Germanio (Ge): Configuración Electrónica y Diagrama de Orbitales

El germanio es el 32º elemento de la tabla periódica y su símbolo es "Ge". El número total de electrones del germanio es de treinta y dos. 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 germanio(Ge) 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. La configuración electrónica y el diagrama de orbitales del germanio es el tema principal de este artículo. También se ha tratado la valencia y los electrones de valencia del germanio, así como la formación de compuestos y de enlaces. Esperamos que después de leer este artículo conozca en detalle este tema.

Configuración electrónica del átomo de germanio 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 germanio es 32. Es decir, el número de electrones del germanio es de treinta y dos.

Por tanto, el átomo de germanio tendrá dos electrones en la primera corteza, ocho en la segunda, dieciocho en la tercera y los cuatro restantes en la cuarta. Por tanto, el orden del número de electrones en cada cáscara del átomo de germanio es 2, 8, 18, 4.

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 germanio a través de orbitales

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 germanio entran en el orbital 1s. El orbital s puede tener un máximo de dos electrones. Por lo tanto, los dos electrones siguientes 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 siguientes seis electrones estarán en el orbital 3p. El orbital 3p está ahora lleno. Entonces, los siguientes dos electrones entrarán en el orbital 4s y diez electrones entrarán en el orbital 3d. El orbital 3d está ahora lleno. Entonces, los dos electrones restantes entran en el orbital 4p. Por tanto, la configuración electrónica del germanio(Ge) será 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 3d¹⁰ 4s² 4p².

¿Cómo escribir el diagrama de orbitales del germanio?

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 germanio(Ge), hay que hacer la configuración electrónica del germanio. 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 dos siguientes electrones entrarán en el orbital 2s igual que en el orbital 1s. Los siguientes tres 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 dos electrones siguientes entrarán en el orbital 3s. Los siguientes tres electrones entrarán en el orbital 3p en el sentido de las agujas del reloj y los siguientes tres electrones entrarán en el orbital 3p en el sentido contrario a las agujas del reloj. El orbital 3p está ahora lleno. Entonces, los dos siguientes electrones entrarán en el orbital 4s igual que en el orbital 1s. El orbital 4s está ahora lleno.

Por lo tanto, los siguientes cinco electrones entrarán en el orbital 3d en el sentido de las agujas del reloj y los siguientes cinco electrones entrarán en el orbital 3d en el sentido contrario a las agujas del reloj. El orbital 3d está ahora lleno. Por tanto, los dos electrones restantes entrarán en el orbital 4p en el sentido de las agujas del reloj. Esto se muestra claramente en la figura del diagrama de orbitales del germanio.

Configuración electrónica del germanio en estado de excitación

Los átomos pueden saltar de un orbital a otro en el estado excitado. Esto se denomina salto cuántico. La configuración electrónica del germanio en el estado básico es 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 3d¹⁰ 4s² 4p². En la configuración electrónica del estado básico del germanio, dos electrones del orbital 4p se encuentran en los suborbitales 4p_x y 4p_y.

El orbital p tiene tres sub-orbitales. Los suborbitales son p_x, p_y, y p_z. Cada suborbital puede tener un máximo de dos electrones. Entonces la configuración electrónica correcta del germanio en el estado básico será 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 3d¹⁰ 4s² 4p_x¹ 4p_y¹. Esta configuración electrónica muestra que la última capa del átomo de germanio tiene dos electrones no apareados. Por tanto, en este caso, la valencia del germanio es 2.

Cuando el átomo de germanio está excitado, entonces el átomo de germanio absorbe energía. Como resultado, un electrón del orbital 4s salta al suborbital 4p_z. Por tanto, la configuración electrónica del germanio(Ge*) en estado excitado será 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 3d¹⁰ 4s¹ 4p_x¹ 4p_y¹ 4p_z¹. La valencia del elemento viene determinada por la configuración electrónica en el estado excitado. En este caso, el germanio tiene cuatro electrones no apareados. Por lo tanto, la valencia del germanio es 4.

Configuración electrónica del ion germanio (Ge²⁺, Ge⁴⁺)

La configuración electrónica muestra que la última capa del germanio tiene cuatro electrones. Por lo tanto, los electrones de valencia del germanio son cuatro. Hay dos tipos de iones de germanio. El átomo de germanio presenta iones Ge²⁺ y Ge⁴⁺. El átomo de germanio dona dos electrones en el orbital 4p para formar un ion de germanio (Ge²⁺).

Ge – 2e^– → Ge²⁺

Aquí, la configuración electrónica del ion germanio (Ge²⁺) es 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 3d¹⁰ 4s². Por otro lado, el átomo de germanio dona dos electrones en el orbital 4p y dos electrones en el orbital 4s para convertir el ion germanio (Ge⁴⁺).

Ge – 4e^– → Ge⁴⁺

Aquí, la configuración electrónica del ion germanio (Ge⁴⁺) is 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 3d¹⁰. El átomo de germanio presenta estados de oxidación +2 y +4. El estado de oxidación del elemento cambia en función de la formación del enlace.

Preguntas Frecuentes

Referencia:

• Wikipedia
• PubChem

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