Configurații electronice: ordinea aufbau, regula lui Hund și ionii

Straturi, subnivele și capacitatea orbitalilor

Fiecare electron dintr-un atom este descris de patru numere cuantice. Numărul cuantic principal n (1, 2, 3, …) stabilește stratul. Numărul cuantic secundar l variază de la 0 la n − 1 și stabilește subnivelul: l = 0, 1, 2 și 3 se notează s, p, d și f. Numărul cuantic magnetic mₗ variază de la −l la +l, deci un subnivel conține 2l + 1 orbitali. Numărul cuantic de spin mₛ este +½ sau −½.

Deoarece fiecare orbital conține cel mult doi electroni, un subnivel s conține 2, p conține 6, d conține 10, iar f conține 14. Un strat complet conține 2n² electroni: 2 pentru n = 1, 8 pentru n = 2 și 18 pentru n = 3. Din această cauză blocurile tabelului periodic au lățimea de 2, 6, 10 și 14 coloane.

Ordinea de umplere aufbau și tabelul periodic

În starea fundamentală, electronii ocupă subnivelurile cu cea mai mică energie disponibile; acesta este principiul aufbau. Într-un atom cu mulți electroni, energia unui subnivel depinde de l, nu doar de n, deoarece un electron s pătrunde mai aproape de nucleu decât un electron p sau d cu n similar și este mai puțin ecranat de electronii interiori. Ordinea rezultată pentru atomii neutri este 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 4f, 5d, 6p, 7s, 5f, 6d, 7p.

Regula n + l reproduce această ordine: umple subnivelurile în ordinea crescătoare a lui n + l, iar când două subniveluri sunt la egalitate, umple mai întâi pe cel cu n mai mic. Astfel, 4s (4 + 0 = 4) se umple înaintea lui 3d (3 + 2 = 5). Poți citi ordinea și din tabelul periodic. Parcurgând o perioadă, treci prin blocul s, apoi prin blocul f, dacă există, apoi prin blocul d, apoi prin blocul p, subnivelul d fiind cu un strat în urma numărului perioadei, iar subnivelul f cu două.

Ordinea îți spune ce subnivel primește următorul electron de la un element la altul. Nu înseamnă că 4s are întotdeauna energie mai mică decât 3d. Odată ce 3d este ocupat, energia lui scade sub cea a lui 4s, motiv pentru care cationii metalelor tranziționale pierd mai întâi electronii 4s.

Principiul de excluziune al lui Pauli, regula lui Hund și diagramele orbitale

Principiul de excluziune al lui Pauli afirmă că nu există doi electroni dintr-un atom cu aceleași patru numere cuantice. Doi electroni dintr-un orbital au deja în comun n, l și mₗ, deci trebuie să aibă spini opuși, iar niciun orbital nu poate conține un al treilea.

Regula lui Hund se aplică orbitalilor degenerați, cei de energie egală dintr-un subnivel. Electronii îi ocupă pe rând, cu spini paraleli, înainte să înceapă împerecherea. Împerecherea mărește energia, deoarece doi electroni dintr-un orbital se resping mai puternic, în timp ce spinii paraleli din orbitali separați câștigă stabilizare de schimb. 2p³ al azotului are deci trei electroni nepereche, iar 2p⁴ al oxigenului are o pereche și doi electroni nepereche.

Într-o diagramă orbitală, desenează câte o căsuță pentru fiecare orbital, umple subnivelurile în ordinea aufbau și, într-un subnivel, pune câte o săgeată în fiecare căsuță înainte de a adăuga o a doua. Atomii cu electroni nepereche sunt paramagnetici și sunt atrași într-un câmp magnetic; atomii cu toți electronii împerecheați sunt diamagnetici.

Exemple rezolvate: seleniul și zirconiul

Exemplul 1: seleniul, Z = 34. Umple în ordinea aufbau până când sunt plasați 34 de electroni: 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s² 3d¹⁰ 4p⁴. Verifică totalul: 2 + 2 + 6 + 2 + 6 + 2 + 10 + 4 = 34. Pentru notația cu gaz nobil, înlocuiește primii 18 electroni cu [Ar], gazul nobil care încheie perioada anterioară: [Ar] 3d¹⁰ 4s² 4p⁴. Listarea subnivelurilor după numărul stratului, ca aici, este o convenție frecventă; [Ar] 4s² 3d¹⁰ 4p⁴ descrie aceeași configurație în ordinea umplerii.

Cei patru electroni 4p ai seleniului se distribuie pe trei orbitali. Regula lui Hund pune câte unul în fiecare și îl împerechează pe al patrulea, lăsând doi electroni nepereche. Cei șase electroni de valență ai săi, 4s² 4p⁴, corespund tiparului exterior al oxigenului și sulfului din grupa 16, motiv pentru care seleniul formează ionul selenură, Se²⁻, izoelectronic cu kriptonul.

