Configuración electrónica del Azufre (S) y Diagrama de Orbitales

El azufre es el decimosexto elemento de la tabla periódica y su símbolo es "S". El número total de electrones del azufre es de dieciséis. Estos electrones están dispuestos según reglas específicas de diferentes órbitas. La disposición de los electrones en las diferentes órbitas y orbitales de un átomo en un orden determinado se denomina configuración electrónica. La configuración electrónica del átomo de azufre(S) puede hacerse de dos maneras.

• Configuración electrónica a través del orbital (principio de Bohr)
• Configuración electrónica a través del orbital (principio de Aufbau)

La configuración electrónica a través de orbitales sigue diferentes principios. Por ejemplo, el principio de Aufbau, el principio de Hund y el principio de exclusión de Pauli. La configuración electrónica y el diagrama de orbitales del azufre es el tema principal de este artículo. También se ha hablado de la valencia y los electrones de valencia del azufre, así como de la formación de compuestos y de enlaces. Esperamos que después de leer este artículo conozca en detalle este tema.

Configuración electrónica del átomo de azufre a través del orbital

El científico Niels Bohr fue el primero en dar una idea de la órbita del átomo. Proporcionó un modelo del átomo en 1913. Allí se da la idea completa de la órbita. Los electrones del átomo giran alrededor del núcleo en una determinada trayectoria circular. Estas trayectorias circulares se denominan órbita(cáscara). Estas órbitas se expresan por n. [n = 1,2,3,4 . . . El número de serie de la órbita]

K es el nombre de la primera órbita, L es la segunda, M es la tercera, N es el nombre de la cuarta órbita. La capacidad de retención de electrones de cada órbita es 2n².

Por ejemplo:

n = 1 para la órbita K.
La capacidad de retención de electrones de la órbita K es 2n² = 2 × 1² = 2 electrones.
Para la órbita L, n = 2.
La capacidad de retención de electrones de la órbita L es 2n² = 2 × 2² = 8 electrones.
Para la órbita M, n=3.
La capacidad máxima de retención de electrones en la órbita M es de 2n² = 2 × 3² = 18 electrones.
n=4 para la órbita N.
La capacidad máxima de retención de electrones en la órbita N es de 2n² = 2 × 4² = 32 electrones.

Por lo tanto, la capacidad máxima de retención de electrones en la primera corteza es de dos, la segunda es de ocho y la tercera puede tener un máximo de dieciocho electrones. El número atómico es el número de electrones de ese elemento.

El número atómico del azufre es 16. Es decir, el número de electrones del azufre es dieciséis. Por lo tanto, el átomo de azufre tendrá dos electrones en la primera corteza, ocho en la segunda y seis en la tercera. Por lo tanto, el orden del número de electrones en cada capa del átomo de azufre(S) es 2, 8, 6.

Los electrones pueden disponerse correctamente a través de las órbitas de los elementos 1 a 18. La configuración electrónica de un elemento con un número atómico superior a 18 no puede determinarse correctamente según el modelo atómico de Bohr. La configuración electrónica de todos los elementos puede realizarse mediante el diagrama de orbitales.

Configuración electrónica del azufre a través del orbital

Los niveles de energía atómica se subdividen en subniveles energéticos. Estos niveles subenergéticos se denominan orbitales. Los subniveles energéticos se expresan mediante 'l'. El valor de 'l' va de 0 a (n - 1). Los niveles subenergéticos se conocen como s, p, d, f. La determinación del valor de 'l' para los diferentes niveles de energía es:

Si n = 1
(n - 1) = (1-1) = 0
Por lo tanto, el número orbital de 'l' es 1; Y el orbital es 1s.
Si n = 2
(n - 1) = (2-1) = 1.
Por lo tanto, el número orbital de 'l' es 2; Y el orbital es 2s, 2p.
Si n = 3
(n - 1) = (3-1) = 2.
Por lo tanto, el número orbital de 'l' es 3; Y el orbital es 3s, 3p, 3d.
Si n = 4
(n - 1) = (4-1) = 3
Por lo tanto, el número orbital de 'l' es 4; Y el orbital es 4s, 4p, 4d, 4f.
Si n = 5
(n - 1) = (n - 5) = 4.

Por lo tanto, l = 0,1,2,3,4. El número de orbitales será 5 pero 4s, 4p, 4d, 4f en estos cuatro orbitales es posible disponer los electrones de todos los elementos de la tabla periódica. La capacidad de retención de electrones de estos orbitales es s = 2, p = 6, d = 10 y f = 14. El físico alemán Aufbau propuso por primera vez la idea de la configuración electrónica a través de los suborbitales.

El método de Aufbau consiste en realizar la configuración electrónica a través del nivel subenergético. El principio de Aufbau consiste en que los electrones presentes en el átomo completarán primero el orbital de menor energía y luego continuarán gradualmente hasta completar el orbital de mayor energía. Estos orbitales se denominan s, p, d, f. El método de configuración electrónica de Aufbau es 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s 4f 5d 6p 7s 5f 6d.

Los dos primeros electrones del azufre entran en el orbital 1s. El orbital s puede tener un máximo de dos electrones. Por lo tanto, los dos siguientes electrones entran en el orbital 2s. El orbital p puede tener un máximo de seis electrones. Por lo tanto, los siguientes seis electrones entran en el orbital 2p. El segundo orbital está ahora lleno.

