Configuración electrónica

La configuración electrónica de un átomo indica la distribución de los electrones en sus distintos niveles y subniveles de energía. Sigue ciertas normas, que debemos conocer. 

Principio de Aufbau

El principio de Aufbau, también conocido como el principio de llenado, establece que los electrones van ocupando los orbitales disponibles de menor a mayor energía en el estado fundamental de un átomo. Es decir, se van "construyendo" los átomos, añadiendo electrones uno a uno, empezando por los orbitales de más baja energía.

El diagrama de Moeller es una herramienta visual que nos permite ver fácilmente el orden de llenado de los orbitales. Este orden coincide con las diagonales del diagrama:

Para recordar el orden de los orbitales en cada fila puedes usar la regla mnemotécnica “soy padre de familia”. Y para recordar el número de electrones en cada orbital, puedes empezar por el 2, y sumar 4 en cada orbital nuevo. 

Por ejemplo, para el átomo de fósforo (Z=15), siguiendo las diagonales del diagrama, hasta llegar a 15 electrones:

P: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p3

Fíjate cómo el último orbital no tiene por qué estar lleno. Colocamos los electrones del átomo llenando las capas de menor energía, hasta llegar al número correspondiente. 

También podemos hacer la configuración electrónica de un ion. Por ejemplo, del Br- (Z=35). Al ser un ion negativo, el bromo ha ganado un electrón respecto al número de electrones en estado neutro. Por tanto, debemos colocar 36 electrones:

Br-: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6

Ten en cuenta que el principio de Aufbau se cumple en los átomos en su estado fundamental. Al comunicar energía a un átomo, sus electrones pueden promocionar y pasar a orbitales de mayor energía. Pero este estado es temporal. Con el tiempo, emitirán de nuevo esa energía y caerán al orbital más estable (menos energético). 

Por ejemplo, si vemos esta configuración electrónica del sodio (Z=11):

Na: 1s2 2s2 2p6 3p1

El último electrón, según el principio de llenado, debería estar en un orbital 3s. Sin embargo, ha promocionado a un 3p. Esta configuración electrónica no es errónea. Es simplemente un átomo excitado. 

Principio de exclusión de Pauli

Nos indica que dos electrones no pueden tener los mismos números cuánticos. Dentro de cada orbital, solo puede haber dos electrones, uno con número de spin ½ y otro con número de spin – ½. 
Una configuración electrónica con más de dos electrones en el mismo orbital es totalmente errónea, e imposible. 

Por ejemplo, un átomo 1s3 tendría una configuración electrónica imposible. No es posible que entren más de dos electrones en un orbital s. 

Regla de Hund

Al llenar orbitales de igual energía (degenerados), los electrones se distribuyen, siempre que sea posible, con sus espines paralelos. Los electrones tienden a ocupar la máxima cantidad de orbitales posibles, desapareados (con el mismo espín) antes de empezar a aparearse en un mismo orbital."

A veces se llama también “la regla del autobús”. Cuando un autobús tiene asientos vacíos, no compartes asiento si puedes evitarlo, ¿verdad? Pues algo así. 

Por ejemplo, veamos cómo se distribuyen los electrones en un orbital p. Por ejemplo, en el nitrógeno (Z=7)

N: 1s2 2s2 2p3

Los electrones que entran en los tres orbitales p, entran en orbitales diferentes. Para entrar en el mismo orbital, deberían vencer una ligera repulsión electrónica. Es decir, entrar a un orbital en el que ya hay otro electrón supone entrar a un orbital más alto en energía. Lo cual es menos favorable. 

Para llegar a la siguiente configuración, necesitaríamos un aporte energético, es decir, que el átomo esté en estado excitado. 

Configuraciones electrónicas anómalas. Excepciones al principio de Aufbau

Existen varias excepciones a la regla de llenado de Aufbau. Los dos ejemplos más clásicos son el cromo y el cobre. Veamos por qué. 

