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CONFIGURACION ELECTRONICA
En física y química, la configuración electrónica es la manera en la cual los electrones se
estructuran en un átomo, molécula o en otra estructura física, de acuerdo con el modelo de
capas electrónico, en el cual la función de onda del sistema se expresa como un producto de
orbitales antisimetrizado.1 2 Cualquier conjunto de electrones en un mismo estado cuántico
deben cumplir el principio de exclusión de Pauli al ser partículas idénticas. Por ser
fermiones (partículas de espín semientero) el principio de exclusión de Pauli nos dice que la
función de onda total (conjunto de electrones) debe ser antisimétrica.3 Por lo tanto, en el
momento en que un estado cuántico es ocupado por un electrón, el siguiente electrón debe
ocupar un estado cuántico diferente.
En los átomos, los estados estacionarios de la función de onda de un electrón en una
aproximación no relativista (los estados que son función propia de la ecuación de
Schrödinger
en donde es el hamiltoniano monoelectrónico
correspondiente; para el caso general hay que recurrir a la ecuación de Dirac de la mecánica
cuántica de campos) se denominan orbitales atómicos, por analogía con la imagen clásica
de los electrones orbitando alrededor del núcleo. Estos estados, en su expresión más básica,
se pueden describir mediante cuatro números cuánticos: n, l, m y ms, y, en resumen, el
principio de exclusión de Pauli implica que no puede haber dos electrones en un mismo
átomo con los cuatro valores de los números cuánticos iguales.
De acuerdo con este modelo, los electrones pueden pasar de un nivel de energía orbital a
otro ya sea emitiendo o absorbiendo un cuanto de energía, en forma de fotón. Debido al
principio de exclusión de Pauli, no más de dos electrones pueden ocupar el mismo orbital
y, por tanto, la transición se produce a un orbital en el cual hay una vacante.

Valores de los números cuánticos
En el caso de los orbitales de los átomos hidrogenoides el número cuántico principal n está
asociado a los diferentes niveles de energía orbital permitidos o niveles cuánticos; los
valores que toma son 1, 2, 3, 4,... Para n=1 se tiene el nivel de menor energía. Todos los
estados con el mismo número cuántico principal forman una capa (o nivel). Por razones
históricas, estas capas electrónicas (por ejemplo en espectroscopia 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. También por razones históricas a estas subcapas
(o subniveles), se les asigna una letra, que hace referencia al tipo de orbital que describe el
estado electrónico (s, p, d, f, ...),Los valores que puede tomar l son: 0, 1, 2, ..., (n-1), siendo
n el número cuántico principal. El tercer número cuántico, m, puede tomar los valores
desde -l a l, y por lo tanto hay un total de 2l+1 estados degenerados posibles. Cada uno de
éstos puede ser ocupado por dos electrones con espines opuestos, consecuencia de los dos
posibles valores de la proyección sobre el eje z del espín electrónico, ms, que puede tomar
los valores +1/2 ó -1/2. Esto da un total de 2(2l+1) electrones en total (tal como se puede
ver en la tabla siguiente).
Valor de l
Letra
Máximo número
de electrones
0
s
2
1
p
6
2
d
10
3
f
14
Número cuántico
Valores posibles
n
1, 2, 3,...
l
0,..., (n-1)
m
-l,..., 0,....,+l (2l+1)
ms
-1/2, +1/2
Notación
En Física y Química se utiliza una notación estándar para describir las configuraciones
electrónicas de átomos y moléculas. Para los átomos, la notación contiene la definición de
los orbitales atómicos (en la forma n l, por ejemplo 1s, 2p, 3d, 4f) indicando el número de
electrones asignado a cada orbital (o al conjunto de orbitales de la misma subcapa) como un
superíndice. Por ejemplo, el hidrógeno tiene un electrón en el orbital s de la primera capa,
de ahí que su configuración electrónica se escriba 1s1. El litio tiene dos electrones en la
subcapa 1s y uno en la subcapa 2s (de mayor energía), de ahí que su configuración
electrónica se escriba 1s2 2s1 (pronunciándose "uno-s-dos, dos-s-uno"). Para el fósforo
(número atómico 15), tenemos: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p3.
