Configuracións electrónicas: orde de Aufbau, regra de Hund e ións

Capas, subniveis e capacidade dos orbitais

Cada electrón dun átomo descríbese con catro números cuánticos. O número cuántico principal n (1, 2, 3, …) fixa a capa. O número cuántico do momento angular l vai de 0 a n − 1 e fixa o subnivel: l = 0, 1, 2 e 3 denomínanse s, p, d e f. O número cuántico magnético mₗ vai de −l a +l, así que un subnivel contén 2l + 1 orbitais. O número cuántico de espín mₛ é +½ ou −½.

Como cada orbital admite como máximo dous electróns, un subnivel s admite 2, o p admite 6, o d admite 10 e o f admite 14. Unha capa completa admite 2n² electróns: 2 para n = 1, 8 para n = 2 e 18 para n = 3. Por iso os bloques da táboa periódica teñen 2, 6, 10 e 14 columnas de ancho.

Orde de ocupación de Aufbau e táboa periódica

No estado fundamental, os electróns ocupan os subniveis de menor enerxía dispoñibles; este é o principio de Aufbau. Nun átomo polielectrónico, a enerxía dos subniveis depende de l ademais de n, porque un electrón s penetra máis preto do núcleo ca un electrón p ou d de n semellante e está menos apantallado polos electróns internos. A orde resultante para os átomos neutros é 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 4f, 5d, 6p, 7s, 5f, 6d, 7p.

A regra n + l reproduce esta orde: ocupa os subniveis por orde crecente de n + l e, cando dous empatan, ocupa primeiro o de menor n. Así, o 4s (4 + 0 = 4) énchese antes que o 3d (3 + 2 = 5). Tamén podes ler a orde na táboa periódica. Ao avanzar ao longo dun período, pasas polo bloque s, despois polo bloque f se o hai, despois polo bloque d e despois polo bloque p, co subnivel d unha capa por detrás do número do período e o subnivel f dúas por detrás.

A orde indica que subnivel recibe o seguinte electrón dun elemento ao seguinte. Non significa que o 4s sexa sempre menor en enerxía có 3d. Unha vez ocupado o 3d, a súa enerxía baixa por debaixo da do 4s, e por iso os cationes dos metais de transición perden primeiro os electróns 4s.

Exclusión de Pauli, regra de Hund e diagramas de orbitais

O principio de exclusión de Pauli establece que dous electróns dun átomo non poden compartir os mesmos catro números cuánticos. Dous electróns nun orbital xa comparten n, l e mₗ, polo que deben ter espíns opostos, e ningún orbital pode admitir un terceiro.

A regra de Hund aplícase aos orbitais dexenerados, os de igual enerxía dentro dun subnivel. Os electróns ocúpanos de un en un, con espíns paralelos, antes de que comece calquera emparellamento. O emparellamento eleva a enerxía porque dous electróns nun orbital repélense con máis forza, mentres que os espíns paralelos en orbitais separados gañan estabilización de intercambio. O 2p³ do nitróxeno ten, polo tanto, tres electróns desemparellados, e o 2p⁴ do osíxeno ten un par e dous electróns desemparellados.

Nun diagrama de orbitais, debuxa unha caixa por orbital, ocupa os subniveis na orde de Aufbau e, dentro dun subnivel, pon unha frecha en cada caixa antes de engadir unha segunda. Os átomos con electróns desemparellados son paramagnéticos e son atraídos cara a un campo magnético; os átomos con todos os electróns emparellados son diamagnéticos.

Exemplos resoltos: selenio e circonio

Exemplo 1: selenio, Z = 34. Ocupa na orde de Aufbau ata colocar 34 electróns: 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s² 3d¹⁰ 4p⁴. Comproba o total: 2 + 2 + 6 + 2 + 6 + 2 + 10 + 4 = 34. Para a notación do gas nobre, substitúe os primeiros 18 electróns por [Ar], o gas nobre que remata o período anterior: [Ar] 3d¹⁰ 4s² 4p⁴. Enumerar os subniveis por número de capa, como aquí, é unha convención común; [Ar] 4s² 3d¹⁰ 4p⁴ describe a mesma configuración na orde de ocupación.

Os catro electróns 4p do selenio repártense en tres orbitais. A regra de Hund pon un en cada un e empareja o cuarto, deixando dous electróns desemparellados. Os seus seis electróns de valencia, 4s² 4p⁴, coinciden co patrón exterior do osíxeno e do xofre no grupo 16, e por iso o selenio forma o ión seleniuro, Se²⁻, isoelectrónico co criptón.

