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Configuración electrónica: principios y fundamentos

Las propiedades químicas de todos los elementos dependen de la corteza electrónica de los átomos que lo constituyen. Por esta razón es importante conocer los principios para la distribución de electrones en los diversos niveles y subniveles de energía, cuya representación abreviado se conoce como “configuración electrónica”.

Toda la materia está formada por partículas de pequeño tamaño conocidas como “átomos”.

Estructura del átomo

El átomo es la unidad fundamental de un elemento y, por lo tanto, la unidad constituyente más pequeña de toda la materia. Está formado por partículas más pequeñas o subatómicas llamadas protones, neutrones y electrones.

  • Los protones tienen carga positiva (+).
  • Los neutrones tienen carga neutra (0).
  • Los electrones tienen carga negativa (−).

El átomo consta de un núcleo positivo, donde se encuentran los protones y los neutrones; y una corteza electrónica por donde giran los electrones organizados en órbitas.

Átomo con 6 protones, 6 neutrones y 6 electrones. Los electrones se organizan en distintos niveles de energía; en el primero (n = 1) hay 2 electrones y en el segundo (n = 2) hay 4 electrones.

¿Qué son los niveles de energía?

Son las capas en los que se reparten los electrones de un átomo. Mientras mayor sea el valor del nivel de energía (n = 1, 2, 3, …), mayor será la distancia entre el electrón en el orbital de un átomo y el núcleo; por lo tanto, el orbital es de mayor tamaño. Así, los orbitales del nivel de energía 3 (n = 3) son más grandes que los orbitales del nivel de energía 2 (n = 2).

orbitales atómicos

Los orbitales atómicos son regiones en las que hay alta probabilidad de hallar un electrón y poseen una determinado nivel de energía. Si bien los distintos tipos de orbitales no tienen forma definida es posible imaginar una forma particular de acuerdo a la distancia entre el núcleo del átomo y la posible localización del electrón. Según su forma, los orbitales se nombran con las letras s, p, d, f, …

Orbitales s

Se caracteriza por tener una forma esférica que aumenta de tamaño al aumentar el nivel de energía.

Los orbitales s tienen capacidad para 2 electrones.

orbital 1s orbital 2s orbital 3s

Orbitales p

Podemos imaginar a los orbitales p como dos lóbulos ubicados uno del lado opuesto del otro. Existen tres tipos de orbitales p: px, py y pz, cuyos subíndices representan los ejes sobre los cuales se orientan los orbitales.

Los orbitales p tienen capacidad para 6 electrones, 2 electrones por cada orientación.

orbital py orbital px orbital pz

Orbitales d y otros de mayor energía

Estos orbitales tienen forma de lóbulos en cinco orientaciones diferentes. Los orbitales con mayor energía que los orbitales d se representan con las letras f, g, h, …

Los orbitales d tienen capacidad para 10 electrones, 2 electrones por cada orientación.

orbital dz2 orbital dxz orbital dxy

 

orbital dyz orbital dx2-y2

Cabe destacar que a medida que aumenta el nivel de energía también aumenta la capacidad de contener orbitales, por ejemplo, en n = 1 solo encontramos orbitales s, en n = 2 orbitales s y p, y en n = 3 orbitales s, p y d, y así sucesivamente. A manera de resumen podemos organizar esta información en una tabla como la siguiente:

Nivel de energía Orbitales Capacidad electrónica del orbital Capacidad electrónica del nivel
1 s 2 2
2 s 2 8
p 6
3 s 2 18
p 6
d 10
4 s 2 32
p 6
d 10
f 14
La forma en la que se organizan los electrones alrededor del núcleo atómico determina el tipo de enlace en las sustancias y sus propiedades químicas.

Configuración electrónica

La información dada en la tabla anterior puede ilustrarse gráficamente en un esquema conocido como “regla Möller”, “regla de las diagonales” o “método de la lluvia”. Este se utiliza en el llenado de arriba hacia abajo de los subniveles de un átomo en la dirección y sentido que señalan las flechas.

Regla de Moeller para escribir la configuración electrónica del átomo de un elemento.

Recordemos que el número de electrones de un átomo en su estado fundamental es igual a su número atómico (Z). Así, la configuración electrónica del átomo de hidrógeno (Z = 1) en estado fundamental es 1s1, donde:

Por lo tanto, podemos decir que el electrón del átomo de hidrógeno está en un orbital s del nivel de energía 1. La expresión 1s1 se lee “uno ese uno”.

