Configuración electrónica

Configuración electrónica: definición

Niveles electrónicos

Los niveles electrónicos también se conocen como las capas de electrones. Cada capa tiene un número cuántico principal específico. A medida que las capas se alejan del núcleo, su número cuántico principal aumenta y su nivel de energía es más alto.

Subcapas de electrones

Las subcapas son divisiones dentro de cada capa, que también presentan diferentes niveles de energía: la subcapa s tiene la energía más baja, seguida de la p, la d y la f; esta última con una energía más alta. Cada subcapa contiene diferentes números de orbitales.

Orbitales de electrones

Tienen formas diferentes, en función de su subcapa, y cada uno puede contener como máximo dos electrones, los cuales deben tener espínes diferentes.

Si juntamos todo esto, la configuración electrónica es simplemente el número de electrones que hay en cada orbital atómico, y en qué capa y subcapa se encuentran.

Espines

• Si la rotación tiene un sentido antihorario, decimos que es un espín positivo, y se denota +1/2.
• Si, por el contrario, la rotación se da en sentido horario, lo llamamos espín negativo, y se simboliza como -1/2.

Reglas de configuración de los electrones

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

El principio de Aufbau

Para comenzar, los electrones llenan primero la subcapa con el nivel de energía más bajo. A los átomos les gusta estar en un estado de energía más bajo, y los electrones no son diferentes. En general, esto significa llenar primero las capas con números cuánticos principales más bajos y, dentro de la capa: llenar primero la subcapa s; luego, la subcapa p; luego, la subcapa d; y así, sucesivamente. Pero hay una excepción: ¡el 3d tiene un nivel de energía más bajo que el 4s! Esto significa que se llenará primero.

El siguiente diagrama te recuerda los niveles de energía de las diferentes subcapas.

La regla de Hund

Los electrones no se llevan bien entre sí. Tiene sentido: son partículas negativas y, por lo tanto, si pones dos de ellas cerca, se repelerán con bastante fuerza. Por eso, dentro de las subcapas, los electrones prefieren ocupar su propio orbital, si pueden; 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:

• La notación estándar.
• Forma de caja.

Notación estándar

La primera manera de representar la configuración de los electrones es con la notación estándar. Este es, quizás, el método más sencillo: simplemente se enumeran las subcapas de electrones y se indica el número de electrones que contienen con un número en superíndice. Sin embargo, no hay que preocuparse por las subcapas vacías, simplemente se pueden omitir.

Hagamos un ejercicio al respecto:

Cuando se representan las configuraciones electrónicas de los elementos más pesados, escribir todas las subcapas resulta bastante agotador. Pero, hay una forma de evitarlo: si se sabe que una especie tiene los mismos electrones que un gas noble, con la adición de algunos electrones adicionales, se escribe el nombre del gas noble (entre corchetes) y se añaden las subcapas de electrones adicionales (de manera usual).

Sigamos:

Diagrama de caja

El diagrama de caja es una representación de la configuración electrónica ligeramente más extensa. Pero, a diferencia de la notación estándar, muestra la posición de los electrones dentro de los orbitales individuales. Se representan los diferentes orbitales de cada subcapa mediante cajas cuadradas y se muestran los electrones mediante flechas verticales. Es tradicional dibujar el primer electrón de cada orbital apuntando hacia arriba (positivo, +1/2) y el segundo hacia abajo (negativo, -1/2), indicando el espín de cada electrón.

Configuración electrónica: ejemplos

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

Veamos otro ejemplo: el sodio.

Siguiente: el oxígeno.

Es posible que hayas notado un patrón: la posición de un elemento en la tabla periódica está relacionada con la subcapa en la que se encuentra su electrón más externo. Un átomo neutro del grupo 2 siempre tiene su electrón más al exterior en una subcapa s, por ejemplo; mientras que un metal de transición tiene su electrón más al exterior en una subcapa d. Esto se muestra a continuación:

Configuración electrónica de los iones

Ya sabemos cómo rellenar las subcapas y los orbitales con electrones para formar átomos neutros; pero, ¿cómo es que los átomos 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. Así se forma un anión negativo.
• Cuando se pierden electrones, se pierden primero los del nivel de energía más alto; es decir, en orden inverso al de llenado. Así se forma un catión positivo. Sin embargo, hay otra excepción a la regla: los electrones 4s se pierden antes que los 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. Desgraciadamente, hay que aprenderlas; sin embargo, tener que dedicar tiempo a entender por qué se comportan de otra manera puede ayudarte a recordarlas.

Pues bien, esto se debe a que las subcapas 4s y 3d son muy similares en cuanto a nivel de energía. El electrón solitario en 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. Recuerda que a los átomos les gusta estar en el estado energético más bajo posible.

Pruebas de la configuración de los electrones

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

• Los espectros de emisión atómica nos indican que existen diferentes niveles cuánticos de energía. Estos 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 que emiten dependen del nivel energético del electrón.
• Las energías de ionización sucesivas también nos dan pruebas de la existencia de capas de electrones. Los grandes saltos entre las sucesivas energías de ionización de un elemento indican que el electrón se pierde en una capa electrónica diferente, que está más cerca del núcleo.
• Las primeras energías de ionización nos indican la existencia de subcapas y orbitales.
  • Por ejemplo, la disminución de la primera energía de ionización entre los grupos 2 y 3 muestra que existen subcapas s y p, mientras que la disminución de la primera energía de ionización entre los grupos 5 y 6 muestra que la subcapa p contiene tres orbitales.