Exemplo 2: circonio, Z = 40. Despois do [Kr], que representa 36 electróns, quedan catro. Os seguintes subniveis son o 5s e despois o 4d, o que dá [Kr] 4d² 5s², en concordancia cos datos do estado fundamental do NIST. Os dous electróns 4d ocupan orbitais separados con espíns paralelos, así que o circonio ten dous electróns desemparellados.

O cromo, o cobre e as excepcións que resisten as regras sinxelas

A orde de Aufbau predí [Ar] 3d⁴ 4s² para o cromo e [Ar] 3d⁹ 4s² para o cobre. A espectroscopia mostra [Ar] 3d⁵ 4s¹ e [Ar] 3d¹⁰ 4s¹. Como o 4s e o 3d teñen enerxías próximas nestes átomos, mover un electrón ao 3d reduce a enerxía total, axudado pola estabilización de intercambio dun subnivel d semiocupado ou completo. O molibdeno, [Kr] 4d⁵ 5s¹, e a prata, [Kr] 4d¹⁰ 5s¹, seguen o mesmo patrón ca os elementos situados sobre eles.

A explicación do subnivel semiocupado non é unha regra xeral. O niobio é [Kr] 4d⁴ 5s¹ aínda que o seu subnivel 4d non queda nin semiocupado nin completo; o paladio é [Kr] 4d¹⁰ sen electróns 5s; e o volframio, directamente debaixo do molibdeno, é [Xe] 4f¹⁴ 5d⁴ 6s². Aprende as excepcións que require o teu curso a partir de datos e non derivándoas dunha regra que non xeneraliza.

Configuracións dos ións monoatómicos

Nun anión, engade electróns ao seguinte subnivel dispoñible: o cloro, [Ne] 3s² 3p⁵, convértese en Cl⁻, [Ne] 3s² 3p⁶, isoelectrónico co argón. Nun catión, retira primeiro os electróns do subnivel de maior n e, dentro desa capa, do p antes ca do s. Para un metal de transición da primeira serie, iso retira os electróns 4s antes ca calquera electrón 3d.

Exemplo 3: ións do ferro. O ferro é [Ar] 3d⁶ 4s². O Fe²⁺ perde os dous electróns 4s para dar [Ar] 3d⁶, e o Fe³⁺ perde un máis, do 3d, para dar [Ar] 3d⁵. Comproba as contas: o ferro ten 26 electróns, o Fe²⁺ ten 18 + 6 = 24 e o Fe³⁺ ten 18 + 5 = 23. O ión Fe³⁺ libre ten cinco electróns desemparellados, un en cada orbital 3d.

A mesma lóxica aplícase no bloque p. O estaño é [Kr] 4d¹⁰ 5s² 5p², e o Sn²⁺ perde os seus dous electróns 5p para quedar en [Kr] 4d¹⁰ 5s². O cobre(I) é [Ar] 3d¹⁰, porque o único electrón 4s do cobre sae primeiro.

Erros comúns ao escribir configuracións

A maioría dos erros de configuración encaixan en poucos patróns, e cada un pode detectarse cunha comprobación rápida antes de seguir.

Cando unha pregunta pide electróns desemparellados, debuxa o diagrama de orbitais do subnivel parcialmente ocupado en vez de xulgar pola cadea da configuración. Cando pregunta por un ión, escribe primeiro o átomo neutro e despois engade ou retira electróns.

• Retirar electróns 3d antes cós 4s: o Fe²⁺ é [Ar] 3d⁶, non [Ar] 3d⁴ 4s². Os cationes comúns da primeira serie, como Fe²⁺, Co²⁺ e Cu⁺, non teñen electróns 4s.
• Usar o núcleo de gas nobre equivocado: o núcleo é o gas nobre do período anterior, [Ar] para os elementos do 19 ao 36.
• Contar mal os electróns: os expoñentes deben sumar Z nun átomo e Z menos a carga nun ión.
• Sobreocupar un subnivel, como 2p⁷ ou 3d¹¹.
• Emparellar electróns nun subnivel p ou d antes de que cada orbital teña un.
• Colocar o bloque d na capa equivocada: o período 4 ocupa o 3d, non o 4d.
• Aplicar o patrón do Cr e do Cu a todos os elementos situados debaixo sen comprobar os datos.