¿Sabías qué?
El estado fundamental, también llamado “estado basal”, es el estado de menor energía en el que se puede encontrar un átomo.

¿Cómo escribir la configuración electrónica de un átomo?

  • Litio (Li)

El número atómico (Z) del Li es 3, por lo tanto, el átomo de Li tiene 3 electrones en su estado fundamental. Para escribir su configuración electrónica empezamos a contar desde el primer nivel de energía hasta llegar a los 3 electrones.

Empezamos con 1s2 y seguimos hasta llegar a 2s, orbital en el que caben 2 electrones. Como solo falta un electrón para llegar a 3, escribimos la designación del orbital con un solo electrón, es decir, 2s1.

 

Configuración electrónica de Li → 1s2 2s1
  • Carbono (C)

Como el número atómico (Z) de C es 6, los electrones de este átomo son 6. Así que contamos de forma progresiva en el diagrama hasta llegar a 6 electrones.

Si iniciamos con 1s2 y luego pasamos por 2s2 ya tenemos 4 electrones. Como faltan 2 electrones seguimos hasta 2p y escribimos la designación del orbital con 2 electrones: 2p2.

 

Configuración electrónica de C → 1s2 2s2 2p2

  • Magnesio (Mg)

El número atómico (Z) del Mg es 12, por lo que debemos repetir el mismo procedimiento de los ejemplos anteriores hasta llegar a 12 electrones.

Tras llenar los primeros 10 electrones hasta el 2p6, seguimos con 3s2 y de ese modo ya se tienen los 12 electrones correspondientes al átomo en su estado fundamental.

 

Configuración electrónica de Mg → 1s2 2s2 2p6 3s2

Configuración electrónica de los primero 15 elementos de la tabla periódica

Elemento Símbolo Número atómico (Z) Número de electrones en estado fundamental Configuración electrónica
Hidrógeno H 1 1 1s1
Helio He 2 2 1s2
Litio Li 3 3 1s2 2s1
Berilio Be 4 4 1s2 2s2
Boro B 5 5 1s2 2s2 2p1
Carbono C 6 6 1s2 2s2 2p2
Nitrógeno N 7 7 1s2 2s2 2p3
Oxígeno O 8 8 1s2 2s2 2p4
Flúor F 9 9 1s2 2s2 2p5
Neón Ne 10 10 1s2 2s2 2p6
Sodio Na 11 11 1s2 2s2 2p6 3s1
Magnesio Mg 12 12 1s2 2s2 2p6 3s2
Aluminio Al 13 13 1s2 2s2 2p6 3s2 3p1
Silicio Si 14 14 1s2 2s2 2p6 3s2 3p2
Fósforo P 15 15 1s2 2s2 2p6 3s2 3p3

Diagrama de orbitales

Los diagramas de orbitales son otra forma de mostrar la configuración electrónica, el cual plasma de forma más precisa la posición del espín del electrón. Los posibles giros de un electrón son dos y se representan con flechas: una hacia arriba y otra hacia abajo. Cada caja representa un orbital. Por ejemplo:

H →  He → 

¿Sabías qué?
El espín, o momento angular de rotación del electrón, está relacionado con los dos movimientos de giros que puede tener el electrón, los cuales se representan con flechas.

Regla para la distribución de los electrones

  • Principio de exclusión de Pauli

“Un orbital no puede tener más de dos electrones, cuyos espines deben tener valores opuestos, es decir, una flecha hacia arriba y otra hacia abajo”.

Observa las tres posibles maneras de organizar los 2 electrones en el orbital 1s del helio (He). Solo el diagrama c) cumple con el principio de exclusión de Pauli.

a) b) c)
He →
Incorrecto Incorrecto Correcto

  • Principio de máxima multiplicidad de carga o regla de Hund

“La distribución electrónica más estable es aquella que tiene la mayor cantidad de espines paralelos o no apareados”.

Observa los distintos diagramas de orbitales en los que se muestra la distribución de electrones del átomo de carbono (C). Aunque los tres cumple con el principio de exclusión de Pauli solo el diagrama c) cumple con la regla de Hund y por lo tanto es el adecuado.

a) C →  Incorrecto
b) C →  Incorrecto
c) C →  Correcto

Nota que se dibujan tres cajas para los orbitales p porque estos tienen tres orientaciones diferentes (px, py y pz) en las cuales caben 2 electrones respectivamente.

  • Principio de Aufbau

“Mientras se añaden protones al núcleo del átomo de uno en uno, los electrones se suman de la misma forma en los orbitales atómicos”.

