Configuración electrónica y diagrama de orbitales del flúor (F)

El flúor es el noveno elemento de la tabla periódica y su símbolo es "F". El número total de electrones del flúor es de nueve. 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 flúor puede realizarse de dos maneras.

• Configuración electrónica a través del orbital (principio de Bohr)
• Configuración electrónica a través de orbitales (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. Este artículo da una idea sobre la configuración electrónica y el diagrama de orbitales del flúor, el período y los grupos, la valencia y los electrones de valencia del flúor, la formación de enlaces, la formación de compuestos y la aplicación de diferentes principios. Esperamos que después de leer este artículo conozca en detalle este tema.

Configuración electrónica del flúor a través de la órbita

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 envoltura 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 flúor (F) es 9. Es decir, el número de electrones del flúor es 9. Por tanto, un átomo de flúor tendrá dos electrones en la primera corteza y siete en la segunda. Por lo tanto, el orden del número de electrones en cada cáscara del átomo de flúor es 2, 7.

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 a través del diagrama de orbitales.

Configuración electrónica del flúor 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 mediante 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 flúor 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 cinco electrones entran en el orbital 2p. Por tanto, la configuración electrónica del flúor (F) será 1s² 2s² 2p⁵.

¿Cómo escribir el diagrama de orbitales del flúor?

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 flúor(F), hay que hacer la configuración electrónica del flúor. 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.

A continuación, los siguientes dos electrones entrarán en el orbital 2s igual que en el orbital 1s. El orbital 2s está ahora lleno. Así que los siguientes tres electrones entrarán en el orbital 2p en el sentido de las agujas del reloj y los siguientes dos electrones entrarán en el orbital 2p en el sentido contrario a las agujas del reloj. Esto se muestra claramente en la figura del diagrama de orbitales del flúor.

Configuración electrónica del flúor 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 flúor en estado básico es 1s² 2s² 2p⁵.. El orbital p tiene tres sub-orbitales. Los suborbitales son px, py y pz. Cada sub-orbital puede tener un máximo de dos electrones.

En la configuración electrónica del estado básico del flúor(F), los cinco electrones del orbital 3p se encuentran en los suborbitales px, py y pz. Entonces la configuración electrónica correcta del flúor en estado básico será 1s² 2s² 2p_x² 2p_y² 2p_z¹. Esta configuración electrónica muestra que la última capa del átomo de flúor tiene un electrón no apareado (2p_z¹). Por tanto, la valencia del flúor es 1.

Cuando los átomos de flúor se excitan, entonces los átomos de flúor absorben energía. Como resultado, un electrón del suborbital 2p_y  salta al orbital 3s. Por lo tanto, la configuración electrónica del flúor(F*) en estado excitado será 1s² 2s² 2p_x² 2p_y¹ 2p_z¹ 3s¹.

Configuración electrónica del ion flúor(F-)

Tras ordenar los electrones, se observa que la última capa del átomo de flúor tiene siete electrones. En este caso, los electrones de valencia del flúor son siete. 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 un enlace, la última capa del flúor recibe un electrón y se convierte en un ion fluoruro (F^–). Es decir, el flúor es un elemento aniónico.

F + e^–  → F^–

La configuración electrónica del ion fluoruro (F^–) es 1s² 2s² 2p⁶. Esta configuración electrónica muestra que el ion fluoruro (F^–) ha adquirido la configuración electrónica del neón y alcanza una configuración electrónica estable.

Determinación del grupo y del periodo a través de la configuración electrónica

La última órbita de un elemento es el período de ese elemento. La configuración electrónica del átomo de flúor muestra que la última órbita del átomo de flúor es 2. Por lo tanto, el periodo del flúor es 2. Por otra parte, el número de electrones presentes en la última órbita de un elemento es el número de grupos de ese elemento. Pero en el caso de los elementos del bloque p, el diagnóstico de grupo es diferente.

Para determinar el grupo de los elementos del bloque p, hay que determinar el grupo sumando 10 al número total de electrones de la última órbita. El número total de electrones en la última órbita del átomo de flúor es de siete. Es decir, el número de grupo del flúor es 7 + 10 = 17. Por lo tanto, podemos decir que el periodo del elemento flúor es 2 y el grupo es 17.

