Configuración de los electrones en el estado básico
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Una vez introducidos los fundamentos de la estructura atómica y la mecánica cuántica, podemos utilizar nuestra comprensión de los números cuánticos para determinar cómo se relacionan los orbitales atómicos entre sí. 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 sus propiedades químicas.
La energía de los orbitales atómicos aumenta a medida que 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 subcápsulas con diferentes valores de l difieran, de modo que la energía de los orbitales aumenta dentro de una cáscara en el orden s < p < d < f. La figura 1 muestra cómo se relacionan estas dos tendencias de aumento de energía. El orbital 1s en la parte inferior del diagrama es el orbital con electrones de menor energía. La energía aumenta a medida que subimos a los orbitales 2s y luego 2p, 3s y 3p, mostrando que el valor n creciente tiene más influencia en 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 tiene mayor energía que el orbital 4s. Este tipo de solapamientos siguen siendo frecuentes a medida que ascendemos en la tabla.
Configuración electrónica del oxígeno
La tabla periódica mostrada aquí está muy truncada. Hay, por supuesto, más de ochenta elementos más. Mark Winter ha creado una tabla periódica completa con enlaces interactivos muy útiles. Haga clic en el enlace de la derecha. Elementos de la web de Mark Winter
Cuando el sodio se quema en una atmósfera de cloro, produce el compuesto cloruro de sodio. Éste tiene un alto punto de fusión (800 ºC) y se disuelve en agua para dar una solución conductora. El cloruro de sodio es un compuesto iónico, y el sólido cristalino tiene la estructura que se muestra a la derecha. La transferencia del electrón solitario 3s de un átomo de sodio al orbital 3p semilleno de un átomo de cloro genera un catión de sodio (capa de valencia de neón) y un anión de cloruro (capa de valencia de argón). La atracción electrostática hace que estos iones de carga opuesta se agrupen en una red. Las fuerzas de atracción que mantienen a los iones en su lugar pueden denominarse enlaces iónicos. Haciendo clic en el diagrama de NaCl, se mostrará un modelo de este cristal que puede ser manipulado. Enlace covalente Las otras tres reacciones mostradas anteriormente dan productos muy diferentes al cloruro de sodio. El agua es un líquido a temperatura ambiente; el dióxido de carbono y el tetrafluoruro de carbono son gases. Ninguno de estos compuestos está formado por iones. Aquí interviene una interacción atractiva diferente entre los átomos, llamada enlace covalente. El enlace covalente se produce por el intercambio de electrones de valencia, en lugar de por la transferencia de electrones. Las similitudes en las propiedades físicas (todos son gases) sugieren que los elementos diatómicos H2, N2, O2, F2 y Cl2 también tienen enlaces covalentes.
Configuración electrónica del nitrógeno
Pero, el Principio de Exclusión de Pauli nos dice que no hay dos átomos en un átomo dado que puedan ser exactamente iguales, si ya tenemos un electrón en el orbital 1s, entonces debe haber algo diferente en el segundo electrón que coloquemos en el mismo orbital.
Ahora la sexta flecha NO se emparejará con la flecha anterior porque hay otros 2 orbitales disponibles en este subnivel, así que, usamos la Regla de Hund para colocar esta flecha en el siguiente orbital p (digamos el 2py) caja Y ambas flechas deben mirar en la misma dirección (tener espín paralelo):
Cuando 2 electrones ocupan el mismo orbital aplicamos el Principio de Exclusión de Pauli para que un electrón tenga un número cuántico de espín (ms) de +½ (espín arriba, ↑ o ↿) y el otro electrón tenga un número cuántico de espín (ms) de -½ (espín abajo, ↓ o ⇂).
Aplicamos la Regla de Hund para maximizar el número de electrones no apareados en los orbitales p, es decir, los electrones ocuparán los orbitales p de forma individual hasta que haya 1 electrón en cada orbital p, después debemos empezar a emparejar los electrones en los orbitales p.
Diagrama orbital
La configuración electrónica de un átomo es la representación de la disposición de los electrones distribuidos entre los orbitales y suborbitales. Comúnmente, la configuración electrónica se utiliza para describir los orbitales de un átomo en su estado básico, pero también puede utilizarse para representar un átomo que se ha ionizado en un catión o un anión compensando con la pérdida o ganancia de electrones en sus orbitales posteriores. Muchas de las propiedades físicas y químicas de los elementos pueden correlacionarse con sus configuraciones electrónicas únicas. Los electrones de valencia, electrones de la capa más externa, son el factor determinante de la química única del elemento.
Antes de asignar los electrones de un átomo en orbitales, hay que familiarizarse con los conceptos básicos de las configuraciones electrónicas. Todos los elementos de la Tabla Periódica están formados por átomos, que se componen de protones, neutrones y electrones. Los electrones presentan una carga negativa y se encuentran alrededor del núcleo del átomo en orbitales electrónicos, definidos como el volumen de espacio en el que el electrón puede encontrarse con un 95% de probabilidad. Los cuatro tipos de orbitales (s, p, d y f) tienen formas diferentes, y un orbital puede contener un máximo de dos electrones. Los orbitales p, d y f tienen diferentes subniveles, por lo que pueden contener más electrones.