Por ejemplo, el tercer electrón del átomo de litio (Li) no puede acomodarse en el orbital 1s, así que se coloca en el siguiente orbital de menor nivel de energía, el 2s.

He → 

Li → 

Con excepción del hidrógeno y del helio, la configuración electrónica de todos los elementos puede ser representada por un kérnel de gas noble, el cual muestra entre corchetes el símbolo del gas noble que antecede a un elemento. Ejemplo:

Símbolo de elemento Número atómico (Z) Configuración electrónica
H 1 1s1
He 2 1s2
Li 3 [He]2s1
Be 4 [He]2s2
B 5 [He]2s2 2p1
C 6 [He]2s2 2p2
N 7 [He]2s2 2p3
O 8 [He]2s2 2p4
F 9 [He]2s2 2p5
Ne 10 [He]2s2 2p6
Na 11 [Ne]3s1
Mg 12 [Ne]3s2
Al 13 [Ne]3s2 3p1
Si 14 [Ne]3s2 3p2
P 15 [Ne]3s2 3p3
¿Sabías qué?
Los electrones más externos que se ubican luego del kérnel del gas noble son llamados “electrones de valencia”.

¡a practicar!

Escribe la configuración electrónica de los siguientes elementos en su estado fundamental. En cada caso, realiza el diagrama de orbitales.

a) Calcio

b) Hierro

c) Zinc

d) Bromo

Respuestas

a) Calcio

 

  • Símbolo: Ca
  • Número atómico (Z): 20
  • Configuración electrónica: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 → [Ar]4s2
  • Diagrama de orbitales:

b) Hierro

 

  • Símbolo: Fe
  • Número atómico (Z): 26
  • Configuración electrónica: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d6 → [Ar]4s2 3d6
  • Diagrama orbitales: 

c) Zinc

 

  • Símbolo: Zn
  • Número atómico (Z): 30
  • Configuración electrónica: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 → [Ar]4s2 3d10
  • Diagrama de orbitales: 

d) Bromo

 

  • Símbolo: Br
  • Número atómico (Z): 35
  • Configuración electrónica: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p5 → [Ar]4s2 3d10 4p5
  • Diagrama de orbitales:

 

Números cuánticos

Los números cuánticos permiten describir las características de un electrón situado en un determinado orbital. El modelo atómico actual introduce a estos números para la resolución de la ecuación de onda que determina el comportamiento de un determinado electrón.

El modelo atómico actual postula que todo electrón en movimiento está asociado a una onda, y por lo tanto, su comportamiento se describe mediante la ecuación de ondas. Dado que no es posible conocer la ubicación exacta de un electrón, se consideran las probabilidades para indicar su posición, velocidad, etc.

La energía de los electrones puede tener ciertos valores determinados, por lo que se considera que está cuantizada.

La ecuación de ondas tiene varias soluciones de acuerdo a las regiones del átomo en donde se encuentre el electrón y según la energía implicada. Para las distintas soluciones de dicha ecuación se utilizan los números cuánticos principal, secundario y magnético, que acotan las respuestas. De este modo, se puede delimitar la región del espacio en donde se podría encontrar el electrón, esta región es el denominado orbital. El número de espín completa la descripción de los electrones en el átomo.

los cuatro números cuánticos

Para describir las características de un electrón ubicado en un determinado orbital es necesario conocer los cuatro números cuánticos, el significado físico de estos números y los valores que pueden adoptar.

n: número cuántico principal

Está relacionado con el diámetro de la nube electrónica. Determina el nivel de energía y la capa electrónica a la cual pertenece electrón. Puede tomar los valores positivos: 1, 2, 3, 4, 5, 6, 7.

Si n=1 el orbital pertenecerá al primer nivel de energía, cuando n=2 pertenecerá al segundo nivel y así sucesivamente.

l: número cuántico secundario, angular o azimutal

Se vincula con la forma de la nube electrónica, es decir, la geometría que tiene el orbital (esférico, lobulado, etc.). Este número indica el subnivel o subcapa a la cual pertenece un determinado electrón. Los electrones que pertenecen a un mismo subnivel poseen la misma energía.

Los posibles valores de “l” dependen del valor de “n”. Para cada valor de “n” el número cuántico secundario puede tomar valores entre 0 y n-1.

Cada uno de los subniveles es representado utilizando una letra que depende del valor de “l”. Si l=0 correspondería a un orbital s, si l=1 el orbital que tiene es un “p”, mientras que para l=2 el orbital que corresponde es un “d”, y finalmente, si l=3 tiene un orbital “f”.

