Cómo saber cuántos electrones hay en cada nivel de energía para diferentes elementos

En términos generales, hay dos por orbital (girar hacia arriba y hacia abajo) a menos que haya un número impar en total, en cuyo caso el electrón adicional entra en el último estado (menos fuertemente unido).

Si por “nivel de energía” te refieres solo al número cuántico principal, vas a tener que aprender física atómica y las Reglas de Hund y aún será un desafío clasificar los diferentes orbitales en el orden correcto.

Los electrones dentro de los átomos ocupan diferentes capas, con un número cuántico principal, n = 1, 2, 3, etc.

La energía de estas capas, en promedio, sigue el valor de n, pero hay cierta superposición de la energía de diferentes subcapas.

Cada capa tiene una serie de subcapas, que es igual a n. Estas subcapas siguen el mismo orden, en términos de energía, en cada caparazón, y se representan con letras diferentes. Cada una de estas subcapas tiene una forma diferente y un número diferente de orbitales. Pueden entrar dos electrones en cada orbital, con giro opuesto. El orden de estas subcapas y el número de orbitales en cada uno es, en orden; s (1), p (3), d (5), f (7), (g (9)). Entonces, el conjunto de conchas y subcapas va; 1s; 2s, 2p; 3s, 3p, 3d; etcétera etcétera.

Los electrones llenan estos orbitales en orden de energía, a medida que aumenta su número atómico, pero algunas subcapas se superponen, y hay algunos casos especiales, como siempre ocurre en la química. Los electrones del subshell s tienen una energía más baja que los electrones del sub-shell d en el shell, un nivel por debajo de ellos, y una energía más baja que los electrones del sub-shell f en el shell, dos niveles debajo de ellos. Entonces, la sub-capa 4 se llena antes que la sub-capa 3d. Llenar la subcapa 3D produce el primer período de metales de transición. Los orbitales 5s se llenan antes que los orbitales 4d. Llenar el nivel 4d produce el siguiente período de metales de transición, etc. Los orbitales 6s se llenan antes del 4f, y el 7s se llena antes del 5f. Llenar estos orbitales f, que contienen 14 electrones cada uno, produce los lantánidos y los actínidos.

Cada elemento cae en un determinado grupo, que domina sus propiedades químicas, como se muestra en la tabla periódica. Voy a nombrar estos grupos en la forma original, como un número entre 1 – 8, [TM] metal de transición, [La] o [Ac], lantánidos y actínidos, respectivamente, y [G8] son ​​los gases nobles.

El orden en que se llenan las subcapas, y el número total de electrones contenidos dentro de cada uno, entre paréntesis, es el siguiente; 1s (2) [G8], 2s (2), 2p (6) [G8], 3s (2), 3p (6) [G8], 4s (2), 3d (10) [TM], 4p (6 ) [G8], 5s (2), 4d (10) [TM], 5p (6) [G8], 6s (2), 4f (14) [La], 5d (10) [TM], 6p (6 ) [G8], 7s (2), 5f (14) [Ac], 6d (4 …).

Dentro de este orden general, hay algunos casos especiales.

El cromo es el primer ejemplo a medida que aumenta el número atómico. Su configuración electrónica debe terminar con 3d (4), 4s (2), pero en realidad es 3d (5), 4s (1). El orden correcto comienza de nuevo, con el siguiente elemento, que es manganeso, con 3d (5), 4s (2). Entonces, ¿por qué el cromo se sale de la línea? Las razones son complejas, pero es típico de tales elementos fuera de orden. El cobre es otro. Esto es 3d (10), 4s (1), cuando debería ser 3d (9), 4s (2). Quizás los cinco electrones no apareados estabilizan el cromo, mientras que una capa 3D completa podría estabilizar el cobre, excepto que estos no son principios generales. El oro y la plata son como el cobre, siendo 4d (10), 5s (1) y 5d (10), 6s (1), respectivamente. El paladio y el molibdeno son ejemplos similares.

Otros elementos anómalos incluyen niobio, rutenio, rodio, lantano, cerio, gadolinio, platino, actinio, torio, protactinio y uranio. Por ejemplo, el platino es [Xe] 4f (14), 5d (9), 6s (1), mientras que debería terminar 5d (8), 6s (2). El uranio es [Rn] 5f (3), 6d (1), 7s (2), que tiene un electrón en el orbital 6d, que no debería estar allí. La subcapa 5f debería llenarse antes que los orbitales 6d. Y así, el uranio debería ser [Rn] 5f (4), 7s (2). ¿Por qué el electrón agregado entra en el orbital 6d, en lugar del orbital 5f? Nd, que está directamente sobre U tiene la configuración esperada, al igual que Pu y A, que están más adelante, en el mismo período. Sin embargo, Np es otro caso especial, similar a U. Explicar todas estas anomalías de ninguna manera es fácil. Aparecen porque el esquema general de llenado de orbitales tiene algunas irregularidades, debido a los efectos adicionales de diferentes combinaciones de orbitales, como la repulsión electrostática, la detección, etc.

Adjunto un PDF que muestra la cantidad de electrones por nivel de energía por átomo. No entra en detalles sobre en qué subshell están los electrones, pero eso se puede resolver si sabe cómo: no entraré en detalles sobre subshell y similares, ya que esa información está disponible en otros lugares y tomaría mucho tiempo tiempo para explicar, requiriendo a alguien menos perezoso.

De todos modos, un PDF robado directamente de mi curso de química: ChemistryDataBooklet_NewH_AH.pdf

Editar: la página singular no se cargará debido a un problema con mi cola de impresión, por lo que las configuraciones electrónicas están en la página 8 del archivo

Los proyectiles tienen niveles de energía 1, 2, 3 …

Las subcapas tienen un momento angular de 0 a n-1, e históricamente L = 0 se llama s, L = 1 se llama p, 2 es d y 3 es f. Entonces el nivel 1 tiene 1s. El nivel 2 tiene 2s y 2p. El nivel 3 tiene 3s, 3p y 3d. Y así.

A continuación, los orbitales tienen una orientación de -L a L. Así que las subcapas tienen 1 orbital, las subcapas p tienen 3, d tiene 5, etc.

Finalmente cada orbital puede contener 2 electrones. Puede sumar los resultados y deben coincidir con cualquier fórmula de acceso directo que le hayan dado.