¿Qué son las reglas de diagonales?

Regla de las diagonales
Hay un conjunto de reglas generales que se utilizan para determinar la configuración electrónica de una especie atómica: el principio de Aufbau, la regla de Hund y el principio de exclusión de Pauli. Antes de continuar, es importante comprender que cada orbital puede estar ocupado por dos electrones de espín opuesto (que se discutirá más adelante).

Usando nuestro ejemplo, el yodo, nuevamente, vemos en la tabla periódica que su número atómico es 53 (lo que significa que contiene 53 electrones en su estado neutro). Su configuración electrónica completa es 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 6 5s 2 4d 10 5p 5 . Si cuenta todos estos electrones, verá que suma 53 electrones. Tenga en cuenta que cada subcapa solo puede contener la cantidad máxima de electrones como se indica en la tabla anterior.

Principio de Aufbau

La palabra 'Aufbau' en alemán significa 'construir'. El principio de Aufbau, también llamado principio de acumulación, establece que los electrones ocupan orbitales en orden de energía creciente. El orden de ocupación es el siguiente:

1s <2s <2p <3s <3p <4s <3d <4p <5s <4d <5p <6s <4f <5d <6p <7s <5f <6d <7p

Este orden de ocupación representa aproximadamente el nivel de energía creciente de los orbitales. Por tanto, los electrones ocupan los orbitales de tal forma que la energía se mantiene al mínimo. Es decir, las subcapas 7s, 5f, 6d, 7p no se llenarán de electrones a menos que los orbitales de menor energía, 1s a 6p, ya estén completamente ocupados. Además, es importante señalar que aunque se ha demostrado matemáticamente que la energía del orbital 3d es menor que la del orbital 4s, los electrones ocupan el orbital 4s primero antes que el orbital 3d. Esta observación puede atribuirse al hecho de que es más probable que los electrones 3d se encuentren más cerca del núcleo; por lo tanto, se repelen entre sí con más fuerza. No obstante, recordar el orden de las energías orbitales y, por lo tanto, asignar electrones a los orbitales, puede resultar bastante fácil cuando se relaciona con el tabla periódica.

Para comprender este principio, consideremos el átomo de bromo. El bromo (Z = 35), que tiene 35 electrones, se puede encontrar en el Período 4, Grupo VII de la tabla periódica. Dado que el bromo tiene 7 electrones de valencia, el orbital 4s se llenará completamente con 2 electrones y los cinco electrones restantes ocuparán el orbital 4p. Por tanto, la configuración electrónica completa o expandida para el bromo de acuerdo con el principio de Aufbau es 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 5 . Si sumamos los exponentes, obtenemos un total de 35 electrones, lo que confirma que nuestra notación es correcta.

Regla de Hund

La regla de Hund establece que cuando los electrones ocupan orbitales degenerados (es decir, los mismos números cuánticos n y l ), primero deben ocupar los orbitales vacíos antes de ocuparlos por duplicado. Además, la configuración más estable resulta cuando los espines son paralelos (es decir, todos los electrones alfa o todos los electrones beta). El nitrógeno, por ejemplo, tiene 3 electrones que ocupan el orbital 2p. Según la regla de Hund, primero deben ocupar cada uno de los tres orbitales p degenerados, a saber, el orbital 2p x , el orbital 2p y y el orbital 2p z , y con espines paralelos (Figura 2). La configuración de abajo es incorrecta porque el tercer electrón ocupa no ocupa el 2p vacío z orbital. En cambio, ocupa el 2p medio llenox orbital.

Principio de exclusión de Pauli

Wolfgang Pauli postuló que cada electrón puede describirse con un conjunto único de cuatro números cuánticos. Por lo tanto, si dos electrones ocupan el mismo orbital, como el orbital 3s, sus espines deben estar emparejados. Aunque tienen el mismo número cuántico principal (n = 3), el mismo número cuántico de momento angular orbital (l = 0) y el mismo número cuántico magnético (m l = 0), tienen diferentes números cuánticos magnéticos de espín (m s = + 1/2 y m s = -1 / 2).

Configuraciones electrónicas de cationes y aniones

La forma en que designamos las configuraciones electrónicas para cationes y aniones es esencialmente similar a la de los átomos neutros en su estado fundamental. Es decir, seguimos las tres reglas importantes: Principio de Aufbau, Principio de exclusión de Pauli y Regla de Hund. La configuración electrónica de los cationes se asigna quitando electrones primero en el orbital p más externo, seguido por el orbital s y finalmente los orbitales d (si es necesario eliminar más electrones). Por ejemplo, la configuración electrónica del estado fundamental del calcio (Z = 20) es 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 . El ion calcio (Ca 2+ ), sin embargo, tiene dos electrones menos. Por lo tanto, la configuración electrónica para Ca 2+es 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 . Como necesitamos eliminar dos electrones, primero eliminamos los electrones de la capa más externa (n = 4). En este caso, todas las subcapas 4p están vacías; por lo tanto, comenzamos quitando del orbital s, que es el orbital 4s. La configuración electrónica del Ca 2+ es la misma que la del Argón, que tiene 18 electrones. Por tanto, podemos decir que ambos son isoelectrónicos.

La configuración electrónica de los aniones se asigna agregando electrones de acuerdo con el principio de Aufbau. Agregamos electrones para llenar el orbital más externo que está ocupado y luego agregamos más electrones al siguiente orbital superior. El átomo neutro de cloro (Z = 17), por ejemplo, tiene 17 electrones. Por lo tanto, su configuración electrónica de estado fundamental se puede escribir como 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5 . El ion cloruro (Cl - ), por otro lado, tiene un electrón adicional para un total de 18 electrones. Siguiendo el principio de Aufbau, el electrón ocupa primero la subcapa 3p parcialmente llena, haciendo que el orbital 3p esté completamente lleno. La configuración electrónica para Cl -Por lo tanto, se puede designar como 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 . Nuevamente, la configuración electrónica del ion cloruro es la misma que la del Ca 2+ y el Argón. Por lo tanto, todos son isoelectrónicos entre sí.

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