Configuración Electrónica

Definición de configuración electrónica

Si no estás familiarizado con estos términos, te recomendamos que consultes la sección Envolturas de electrones para aprender un poco más sobre ellos. De momento, sólo haremos un breve resumen.

Envolturas de electrones

Las envolturas deelectrones también se conocen comoniveles de energía. Cada envoltura tiene un número cuántico principal específico. A medida que las envolturas se alejan del núcleo, su número cuántico principal aumenta y tienen un nivel de energía más alto.

Subcubiertas de electrones

Las subcáscaras son divisiones dentro de cada cáscara. También tienen distintos niveles de energía: la subcáscara s tiene la energía más baja, luego la p, luego la d y luego la f. Cada subcáscara contiene distintos números de orbitales. Por ejemplo, la subcáscara s sólo tiene un orbital, mientras que las subcáscaras p tienen tres y las d tienen cinco.

Gráfico que muestra los distintos niveles de energía de las cáscaras, subcáscaras y orbitales, Richard Parsons (raster), Adrignola (vector) trabajo derivado:MikeRun, CC BY-SA 3.0, commons.wikimedia.org[1]

Orbitales de electrones

Los orbitales son regiones del espacio en las que se puede encontrar un electrón el 95 por ciento de las veces. Cada orbital puede contener como máximo dos electrones. Estos electrones deben tener espines diferentes: uno tiene un espín hacia arriba y el otro hacia abajo. Los orbitales también tienen formas diferentes según su subesfera.

Si juntamos todo esto, la configuración electrónica es simplemente cuántos electrones hay en cada orbital atómico, y en qué caparazón y subcaparazón se encuentran.

Reglas de configuración electrónica

Hay dos reglas principales que debes conocer y que te ayudarán a calcular la configuración electrónica de un átomo. Son la regla de Hund y el principio de Aufbau. Vamos a examinarlas una por una antes de ponerlas en práctica con algunos ejemplos.

El principio de Aufbau

En primer lugar, los electrones llenan primero la subcáscara con el nivel de energía más bajo. A los átomos les gusta estar en un estado energético más bajo y los electrones no son diferentes. En general, eso significa llenar primero las envolturas con los números cuánticos principales más bajos, y dentro de la envoltura llenar primero la subenvoltura s, luego la p y después la d. Pero recuerda la astuta excepción: ¡la 3d tiene un nivel de energía más bajo que la 4s! Esto significa que se llenará primero. El diagrama siguiente te recuerda los niveles de energía de las distintas subcubiertas.

La energía creciente de las subcáscaras de electrones. Originales de StudySmarter

La regla de Hund

Los electrones no se llevan bien entre sí. Tiene sentido: son partículas negativas, por lo que si pones dos cerca, se repelerán con bastante fuerza. Por eso, dentro de las subcáscaras, los electrones prefieren ocupar su propio orbital si pueden, y por eso llenarán primero un orbital vacío.

Estas dos reglas constituyen los fundamentos de la configuración electrónica. Pero antes de intentar calcular las configuraciones electrónicas de algunos elementos, tenemos que aprender a representar la configuración electrónica.

Representación de la configuración electrónica

Tenemos dos formas diferentes de representar la configuración electrónica:

• Notación estándar.
• Forma de caja.

Representación de la configuración electrónica: Notación estándar

La primera forma de representar la configuración electrónica es con la notación estándar. Quizá sea el método más sencillo; basta con enumerar las subcáscaras de electrones e indicar el número de electrones que contienen con un número en superíndice. Sin embargo, no tienes que preocuparte por las subcáscaras vacías, simplemente puedes omitirlas.

Cuando se representan las configuraciones electrónicas de elementos más pesados, escribir todas las subcáscaras resulta bastante cansado. Hay una forma de evitarlo: si sabes que una especie tiene los mismos electrones que un gas noble, con la adición de algunos electrones extra, escribe el nombre del gas noble entre corchetes y añade las subcáscaras de electrones extra de forma normal.

Representación de la configuración electrónica: Forma de caja

La forma de caja es una forma algo más larga de representar la configuración electrónica, pero a diferencia de la notación estándar, muestra la posición de los electrones dentro de orbitales individuales. Representas los distintos orbitales de cada subcáscara mediante cajas cuadradas, y muestras los electrones mediante flechas verticales. Es tradicional dibujar el primer electrón de cada orbital apuntando hacia arriba, y el segundo apuntando hacia abajo.

