Configuració electrònica

Com llegir la notació

A 1s² 2s² 2p⁶, el nombre indica la capa principal, la lletra indica la subcapa i el superíndex indica el nombre d’electrons d’aquella subcapa. Les capacitats deriven del nombre d’orbitals: s en té 1, p en té 3, d en té 5 i f en té 7. Com que cada orbital pot contenir com a màxim dos electrons, les ocupacions màximes són 2, 6, 10 i 14.

Com ocupen els electrons els orbitals

La configuració de l’estat fonamental és la disposició de menor energia disponible per a l’àtom. Tres idees actuen conjuntament: primer s’ocupen els orbitals de menor energia; dos electrons d’un mateix àtom no poden tenir el mateix conjunt complet de nombres quàntics; i els orbitals d’igual energia s’ocupen individualment abans que comenci l’aparellament.

Per a l’oxigen, 1s²2s²2p⁴ no significa que els tres orbitals 2p s’omplin com ↑↓, ↑↓, buit. La disposició de menor energia és ↑↓, ↑, ↑: una parella i dos electrons desaparellats. Aquest detall té conseqüències experimentals perquè els electrons desaparellats afecten el magnetisme.

Notació abreujada amb gas noble, ions i la qüestió 4s/3d

El sodi és 1s²2s²2p⁶3s¹, o bé [Ne]3s¹. El clor és [Ne]3s²3p⁵. La forma abreujada no és un model diferent; simplement substitueix un nucli electrònic intern que no canvia pel símbol del gas noble anterior.

En els cations dels grups principals, els electrons solen eliminar-se primer de la capa principal ocupada amb n més alt. Na es converteix en Na⁺ perdent 3s¹. En els metalls de transició, la seqüència d’ompliment que s’ensenya habitualment pot induir a error: l’orbital 4s s’ocupa abans que 3d en K i Ca, però quan la subcapa 3d comença a omplir-se les energies orbitals relatives es reorganitzen. Per això els cations de metalls de transició solen perdre els electrons ns abans que els (n−1)d.

El crom i el coure també mostren que el diagrama simple d’Aufbau és una aproximació: Cr és [Ar]3d⁵4s¹ i Cu és [Ar]3d¹⁰4s¹. La raó de fons és que 3d i 4s tenen energies properes, de manera que les interaccions electró–electró poden canviar l’estat fonamental preferit. «Les subcapes mig plenes són màgicament estables» és una regla mnemotècnica, no una explicació completa.

Informació química codificada en les configuracions

Les configuracions de valència organitzen la taula periòdica. Els elements de la mateixa columna dels grups principals tenen configuracions externes anàlogues; per això Li i Na formen ions +1 i F i Cl formen habitualment ions −1. Els blocs de la taula periòdica corresponen al tipus de subcapa que s’està omplint.

Les configuracions també connecten amb els espectres atòmics, el magnetisme i l’enllaç. Una configuració electrònica excitada difereix de l’estat fonamental perquè un electró ha estat promocionat a un orbital de més energia. L’espectroscòpia pot revelar aquestes diferències d’energia, mentre que el nombre d’electrons desaparellats ajuda a predir si un àtom o ió aïllat és paramagnètic.

Per tant, una configuració és un model amb conseqüències experimentals, no només un sistema de comptabilitat.

L’espectroscòpia fotoelectrònica posa a prova la configuració

Les configuracions electròniques es poden comprovar experimentalment amb espectroscòpia fotoelectrònica (PES). Els fotons expulsen electrons d’un àtom o molècula i les energies cinètiques mesurades revelen amb quina força estaven lligats. Els pics a diferents energies d’enllaç corresponen a capes i subcapes ocupades diferents.

En un àtom senzill com el neó, els electrons 1s apareixen a una energia d’enllaç molt més gran que els 2s o 2p perquè l’orbital 1s és proper al nucli i pateix molt menys apantallament. Les àrees relatives dels pics també reflecteixen quants electrons ocupen cada subcapa. Així, la notació 1s²2s²2p⁶ prediu un patró experimental i no es limita a resumir una regla.

La PES també mostra per què «tots els electrons d’una mateixa capa tenen la mateixa energia» és fals en àtoms multielectrònics: 2s i 2p tenen energies d’enllaç diferents perquè la seva penetració i apantallament són diferents.

Configuració, valència i identitat química

Dues espècies amb el mateix nombre d’electrons poden tenir configuracions semblants però una química diferent perquè els seus nuclis són diferents. Ne, Na⁺ i F⁻ tenen tots 10 electrons, però les seves mides i energies d’ionització difereixen perquè la mateixa disposició electrònica està sotmesa a càrregues nuclears diferents.

En canvi, els elements d’un mateix grup repeteixen configuracions de valència anàlogues encara que les configuracions completes s’allarguin. Li és [He]2s¹, Na és [Ne]3s¹ i K és [Ar]4s¹. Aquest patró ns¹ repetit és químicament més informatiu que memoritzar tots els electrons interns.

Les configuracions no són estats multielectrònics complets

Una notació com 2p² ens diu quina subcapa està ocupada, però no especifica de manera única totes les formes possibles en què aquests electrons poden acoblar els seus moments angulars orbitals i d’espín. L’espectroscòpia atòmica més avançada distingeix termes i nivells dins d’una mateixa configuració. Les regles de Hund ajuden després a ordenar aquests nivells.

Per a la química introductòria, la configuració és el nivell de descripció adequat. Identifica els orbitals ocupats i els electrons desaparellats; l’estructura més fina esdevé important quan s’interpreten espectres d’alta resolució i estats de metalls de transició.

Exercicis

Sofre

Escriu la configuració de l’estat fonamental del sofre, Z = 16, i compta els electrons de la capa externa.

Ió calci

Escriu Ca²⁺ a partir de Ca neutre = [Ar]4s².

Ferro(III)

El Fe neutre és [Ar]3d⁶4s². Escriu Fe³⁺.