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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:

 

Metales, metaloides y no metales

La materia está formada por elementos cuya unidad fundamental es el átomo. Estos elementos se organizan en la tabla periódica y pueden clasificarse como metales, metaloides y no metales. Cada categoría presenta una química muy particular con propiedades características que permiten diferenciarlas.

 

Metales Metaloides No metales
Estado físico Sólidos a temperatura ambiente, excepto el mercurio (Hg) y el francio (Fr), que son líquidos. Sólidos a temperatura ambiente. Sólidos, como el carbono (C); líquidos, como el bromo (Br); y gaseosos, como el oxígeno (O).
Apariencia Tienen brillo metálico. La mayoría son plateados, excepto el cobre (Cu) que es rojizo y el oro (Au) que es amarillo. La mayoría tiene brillo metálico. No tienen brillo metálico. Se presentan de diversos colores: el bromo (Br) es rojo y el azufre (S) es amarillo.
Abundancia en la Tierra Baja. A pesar de que el

79 % de los elementos existentes son metales, en la Tierra éstos son los menos abundantes.

 Algunos son abundantes en la corteza terrestre como el silicio (Si), y otros son muy raros de encontrar, como el polonio (Po). Alta. A pesar de que el 21 % de los elementos existentes son no metales, son los más abundantes en nuestro planeta.
Presentes en el cuerpo humano
  • Na y K: ayudan a transportar oxígeno.
  • Ca: fortalece los huesos.
  • Mg: ayuda a la coagulación de la sangre.
  • Fe: asimila el oxígeno en la sangre y produce hemoglobina.
  • Cu: combate la anemia.
  • Zn: ayuda a metabolizar carbohidratos y fortalece el sistema inmune.
 Presentes en concentraciones mínimas.
  • O: indispensable para la respiración.
  • C: presente en todas la biomoléculas.
  • H: presente en casi todas las biomoléculas.
  • N: presente en las proteínas y en los ácidos nucleicos.
  • P: presente en los ácidos nucleicos, en el ATP de las moléculas. Forma dientes y huesos.
  • S: forma parte de diversas proteínas.
Propiedades mecánicas Son muy dúctiles y maleables. Son intermedios entre los metales y los no metales. No son dúctiles ni maleables. Gran parte de ellos son duros y quebradizos.
Conductividad  Son buenos conductores de electricidad y calor. Son semiconductores. Son malos conductores de electricidad y calor.
Punto de fusión y ebullición  Relativamente altos. Altos respecto a los no metales. Relativamente bajos.
Capa de valencia Átomos con capa de valencia ocupada con pocos electrones, generalmente dos o tres. Átomos con capa de valencia ocupada con tres electrones. Átomos con capa de valencia ocupada con cuatro o más electrones, excepto el helio y el hidrógeno.
Electronegatividad Baja Intermedia Alta
Reactividad Tiende a perder electrones cuando se combina con otros elementos. Se convierten en cationes. Reactividad química variada. Se pueden comportar como metales o no metales. Tienden a ganar electrones cuando se combinan con otros elementos. Se convierten en aniones.
Ubicación en la tabla periódica
Ejemplos Litio (Li), sodio (Na), cromo (Cr), cobre (Cu), plata (Ag), oro (Au), platino (Pt), calcio (Ca), mercurio (Hg), hierro (Fe) y aluminio (Al), entre otros. Boro (B), silicio (Si), germanio (Ge), arsénico (As), antimonio (Sb), polonio (Po), telurio (Te), astato (At) y selenio (Se). Hidrógeno (H), oxígeno (O), carbono (C), nitrógeno (N), azufre (S), fósforo (P), flúor (F), cloro (Cl), bromo (Br), yodo (I), neón (Ne) y Argón (Ar), entre otros.

 

Estructuras de Lewis

Estudiar cómo se combinan los elementos químicos en la naturaleza es primordial para la química aplicada, es por ello que a lo largo de los años se han planteado diversas teorías y formas de representación que facilitan el entendimiento de los compuestos químicos.

Los átomos se combinan entre sí para formar diversos compuestos o sustancias químicas, esto implica la formación de enlaces químicos entre los átomos involucrados en las reacciones químicas. En función de la naturaleza química se conocen tres tipos de enlace:

  • Enlace iónico: se forma como resultado de las fuerzas electrostáticas existentes entre iones de carga opuesta. Este tipo de enlace implica la transferencia de electrones de un átomo a otro.
  • Enlace covalente: es aquel donde dos átomos comparten electrones, en función del número de electrones compartidos se distinguen tres tipos de enlaces covalente: simple (2 e–), doble (4 e–) y triple (6 e–).
  • Enlace metálico: en este tipo de enlaces los electrones se mueven dentro de la red tridimensional del metal, lo que le confiere al mismo su propiedad característica, la conductividad eléctrica.

