Como entender a configuración electrónica dos átomos
A configuración electrónica dun átomo é unha forma de describir como están dispostos os seus eléctrons en diferentes niveis e subníveis de enerxía arredor do núcleo. A configuración electrónica dun átomo determina moitas das súas propiedades físicas e químicas, como a súa reacción con outros átomos, como conduce a electricidade, e como se comporta nun campo magnético.
Que é un Eléctron?
Un eléctron é unha partícula subatómica con carga negativa que orbita o núcleo dun átomo. O núcleo está formado por protóns con carga positiva e neutrones con carga neutra. O número de protóns no núcleo define o número atómico dun elemento, e o número de eléctrons nun átomo neutro é igual ao número de protóns.
Os eléctrons teñen moi pouca masa en comparación cos protóns e neutrones, e movénse moi rápido nas súas órbitas. As órbitas non son camiños circulares, senón rexións do espazo onde é máis probable atopar os eléctrons. Estas rexións chámanse orbitais ou subcáscaras, e teñen diferentes formas e tamaños dependendo do seu nivel de enerxía.
Que é un Nivel de Enerxía?
Un nivel de enerxía é unha cáscara principal ou órbita que contén unha ou máis subcáscaras ou orbitais. O nivel de enerxía dun orbital determinase pola súa distancia do núcleo: o máis próximo que está, menor é a súa enerxía; o máis lexo que está, maior é a súa enerxía.
Os niveis de enerxía están numerados do 1 ao 7, comezando polo máis próximo ao núcleo. O primeiro nivel de enerxía pode conter ata 2 eléctrons, o segundo ata 8, o terceiro ata 18, e así sucesivamente. A fórmula para calcular o número máximo de eléctrons nun nivel de enerxía é 2n^2, onde n é o número do nivel de enerxía.
Que é unha Subcáscara?
Unha subcáscara é unha subdivisión dun nivel de enerxía que contén un ou máis orbitais coa mesma forma e enerxía. As subcáscaras denominanse con letras: s, p, d, f, g, etc., correspondentes aos números cuánticos orbitais 0, 1, 2, 3, 4, etc. O número de subcáscaras nun nivel de enerxía é igual ao número do nivel de enerxía: por exemplo, o primeiro nivel de enerxía ten unha subcáscara (s), o segundo ten dúas (s e p), o terceiro ten tres (s, p e d), e así sucesivamente.
O número máximo de eléctrons que poden caber nunha subcáscara dáse pola fórmula 2(2l + 1), onde l é o número cuántico orbital. Por exemplo, a subcáscara s pode conter ata 2 eléctrons, a subcáscara p ata 6, a subcáscara d ata 10, e a subcáscara f ata 14.
Que é un Orbital?
Un orbital é unha rexión do espazo dentro dunha subcáscara onde un eléctron pode atoparse cunha certa probabilidade. A forma e o tamaño dun orbital dependen do seu nivel de enerxía e subcáscara: por exemplo, os orbitais s son esféricos, os orbitais p teñen forma de mancuerna, os orbitais d teñen forma de trèbol ou complexa, e os orbitais f son aínda máis complexos.
Cada orbital pode conter ata 2 eléctrons con xiros opostos: un xirando no sentido horario e outro no contrário. O xiro é outra propiedade dos eléctrons que afecta o seu comportamento magnético.
Como Escribir a Configuración Electrónica dun Átomo?
A configuración electrónica dun átomo escríbese listando todas as subcáscaras ocupadas co seu número de eléctrons en superíndice. Por exemplo, a configuración electrónica do hidróxeno (H) con un eléctron é 1s^1; a configuración electrónica do helio (He) con dous eléctrons é 1s^2; a configuración electrónica do litio (Li) con tres eléctrons é 1s^2 2s^1; e así sucesivamente.
A orde na que se enchen as subcáscaras segue unha regra chamada principio de Aufbau ou principio de construción: os eléctrons ocupan primeiro os orbitais de menor enerxía dispoñibles antes de moverse a orbitais de maior enerxía.
Como Aplicar o Principio de Aufbau?
Para escribir a configuración electrónica dun átomo usando o principio de Aufbau, necesitamos seguir estes pasos:
Comeza co orbital de menor enerxía, que é o orbital 1s, e encheo con ata dous eléctrons.
Move ao seguinte orbital de menor enerxía, que é o orbital 2s, e encheo con ata dous eléctrons.
Move ao seguinte orbital de menor enerxía, que é o orbital 2p, e encheo con ata seis eléctrons.
Continúa este proceso ata que todos os eléctrons do átomo estean asignados a orbitais.
Para simplificar a escritura das configuracións electrónicas, podemos usar unha notación abreviada que usa o símbolo do anterior gas nobre entre corchetes para representar os eléctrons internos que están nunha configuración estable. Por exemplo, en vez de escribir 1s^2 2s^2 2p^6 para o neón (Ne), podemos escribir [He] 2s^2 2p^6, onde [He] representa a configuración do helio (He).
Tambén podemos usar un diagrama chamado diagrama orbital ou diagrama de configuración electrónica para mostrar a distribución de eléctrons en orbitais usando vectores ou círculos. Os vectores representan o xiro dos eléctrons, e deben estar emparellados con xiros opostos en cada orbital. Os círculos representan os eléctrons sen mostrar o seu xiro.
Que Son as Excepcións ao Principio de Aufbau?
O principio de Aufbau funciona ben para a maioría dos elementos, pero hai algunhas excepcións onde os eléctrons non enchen orbitais segundo os seus niveis de enerxía. Estas excepcións ocorren porque algún átomos son máis estables cando teñen subcáscaras parcialmente cheas ou totalmente cheas, especialmente nos bloques d e f.
Por exemplo, o crómio (Cr) ten un número atómico de 24, o que significa que ten 24 eléctrons. Segundo o principio de Aufbau, a súa configuración electrónica debería ser [Ar] 4s^2 3d^4, onde [Ar] representa a configuración do argón (Ar). No entanto, esta configuración non é moi estable porque a subcáscara 3d só está parcialmente chea con catro eléctrons. Unha configuración máis estable é [Ar] 4s^1 3d^5, onde tanto a subcáscara 4s como a 3d están parcialmente cheas con un e cinco eléctrons, respectivamente.
Outro exemplo é o cobre (Cu), que ten un número atómico de 29 e 29 eléctrons. Segundo o principio de Aufbau, a súa configuración electrónica debería ser [Ar] 4s^2 3d^9, onde [Ar] representa a configuración do argón (Ar). No entanto, esta configuración non é moi estable porque a subcáscara 3d só está parcialmente chea con nove eléctrons. Unha configuración máis estable é [Ar] 4s^1 3d^10, onde tanto a subcáscara 4s como a 3d están totalmente cheas con un e dez eléctrons, respectivamente.
Hai outras excepcións ao principio de Aufbau nos metais de transición (bloque d) e nos lantanidos e actinidos (bloque f). Para identificar estas excepcións, necesitamos observar as súas configuracións electrónicas observadas e comparalas cos previstos baseándose nos seus niveis de enerxía.
Por que é Importante a Configuración Electrónica dun Átomo?
A configuración electrónica dun átomo é importante porque determina moitas das súas propiedades físicas e químicas. Por exemplo:
O número de eléctrons de valencia, que son os eléctrons na cáscara ou subcáscara máis externa, afecta a forma en que un átomo forma ligazóns con outros átomos. Os átomos tenden a ga