Determinación del bloque del flúor por la configuración electrónica

Los elementos de la tabla periódica se dividen en cuatro bloques en función de la configuración electrónica del elemento. El bloque de elementos se determina en función de la configuración electrónica del elemento.

Si el último electrón entra en el orbital p después de la configuración electrónica del elemento, éste se denomina elemento del bloque p. La configuración electrónica del flúor(F) muestra que el último electrón del flúor entra en el orbital p. Por lo tanto, el flúor es un elemento de bloque p.

El flúor es un elemento halógeno

Los elementos del grupo-17 de la tabla periódica se denominan elementos halógenos. Uno de los elementos del grupo-17 de la tabla periódica es el flúor y el primer elemento del grupo-17 es el flúor. Por lo tanto, el flúor es un elemento halógeno.

Formación de enlaces del átomo de flúor

Los átomos de flúor forman enlaces covalentes. Los átomos de flúor y de hidrógeno forman compuestos de fluoruro de hidrógeno (FH) mediante enlaces covalentes al compartir electrones.

La configuración electrónica del hidrógeno muestra que el átomo de hidrógeno tiene un electrón. El átomo de hidrógeno quiere completar su primera órbita recibiendo un electrón más. De nuevo, la configuración electrónica del átomo de flúor muestra que la última órbita del átomo de flúor tiene siete electrones.

El átomo de flúor quiere llenar la octava tomando un electrón en su última órbita. Por lo tanto, los átomos de hidrógeno y flúor comparten sus electrones y llenan el último orbital. El hidrógeno y el flúor comparten electrones para formar enlaces covalentes y producir compuestos de fluoruro de hidrógeno(HF).

Reacción interhalógena del cloro

El compuesto formado por la reacción de dos elementos halógenos con el calor y la presión necesarios se denomina compuesto interhalógeno. El átomo de flúor es un halógeno pesado. Los átomos de flúor reaccionan con el bromo(Br), el cloro(Cl), el yodo(I) para formar los compuestos BrF, ClF, ClF3, BrF3, BrF5, IF3, IF5, IF7. De los átomos de halógeno, el flúor es el que forma más compuestos interhalógenos.

• Cl₂ + F₂ (250°C) → 2ClF
• Cl₂ + 3F₂ (250°C) → 2ClF₃
• I₂ + 5F₂ → 2IF₅
• IF₅ + F₂ (270°C) → IF₇
• Br₂ + F₂ → 2BrF

Formación del compuesto de flúor

El flúor es un elemento muy activo y eléctricamente negativo. Es un poderoso elemento de oxidación. El flúor se combina con varios elementos para formar compuestos.

Reacción del átomo de flúor con un elemento del grupo 1

Los átomos de flúor reaccionan con el hidrógeno para formar compuestos de flúor.
H₂ + F₂ → 2HF
En este caso, el HF es soluble en agua. En contacto con el agua, el enlace H - F se rompe en iones H⁺. Que se combina con el agua para producir iones H₃O⁺.
HF + H₂O → H₃O⁺ + F^–

De nuevo, los átomos de flúor reaccionan con elementos del grupo 1 para formar compuestos de haluro. Los elementos del grupo 1 son el Litio(Li), el Sodio(Na), el Potasio(K), el Rubidio(Rb) y el Cesio(Cs).

• 2Li + F₂ → 2LiF
• 2Na + F₂ → 2NaF
• 2K + F₂ → 2KF
• 2Rb + F₂ → 2RbF
• 2Cs + F₂ → 2CsF

Reacción del átomo de flúor con un elemento del grupo-2

Los elementos del grupo 2 son el Berilio(Be), el Magnesio(Mg), el Calcio(Ca), el Estroncio(Sr), el Bario(Ba). Los átomos de flúor reaccionan con los elementos del grupo 2 para formar compuestos.

