complejas. En orden de energía creciente, estas formas se denominan capas s, p, d y f. Cada una de estas capas puede tener 1 (en s), 3 (en p), 5 (en d) y 7 (en f) orbitales. El número cuántico orbital es la capa en la que se encuentran los orbitales. El número cuántico orbital para los orbitales s,p,d y f toma los valores 0,1,2 o 3, respectivamente.

Hay un orbital en la capa s (L=0): dos electrones.
Hay tres orbitales en la capa p (L=1): seis electrones
Hay cinco orbitales en la capa d (L=2): diez electrones.
Hay siete orbitales en la capa f (L=3): catorce electrones.

Número cuántico magnético m l

Hay tres orbitales en la capa p, están designados por números de -L a +L, es decir, para la capa p (L=1) hay orbitales “-1”, “0” y “1” . El número cuántico magnético se indica con la letra m l.

Dentro de la capa, es más fácil que los electrones se ubiquen en diferentes orbitales, por lo que los primeros electrones llenan uno en cada orbital, y luego se agrega un par de electrones a cada uno.

Considere el d-shell:
La capa d corresponde al valor L=2, es decir, cinco orbitales (-2,-1,0,1 y 2), los primeros cinco electrones llenan la capa tomando los valores M l =-2, M l =-1, M l =0, M l =1, M l =2.

Número cuántico de espín m s

El espín es la dirección de rotación de un electrón alrededor de su eje, hay dos direcciones, por lo que el número cuántico de espín tiene dos valores: +1/2 y -1/2. Un subnivel de energía sólo puede contener dos electrones con espines opuestos. El número cuántico de espín se denota como m s

Número cuántico principal n

El número cuántico principal es el nivel de energía en este momento Se conocen siete niveles de energía, cada uno indicado por un número arábigo: 1,2,3,...7. El número de proyectiles en cada nivel es igual al número de nivel: hay un proyectil en el primer nivel, dos en el segundo, etc.

número de electrones

Entonces, cualquier electrón puede describirse mediante cuatro números cuánticos, la combinación de estos números es única para cada posición del electrón, tome el primer electrón, el nivel de energía más bajo es N = 1, en el primer nivel hay una capa, la El primer caparazón en cualquier nivel tiene la forma de una bola (s -cáscara), es decir. L=0, el número cuántico magnético sólo puede tomar un valor, M l =0 y el espín será igual a +1/2. Si tomamos el quinto electrón (en cualquier átomo que sea), entonces sus principales números cuánticos serán: N=2, L=1, M=-1, espín 1/2.

Problema 1. Escriba las configuraciones electrónicas de los siguientes elementos: N, Si, Fe, Kr, Te, W.

Solución. La energía de los orbitales atómicos aumenta en el siguiente orden:

1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s 4f 5d 6p 7s 5f 6d .

Cada capa s (un orbital) no puede contener más de dos electrones, la capa p (tres orbitales), no más de seis, la capa d (cinco orbitales), no más de 10, y la capa f ( siete orbitales) - no más de 14.

En el estado fundamental de un átomo, los electrones ocupan orbitales con la energía más baja. El número de electrones es igual a la carga del núcleo (el átomo en su conjunto es neutro) y al número atómico del elemento. Por ejemplo, un átomo de nitrógeno tiene 7 electrones, dos de los cuales están en el orbital 1s, dos en el orbital 2s y los tres electrones restantes en el orbital 2p. Configuración electrónica del átomo de nitrógeno:

7N: 1s 2 2s 2 2p 3. Configuraciones electrónicas elementos restantes:

14 Si: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 2 ,

26 de febrero : 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 6,

36 mil r: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 3p 6 ,

52 Esos : 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 3p 6 5s 2 4d 10 5p 4,

74 Esos : 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 3p 6 5s 2 4d 10 5p 6 6s 2 4f 14 5d 4 .

Problema 2. ¿Qué gas inerte y qué iones elementales tienen la misma configuración electrónica que la partícula resultante de la eliminación de todos los electrones de valencia de un átomo de calcio?

Solución. La capa electrónica del átomo de calcio tiene la estructura 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2. Cuando se eliminan dos electrones de valencia, se forma un ion Ca 2+ con la configuración 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6. El átomo tiene la misma configuración electrónica. Arkansas e iones S 2-, Cl -, K +, Sc 3+, etc.