Los electrones que participan en un enlace químico se denominan electrones de valencia y son aquellos que se encuentran en la capa más externa de los átomos.

 

Átomo de nitrógeno.

Estructuras de Lewis

Lewis fue un químico estadounidense que propuso simbolizar los electrones de valencia mediante el uso de puntos que se ubican arriba, abajo y a los lados del símbolo químico de cada elemento, esta forma de representación se conoce como símbolos de Lewis.


Los símbolos punto-electrón para construir las denominadas estructuras de Lewis de diversas moléculas o compuestos son una herramienta útil al momento de estudiar los enlaces químicos, formación y tipos.

Regla del octeto

Cuando se forma un enlace químico los átomos pierden, ganan o comparten electrones con la finalidad de emular la configuración electrónica del gas noble más cercano a ellos, los cuales deben su estabilidad al número de electrones que contienen en su capa de valencia.

Símbolos de Lewis de los gases nobles.

 

Con excepción del helio, todos los gases nobles poseen ocho electrones en la capa de valencia, hecho en el que se fundamenta la denominada regla del octeto: los átomos tienden a ganar, perder o compartir electrones hasta estar rodeados por ocho electrones de valencia.

A continuación se muestran algunos ejemplos de estructuras de Lewis:

  • Metano
    • Fórmula química: CH4
    • Tipo de enlace: covalente
    • Configuración electrónica:


  • Estructura de Lewis:


  • Dióxido de carbono
    • Fórmula química: CO2
    • Tipo de enlace: covalente
    • Configuración electrónica:


  • Estructura de Lewis:


  • Agua
    • Fórmula química: H2O
    • Tipo de enlace: covalente
    • Configuración electrónica:


  • Estructura de Lewis:


Estructura de Lewis en compuestos iónicos

Uno de los compuestos iónicos más utilizados es la sal de mesa, compuesta por cloruro de sodio dibujar su estructura de Lewis sigue el siguiente procedimiento:

  1. Escribir la formula química: NaCl
  2. Conocer el tipo de enlace: iónico.
  3. Realizar la configuración electrónica, considerando el efecto de las cargas en el anión y catión.

 

  1. Realizar la estructura de Lewis.


Excepciones de la regla del octeto

La regla del octeto no se cumple para todos los compuestos químicos, las excepciones se pueden resumir en tres casos:

  • Moléculas que tienen un número impar de electrones

La presencia de un número de electrones impar hace imposible que los mismos se apareen totalmente y por tanto al menos uno de los átomos involucrados no alcanza el octeto. Por ejemplo el monóxido de nitrógeno (NO).

Estructura de Lewis del monóxido de nitrógeno.

 

  • Moléculas con menos de ocho electrones

Son aquellas moléculas donde un átomo o ion de la misma no puede alcanzar el octeto, un caso emblemático es el trifloruro de boro (BF3).

Estructura de Lewis del trifloruro de boro.

 

  • Moléculas con más de ocho electrones

Son compuestos químicos donde al menos uno de los átomos o iones sobrepasa los ocho electrones en la capa de valencia. Algunos ejemplos representativos son el pentacloruro de fosforo (PCl5).

Estructura de Lewis del pentacloruro de fosforo.

¿Qué debes saber para dibujar estructuras de Lewis?

Para dibujar una estructura de Lewis es necesario dominar los conceptos básicos de la química y sus elementos. Algunas de las consideraciones a tener en cuenta son:

  1. Determinar los electrones de valencia de los elementos involucrados, para ello se puede usar una tabla periódica. También es importante recordar que en el caso de los iones se deben sumar o restar electrones en la capa de valencia; para los aniones cada carga negativa significa que se debe sumar un electrón, en tanto, para los cationes una carga positiva implica que se debe restar un electrón.
  2. Escribir los símbolos químicos e indicar que tipo de enlace los une. Por lo general, las fórmulas químicas indican el orden de unión de los átomos mientras que la naturaleza del enlace está determinada por la diferencia de electronegatividad que existe entre los mismos.
  3. Completar primero los octetos de los elementos unidos al átomo central.
  4. Colocar los electrones faltantes en el átomo central aun si no cumplen con la regla del octeto.
  5. Cuando el átomo central no cumple con el octeto es recomendable probar con enlaces múltiples.
  6. Conocer las excepciones de la regla del octeto.