Configuración electrónica

Cómo leer la notación

En 1s² 2s² 2p⁶, el número indica la capa principal, la letra el subnivel y el superíndice el número de electrones de ese subnivel. Las capacidades se deducen del número de orbitales: s tiene 1 orbital, p tiene 3, d tiene 5 y f tiene 7. Como cada orbital puede contener como máximo dos electrones, las poblaciones máximas son 2, 6, 10 y 14.

Cómo ocupan los electrones los orbitales

La configuración del estado fundamental es la distribución de menor energía disponible para el átomo. Actúan conjuntamente tres ideas: primero se ocupan los orbitales de menor energía; dos electrones de un mismo átomo no pueden tener el mismo conjunto completo de números cuánticos; y los orbitales de igual energía se ocupan individualmente antes de que empiece el apareamiento.

En el oxígeno, 1s²2s²2p⁴ no significa que los tres orbitales 2p se llenen como ↑↓, ↑↓, vacío. La distribución de menor energía es ↑↓, ↑, ↑: un par y dos electrones desapareados. Ese detalle tiene consecuencias experimentales porque los electrones desapareados afectan al magnetismo.

Notación abreviada con gas noble, iones y la cuestión 4s/3d

El sodio es 1s²2s²2p⁶3s¹, o [Ne]3s¹. El cloro es [Ne]3s²3p⁵. La notación abreviada no es un modelo diferente: simplemente sustituye un núcleo electrónico interno inalterado por el símbolo del gas noble anterior.

En los cationes de los grupos principales, los electrones suelen retirarse primero de la capa principal ocupada con n más alto. Na se convierte en Na⁺ al perder 3s¹. En los metales de transición, la secuencia de llenado que se enseña habitualmente puede inducir a error: el orbital 4s se ocupa antes que 3d en K y Ca, pero cuando el subnivel 3d empieza a poblarse las energías orbitales relativas se reorganizan. Por eso los cationes de metales de transición suelen perder electrones ns antes que electrones (n−1)d.

El cromo y el cobre también muestran que el diagrama de Aufbau sencillo es una aproximación: Cr es [Ar]3d⁵4s¹ y Cu es [Ar]3d¹⁰4s¹. La razón más profunda es que 3d y 4s están próximos en energía, por lo que las interacciones electrón–electrón pueden cambiar el estado fundamental preferido. «Los subniveles semillenos son mágicamente estables» es una regla mnemotécnica, no una explicación completa.

Información química codificada en las configuraciones

Las configuraciones de valencia organizan la tabla periódica. Los elementos de una misma columna de los grupos principales tienen configuraciones externas análogas; por eso Li y Na forman iones +1 y F y Cl forman habitualmente iones −1. Los bloques de la tabla periódica corresponden al tipo de subnivel que se está llenando.

Las configuraciones también se relacionan con los espectros atómicos, el magnetismo y el enlace. Una configuración electrónica excitada difiere del estado fundamental porque un electrón ha sido promovido a un orbital de mayor energía. La espectroscopia puede revelar esas diferencias energéticas, mientras que el número de electrones desapareados ayuda a predecir si un átomo o ion aislado es paramagnético.

Una configuración es, por tanto, un modelo con consecuencias experimentales, no solo una forma de llevar la cuenta.

La espectroscopia fotoelectrónica pone a prueba la configuración

Las configuraciones electrónicas pueden comprobarse experimentalmente mediante espectroscopia fotoelectrónica (PES). Los fotones expulsan electrones de un átomo o molécula y las energías cinéticas medidas revelan con qué fuerza estaban ligados. Los picos a distintas energías de enlace corresponden a diferentes capas y subniveles ocupados.

En un átomo sencillo como el neón, los electrones 1s aparecen a una energía de enlace mucho mayor que los 2s o 2p porque el orbital 1s está cerca del núcleo y experimenta mucho menos apantallamiento. Las áreas relativas de los picos también reflejan cuántos electrones ocupan cada subnivel. Así, la notación 1s²2s²2p⁶ predice un patrón experimental y no se limita a resumir una regla.

La PES también muestra por qué «todos los electrones de una misma capa tienen la misma energía» es falso en átomos multielectrónicos: 2s y 2p tienen energías de enlace distintas porque difieren en penetración y apantallamiento.

Configuración, valencia e identidad química

Dos especies con el mismo número de electrones pueden tener configuraciones similares pero química diferente porque sus núcleos no son iguales. Ne, Na⁺ y F⁻ tienen todos 10 electrones, pero sus tamaños y energías de ionización difieren porque la misma distribución electrónica está sometida a cargas nucleares distintas.

A la inversa, los elementos de un mismo grupo repiten configuraciones de valencia análogas aunque sus configuraciones completas sean cada vez más largas. Li es [He]2s¹, Na es [Ne]3s¹ y K es [Ar]4s¹. Ese patrón ns¹ repetido aporta más información química que memorizar todos los electrones internos.

Las configuraciones no son estados multielectrónicos completos

Una notación como 2p² indica qué subnivel está ocupado, pero no especifica de forma única todas las maneras posibles en que esos electrones pueden acoplar sus momentos angulares orbital y de espín. La espectroscopia atómica más avanzada distingue términos y niveles dentro de una misma configuración. Las reglas de Hund ayudan después a ordenar esos niveles.

En química introductoria, la configuración es el nivel de descripción adecuado. Identifica los orbitales ocupados y los electrones desapareados; la estructura más fina cobra importancia al interpretar espectros de alta resolución y estados de metales de transición.

Ejercicios

Azufre

Escribe la configuración del estado fundamental del azufre, Z = 16, y cuenta los electrones de su capa externa.

Ion calcio

Escribe Ca²⁺ a partir de Ca neutro = [Ar]4s².

Hierro(III)

El Fe neutro es [Ar]3d⁶4s². Escribe Fe³⁺.