CONFIGURACION ELECTRÓNICA
la configuración electrónica indica
la manera en la cual los electrones se estructuran o se modifican en un átomo de acuerdo con el modelo de capas
electrónicas, en el
cuál las funciones de ondas del sistema se expresa como un producto de
orbitales antisimetrizadas. La configuración electrónica es importante porque determina
las propiedades de combinación química de los átomos y por tanto su posición en
la tabla periódica.
Notación
Se utiliza en una notación estándar
para describir las configuraciones electrónicas de átomos y moléculas. Para los
átomos, la notación contiene la definición de los orbitales atómicos (en la
forma n l, por ejemplo 1s, 2p, 3d, 4f) indicando el número de electrones
asignado a cada orbital (o al conjunto de orbitales de la misma subcapa) como
un superíndice. Por ejemplo, el hidrógeno tiene
un electrón en el orbital s de la primera capa, de ahí que su configuración
electrónica se escriba 1s1. El litio tiene dos
electrones en la subcapa 1s y uno en la subcapa 2s (de mayor energía), de ahí
que su configuración electrónica se escriba 1s2 2s1 (pronunciándose
"uno-ese-dos, dos-ese-uno"). Para el fósforo (número atómico 15), tenemos: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p3.
Para átomos con muchos electrones,
esta notación puede ser muy larga por lo que se utiliza una notación abreviada,
que tiene en cuenta que las primeras subcapas son iguales a las de algún gas noble.
Por ejemplo, el fósforo, difiere del argón y neón (1s2 2s2 2p6)
únicamente por la presencia de la tercera capa. Así, la configuración
electrónica del fósforo se puede escribir respecto de la del neón como:
[Ne] 3s2 3p3. Esta notación es útil si tenemos
en cuenta que la mayor parte de las propiedades químicas de los elementos
vienen determinadas por las capas más externas.
El orden en el que se escriben los
orbitales viene dado por la estabilidad relativa de los orbitales, escribiéndose
primero aquellos que tienen menor energía orbital.
Esto significa que, aunque sigue unas pautas generales, se pueden producir excepciones.
La mayor parte de los átomos siguen el orden dado por la regla de Madelung. Así, de acuerdo con esta
regla, la configuración electrónica del hierrose escribe
como: [Ar] 4s2 3d6. Otra posible notación
agrupa primero los orbitales con el mismo número cuántico n, de tal
manera que la configuración del hierro se expresa como [Ar] 3d6 4s2 (agrupando
el orbital 3d con los 3s y 3p que están implícitos en la configuración del argón).
Tipos de configuración electrónica
Para graficar la configuración electrónica existen cuatro modalidades,
con mayor o menor complejidad de comprensión, que son:
Configuración estándar
Se representa la configuración electrónica que se obtiene usando
el cuadro de las diagonales (una
de sus formas gráficas se muestra en la imagen de la derecha).
Es importante recordar que los orbitales se van llenando en el
orden en que aparecen, siguiendo esas diagonales, empezando siempre por el 1s.
Aplicando el mencionado cuadro de las diagonales la configuración
electrónica estándar, para cualquier átomo, es la siguiente:
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s2 4f14 5d10 6p6 7s2 5f14 6d10 7p6
Más adelante explicaremos cómo se llega este enjambre de
números y letras que perturba inicialmente, pero que es de una simpleza
sorprendente.
Configuración condensada
Los niveles que aparecen llenos en la configuración estándar se
pueden representar con un gas noble (elemento del grupo VIII A, Tabla Periódica de
los elementos, donde el número atómico del gas coincida con el
número de electrones que llenaron el último nivel.
Los gases nobles son He, Ne, Ar, Kr, Xe y Rn.
Configuración
desarrollada
Consiste en representar todos los electrones de un átomo empleando
flechas para simbolizar el spin de cada uno. El llenado se realiza respetando
el principio de exclusión de Pauli y la Regla de máxima multiplicidad de Hund.
Configuración
semidesarrollada
Esta representación es una combinación entre la configuración
condensada y la configuración desarrollada. En ella sólo se representan los
electrones del último nivel de energía.
Niveles
de energía o capas
Si repasamos o recordamos los diferentes modelos atómicos veremos que en esencia un átomo es
parecido a un sistema planetario. El núcleo sería la estrella y los electrones
serían los planetas que la circundan, girando eso sí (los electrones) en
órbitas absolutamente no definidas, tanto que no se puede determinar ni el
tiempo ni el lugar para ubicar un electrón (Principio de Incertidumbre de
Heisenberg).
Los electrones tienen, al girar, distintos niveles de energía
según la órbita (en el átomo se llama capa o nivel) que ocupen, más cercana o
más lejana del núcleo. Entre más alejada del núcleo, mayor nivel de
energía en la órbita, por la tendencia a intercambiar o ceder electrones desde
las capas más alejadas.
