Mejor respuesta
PARA ALGUIEN QUE TIENE PROBLEMAS PARA ENTENDER EL CONCEPTO DE CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA –
Tomemos el ejemplo del vanadio (V) (el cromo es un poco más complicado, así que lo explicaré más adelante). Primero debemos verificar el número atómico de V, que es 23. Como V es un átomo en este caso (y no un ion), este es el número de electrones en V.
A continuación, seguimos el orden en la tabla a continuación (que es muy fácil de construir en caso de que se confunda en el futuro (enlace a continuación)) –
Como habrás notado, el orden no sigue una lógica simple (3d viene después de 4s, 4d viene después de 5s, etc.), por lo que es muy importante aprender a construir la tabla anterior cuando se trata de la configuración de electrones.
Una clave importante es aprender el número máximo de electrones que puede contener una subcapa particular (s, p, d, f) –
Comenzamos con la subcapa s que contiene 2 electrones,
la subcapa p puede contener 4 más que eso, es decir. 2 + 4 = 6 electrones,
la subcapa d puede contener 4 más que eso, es decir. 6 + 4 = 10 electrones, y
la subcapa f puede contener 4 más que eso, es decir. 10 + 4 = 14 electrones.
Como debe haber notado que después de la subcapa s, todas las subcapa tienen 4 electrones más que la subcapa anterior.
En el caso de Vandium
Primero, 2 electrones llenan la subcapa 1s. Ahora nos quedamos con 23-2 = 21 electrones
Entonces, 2 electrones llenan la subcapa 2s. Ahora nos quedamos con 21-2 = 19 electrones
Luego, 6 electrones llenan la subcapa 2p. Ahora nos quedamos con 19–6 = 13 electrones
Luego, 2 electrones llenan la subcapa 3s. Ahora nos quedamos con 13-2 = 11 electrones
Luego, 6 electrones llenan la subcapa 3p. Ahora nos quedamos con 11–6 = 5 electrones
Luego, 2 electrones llenan la subcapa 4s. Ahora nos quedamos con 5-2 = 3 electrones
Finalmente, los últimos 3 electrones llenan parcialmente la subcapa 3d.
La forma en que escribimos esto es: 1st subshell ^ {número de electrones en el subshell} 2nd subshell ^ {número de electrones en el subshell} …
Por lo tanto, para V, el La configuración electrónica lógicamente es: 1s ^ 2 2s ^ 2 2p ^ 6 3s ^ 2 3p ^ 6 4s ^ 2 3d ^ 3
Una forma más sencilla de expresar esto es reemplazando parte de la configuración electrónica que corresponde a un gas noble por [símbolo de gas noble]. Como en este caso, 1s ^ 2 2s ^ 2 2p ^ 6 3s ^ 2 3p ^ 6 es la configuración electrónica de Argón (Ar), por lo que la estructura electrónica de V se puede escribir como:
[Ar ] 4s ^ 2 3d ^ 3
En caso de que el concepto de configuración electrónica aún no esté claro, consulte este video de Bozeman Science que explica cómo escribe configuraciones electrónicas, nos dice cómo hacer la tabla anterior y podría aclarar cualquier otra duda que puedas tener sobre los conceptos básicos de este tema.
RESPUESTA A SU PROBLEMA –
De acuerdo con el método anterior, la configuración electrónica de Cr debería ser : 1s ^ 2 2s ^ 2 2p ^ 6 3s ^ 2 3p ^ 6 4s ^ 2 3d ^ 4 o [Ar] 4s ^ 2 3d ^ 4 PERO en su lugar es: 1s ^ 2 2s ^ 2 2p ^ 6 3s ^ 2 3p ^ 6 4s ^ 1 3d ^ 5 o [Ar] 4s ^ 1 3d ^ 5 y, por lo tanto, viola el principio de Aufbau, que establece que los electrones que orbitan uno o más átomos llenan los niveles de energía más bajos disponibles (subcapas ) antes de llenar niveles más altos.