Para átomos con muchos electrones, esta notación puede ser muy larga por lo que se utiliza
una notación abreviada, que tiene en cuenta que las primeras subcapas son iguales a las de
algún gas noble. Por ejemplo, el fósforo, difiere del neón (1s2 2s2 2p6) únicamente por la
presencia de la tercera capa. Así, la configuración electrónica del fósforo se puede escribir
respecto de la del neón como: [Ne] 3s2 3p3. Esta notación es útil si tenemos en cuenta que
la mayor parte de las propiedades químicas de los elementos vienen determinadas por las
capas más externas.
El orden en el que se escriben los orbitales viene dado por la estabilidad relativa de los
orbitales, escribiéndose primero aquellos que tienen menor energía orbital. Esto significa
que, aunque sigue unas pautas generales, se pueden producir excepciones. La mayor parte
de los átomos siguen el orden dado por la regla de Madelung. Así, de acuerdo con esta
regla, la configuración electrónica del hierro se escribe como: [Ar] 4s2 3d6. Otra posible
notación agrupa primero los orbitales con el mismo número cuántico n, de tal manera que la
configuración del hierro se expresa como [Ar] 3d6 4s2 (agrupando el orbital 3d con los 3s y
3p que están implicitos en la configuración del argón).
El superíndice 1 de los orbitales ocupados por un único electrón no es obligatorio.4 Es
bastante común ver las letras de los orbitales escritas en letra itálica o cursiva. Sin embargo,
la Unión Internacional de Química Pura y Aplicada (IUPAC) recomienda utilizar letra
normal, tal y como se realiza aquí.
Historia
Niels Bohr fue el primero en proponer (1923) que la periodicidad en las propiedades de los
elementos se podía explicar mediante la estructura electrónica del átomo.5 Su propuesta se
basó en el modelo atómico de Bohr para el átomo, en el cual las capas electrónicas eran
órbitas electrónicas a distancias fijas al núcleo. Las configuraciones originales de Bohr hoy
parecen extrañas para el químico: al azufre se le asignaba una configuración 2.4.4.6 en vez
de 1s2 2s2 2p6 3s2 3p4.
Un año después, E. C. Stoner incorpora el tercer número cuántico de la teoría de
Sommerfeld en la descripción de las capas electrónicas, y predice correctamente la
estructura de capas del azufre como 2.8.6.6 Sin embargo, ni el sistema de Bohr ni el de
Stoner podían describir correctamente los cambios del espectro atómico en un campo
magnético (efecto Zeeman).
Distribución electrónica
Es la distribución de los electrones en los subniveles y orbitales de un átomo. La
configuración electrónica de los elementos se rige según el diagrama de Moeller:
Para comprender el diagrama de Moeller se utiliza la siguiente tabla:
s
p
d
f
n=1
1s
n=2
2s
2p
n=3
3s
3p
3d
n=4
4s
4p
4d
4f
n=5
5s
5p
5d
5f
n=6
6s
6p
6d
n=7
7s
7p
Para encontrar la distribución electrónica se escriben las notaciones en forma diagonal
desde arriba hacia abajo y de derecha a izquierda (seguir colores):
1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s 4f 5d 6p 7s 5f 6d 7p
Este principio de construcción (denominado principio de Aufbau, del alemán Aufbau que
significa 'construcción') fue una parte importante del concepto original de Bohr de
configuración electrónica. Puede formularse como:7
sólo se pueden ocupar los orbitales con un máximo de dos electrones, en orden
creciente de energía orbital: los orbitales de menor energía se llenan antes que los
de mayor energía.
Así, vemos que se puede utilizar el orden de energías de los orbitales para describir la
estructura electrónica de los átomos de los elementos. Un subnivel s se puede llenar con 1 ó
2 electrones. El subnivel p puede contener de 1 a 6 electrones; el subnivel d de 1 a 10
electrones y el subnivel f de 1 a 14 electrones. Ahora es posible describir la estructura
electrónica de los átomos estableciendo el subnivel o distribución orbital de los electrones.
Los electrones se colocan primero en los subniveles de menor energía y cuando estos están
completamente ocupados, se usa el siguiente subnivel de energía superior. Esto puede
representarse por la siguiente tabla:
s
p
d
f
n=1
2
n=2
2
6
n=3
2
6
10
n=4
2
6
10
14
n=5
2
6
10
14
n=6
2
6
10
n=7
2
6
Para encontrar la configuración electrónica se usa el mismo procedimiento anterior
incluyendo esta vez el número máximo de electrones para cada orbital.
