- Conocer el número de electrones del átomo (Z = p = e).
- Ubicar los electrones en cada uno de los niveles de energía, comenzando desde el nivel más cercano al núcleo.
- Respetar la capacidad máxima de cada subnivel (orbital s = 2e, p =6e, d = 10e y f = 14e)
La configuración
electrónica es el modo en el cual los electrones
están ordenados en un átomo.
Como los electrones son fermiones
están sujetos al principio de exclusión de Pauli,
que dice que dos fermiones no pueden estar en el mismo estado cuántico a la vez. Por lo tanto, en el
momento en que un estado es ocupado por un electrón, el siguiente electrón debe
ocupar un estado mecanocuántico diferente.
En un átomo, los estados
estacionarios de la función de onda de un electrón (los estados que son función propia de la ecuación de Schrödinger
HΨ = EΨ en donde H es el hamiltoniano) se denominan orbitales,
por analogía con la clásica imagen de los electrones orbitando alrededor del
núcleo; matemáticamente, sin embargo el orbital, lejos de la concepción planetaria
del átomo, es la zona del espacio que rodea a un núcleo atómico donde la probabilidad
de encontrar un electrón es máxima.
Estos estados tienen
cuatro números cuánticos: n, l, ml y ms,
siendo los dos primeros los más importantes. El principio de exclusión de
Pauli, afirma, en resumen que no puede haber dos electrones en un mismo
átomo con los cuatro valores de los números cuánticos iguales.
Valores
de los números cuánticos.
El primer número cuántico
n (llamado a veces número cuántico principal) corresponde a los
diferentes niveles de energía permitidos o niveles cuánticos; los
valores que toma son 1, 2, 3, 4,... Para n=1 se tiene el nivel de menor
energía. En algunos casos (por ejemplo en espectroscopía de rayos X)
también se denotan como K, L, M, N,...
El segundo número
cuántico l corresponde al momento angular del estado. Estos estados tienen la
forma de armónicos esféricos, y por lo tanto se describen usando polinomios de Legendre. A
estos subniveles, por razones históricas, se les asigna una letra, y
hacen referencia al tipo de orbital (s, p, d, f):
Valor de l
|
Letra
|
Máximo número
de electrones |
0
|
s
|
2
|
1
|
p
|
6
|
2
|
d
|
10
|
3
|
f
|
14
|
4
|
g
|
18
|
Los valores que puede
tomar l son: 0,..., (n-1), siendo n el número cuántico principal.
El tercer número
cuántico, ml representa el número de orbitales que
contiene el subnivel y puede tomar los valores desde -l a l,
habiendo por lo tanto un total de 2l+1 estados posibles. Cada uno de
estos puede ser ocupado por dos electrones con spines opuestos, lo que
viene dado por el número cuántico ms, que puede valer +1/2 o
-1/2. Esto da un total de 2·(2l+1) electrones en total (tal como se
puede ver en la tabla anterior).
En resumen, estos son los
valores que pueden tomar los números cuánticos:
Número cuántico
|
Significado
|
Valores posibles
|
n
|
Nivel
|
1,
2, 3,...
|
l
|
Subnivel
|
0,...,
(n-1)
|
ml
|
Orbital
|
-l,...,
0,...,+l
|
ms
|
Spin
|
-1/2,
+1/2
|
Llenado
de orbitales y notación. http://www.educaplus.org/cat-76-p1-Elementos_Qu%C3%ADmica.html
Para obtener la
configuración electrónica de un elemento, los estados se van ocupando por
electrones según la energía de estos estados, ocupándose primero los de menor
energía. Por el hecho de que el estado 3d (n=3 y l=2) está
más alto en energía que el 4s (n=4 y l=0), existen los metales de transición; y como en el orbital d
caben 10 electrones según la primera tabla (o bien haciendo l=2 en 2(2l+1)=10),
hay diez elementos en cada serie de transición. Lo mismo ocurre con otros
bloques de elementos que se pueden ver en la tabla periódica de los elementos.
Se suele emplear una
regla mnemotécnica consistente en hacer una tabla en donde en la primera
columna se escribe 1s, 2s, 3s,..., en la segunda columna, saltándose una fila,
2p, 3p,... y así sucesivamente. Los primeros niveles que se van llenando con
electrones son los que quedan más a la derecha y arriba de la tabla, como
indica el sentido de las flechas en el diagrama:
Orden
de llenado de orbitales electrónicos y último electrón esperado en la tabla
periódica.
Concretamente, en el
diagrama se llenan hasta el 3d, comenzando la primera serie de transición. Si
por ejemplo se quiere saber la configuración electrónica del vanadio
(Z=23), con el diagrama obtendríamos:
Llenado de orbitales: 1s2 2s2
2p6 3s2 3p6 4s2
3d3 (2 + 2 + 6 + 2 + 6 + 2 + 3 = 23)
donde el primer número es
el número cuántico principal, la letra es el segundo (tipo de orbital) y el
superíndice es el número de electrones que están en ese nivel. Sumando el número
de electrones presente en cada orbital, obtenemos el número de electrones del
elemento (23); como puede apreciarse en este caso, el último orbita d no
está lleno, sólo hay tres electrones de 10 posibles.
En la práctica, para
simplificar la notación, los niveles de energía completos se indican con la
referencia al gas noble correspondiente (el de número atómico
inmediatamente menor) al que se añade la distribución de electrones en el nivel
no completo. En el caso del vanadio:
Gas noble precendente: 18 Ar: 1s2
2s2 2p6 3s2 3p6
Configuración eléctrónica del vanadio: [Ar] 4s2
3d3
Otra notación que se
puede emplear es la de indicar ordenadamente el número de electrones que hay en
cada nivel, por ejemplo en el caso que nos ocupa sería: 2-8-8-5.
Aunque la mayoría de las
veces los electrones van ocupando los orbitales de la forma indicada
anteriormente, en realidad se producen excepciones.
Así, el cobre tiene
una estructura electrónica 4s13d10 en vez de la esperada
4s23d9. La razón de ello es que a las fuerzas de
atracción entre los protones del núcleo y los electrones, se añade la
interferencia de las capas electrónicas interiores que resulta en una desviación
de los niveles de energía del último electrón añadido y por tanto una
configuración electrónica más estable distinta de la esperada (véase configuración
electrónica de los elementos químicos).
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