Configuración electrónica y diagrama orbital del Praseodimio (Pr)

El praseodimio (Pr) es el 59º elemento de la tabla periódica y su símbolo es "Pr". Este artículo da una idea sobre la configuración electrónica del praseodimio y el diagrama de orbitales, el periodo y los grupos, la valencia y los electrones de valencia del praseodimio, la formación de enlaces, la formación de compuestos y la aplicación de diferentes principios. Esperamos que después de leer este artículo conozcas en detalle este tema.

El praseodimio es un elemento lantánido clasificado. El número total de electrones del praseodimio es de cincuenta y nueve. Estos electrones están dispuestos según reglas específicas de diferentes órbitas. La disposición de los electrones en diferentes órbitas y orbitales de un átomo en un orden determinado se denomina configuración electrónica. La configuración electrónica del átomo de praseodimio(Pr) puede hacerse de dos maneras.

• Configuración de los electrones a través del orbital (principio de Bohr)
• Configuración de electrones 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.

Configuración electrónica del praseodimio(Pr) 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 mediante 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.
n=3 para la órbita M.
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 2n² = 2 × 4² = 32 electrones.

Por 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 praseodimio es 59. Es decir, el número de electrones del praseodimio es de cincuenta y nueve. Por tanto, un átomo de praseodimio tendrá dos electrones en la primera corteza, ocho en la segunda y dieciocho en la tercera.

Según la fórmula de Bohr, la cuarta corteza tendrá treinta y un electrones, pero la cuarta corteza del praseodimio tendrá veintiún electrones, ocho electrones estarán en la quinta corteza y los dos electrones restantes estarán en la sexta. Por tanto, el orden del número de electrones en cada cáscara del átomo de praseodimio(Pr) es 2, 8, 18, 21, 8, 2.

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 de los electrones de todos los elementos  puede hacerse mediante el diagrama de orbitales.

Configuración electrónica del praseodimio(Pr) 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 distintos niveles de energía es-

Si n = 1,
(n - 1) = (1-1) = 0
Por tanto, el número orbital de 'l' es 1; Y el orbital es 1s.
Si n = 2
(n - 1) = (2-1) = 1.
Por tanto, el número orbital de "l" es 2; y el orbital es 2s, 2p.
Si n = 3
(n - 1) = (3-1) = 2.
Por tanto, el número orbital de "l" es 3; y el orbital es 3s, 3p, 3d.
Si n = 4
(n - 1) = (4-1) = 3
Por 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 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 de subenergía. El principio de Aufbau es 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 praseodimio entran en el orbital 1s. El orbital s puede tener un máximo de dos electrones. Por tanto, los dos electrones siguientes entran en el orbital 2s. El orbital p puede tener un máximo de seis electrones. Por tanto, los siguientes seis electrones entran en el orbital 2p. El segundo orbital está ahora lleno. Por tanto, los electrones restantes entrarán en el tercer orbital. Entonces, dos electrones entrarán en el orbital 3s y los siguientes seis electrones estarán en el orbital 3p del tercer orbital.

El orbital 3p está ahora lleno de electrones. Entonces, los siguientes dos electrones entrarán en el orbital 4s y diez electrones entrarán en el orbital 3d. A continuación, los siguientes seis electrones entran en el orbital 4p y los siguientes diez electrones entrarán en el orbital 4d. El orbital 4d está ahora lleno. Entonces, los siguientes ocho electrones entran en el orbital 5p y 6s. El orbital 6s está ahora lleno de electrones. Entonces los tres electrones restantes entrarán en el orbital 4f. Por tanto, la configuración electrónica del praseodimio(Pr) será 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 3d¹⁰ 4s² 4p⁶ 4d¹⁰ 4f³ 5s² 5p⁶ 6s².

¿Cómo se escribe el diagrama de orbitales del praseodimio(Pr)?

Para crear un diagrama de orbitales de un átomo, primero tienes 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 orbitales diferentes con la misma energía se colocan de forma que puedan estar en el estado no apareado de máximo número 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 de un átomo no puede ser el mismo. Para escribir el diagrama de orbitales del praseodimio(Pr), tienes que hacer la configuración electrónica del praseodimio. Lo que se ha discutido en detalle más arriba.

El 1s es el orbital más cercano y de menor energía al núcleo. Por 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. A continuación, los dos electrones siguientes entrarán en el orbital 3s.

A continuación, los siguientes seis electrones entrarán en el orbital 3p, igual que en el orbital 2p. El orbital 3p está ahora lleno. Entonces, los siguientes dos electrones entrarán en el orbital 4s igual que en el orbital 1s. El orbital 4s está ahora lleno. Por 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. El orbital 3d está ahora lleno. Por tanto, los siguientes seis electrones entrarán en el orbital 4p igual que en el orbital 2p y los siguientes dos electrones entrarán en el orbital 5s igual que en el orbital 1s.

A continuación, los siguientes diez electrones entrarán en el orbital 4d igual que en el orbital 3d. El orbital 4d está ahora lleno de electrones. A continuación, los siguientes ocho electrones entrarán en el orbital 5p y 6s igual que en el orbital 2p y 1s. El orbital 6s está ahora lleno. Así que los tres electrones restantes entrarán en el orbital 4f en el sentido de las agujas del reloj. Esto se muestra claramente en la figura del diagrama de orbitales del praseodimio.

Preguntas frecuentes

Fuente:

• Wikipedia
• PubChem

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