¿Qué es la configuración electrónica y qué podemos lograr con ella?

La configuración electrónica, también llamada estructura electrónica, es el arreglo de electrones en los niveles de energía que rodean un núcleo atómico. De acuerdo al modelo antiguo de las capas atómicas, los electrones ocupan varios niveles desde la primera capa más cercana al núcleo (K) hasta la séptima capa (Q) que es la más alejada del núcleo. En términos un poco más refinados encontramos el modelo cuántico-mecánico, donde las capas de la K a la Q se encuentran subdivididas en grupos de orbitales, donde cada uno puede ser ocupado por no más que un par de electrones.

La configuración electrónica de un átomo en el modelo de capas atómicas puede ser expresada indicando el número de electrones en cada capa, comenzando siempre por la primera. Por ejemplo, en el caso del sodio (número atómico 11) el elemento tiene 11 electrones distribuidos en las primeras 3 capas de la siguiente manera: las capas K y L están completamente llenas, con 2 y 8 electrones respectivamente, mientras que la capa M solo se encuentra parcialmente llena con un electrón.

La configuración electrónica de un átomo en el modelo cuántico-mecánico se describe mencionando los orbitales ocupados en orden de llenado con el número de electrones en cada orbital, indicado en un superíndice. En esta notación la configuración electrónica del sodio será 1s22s22p63s1, con una relación de distribución en los orbitales de orden 2-8-1. Comúnmente un método abreviado es usado para describir solo los electrones en exceso sobre la configuración de gas noble que precede inmediatamente el átomo en la tabla periódica. Por ejemplo, continuando con el sodio, este elemento tiene un electrón 3s en exceso respecto al gas noble Neón (símbolo químico Ne, número atómico 10), así que la notación abreviada de este será [Ne]3s1.

configuracion electronica agua

 

Los elementos en el mismo grupo de la tabla periódica tienen configuraciones electrónicas similares. Por ejemplo, el litio, el sodio, el potasio, el  rubidio, el cesio y el francio (los metales alcalinos del grupo 1 o I-A) tienen configuraciones electrónicas que muestra un electrón en su orbital s más externo, el cual también es el del menor fuerza por estar más alejado del núcleo. Este llamado electrón de valencia es responsable por las propiedades químicas similares que se comparten por los elementos alcalinos en el grupo 1: alto brillo metálico, alta reactividad y una buena conductividad térmica.

 

Principio de exclusión de Pauli

El principio de exclusión de Pauli sugiere que solo dos electrones, cada uno con espín opuesto, pueden ocupar un orbital atómico. Visto de otra manera tenemos que no habrá dos electrones que tengan los mismos 4 números cuánticos n, l, m y s. El principio de exclusión de Pauli puede ser explicado de otras maneras, pero la idea es que los estados de energía tienen un espacio limitado para acomodar los electrones. Un estado acepta tos electrones con espín diferente. Aplicando esta regla podremos notar que un orbital atómico es un estado de energía.

 

Regla de Hund

La regla de Hund sugiere que los electrones prefieren tener espines paralelos en orbitales diferentes de subcapas. Esta regla sirve como guía al momento de asignar electrones a los diferentes estados de cada subcapa de los orbitales atómicos. En otras palabras, los electrones llenan cada orbital en la subcapa antes de emparejarse con espines opuestos.

El principio de exclusión de Pauli y la regla de Hund nos guían en el proceso de Aufbau, que trata básicamente de descifrar la configuración electrónica para todos los elementos.

agua átomos

 

El procedimiento de Aufbau

El procedimiento de Aufbau trata el orden de llenado de los orbitales atómicos y es usado para descifrar la configuración electrónica de todos los átomos. Sin embargo se debe hacer una ligera modificación con la modificación de la regla de Hund.

En este orden de ocupación de orbitales se comienza por los osbitales que tienen menor energía, y contiene una serie de instrucciones relacionadas a la ubicación de electrones en los orbitales de un átomo.

Este modelo fue formulado por el físico Niels Bohr, cuyo nombre seguramente suena familiar porque fue uno de los que postuló uno de los modelos atómicos más famosos, que aún se estudia a nivel académico como parte de la historia de los modelos atómicos. El nombre de “Aufbau” viene del alemán “Aufbauprinzip” que quiere decir “principio de construcción”, un término bastante apropiado para explicar lo que busca hacer este procedimiento.

Primero se llena el orbital 1s, con no más de dos electrones de acuerdo a su número cuántico l. Luego de esto se llena el orbital 2s, quien también acepta dos electrones como máximo. Posteriormente nos encontramos con la subcapa 2p, que tiene tres orbitales degenerados en energía. Según la posición tridimensional de estos se les denomina 2px, 2py y 2pz. Así estos orbitanes 2p pueden llenarse hasta con 6 electrones en total. Y así sucesivamente siguiendo esta regla:

1s22s22p63s23p64s23d104p65s24d105p66s24f145d106p67s2

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