Ah, los electrones.... Esas diminutas partículas subatómicas que zumban en sus orbitales. Son casi 2.000 veces más ligeras que un protón y solo tienen un tercio de su diámetro; pero, son extraordinariamente importantes. Ya sabrás que el número de protones nos indica el elemento del átomo, y el número de electrones y su disposición nos dan su reactividad y sus propiedades químicas. Se trata de funciones muy importantes para unas partículas tan pequeñas.
Pero, ¿cómo podemos averiguar la configuración electrónica de un elemento o un ion?
- Este artículo trata de la configuración electrónica de los átomos.
- Empezaremos por definir qué son las capas de electrones, las subcapas y los orbitales.
- Luego, aprenderemos las reglas de la configuración electrónica: el principio de Aufbau y la regla de Hund.
- Después, pondremos a prueba nuestros conocimientos con numerosos ejemplos prácticos que muestran 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.
Configuración electrónica: definición
La configuración de los electrones, también conocida como configuración electrónica, es la disposición de los electrones en capas, subcapas y orbitales dentro del átomo.
Si no estás familiarizado con los términos anteriores, te recomendamos que consultes la sección de Capas de electrones, para aprender un poco más sobre ellos.
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.
Por ejemplo, la subcapa s tiene un solo orbital, mientras que la subcapa p tienen tres, la d tiene cinco y la f, siete.
Orbitales de electrones
Los orbitales son regiones del espacio donde se encuentra un electrón el 95% de las veces.
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
Un espín se define, tradicionalmente, como el sentido del giro sobre su propio eje que posee un electrón.
- 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:
El carbono tiene dos electrones en cada una de las subcapas 1s, 2s y 2p. Escribe su configuración electrónica utilizando la notación estándar.
Solución:
Este es un procedimiento muy sencillo:
- Escribimos los nombres de las subcapas en una línea y utilizamos números en superíndice para indicar cuántos electrones contienen.
- En este caso, cada una de las tres subcapas mencionadas tiene solo dos electrones: 1s2 2s2 2p2.
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:
El estroncio tiene la misma configuración electrónica que el criptón, pero con dos electrones más en la subcapa s. Utiliza la notación estándar abreviada para representar su configuración electrónica.
Una vez más, este es un ejercicio muy fácil: todo lo que tenemos que hacer es escribir [Kr] 5s2.
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.
Aquí está la configuración electrónica del carbono (1s2 2s2 2p2) en forma de caja:
Fig. 3: Configuración electrónica del carbono en forma de caja.
A continuación veremos cómo hemos calculado esta configuración de electrones
Configuración electrónica: ejemplos
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 este 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 subcapas de menor nivel de energía. Por lo tanto, dos electrones llenarán primero el orbital único en 1s. A continuación, otros dos electrones llenarán el orbital único en 2s, la subcapa con el siguiente nivel de energía más bajo.
Esto deja dos electrones para llenar 2p. Sin embargo, según la regla de Hund, los electrones preferirán ir a orbitales separados dentro de la subcapa.
La configuración general de los electrones se muestra a continuación:
Fig. 4: Configuración electrónica del carbono en forma de caja.
Veamos otro ejemplo: el sodio.
Escribe la configuración electrónica del sodio, usando la notación estándar.
Solución:
El sodio tiene once electrones: Al igual que el carbono, sus dos primeros electrones llenarán 1s, y los dos siguientes llenarán 2s. Los siguientes seis electrones llenarán 2p, dejando un electrón.
Este se ubicará en 3s, el siguiente nivel de energía más bajo, como se muestra a continuación:
1s2 2s2 2p6 3s1
Siguiente: el oxígeno.
Calcula la configuración electrónica del oxígeno, usando la forma de caja.
Solución:
El oxígeno tiene ocho electrones: Sus dos primeros electrones ocupan el 1s, mientras que los dos segundos ocupan el 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 subcapa 2p solo tiene tres orbitales electrónicos, por lo que dos electrones compartirán su primer orbital:
Fig. 5: Configuración de los electrones del oxígeno en forma de caja.
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:
Escribe la configuración electrónica de los iones Ca2+.
Solución:
Los átomos de calcio, Ca, tienen la configuración electrónica 1s2 2s2 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 y, por tanto, tienen la configuración electrónica 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s0. Esto también se puede escribir, simplemente, como 1s2 2s2 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. Desgraciadamente, hay que aprenderlas; sin embargo, tener que dedicar tiempo a entender por qué se comportan de otra manera puede ayudarte a recordarlas.
Por ejemplo: el cromo. El cromo, Cr, tiene veinticuatro electrones y la configuración 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1 3d5.
Un momento, ¿por qué solo hay un electrón en la subcapa 4s? La configuración del cromo debería ser 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d4.
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.
El cobre, Cu, también tiene la configuración 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1 3d10, y no 11s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d9.
De nuevo, se trata de una disposición de energía ligeramente reducida, debido a la falta de repulsión electrón-electrón.
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.
No te preocupes si no conoces la energía de ionización, puedes profundizar en ella en los artículos Energía de ionización y Tendencias de la energía de ionización"
Configuraciones electrónicas de los átomos - Puntos clave
- La configuración de los electrones también se conoce como configuración electrónica, y describe la disposición de los electrones en un átomo.
- Los electrones llenan las capas según sus niveles de energía, tal y como dictan el principio de Aufbau y la regla de Hund. Los electrones llenan primero las subcapas con un nivel de energía más bajo y, dentro de cada subcapa, prefieren ocupar su propio orbital.
- Al formar iones, los electrones suelen perderse primero de la subcapa de mayor nivel energético.
- Las excepciones a las reglas de llenado provienen del hecho de que las subcapas 4s y 3d son similares en nivel de energía.
- Recuerda siempre que la subcapa 4s se llena antes que la subcapa 3d.
- Las primeras energías de ionización nos indican la configuración de los electrones.
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