Para entender y por qué ocurre esto, es importante darse cuenta de que una subcapa que está exactamente medio llena es más estable que una subcapa parcialmente llena que no está medio llena. Un electrón se mueve de la subcapa 4s a la mitad de la subcapa 3d, lo que le da al átomo una mayor estabilidad, por lo que el cambio es favorable.
Es importante entender que esta es una excepción anormal al principio de Aufbau. . El tungsteno (W) tiene la misma valencia que el cromo, sin embargo, a diferencia del Cr, W sigue el principio de Aufbau. Otro metal que no sigue este principio es el cobre (Cu), que tiene una configuración electrónica de: [Ar] 4s ^ 1 3d ^ {10}, en lugar de [Ar] 4s ^ 2 3d ^ 9 (para llenar el orbital d ; las subcapas completamente llenas son más estables que los subniveles parcialmente llenos).
Respuesta
La respuesta corta es que existe un conjunto complicado de interacciones entre los electrones y el núcleo, así como entre los electrones mismos. Esto es lo que finalmente produce una configuración electrónica.
Siguiendo los elementos, el patrón en las configuraciones electrónicas se asemeja a una trayectoria de vuelo. Puede haber un poco de turbulencia en el camino, pero después de cada bache o dos, la trayectoria de vuelo vuelve a la normalidad.
Algunos de los baches son causados por el hecho de que en los bloques d y f, o los subconjuntos medio llenos se vuelven atractivos, tanto que puede haber una carrera poco digna para llegar a tales configuraciones. Así que al cromo, por ejemplo, le gusta adelantarse y adoptar una configuración 3d5 4s1 en lugar de la esperada 3d4 s2. Los efectos relativistas pueden influir. Por lo tanto, Lr es 7p1 7s2 en lugar del esperado 5d1 6s2.
Los puntos importantes son:
- Las configuraciones electrónicas son para átomos neutros, aislados, en estado fundamental. ¿Cuántos químicos han trabajado alguna vez con átomos aislados? Claro, algunos espectroscopistas de fase gaseosa lo hacen, pero casi todos los experimentos de química general se realizan en solución acuosa. Casi toda la química industrial se realiza en fases condensadas. Casi toda la química orgánica se realiza en solución. Ver: ¿Por qué enseñar la configuración electrónica de los elementos que hacemos?
- Dado que los iones son más importantes que los átomos gaseosos aislados para casi todos los átomos, y los iones importantes no tienen configuraciones electrónicas anómalas, hay pocas razones para preocuparse por las configuraciones electrónicas anómalas de los átomos. Será mejor que se centre en las configuraciones electrónicas «características» sin anomalías en la ocupación de los orbitales dys en los elementos de transición od, s y f orbitales en los elementos de transición internos. Véase: Wulfsberg G 2000, Inorganic Chemistry, University Science Books, Sausalito, California, p. 3.
Por ejemplo, considere las configuraciones electrónicas de los cationes trivalentes de los lantánidos:
+4 +2 | +4 +2
Ce Pr Nd Pm Sm Eu Gd | Tb Dy Ho Er Tm Yb Lu
½f ½f | f f
f1 f2 f3 f4 F5 f6 f7 | f8 f9 10 11 12 13 14
¡Sin irregularidades! Aquí:
½f = Eu + 2 (4f7) le gusta emular a Gd + 3 (4f7);
f = Yb + 2 (4f14) le gusta emular Lu + 3 (4f14) )
Luego está Ce + 4 (f0), que le gusta alcanzar el núcleo vacío de su progenitor lantánido, a saber, La + 3 (f0); y Tb + 4 (f7) alcanzando la misma configuración medio llena que Gd + 3 (f7).
Ver: Shchukarev SA 1974, Neorganicheskaya khimiya, vol. 2 Vysshaya Shkola, Moscú (en ruso), pág. 118)