Problema 3. ¿Pueden los electrones del ion Al 3+ estar en los siguientes orbitales: a) 2p; b) 1r; c) 3d?

Solución. La configuración electrónica del átomo de aluminio es: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 1. El ion Al 3+ se forma mediante la eliminación de tres electrones de valencia de un átomo de aluminio y tiene la configuración electrónica 1s 2 2s 2 2p 6 .

a) los electrones ya están en el orbital 2p;

b) de acuerdo con las restricciones impuestas al número cuántico l (l = 0, 1,…n -1), con n = 1 sólo es posible el valor l = 0, por lo tanto, el orbital 1p no existe;

c) los electrones pueden estar en el orbital 3d si el ion está en estado excitado.

Tarea 4. Escriba la configuración electrónica del átomo de neón en el primer estado excitado.

Solución. La configuración electrónica del átomo de neón en el estado fundamental es 1s 2 2s 2 2p 6. El primer estado excitado se obtiene mediante la transición de un electrón desde el orbital ocupado más alto (2p) al orbital desocupado más bajo (3s). La configuración electrónica del átomo de neón en el primer estado excitado es 1s 2 2s 2 2p 5 3s 1.

Problema 5. ¿Cuál es la composición de los núcleos de los isótopos 12 C y 13 C, 14 N y 15 N?

Solución. El número de protones en el núcleo es igual al número atómico del elemento y es el mismo para todos los isótopos de un elemento determinado. El número de neutrones es igual al número de masa (indicado en la parte superior izquierda del número del elemento) menos el número de protones. Diferentes isótopos de un mismo elemento tienen diferente número de neutrones.

Composición de los granos indicados:

12C: 6p+6n; 13C: 6p+7n; 14N: 7p+7n; 15N: 7p+8n.

Configuraciones electrónicas de átomos.

Los electrones de un átomo ocupan niveles, subniveles y orbitales según las siguientes reglas.

La regla de Pauli. En un átomo, dos electrones no pueden tener cuatro números cuánticos idénticos. Deben diferir al menos en un número cuántico.

El orbital contiene electrones con ciertos números n, l, m l y los electrones que se encuentran en él solo pueden diferir en el número cuántico m s, que tiene dos valores +1/2 y -1/2. Por lo tanto, en un orbital no se pueden ubicar más de dos electrones.

En un subnivel, los electrones tienen ciertos n y l y difieren en los números m l y m s. Dado que m l puede tomar 2l+1 valores y m s - 2 valores, entonces un subnivel no puede contener más de 2(2l+1) electrones. Por lo tanto, el número máximo de electrones en los subniveles s, p, d, f es 2, 6, 10, 14 electrones, respectivamente.

De manera similar, un nivel no contiene más de 2n 2 electrones y el número máximo de electrones en los primeros cuatro niveles no debe exceder de 2, 8, 18 y 32 electrones, respectivamente.

Regla de mínima energía. El llenado secuencial de niveles debe realizarse de tal manera que se asegure la energía mínima del átomo. Cada electrón ocupa el orbital vacante con menor energía.

La regla de Klechkovsky. El llenado de los subniveles electrónicos se realiza en orden creciente de la suma (n+l), y en el caso de la misma suma (n+l), en orden creciente de la cantidad n.

Forma gráfica de la regla de Klechkovsky.

Según la regla de Klechkovsky, los subniveles se completan en el siguiente orden: 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 4f, 5d, 6p, 7s, 5f, 6d, 7p , 8s, ...

Aunque el llenado de subniveles se produce según la regla de Klechkovsky, en la fórmula electrónica los subniveles se escriben secuencialmente por nivel: 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 3d, 4s, 4p, 4d, 4f, etc. Esto se debe al hecho de que la energía de los niveles llenos está determinada por el número cuántico n: cuanto mayor es n, mayor es la energía y para niveles completamente llenos tenemos E 3d

Una disminución en la energía de los subniveles con n menor y l mayor, si están completamente o medio llenos, conduce a que varios átomos adopten configuraciones electrónicas que difieren de las predichas por la regla de Klechkovsky. Entonces para Cr y Cu tenemos una distribución a nivel de valencia:

Cr(24e) 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 5 4s 1 y Cu(29e) 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 1 , no

Cr(24e) 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 4 4s 2 y Cu(29e) 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 9 4s 2 .

la regla de hund. Los orbitales de un subnivel determinado se llenan de tal manera que el giro total sea máximo. Los orbitales de un subnivel determinado se llenan primero con un electrón a la vez. Por ejemplo, para la configuración p 2, el relleno p x 1 p y 1 con un giro total s = 1/2 + 1/2 = 1 es preferible (es decir, tiene menor energía) que el relleno p x 2 con un giro total s = 1/2 - 1/2 = 0.

