- Este artículo trata sobre la configuración electrónica en fisicoquímica.
- Se basa en tus conocimientos sobre las envolturas, subenvolturas y orbitales de los electrones.
- Empezaremos definiendo la configuración electrónica antes de ver la representación de la configuración electrónica.
- A continuación, conoceremos el principio de Aufbau y la regla de Hund.
- Después pondremos a prueba nuestros nuevos conocimientos con numerosos ejemplos prácticos que te mostrarán la configuración electrónica de varios elementos e iones.
- A continuación, descubriremos las excepciones a las reglas de llenado.
- Terminaremos explorando brevemente las pruebas de la configuración electrónica.
Definición de configuración electrónica
La configuración deelectrones, también conocida como configuraciónelectrónica, es la disposición de los electrones en capas, subcapas y orbitales dentro del átomo.
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.
El carbono tiene dos electrones en cada una de las subcubiertas 1s, 2s y 2p. Escribe su configuración electrónica utilizando la notación estándar.
Esto es muy sencillo. Escribimos los nombres de las subcáscaras en una línea y utilizamos números en superíndice para indicar cuántos electrones contienen. En este caso, cada una de las tres subcáscaras mencionadas tiene sólo dos electrones: 1s2 2s2 2p2.
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.
El estroncio tiene la misma configuración electrónica que el criptón, pero con dos electrones más en la subcáscara s. Utiliza la notación abreviada estándar para representar su configuración electrónica.
Una vez más, es muy sencillo: basta con escribir [Kr] 5s2.
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.
Aquí tienes la configuración electrónica del carbono (1s2 2s2 2p2) en forma de caja:
Configuración electrónica del carbono en forma de caja. Originales de StudySmarter
A continuación veremos cómo hemos calculado esta configuración electrónica.
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.
Utiliza el principio de Aufbau y la regla de Hund para calcular la configuración electrónica del carbono en forma de caja.
Verás que éste es el ejemplo que hemos dado antes, pero ahora te explicaremos cómo hacerlo.
El carbono tiene un número de protones de 6, lo que significa que también contiene seis electrones. Según el principio de Aufbau, los electrones llenarán primero las subcubiertas de nivel energético más bajo. Por tanto, dos electrones llenarán primero el orbital único en 1s. A continuación, otros dos electrones llenarán el orbital único en 2s, el subesqueleto con el siguiente nivel de energía más bajo. Esto deja dos electrones en 2p. Sin embargo, según la regla de Hund, los electrones preferirán ir a orbitales separados dentro de una subcáscara. A continuación se muestra la configuración electrónica global.
Configuración electrónica del carbono utilizando la forma de caja. StudySmarter Original
Otro ejemplo es el sodio.
Indica la configuración electrónica del sodio utilizando la notación estándar.
El sodio tiene once electrones. Como el carbono, sus dos primeros electrones llenarán 1s y los dos siguientes llenarán 2s. Los seis electrones siguientes llenarán 2p, dejando un electrón. Éste va en 3s, el siguiente nivel de energía más bajo, como se muestra:
1s22s2 2p6 3s1
A continuación: el oxígeno.
Da la configuración electrónica del oxígeno utilizando la forma de caja.
El oxígeno tiene ocho electrones. Sus dos primeros electrones van en 1s, mientras que los dos segundos van en 2s. Los cuatro siguientes van en 2p. Gracias a la regla de Hund, los tres primeros de estos cuatro se encuentran en orbitales separados. Sin embargo, la subcáscara 2p sólo tiene tres orbitales electrónicos, por lo que el cuarto y último electrón tiene que duplicarse y compartir uno ya ocupado:
Configuración electrónica del oxígeno en forma de caja. Originales de StudySmarter
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.
Indica la configuración electrónica de los iones Ca2+.
Los átomos de calcio, Ca, tienen la configuración electrónica 1s22s2 2p6 3s2 3p6 4s2. Cuando pierden electrones, los pierden primero del nivel de energía más alto. En este caso, es el 4s. Los iones Ca2+ han perdido dos electrones, por lo que tienen la configuración electrónica 1s22s2 2p6 3s2 3p6 4s0. También se puede escribir simplemente 1s22s2 2p6 3s2 3p6.
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 1s22s2 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 1s22s2 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 1s22s2 2p6 3s2 3p6 4s1 3d10, no 1s22s2 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.
Configuración de los electrones - Puntos clave
- La configuración deelectrones también se conoce como configuraciónelectrónica y describe la disposición de los electrones en un átomo.
- Los electrones llenan las envolturas según sus niveles de energía, como dictan el principio de Aufbau y la regla de Hund. Los electrones llenan primero las subcubiertas con un nivel de energía más bajo , y dentro de cada subcubierta prefieren ocupar su propio orbital.
- Al formar iones, normalmente se pierden primero los electrones de la subcáscara de nivel energético más alto .
- Las excepciones a las reglas de llenado se deben a que las subcubiertas 4s y 3d tienen un nivel energético similar. Recuerda siempre que la subcáscara 4s se llena antes que la 3d.
- Las energías de ionizaciónprimera y sucesivas nos dan pruebas de la configuración de los electrones.
Referencias
- Atribución: File:Niveles energéticos orbitales atómicos.svg: Richard Parsons (raster), Adrignola (vector) obra derivada: MikeRun, CC BY-SA 3.0, vía Wikimedia Commons
- Usuario:DePiep, CC BY-SA 3.0(https://creativecommons.org/licenses/by-sa/3.0/) , vía Wikimedia Commons
Aprende con 7 tarjetas de Configuración Electrónica en la aplicación StudySmarter gratis
Tenemos 14,000 tarjetas de estudio sobre paisajes dinámicos.
¿Ya tienes una cuenta? Iniciar sesión
Preguntas frecuentes sobre Configuración Electrónica
Acerca de StudySmarter
StudySmarter es una compañía de tecnología educativa reconocida a nivel mundial, que ofrece una plataforma de aprendizaje integral diseñada para estudiantes de todas las edades y niveles educativos. Nuestra plataforma proporciona apoyo en el aprendizaje para una amplia gama de asignaturas, incluidas las STEM, Ciencias Sociales e Idiomas, y también ayuda a los estudiantes a dominar con éxito diversos exámenes y pruebas en todo el mundo, como GCSE, A Level, SAT, ACT, Abitur y más. Ofrecemos una extensa biblioteca de materiales de aprendizaje, incluidas tarjetas didácticas interactivas, soluciones completas de libros de texto y explicaciones detalladas. La tecnología avanzada y las herramientas que proporcionamos ayudan a los estudiantes a crear sus propios materiales de aprendizaje. El contenido de StudySmarter no solo es verificado por expertos, sino que también se actualiza regularmente para garantizar su precisión y relevancia.
Aprende más