La configuración electrónica del cromo esperada según las normas que hemos visto hasta ahora es:

Cr (Z=24): 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d4

Sin embargo, la configuración electrónica real en el estado fundamental del cromo es:

Cr (Z=24): 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s¹ 3d⁵

Un electrón del orbital 4s promociona al nivel 3d. Esto es favorable energéticamente porque los orbitales d semillenos generan una particular estabilidad. Más que cumplir la regla de Aufbau. 

Otra excepción es el cobre. La configuración electrónica del cobre esperada según las normas que hemos visto hasta ahora es:

Cu (Z=29): 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d9

Sin embargo, la configuración electrónica real en el estado fundamental del cromo es:

Cu (Z=29): 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s¹ 3d10

De nuevo, un electrón promociona del nivel 4s a un 3d. 

Esto ocurre porque un orbital d lleno genera una estabilidad mucho mayor que cumplir la regla de Aufbau. 

Estas dos excepciones no son las únicas. Otros elementos en el mismo grupo del Cu o el Cr, como por ejemplo la plata, sufren la misma anomalía. 

Cómo deducir el grupo y periodo a partir de la configuración electrónica

La configuración electrónica de un elemento nos proporciona información valiosa sobre su posición en la tabla periódica, específicamente su grupo (columna) y su periodo (fila). Aquí te explico cómo deducirlos:

Determinar el periodo:

El periodo está indicado por el número cuántico principal (n) más alto en la configuración electrónica.

Por ejemplos: si la configuración electrónica termina en 4s², el elemento pertenece al periodo 4. Si la configuración electrónica es 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁵, el número cuántico principal más alto es 3, por lo tanto, el elemento está en el periodo 3.

Determinar el grupo:

El grupo en la tabla periódica indica el número de electrones de valencia (electrones en el nivel más externo) que tiene un elemento, y está relacionado con el tipo de orbital en el que se encuentran los últimos electrones.

• Caso 1: Últimos electrones en orbitales "s”: El grupo es igual al número de electrones de tipo s:

  1s2 2s2 2p6 3s1: Periodo 3, Grupo 1.  

  1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2: Periodo 5, Grupo 2

• Caso 2: Últimos electrones en orbitales "d”: El grupo es igual al número de electrones de tipo d + 2:

  1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d7: Periodo 4, Grupo (7+2) = 9

  1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d1: Periodo 5, Grupo (1+2) = 3

• Caso 3: Últimos electrones en orbitales "p”: El grupo es igual al número de electrones de tipo p + 12:

  1s2 2s2 2p1: Periodo 2, Grupo (1+12) = 13

  1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6: Periodo 4, Grupo (6+12) = 18

Es MUY IMPORTANTE que para aplicar estas normas tengamos el átomo en estado neutro y fundamental siguiendo el principio de Aufbau. Incluso en aquellos átomos que no la cumplen, como el Cu o el Cr. 

Ejercicios resueltos

1. Dar para los siguientes elementos: X (Z = 30), Y (Z = 35) y Z (Z = 1) sus configuraciones electrónicas y sus diagramas de orbitales de la capa de valencia.

Solución

X: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10

Y: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p5

Z: 1s1

 

2. Para la configuración electrónica de un átomo neutro: 1s2 2s2 2p6 3s2, indica qué afirmaciones son correctas:

3. Dadas las siguientes configuraciones electrónicas de átomos y iones explica cuales corresponden a un estado fundamental, a un estado excitado, son imposibles o incorrectas: 

4. Razone sobre la veracidad o falsedad de las siguientes afirmaciones. 

Solución

a) En un átomo, el número máximo de electrones con el número cuántico n=3 es 6. 

Falso. Viendo el diagrama de Moeller vemos que en la capa 3 hay tres orbitales: s (2 e-), p (6 e-) y d (10 e-). En total, caben 18 electrones. 

b) En un orbital 2p solo puede haber 2 electrones. 

Verdadero, hay 3 orbitales 2p, pero en cada uno de ellos solo puede haber 2 electrones por el principio de Exclusión de Pauli. 

c) Si en los orbitales 3d se colocan 6 electrones, no habrá ninguno desapareado. 

Falso, según el principio de máxima multiplicidad de Hund, los electrones se colocan ocupando el máximo de orbitales desapareados, por tanto, habrán 4 electrones desapareados.