Entendido el tema de las capas, y sabiendo que cada una de ellas
representa un nivel de energía en el átomo, diremos que:
Existen 7 niveles de energía o capas donde pueden situarse los electrones para girar alrededor
del núcleo, numerados del 1, el más interno o más cercano al núcleo (el que
tiene menor nivel de energía), al 7, el más externo o más alejado del núcleo
(el que tiene mayor nivel de energía).
Estos niveles de energía corresponden al número cuántico principal
(n) y además de numerarlos de 1 a 7, también se usan letras para denominarlos,
partiendo con la K. Así: K =1, L = 2, M = 3, N = 4, O = 5, P
= 6, Q = 7.
A su vez,
cada nivel de energía o capa tiene sus electrones repartidos en distintos subniveles, que pueden ser de
cuatro tipos: s, p, d, f.
Ilustración para los niveles y
subniveles de energía electrónica en el átomo
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Para determinar la configuración electrónica de un elemento sólo hay que saber
cuantos electrones debemos acomodar y distribuir en los subniveles empezando
con los de menor energía e ir llenando hasta que todos los electrones estén
ubicados donde les corresponde. Recordemos que partiendo desde el subnivel s, hacia p, d o f se aumenta el nivel de energía.
En cada subnivel hay un
número determinado de orbitales que pueden contener, como máximo, 2
electrones cada uno. Así, hay 1 orbital tipo s, 3
orbitales p, 5
orbitales d y 7 del tipo f. De esta forma el número máximo de
electrones que admite cada subnivel es: 2 en el s; 6 en el p (2 electrones x 3
orbitales); 10 en el d (2 x 5); 14 en el f (2 x 7).
La distribución de niveles, subniveles, orbitales y número de electrones
posibles en ellos se resume, para las 4 primera capas, en la siguiente tabla:
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Niveles
de energía o capa (n)
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1 (K)
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2 (L)
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3 (M)
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4 (N)
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Tipo de subniveles
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s
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s p
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s p d
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s p d f
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Número de orbitales en cada subnivel
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1
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1 3
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1 3 5
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1 3 5 7
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Denominación de los orbitales
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1s
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2s 2p
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3s 3p 3d
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4s 4p 4d 4f
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Número máximo de electrones en los orbitales
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2
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2 - 6
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2 - 6 - 10
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2 - 6 - 10 - 14
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Número máximo de electrones por nivel de energía o capa
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2
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8
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18
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32
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Insistiendo en el concepto inicial, repetimos que la configuración electrónica de un átomo es la distribución de
sus electrones en los distintos niveles, subniveles y orbitales.
Los electrones se van situando en los diferentes niveles y subniveles por orden de energía creciente (partiendo desde el más cercano al
núcleo) hasta completarlos.
Recordemos que alrededor del núcleo puede haber un máximo de siete
capas atómicas o niveles de energía donde giran los electrones, y cada capa
tiene un número limitado de ellos.
La forma en que se completan los niveles, subniveles y orbitales
está dada por la secuencia que se grafica en el esquema conocido como regla de las diagonales:
Es importante saber cuantos electrones existen en el nivel más
externo de un átomo pues son los que intervienen en los enlaces con otros átomos
para formar compuestos.
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 Regla de las diagonales
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Sirve para determinar el mapa de configuración electrónica (o
periódica) de un elemento.
En otras palabras, la secuencia de ocupación de los orbitales
atómicos la podemos graficar usando la regla de la diagonal, para ello debemos
seguir la flecha roja del esquema de la derecha, comenzando en 1s; siguiendo la flecha
podremos ir completando los orbitales con los electrones en forma correcta.
En una configuración estándar, y de acuerdo a la secuencia seguida
en el grafico de las diagonales, el orden de construcción para la configuración
electrónica (para cualquier elemento) es el siguiente:
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s2 4f14 5d10 6p6 7s2 5f14 6d10 7p6
Los valores que se encuentran como superíndices indican la cantidad máxima de electrones que puede haber en cada
subnivel (colocando sólo dos en cada orbital de los subniveles).
La Tabla Periódica,
punto de partida
En la tabla periódica, entre los datos que encontramos de cada uno
de los elementos se hallan el Número atómico y la Estructura
electrónica o Distribución de electrones en
niveles.
El Número atómico nos indica la cantidad de electrones y de
protones que tiene un elemento.
La Estructura electrónica o Distribución de electrones en niveles
indica cómo se distribuyen los electrones en los distintos niveles de energía
de un átomo (lo que vimos más arriba con la regla
de las diagonales).
Pero, si no tengo la tabla periódica para saber cuántos electrones
tengo en cada nivel, ¿cómo puedo hacer para averiguarlo?
Ya vimo que la regla
de las diagonales ofrece un
medio sencillo para realizar dicho cálculo.
Para escribir la configuración electrónica de un átomo es
necesario:
Saber el número de electrones que tiene el átomo; para ello basta
conocer el número atómico
(Z) del átomo en
la tabla periódica. Recuerda que el número de electrones en un átomo neutro es
igual al número atómico (Z).
Ubicar los electrones en cada uno de los niveles de energía, comenzando desde el nivel
más cercano al núcleo (nivel 1).
