Configuración electrónica de un elemento

La configuración electrónica del elemento es la base de la tabla periódica. El grupo y el periodo, el bloque, la valencia y los electrones de valencia de un elemento están determinados por la configuración electrónica. En este artículo se hablará de la configuración electrónica en detalle y de la configuración electrónica de todos los elementos.

El núcleo está situado en el centro del átomo. Y en el núcleo se encuentran los protones y los neutrones. El número de protones en el núcleo de un átomo es el número atómico. Los electrones giran alrededor del átomo. Este número de electrones es igual al número de protones y de átomos. Los electrones se disponen en las órbitas del átomo a ciertas distancias y con ciertas reglas alrededor del átomo.

La disposición de los electrones en las diferentes órbitas y orbitales de un átomo en un determinado orden se denomina configuración electrónica. La configuración de los electrones de 118 elementos de la tabla periódica puede hacerse de dos maneras.

• Configuración de electrones mediante órbita.
• Configuración de electrones a través de orbitales.

La configuración de electrones a través de orbitales sigue diferentes principios. Por ejemplo, el principio de Aufbau, el principio de Hund, el principio de exclusión de Pauli.

Definición de órbita

El científico Niels Bohr fue el primero en dar una idea de la órbita del átomo. En 1913, el científico Bohr propuso una política sobre la órbita del átomo. En ella, dijo, los electrones del átomo siguen girando en una determinada trayectoria circular. Los electrones de un átomo giran en trayectorias circulares con ciertas reglas y distancias, estas trayectorias circulares se llaman órbitas. Y, el método de disposición de los electrones en estas órbitas circulares se llama método de configuración de los electrones a través de las órbitas. Las órbitas se expresan mediante n. [n = 1,2,3,4 …]

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. [ n = 1,2 3,4 …..].

Ahora bien
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 × 32 = 32 electrones.

La capacidad de retención de electrones de cada órbita del elemento es 2n2. El número de serie de la órbita. [n = 1,2,3,4 . . . ]

Por tanto, la capacidad máxima de retención de electrones en la primera órbita es 2. La capacidad máxima de retención de electrones en la segunda órbita 8. La 3ª órbita puede tener un máximo de 18 electrones. Y la 4ª órbita puede tener un máximo de 32 electrones.

Definición 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 configuración de los electrones a través de los orbitales sigue diferentes principios. Por ejemplo, el principio de Aufbau, el principio de Hund y el principio de exclusión de Pauli.

Configuración de los electrones según el principio de Aufbau

El físico alemán Aufbau propuso por primera vez la idea de la configuración de los electrones a través de las suborbitales. El método de Aufbau consiste en hacer la configuración de los electrones a través del nivel de sub-energía. Estos suborbitales se expresan con "l". 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. La capacidad de retención de electrones de estos orbitales es s = 2, p = 6, d = 10 y f = 14. El método de configuración electrónica de Aufbau es 1 s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s 4f 5d 6p 7s 5f 6d.

La configuración de los electrones en el principio de Hund

El físico alemán Friedrich Hund proporcionó una pauta para la entrada de electrones en diferentes orbitales de igual potencia. Lo que se conoce como el principio de Hund. El principio de Hund consiste en que cuando los electrones entran en los orbitales de igual potencia, los electrones entrarán aleatoriamente en el orbital siempre que éste esté vacío. Y el espín de estos electrones no apareados será unilateral.

Pero no se cumple el principio de Hund en el orbital s. Esto se debe a que el orbital s sólo tiene un orbital y el orbital s no puede dividirse. Por lo tanto, el principio de Hund no se aplica cuando los electrones entran en el orbital s.