- más rentable, ¯ - menos rentable.

Las configuraciones electrónicas de los átomos se pueden escribir por niveles, subniveles y orbitales. En este último caso, el orbital suele denotarse por una celda cuántica, y los electrones por flechas que tienen una dirección u otra dependiendo del valor de m s .

Por ejemplo, la fórmula electrónica P(15e) se puede escribir:

a) por nivel)2)8)5

b) por subniveles 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 3

c) por orbitales 1s 2 2s 2 2p x 2 2p y 2 2p z 2 3s 2 3p x 1 3p y 1 3p z 1 o

­ ¯ ­ ¯ ­ ¯ ­ ¯ ­ ¯ ­ ¯ ­ ­ ­

Ejemplo. Escriba las fórmulas electrónicas de Ti(22e) y As(33e) por subnivel. El titanio está en el cuarto período, por lo que anotamos los subniveles hasta 4p: 1s2s2p3s3p3d4s4p y los llenamos con electrones hasta su número total de 22, sin incluir los subniveles vacíos en la fórmula final. Lo entendemos.

La configuración electrónica de un elemento es un registro de la distribución de electrones en sus átomos en capas, subcapas y orbitales. La configuración electrónica suele escribirse para átomos en su estado fundamental. La configuración electrónica de un átomo en la que uno o más electrones están en estado excitado se llama configuración excitada. Para determinar la configuración electrónica específica de un elemento en el estado fundamental existen las tres reglas siguientes: Regla 1: principio de llenado. Según el principio de llenado, los electrones en el estado fundamental de un átomo llenan las órbitas en una secuencia de niveles crecientes de energía orbital. Los orbitales de menor energía siempre se llenan primero.

Hidrógeno; número atómico = 1; número de electrones = 1

Este único electrón en el átomo de hidrógeno debe ocupar el orbital s de la capa K, ya que tiene la energía más baja de todos los orbitales posibles (ver figura 1.21). El electrón en este orbital s se llama electrón ls. El hidrógeno en su estado fundamental tiene una configuración electrónica de Is1.

Regla 2: El principio de exclusión de Pauli. Según este principio, cualquier orbital no puede contener más de dos electrones, y sólo si tienen espines opuestos (números de espín desiguales).

Litio; número atómico = 3; número de electrones = 3

El orbital de menor energía es el orbital 1s. Sólo puede aceptar dos electrones. Estos electrones deben tener espines desiguales. Si denotamos el espín +1/2 con una flecha apuntando hacia arriba y el espín -1/2 con una flecha apuntando hacia abajo, entonces dos electrones con espines opuestos (antiparalelos) en el mismo orbital se pueden representar esquemáticamente mediante la notación (figura 1.27). )

Dos electrones con espines idénticos (paralelos) no pueden existir en un orbital:

El tercer electrón en un átomo de litio debe ocupar el orbital siguiente en energía al orbital más bajo, es decir 2b-orbital. Así, el litio tiene una configuración electrónica de Is22s1.

Regla 3: la regla de hund. Según esta regla, el llenado de los orbitales de una subcapa comienza con electrones individuales con espines paralelos (de signo igual), y solo después de que los electrones individuales ocupan todos los orbitales puede ocurrir el llenado final de los orbitales con pares de electrones con espines opuestos.

Nitrógeno; número atómico = 7; número de electrones = 7 El nitrógeno tiene una configuración electrónica de ls22s22p3. Los tres electrones ubicados en la subcapa 2p deben ubicarse individualmente en cada uno de los tres orbitales 2p. En este caso, los tres electrones deben tener espines paralelos (figura 1.22).

En mesa La figura 1.6 muestra las configuraciones electrónicas de elementos con números atómicos del 1 al 20.

Tabla 1.6. Configuraciones electrónicas del estado fundamental para elementos con número atómico del 1 al 20.