VALORES PARA LOS PRIMEROS NÚMEROS CUÁNTICOS

n l m s orbitales atómicos
1 0 (1s) 0 +1/2 ,-1/2 1s
2 0 (2s) 0 +1/2 ,-1/2 2s
1(2p) -1, 0 ,+1 +1/2 ,-1/2 para cada valor de m 2px, 2py, 2pz
3 0 (3s) 0 +1/2 ,-1/2 3s
1(3p) -1, 0,+1 +1/2 ,-1/2 para cada valor de m 3px, 3py, 3pz
2 (3d) -2,-1, 0, +1, +2 +1/2 ,-1/2 para cada valor de m 3dxy, 3dyz, 3dxz, 3dx2-y2, 3dz2
n= indica nivel, l=subnivel, m=orientación, s= giro del electrón.
Orbitales d en relación a un campo esférico.

m: número cuántico magnético

Indica las orientaciones que presentan los orbitales de un mismo subnivel con relación a la dirección de un campo magnético externo. Toma valores enteros comprendidos entre -l y +l. Por ejemplo, si l=2 los valores posibles de m son -2, -1, 0, +1, +2. Esto coindice con lo antedicho, l=2 corresponde a un orbital d, los cinco valores que puede tomar “m” son las orientaciones en los cinco orbitales d. En el caso de l=0, m solo puede tener un valor m=0, esto significa que el orbital s puede orientarse en el espacio de una sola forma.

s: número cuántico del spin

Informa sobre el sentido de giro del electrón sobre sí mismo, como un trompo. El mismo solamente puede moverse tomando dos valores iguales y de signo opuesto: -1/2 y +1/2.

EJERCICIO DE APLICACIÓN

  • Indicar los números cuánticos del último electrón del sodio.

En primer lugar se debe escribir la configuración electrónica del sodio, Na.

C.E. Na= 1s22s22p63s1

Se observa que el último electrón se encuentra en el nivel 3, por lo tanto n=3. Como el orbital en el cual se encuentra es s, el número l=0, en consecuencia el número m=0 y s= -1/2. (Ver tabla para valores de los primeros números cuánticos)

a practicar lo aprendido

  1. ¿Cuál es el número total de orbitales m que se asocian al número principal n=4 y número secundario l=1?
  2. Indica los tres números cuánticos de los tres últimos electrones del fósforo.
  3. Justifica si es posible o no que existan los siguientes números cuánticos (n, l, m, s): (2, 2, 0, +1/2)

RESPUESTAS

  1. m= -1, 0, +1 (son tres orbitales)
  2. C.E. P = 1s22s22p63s23p3

n=3 ; l=1; m= -1; s=-1/2

n=3 ; l=1; m= 0; s=-1/2

n=3 ; l=1; m= +1; s=-1/2

3. No es posible, porque n=2 y l=2 pero l debería ser menor a n.

¿Sabías qué...?
El físico alemán Otto Stern que realizó aportes sobre las propiedades magnéticas de los átomos fue galardonado con un premio Nobel de Física en 1943.

 

 

Configuración electrónica

Los electrones están distribuidos en niveles de energía, y aquellos que se encuentran en niveles más externos son los que intervienen en las uniones químicas. Las configuraciones electrónicas de los elementos permiten identificar cuántos electrones se encuentran en los niveles de energía más externos y conocer de este modo el tipo de reacciones en las que pueden participar.

La estructura electrónica de los átomos determina las propiedades de los elementos, especialmente el ordenamiento de los electrones en los niveles de energía más externos. Al observar la tabla periódica se puede apreciar que todos los elementos de un mismo grupo poseen la misma configuración electrónica en su nivel más externo, siendo el número de grupo la cantidad de electrones que se encuentran en dicho nivel.

TABLA PERIÓDICA

La tabla periódica contiene gran cantidad de información, en cada casillero se puede extraer información específica del elemento, ya sea su símbolo, su número atómico, su número másico, configuración electrónica, etc. El número atómico (Z) coincide con el número de orden de la tabla periódica, lo cual facilita la ubicación de un elemento en particular. Estos elementos están distribuidos según sean metales (con sus subclasificaciones), no metales, metaloides, lantánidos, actínidos, halógenos y gases nobles. Además de dicha clasificación, la tabla periódica está dividida en grupos y períodos, lo que nos brinda aún mayor información, ya que agrupa a los elementos según características específicas.