Exemplul 2: zirconiul, Z = 40. După [Kr], care însumează 36 de electroni, mai rămân patru. Următoarele subniveluri sunt 5s și apoi 4d, ceea ce dă [Kr] 4d² 5s², în acord cu datele NIST pentru starea fundamentală. Cei doi electroni 4d ocupă orbitali separați cu spini paraleli, deci zirconiul are doi electroni nepereche.

Cromul, cuprul și excepțiile care nu respectă regulile simple

Ordinea aufbau prezice [Ar] 3d⁴ 4s² pentru crom și [Ar] 3d⁹ 4s² pentru cupru. Spectroscopia arată [Ar] 3d⁵ 4s¹ și [Ar] 3d¹⁰ 4s¹. Deoarece 4s și 3d au energii apropiate la acești atomi, mutarea unui electron în 3d scade energia totală, ajutată de stabilizarea de schimb a unui subnivel d pe jumătate plin sau plin. Molibdenul, [Kr] 4d⁵ 5s¹, și argintul, [Kr] 4d¹⁰ 5s¹, urmează același tipar ca elementele de deasupra lor.

Explicația cu subnivelul pe jumătate plin nu este o regulă generală. Niobiul este [Kr] 4d⁴ 5s¹, deși subnivelul său 4d ajunge nici pe jumătate plin, nici plin; paladiul este [Kr] 4d¹⁰ fără electroni 5s; iar wolframul, direct sub molibden, este [Xe] 4f¹⁴ 5d⁴ 6s². Învață excepțiile cerute de cursul tău din date, nu deducându-le dintr-o regulă care nu se generalizează.

Configurațiile ionilor monoatomici

Pentru un anion, adaugă electroni în următorul subnivel disponibil: clorul, [Ne] 3s² 3p⁵, devine Cl⁻, [Ne] 3s² 3p⁶, izoelectronic cu argonul. Pentru un cation, îndepărtează mai întâi electronii din subnivelul cu cel mai mare n, iar în acel strat din p înaintea lui s. Pentru un metal tranzițional din primul rând, asta înseamnă electronii 4s înaintea oricăror electroni 3d.

Exemplul 3: ionii fierului. Fierul este [Ar] 3d⁶ 4s². Fe²⁺ pierde ambii electroni 4s și dă [Ar] 3d⁶, iar Fe³⁺ pierde încă unul, din 3d, și dă [Ar] 3d⁵. Verifică numărul de electroni: fierul are 26 de electroni, Fe²⁺ are 18 + 6 = 24, iar Fe³⁺ are 18 + 5 = 23. Ionul liber Fe³⁺ are cinci electroni nepereche, câte unul în fiecare orbital 3d.

Aceeași logică se aplică în blocul p. Staniul este [Kr] 4d¹⁰ 5s² 5p², iar Sn²⁺ își pierde cei doi electroni 5p și devine [Kr] 4d¹⁰ 5s². Cuprul(I) este [Ar] 3d¹⁰, deoarece unicul electron 4s al cuprului pleacă primul.

Greșeli frecvente la scrierea configurațiilor

Cele mai multe erori de configurație se încadrează în câteva tipare, iar fiecare poate fi prinsă cu o verificare rapidă înainte de a merge mai departe.

Când o întrebare cere electronii nepereche, desenează diagrama orbitală pentru subnivelul parțial umplut în loc să judeci după șirul configurației. Când întreabă despre un ion, scrie mai întâi atomul neutru, apoi adaugă sau îndepărtează electroni.

• Îndepărtarea electronilor 3d înaintea lui 4s: Fe²⁺ este [Ar] 3d⁶, nu [Ar] 3d⁴ 4s². Cationii obișnuiți din primul rând, precum Fe²⁺, Co²⁺ și Cu⁺, nu au electroni 4s.
• Folosirea miezului de gaz nobil greșit: miezul este gazul nobil din perioada anterioară, [Ar] pentru elementele de la 19 la 36.
• Numărarea greșită a electronilor: exponenții trebuie să însumeze Z pentru un atom și Z minus sarcina pentru un ion.
• Supraumplerea unui subnivel, de exemplu 2p⁷ sau 3d¹¹.
• Împerecherea electronilor într-un subnivel p sau d înainte ca fiecare orbital să conțină câte unul.
• Plasarea blocului d în stratul greșit: perioada 4 umple 3d, nu 4d.
• Aplicarea tiparului Cr și Cu la fiecare element de sub ele, fără a verifica datele.