• Be + F₂ → BeF₂
• Mg + F₂ → MgF₂
• Ca + F₂ → CaF₂
• Sr + F₂ → SrF₂
• Ba + F₂ → BaF₂

La reacción del átomo de flúor con el elemento del grupo 13

El flúor forma compuestos halogenados a altas temperaturas con elementos del grupo 13. Los elementos del grupo-13 son el boro(B), el aluminio(Al), el galio(Ga), el indio(In), el talio(Tl).

• 2B + 3F₂ → 2BF₃
• 2Al + 3F₂ → 2AlF₃
• 2Ga + 3F₂ → 2GaF₃

Reacción de los átomos de flúor con los elementos del grupo 15

Los elementos del grupo 15 son el nitrógeno(N), el fósforo(P), el arsénico(As), el antimonio(Sb), el bismuto(Bi) y el moscovio(Mc). Los átomos de flúor reaccionan con los elementos del grupo 15 para formar compuestos de tetracloruro y pentacloruro.

• N₂ + 3F₂ → 2NF₃
• P₄ + F₂ → 4PF₃
• P₄ + 10F₂ → 4PF₅

El átomo de nitrógeno por sí solo no forma el compuesto de pentacloruro. Porque los átomos de nitrógeno no tienen orbitales d.

Reacción del átomo de flúor con el gas inerte xenón(Xe )

En presencia de níquel, el xenón y el flúor en una proporción de volumen de 1:2 se calientan a 400 °C para producir difluoruro de xenón después de un largo tiempo.
Xe + F₂ (Ni) → XeF₂

De nuevo, el xenón y el gas flúor se mezclan en una proporción de volumen 1: 2 para producir tetrafluoruro de xenón a determinadas presiones y temperaturas.
Xe + 2F → XeF₄

Propiedades del átomo de flúor

• El número atómico de los átomos de flúor es 9. El número atómico de un elemento es el número de electrones y protones de ese elemento. Es decir, el número de electrones y protones del átomo de flúor es 9.
• La masa atómica activa del átomo de flúor es de 18,9984.
• El flúor es un elemento halógeno.
• La valencia (valencia) de un átomo de flúor es 1 y los electrones de valencia de un átomo de flúor son siete.
• Los átomos de flúor pertenecen al 2º período de la tabla periódica y son un elemento del grupo 17.
• El flúor es un elemento aniónico.
• Los átomos de flúor forman enlaces covalentes.
• La configuración electrónica del flúor termina en un orbital p. Por lo tanto, es un elemento de bloque p.
• El punto de fusión de un átomo de flúor es de 53,48 K (-219,67 °C, -363,41 °F) y el punto de ebullición es de 85,03 K (-188,11 °C, -306,60 °F).
• El valor de electronegatividad de los átomos de flúor es de 3,98 (escala de Pauling).
• El estado de oxidación del flúor es -1.
• El radio atómico de un átomo de flúor es de 42pm.
• El radio de van der Waals del átomo de flúor es de 135 pm.
• El radio iónico del átomo de flúor es de 136 pm.
• Las energías de ionización de los átomos de flúor son 1º: 1681 kJ/mol, 2º: 3374 kJ/mol, 3º: 6147 kJ/mol.
• La adicción de electrones de los átomos de flúor es de -329kj/mol.
• El radio covalente del átomo de flúor es de 64 pm.
• El flúor es conductor térmico y la electricidad es ligeramente conductora.
• El flúor es un elemento muy activo y eléctricamente negativo.
• Es un elemento de bloque p. Por lo tanto, la energía de ionización es mayor que la energía de ionización del elemento de bloque s.

Conclusión

El número atómico del flúor es 9. El número atómico de un elemento es el número de electrones de ese elemento. Por lo tanto, el número de electrones del flúor es 9. El tema principal de este artículo es la configuración electrónica del flúor con el diagrama de orbitales. Este artículo también habla de los grupos de períodos, la valencia y los electrones de valencia, la formación de compuestos, las propiedades covalentes y las propiedades del átomo de flúor.

Preguntas frecuentes

Referencias:

1.  Wikipedia
2. Meija, Juris; et al. (2016). “Atomic weights of the elements 2013 (IUPAC Technical Report)”. Pure and Applied Chemistry. 88 (3): 265–91. doi:10.1515/pac-2015-0305.

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