GRUPOS: son las dieciocho columnas (verticales) de la tabla periódica, se numeran del 1 al 18, pero en algunas tablas aún se puede apreciar la numeración anterior, en la cual se utilizaban números romanos seguidos de las letras A o B. Los elementos de un mismo grupo tienen propiedades similares, en algunos casos forman familias, como la del grupo 14, que es la familia del carbono, o la del grupo 17 que corresponde a los halógenos. Elementos del mismo grupo poseen la misma cantidad de electrones en su última o últimas capas.

PERÍODOS: son las filas (horizontales) y en total son siete. El número de período coincide con la última capa electrónica del elemento, es decir, un elemento del período 2 cuenta con dos capas electrónicas. Esto implica que elementos del mismo período tengan propiedades químicas similares.

Además de tener gran cantidad de información, incluyendo la configuración electrónica de cada elemento, en la tabla periódica también se pueden observar las propiedades periódicas, como el radio atómico, la energía de ionización, la afinidad electrónica y la electronegatividad.

configuración electrónica (c.E.)

El número Z indica la cantidad de protones que contiene un átomo determinado y, en consecuencia, también la cantidad de electrones de un átomo neutro. Esta información es la base de la configuración electrónica. Ejemplo:

El elemento carbono (C) tiene número Z=6.

Como los elementos de la tabla periódica se consideran neutros, el carbono tiene 6 protones y 6 electrones. Estos seis electrones se deben ubicar en los distintos niveles de energía y en los orbitales correspondientes. Para saber cuántos y dónde colocarlos es preciso conocer la regla de las diagonales.

Regla de las diagonales.

En la regla de las diagonales se pueden observar esferas donde se agrupan las clases de orbitales (s, p, d y f). El llenado de orbitales se realiza siguiendo el sentido de la flecha. Se puede ver que horizontalmente se llega hasta el número 7, esto corresponde con que hay siete períodos o siete niveles de energía.

RECORDAR

Orbitales s: son orbitales esféricos con capacidad para 2 electrones.

Orbitales p: son tres orbitales bilobulados que pueden albergar dos electrones cada uno, por lo tanto tienen una capacidad total de 6 electrones.

Orbitales d: son cinco orbitales bilobulados, cada uno puede contener dos electrones, por lo tanto tienen capacidad para 10 electrones.

Orbitales f: son siete orbitales con capacidad total para 14 electrones.

Siguiendo con el ejemplo, se realizará la configuración electrónica del C. Los seis electrones del carbono se ubican de la siguiente manera:

Configuración electrónica del C.

La configuración electrónica queda expresada de esta forma dado que en los orbitales “s” se pueden colocar hasta dos electrones, y en el orbital “p” se ubican los dos que faltan para llegar a los 6 electrones que posee el carbono.

OTRO EJEMPLO:

Hallar la configuración electrónica del sodio (Na).

En primer lugar se debe ubicar el elemento en la tabla periódica para ver cuál es su número atómico. En el caso del Na es Z=11, entonces se sabe que el Na cuenta con 11 electrones para ubicar.

Luego se observa la regla de las diagonales y siguiendo el sentido de la flecha se van llenando los orbitales:

Configuración electrónica del Na.

Observar que la suma de los superíndices es igual a 11 (número de electrones).

En la mayoría de las tablas periódicas dicha configuración electrónica ya está escrita, pero se escribe simplificada.

En este ejemplo la configuración del sodio está expresada como [Ne] 3s1. Lo que se hizo fue indicar que la configuración del sodio es igual a la configuración del gas noble más cercano ,Ne, adicionándole 1 electrón al orbital 3s.

¿cómo ubicar un elemento en la tabla periódica sabiendo su C.E.?

En primer lugar se cuentan los superíndices:

1s22s22p63s23p1  La suma de los superíndices es 13. Por lo tanto el elemento está ubicado en Z=13.

El último electrón se ubicó en 3p1, ésto significa que se encuentra en el nivel de energía 3 (período 3).

1s22s22p63s23p1   

El elemento es el aluminio (Al).

a practicar lo aprendido

  1. Escribir la configuración electrónica de los siguientes elementos:

a) H

b) N

c) P

2. Identificar a qué elemento corresponde la configuración electrónica:

a) Cloro

b) Silicio

b) Berilio

RESPUESTAS

1.

a) 1s1

b) 1s22s22p3

c) 1s22s22p63s23p3

2.

a) 1s22s22p63s23p5

b) 1s22s22p63s23p2

c) 1s22s2

¿Sabías qué...?
El elemento carbono es el compuesto principal de las minas de los lápices, y a su vez en una de sus formas también conforma el diamante.