Respetar la capacidad máxima de cada subnivel (s = 2e-, p = 6e-, d = 10e- y f =
14e-).
Supongamos que tenemos que averiguar la Distribución electrónica
en el elemento sodio, que como su número atómico indica tiene 11 electrones,
los pasos son muy sencillos: debemos seguir las diagonales, como se representan
más arriba.
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Ilustración simplificada
de un átomo.
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En el ejemplo del sodio sería: 1s2, como siguiendo la
diagonal no tengo nada busco la siguiente diagonal y tengo 2s2, como
siguiendo la diagonal no tengo nada busco la siguiente diagonal y tengo 2p6,
siguiendo la diagonal tengo 3s2.
Siempre debo ir sumando los superíndices, que me indican la
cantidad de electrones. Si sumo los superíndices del ejemplo, obtengo 12, quiere
decir que tengo un electrón de más, ya que mi suma para ser correcta debe dar
11, por lo que al final debería corregir para que me quedara 3s1.
Por lo tanto, para el sodio (11 electrones), el resultado es: 1s2 2s2
2p6 3s1
Primer nivel: 2 electrones (los 2 en subnivel s, en un orbital);
Segundo nivel: 8 electrones (2 en subnivel s, en un orbital, y 6 en subnivel p,
con 2 en cada uno de sus 3 orbitales);
tercer nivel: 1 electrón (ubicado en el subnivel s, en un orbital).
;
En la tabla periódica podemos leer, respecto al sodio: 2 - 8 - 1
Otros ejemplos:
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CLORO: 17 electrones
1s2 2s2 2p6 3s2 3p5
1º nivel: 2 electrones
2º nivel: 8 electrones
3º nivel: 7 electrones
En la tabla periódica podemos leer: 2 - 8 - 7
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MANGANESO: 25 electrones
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d5
1º nivel: 2 electrones
2º nivel: 8 electrones
3º nivel: 13 electrones
4º nivel: 2 electrones
En la tabla periódica podemos leer: 2 - 8 - 13 – 2
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El superíndice es el número de electrones de
cada subnivel (recordando siempre que en cada orbital del subnivel caben solo
dos electrones).
El Número máximo de electrones por nivel es 2(n)2 (donde n es la cantidad de subniveles
que tiene cada nivel).
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Ilustración
más compleja y más realista de la estructura de un átomo.
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Hagamos un ejercicio:
Supongamos que deseamos conocer la configuración electrónica de la
plata, que tiene 47 electrones.
Por lo ya aprendido, sabemos que el orden de energía de los
orbitales es 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, etc.
En cada subnivel s (que tienen sólo un orbital) cabrán
dos electrones.
En cada subnivel p (que tienen 3 orbitales) cabrán 6
electrones.
En cada subnivel d (que tienen 5 orbitales) cabrán 10
electrones.
En cada subnivel f (que tienen 7 orbitales) cabrán 14
electrones.
Siguiendo esta regla debemos colocar los 47 electrones del átomo
de plata, la cual debe quedar así::
1s2, 2s2, 2p6,
3s2, 3p6, 4s2, 3d10, 4p6,
5s2, 4d9
donde sólo se han puesto 9 electrones en los orbitales de (que son cinco) de la capa cuarta para
completar, sin pasarse, los 47 electrones de la plata.
En él se aclara o explica cómo determinar la configuración
electrónica de un átomo o de un ión:
1.- Conocer su número atómico (sacado de la tabla
periódica).
2.- La carga (del átomo o del ión) está dada por número de
protones menos (–) número de electrones.
3.- El número de protones es igual al número atómico del elemento
(átomo o ión).
4.- En cada átomo hay (en estado eléctrico neutro) igual número de
protones que de electrones.
Por ejemplo, el ión Mg+2 (magnesio más dos), averiguamos o
sabemos que su número atómico (Z) es 12, significa que tiene 12 protones
y debería tener 12 electrones, pero como el ión de nuestro ejemplo (Mg+2)
tiene carga +2 (porque perdió o cedió 2 electrones), hacemos
12 (protones) – X
= 2
Por lo tanto X (número de electrones del ión Mg+2) es
igual a 10,
El ión Mg+2 tiene
10 electrones.
¿Cómo se determina su configuración electrónica o lo que es lo
mismo cómo se distribuyen esos electrones en los orbitales del átomo?
Empezamos por el nivel inferior (el más cercano al núcleo): 1, que
sólo tiene un orbital s, y sabemos que cada orbital tiene como máximo 2
electrones (1s2).
Pasamos al segundo nivel, el 2, en el cual encontramos orbitales s
(uno) y orbitales p (tres) (2s y 2p 2p 2p).
En 2s hay sólo 2 electrones: 2s2 y en cada 2p hay dos electrones: 1s2 2s2 2p6 (este 2p6 es los mismo que 2p2 + 2p2 + 2p2= 2p6)
Ejemplo:
Configuración electrónica del fósforo (P)
Nº atómico Z = 15
15 protones y 15 electrones
1s2 2s2 2p6 3s2 3p3