Configuración electrónica de los elementos

Ahora pondremos a prueba nuestros nuevos conocimientos con algunos ejemplos. En primer lugar, calcularemos las configuraciones electrónicas de los elementos.

Otro ejemplo es el sodio.

A continuación: el oxígeno.

Puede que hayas observado un patrón. La posición de un elemento en la tabla periódica está relacionada con la subcáscara en la que se encuentra su electrón más externo. Por ejemplo, un átomo neutro del grupo 2 siempre tiene su electrón externo en un subesqueleto s, mientras que un metal de transición tiene su electrón externo en un subesqueleto d. Esto se muestra a continuación.

Diagrama de la tabla periódica que muestra la relación entre la posición de un elemento y la subcáscara en la que se encuentra su electrón externo.DePiep, CC BY-SA 3.0, commons.wikimedia.org[2]

Configuración electrónica de los iones

Sabemos cómo rellenar las subcáscaras y los orbitales con electrones para formar átomos neutros, pero ¿cómo ganan o pierden electrones adicionales para formar iones?

• Cuando se ganan electrones, se sigue la regla de Hund y el principio de Aufbau, como es habitual. Se forma unanión negativo .
• Al perder electrones, se pierden primero los electrones del nivel de energía más alto , es decir, en orden inverso al de llenado. Así se forma un catión positivo. Sin embargo, hay otra astuta excepción a la regla: los electrones 4s se pierden antes que los electrones 3d.

Veamos un ejemplo.

Excepciones a la configuración electrónica

Probablemente ya habrás adivinado que, aunque la química es una asignatura lógica, siempre hay algunos casos que parecen ignorar todas las reglas estándar. Por desgracia, no te queda más remedio que aprenderlas, aunque dedicar tiempo a comprender por qué se comportan mal puede ayudarte a recordarlas.

Por ejemplo, el cromo. El cromo, Cr, tiene veinticuatro electrones y la configuración 1s2^{2s2 2p6 3s2 3p6 4s1 3d5}. Espera un segundo, ¿por qué sólo hay un electrón en la subcáscara 4s? ¡Esperaríamos que la configuración del cromo fuera 1s2^{2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d4}! Pues bien, esto se debe a que las subcubiertas 4s y 3d son muy similares en nivel de energía. El electrón solitario de 4s no experimenta ninguna repulsión porque no está emparejado, y esta reducida repulsión electrón-electrón compensa el hecho de que hay un electrón extra en el nivel de energía 3d, ligeramente superior. A los átomos les gusta estar en el estado energético más bajo posible.

Del mismo modo, el cobre, Cu, tiene la configuración 1s2^{2s2 2p6 3s2 3p6 4s1 3d10}, no 1s2^{2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d9}. También en este caso se trata de una disposición de energía ligeramente reducida debido a la ausencia de repulsión electrón-electrón.

Diagrama que muestra las configuraciones esperadas y observadas del cromo y el cobre. Observa que ambos elementos tienen un solo electrón en 4s. Esto se debe a que la falta de repulsión electrón-electrón crea una disposición de energía ligeramente inferior. Originales de StudySmarter

Pruebas de la configuración electrónica

Para concluir este artículo, consideraremos brevemente algunas de las pruebas de la configuración electrónica:

• Losespectros de emisión atómica nos indican que existen distintos niveles cuánticos de energía. Los espectros de emisión atómica se producen cuando los electrones excitados emiten luz y vuelven a su estado básico, que es su nivel de energía más bajo. La longitud de onda y la frecuencia de la luz dependen del nivel de energía del electrón.
• Lasenergías de ionización sucesivas también nos indican la existencia de envolturas de electrones. Los grandes saltos entre las sucesivas energías de ionización de un elemento indican que el electrón se pierde de una envoltura electrónica distinta que está más cerca del núcleo.
• Las energías de primera ionización nos indican la existencia de subcáscaras y orbitales. Por ejemplo, la disminución de la primera energía de ionización entre los grupos 2 y 3 muestra que existen subcubiertas s y p, mientras que la disminución de la primera energía de ionización entre los grupos 5 y 6 muestra que la subcubierta p contiene tres orbitales.