En física y química, la configuración electrónica es 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 cual las funciones de ondas del sistema se expresa como un producto de orbitales antisimetrizadas.1 2 La configuración electrónica es importante porque determina las propiedades de combinación química de los átomos y por tanto su posición en la tabla periódica.
Una de las restricciones de la mecánica cuántica no
explícitamente contenida en la ecuación de Schrödinger es que cualquier
conjunto de electrones en un mismo estado
cuántico deben cumplir el principio de exclusión de Pauli por
ser fermiones (partículas de espín semientero).
Dicho principio implica que la función de
onda total que describe dicho conjunto de electrones debe serantisimétrica.3 Por
lo tanto, en el momento en que un estado cuántico es ocupado por un electrón,
el siguiente electrón debe ocupar un estado cuántico diferente.
En los estados estacionarios de un átomo, la función de onda
de un electrón en una aproximación no-relativista (los
estados que son función propia de la ecuación de
Schrödinger en
donde es
el hamiltoniano monoelectrónico
correspondiente. Para el caso relativista hay que recurrir a la ecuación de Dirac. Las funciones propias
obtenidas como solución de cualquiera de estas dos staciones se denominan orbitales
atómicos, por analogía con
la imagen clásica de electrones orbitando alrededor del núcleo. Estos
orbitales, en su expresión más básica, se pueden enumerar mediante cuatro números cuánticos: n, l, m y ms.
Obviamente, el principio de exclusión de Pauli implica que no puede haber dos
electrones en un mismo átomo con los cuatro valores de los números cuánticos
iguales (porque entonces ocuparían en mismo orbital y eso está excluido por el
principio).
De acuerdo la mecánica cuántica, los electrones pueden pasar
de un orbital atómico a otro ya sea emitiendo o absorbiendo un cuanto de
energía, en forma de fotón. Esta transición de un orbital a otro con diferentes
energía explican diversos fenómenos de emisión y absorción de radiación
electromagnética por parte de los átomos.
Notación[editar · editar código]
Artículo principal: Orbital
atómico.
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 hidrógenotiene 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 algúngas 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 3p6. 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 hierro se
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).
El superíndice 1 de los orbitales ocupados por un único
electrón no es obligatorio.4 Es
bastante común ver las letras de los orbitales escritas en letra itálica o
cursiva. Sin embargo, la Unión Internacional de Química Pura y
Aplicada (IUPAC) recomienda utilizar letra normal, tal y como
se realiza aquí.
Origen histórico[editar · editar código]
Niels Bohr fue el primero en proponer
(1923) que la periodicidad en las propiedades de los
elementos se podía explicar mediante la estructura electrónica del átomo.5 Su
propuesta se basó en elmodelo atómico de Bohr para el átomo,
en el cual las capas electrónicas eran órbitas electrónicas a distancias fijas
al núcleo. Las configuraciones originales de Bohr hoy parecen extrañas para el
químico: al azufre se
le asignaba una configuración 2.4.4.6 en vez de 1s2 2s2 2p6 3s2 3p4.
Un año después, E. C. Stoner incorpora el
tercer número cuántico de la teoría de Sommerfeld en
la descripción de las capas electrónicas, y predice correctamente la estructura
de capas del azufre como 2.8.6.6 Sin
embargo, ni el sistema de Bohr ni el de Stoner podían describir correctamente
los cambios del espectro atómico en un campo
magnético (efecto Zeeman). [1]
Distribución electrónica[editar · editar código]
Es la distribución de los electrones en los subniveles y
orbitales de un átomo. La configuración electrónica de los elementos se rige
según el diagrama de Moeller:
Para comprender el diagrama de Moeller se utiliza la
siguiente tabla:
s
|
p
|
d
|
f
|
|
n = 1
|
1s
|
|||
n = 2
|
2s
|
2p
|
||
n = 3
|
3s
|
3p
|
3d
|
|
n = 4
|
4s
|
4p
|
4d
|
4f
|
n = 5
|
5s
|
5p
|
5d
|
5f
|
n = 6
|
6s
|
6p
|
6d
|
|
n = 7
|
7s
|
7p
|
Para encontrar la distribución electrónica se escriben las
notaciones en forma diagonal desde arriba hacia abajo y de derecha a izquierda
(seguir colores):
1s
|
2s
|
2p 3s
|
3p 4s
|
3d 4p 5s
|
4d 5p 6s
|
4f 5d 6p 7s
|
5f 6d 7p
|
Este principio de construcción (denominado principio de Aufbau, del alemán Aufbau que
significa 'construcción') fue una parte importante del concepto original de
Bohr de configuración electrónica. Puede formularse como:7
sólo se pueden ocupar los orbitales con un máximo de dos
electrones, en orden creciente de energía orbital: los orbitales de menor
energía se llenan antes que los de mayor energía.
Así, vemos que se puede utilizar el orden de energías de los
orbitales para describir la estructura electrónica de los átomos de los
elementos. Un subnivel s se puede llenar con 1 o 2 electrones. El subnivel p
puede contener de 1 a 6 electrones; el subnivel d de 1 a 10 electrones y el
subnivel f de 1 a 14 electrones. Ahora es posible describir la estructura
electrónica de los átomos estableciendo el subnivel o distribución orbital de
los electrones. Los electrones se colocan primero en los subniveles de menor
energía y cuando estos están completamente ocupados, se usa el siguiente
subnivel de energía superior. Esto puede representarse por la siguiente tabla:
s
|
p
|
d
|
f
|
|
n = 1
|
2
|
|||
n = 2
|
2
|
6
|
||
n = 3
|
2
|
6
|
10
|
|
n = 4
|
2
|
6
|
10
|
14
|
n = 5
|
2
|
6
|
10
|
14
|
n = 6
|
2
|
6
|
10
|
|
n = 7
|
2
|
6
|
Para encontrar la configuración electrónica se usa el mismo
procedimiento anterior incluyendo esta vez el número máximo de electrones para
cada orbital.
1s2
|
2s2
|
2p6 3s2
|
3p6 4s2
|
3d10 4p6 5s2
|
4d10 5p6 6s2
|
4f14 5d10 6p6 7s2
|
Finalmente la configuración queda de la siguiente manera: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s2 4f14 5d10 6p6 7s2 5f14 6d10 7p6
Para determinar la configuración electrónica de un elemento,
basta con calcular cuántos electrones hay que acomodar y entonces distribuirlos
en los subniveles empezando por los de menor energía e ir llenando hasta que
todos los electrones estén distribuidos. Un elemento con número atómico mayor
tiene un electrón más que el elemento que lo precede. El subnivel de energía
aumenta de esta manera:
Subnivel s, p, d o f: Aumenta el nivel de energía.
Sin embargo, existen excepciones, como ocurre en los
elementos de transición al ubicarnos en los grupos del cromo y del cobre, en
los que se promueve el electrón dando así una configuración fuera de lo común.
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