Por lo tanto, los electrones restantes entrarán en el tercer orbital. Entonces, dos electrones entrarán en el orbital 3s de la tercera órbita y los cuatro electrones restantes estarán en el orbital 3p. Por tanto, la configuración electrónica del azufre(S) será 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁴.

¿Cómo escribir el diagrama de orbitales del azufre?

Para crear un diagrama de orbitales de un átomo, primero hay que conocer el principio de Hund y el principio de exclusión de Pauli. El principio de Hund consiste en que los electrones que se encuentran en diferentes orbitales con la misma energía se colocan de tal manera que pueden estar en el estado no apareado de número máximo y el espín de los electrones no apareados será unidireccional.

Y el principio de exclusión de Pauli es que el valor de los cuatro números cuánticos de dos electrones en un átomo no puede ser el mismo. Para escribir el diagrama de orbitales del azufre(S), hay que hacer la configuración electrónica del azufre. La cual ha sido discutida en detalle anteriormente. El 1s es el orbital más cercano y de menor energía al núcleo. Por lo tanto, el electrón entrará primero en el orbital 1s.

Según el principio de Hund, el primer electrón entrará en el sentido de las agujas del reloj y el siguiente electrón entrará en el orbital 1s en el sentido contrario. El orbital 1s se llena ahora con dos electrones. Los siguientes dos electrones entrarán en el orbital 2s igual que en el orbital 1s. Los tres siguientes electrones entrarán en el orbital 2p en el sentido de las agujas del reloj y los siguientes tres electrones entrarán en el orbital 2p en el sentido contrario a las agujas del reloj.
Los siguientes dos electrones entrarán en el orbital 3s y los siguientes tres electrones entrarán en el orbital 3p en el sentido de las agujas del reloj y el electrón restante entrará en el orbital 3p en el sentido contrario a las agujas del reloj. Esto se muestra claramente en la figura del diagrama de orbitales del azufre.

Configuración electrónica del azufre en estado excitado

Los átomos pueden saltar de un orbital a otro en el estado excitado. Esto se llama salto cuántico. La configuración electrónica del azufre en estado básico es 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁴. El orbital p tiene tres sub-orbitales. Los suborbitales son p_x, p_y, y p_z. Cada sub-orbital puede tener un máximo de dos electrones.

En la configuración electrónica del azufre(S) en estado básico, los cuatro electrones del orbital 3p están situados en los suborbitales p_x, p_y, y p_z y el espín de los tres electrones es el mismo. Entonces la configuración electrónica correcta del azufre en estado básico será 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p_x² 3p_y¹ 3p_z¹. Esta configuración electrónica muestra que la última capa del átomo de azufre tiene dos electrones no apareados. Por lo tanto, la valencia del azufre es 2.

Cuando los átomos de azufre se excitan, los átomos de azufre absorben energía. Como resultado, un electrón del suborbital 3p_x salta al suborbital 3d_xy. El orbital d tiene cinco sub-orbitales. Los suborbitales son d_xy, d_yz, d_zx, d_x²-y² and d_z². Cada sub-orbital puede tener un máximo de dos electrones. Por tanto, la configuración electrónica del azufre(S*) en estado excitado será 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p_x¹ 3p_y¹ 3p_z¹ 3d_xy¹.

La valencia del elemento viene determinada por la configuración electrónica en el estado excitado. En este caso, el azufre tiene cuatro electrones no apareados. Por lo tanto, la valencia del azufre es 4. Cuando el azufre se excita más, entonces un electrón del orbital 3s salta al suborbital 3dyz. El segundo orbital del átomo de azufre está lleno de electrones. Entonces el electrón del tercer orbital salta y se dirige a otro suborbital del tercer orbital.

Por tanto, la configuración electrónica del azufre (S**) en estado excitado será 1s² 2s² 2p⁶ 3s¹ 3p_x¹ 3p_y¹ 3p_z¹ 3d_xy¹ 3d_yz¹. Esta configuración electrónica muestra que la última capa del átomo de azufre tiene seis electrones no apareados. Por tanto, la valencia del azufre es 6. A partir de la información anterior, podemos decir que el azufre presenta una valencia variable. Por lo tanto, la valencia del azufre es 2, 4, 6.

Configuración electrónica del ion sulfuro (S^2-)

Después de ordenar los electrones, se ve que la última capa del átomo de azufre tiene seis electrones. Por lo tanto, los electrones de valencia del azufre son seis. Los elementos que tienen 5, 6 o 7 electrones en la última capa reciben los electrones de la última capa durante la formación del enlace.

Los elementos que reciben electrones y forman enlaces se denominan aniones. Durante la formación de los enlaces del azufre, la última capa del azufre recibe dos electrones y se convierte en un ion sulfuro (S^2-). Es decir, el azufre es un elemento aniónico.

S + 2e^– → S^2-

La configuración electrónica del ion sulfuro (S^2-) is 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶. Esta configuración electrónica muestra que el ion sulfuro (S^2-) tiene tres cáscaras y la tercera cáscara tiene ocho electrones. La configuración electrónica del ion sulfuro muestra que el ion sulfuro (S^2-) ha adquirido la configuración electrónica del argón y alcanza una configuración electrónica estable.

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Preguntas Frecuentes

Referencia:

• Wikipedia
• PubChem

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