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s2 4f14 5d10 6p6 7s2 5f14 6d10 7p6
Finalmente la configuración queda de la siguiente manera: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6
5s2 4d10 5p6 6s2 4f14 5d10 6p6 7s2 5f14 6d10 7p6
Para determinar la configuración electrónica de un elemento, basta con calcular cuántos
electrones hay que acomodar y entonces distribuirlos en los subniveles empezando por los
de menor energía e ir llenando hasta que todos los electrones estén distribuidos. Un
elemento con número atómico mayor tiene un electrón más que el elemento que lo precede.
El subnivel de energía aumenta de esta manera:

Subnivel s, p, d ó f: Aumenta el nivel de energía.
Sin embargo, existen excepciones, como ocurre en los elementos de transición al ubicarnos
en los grupos del cromo y del cobre, en los que se promueve el electrón dando así una
configuración fuera de lo común.
Bloques de la tabla periódica
La forma de la tabla periódica está íntimamente relacionada con la configuración
electrónica de los átomos de los elementos. Por ejemplo, todos los elementos del grupo 1
tienen una configuración de [E] ns1 (donde [E] es la configuración del gas inerte
correspondiente), y tienen una gran semejanza en sus propiedades químicas. La capa
electrónica más externa se denomina "capa de valencia" y (en una primera aproximación)
determina las propiedades químicas. Conviene recordar que el hecho de que las
propiedades químicas eran similares para los elementos de un grupo fue descubierto hace
más de un siglo, antes incluso de aparecer la idea de configuración electrónica.8 No está
claro cómo explica la regla de Madelung (que más bien describe) la tabla periódica,9 ya que
algunas propiedades (tales como el estado de oxidación +2 en la primera fila de los metales
de transición) serían diferentes con un orden de llenado de orbitales distinto.
Regla de exclusión de Pauli
Esta regla nos dice que en un estado cuántico sólo puede haber un electrón. De aquí salen
los valores del espín o giro de los electrones que es 1/2 y con proyecciones
.
También que en una orientación deben de caber dos electrones excepto cuando el número
de electrones se ha acabado por lo cual el orden que debe de seguir este ordenamiento en
cada nivel es primero los de espín positivo (+1/2) y luego los negativos.
Regla del octeto
Para que un átomo sea estable debe tener todos sus orbitales llenos (cada orbital con dos
electrones, uno de espín +1/2 y otro de espín -1/2) Por ejemplo, el oxígeno, que tiene
configuración electrónica 1s², 2s², 2p4, debe llegar a la configuración 1s², 2s², 2p6 con la
cual los niveles 1 y 2 estarían llenos. Recordemos que la Regla del octeto, justamente
establece que el nivel electrónico se completa con 8 electrones, excepto el Hidrógeno, que
se completa con 2 electrones. Entonces el oxígeno tendrá la tendencia a ganar los 2
electrones que le faltan, por esto se combina con 2 átomos de hidrógenos (en el caso del
agua, por ejemplo), que cada uno necesita 1 electrón (el cual recibe del oxígeno) y otorga a
dicho átomo 1 electrón cada uno. De este modo, cada hidrógeno completó el nivel 1 y el
oxígeno completó el nivel 2.
En química se denomina orbital a la zona del espacio que rodea a un núcleo atómico donde
la probabilidad de encontrar un electrón es máxima, cercana al 91%. Ejemplo de ello:
10Ne: 1s2, 2s2, 2p6 regla del octeto: 11Na:(Ne)10, 1s2, 2s2, 2p6, 3s2
Anomalías de configuración electrónica
Al desarrollar la configuración electrónica, encontramos una serie de excepciones, a las
cuales consideramos como anomalías, entre estas tenemos:
Antisarrus (Antiserruchos)
Se presenta en elementos de los grupos VIB y IB
Ejemplo:
Grupo VIB:
24
Cr 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 4s2, 3d4 : es incorrecto.
24
Cr 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 4s1, 3d5 : es correcto.
Grupo IB
29
Cu: 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 4s2, 3d9 : es incorrecto.
29
Cu: 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 4s1, 3d10 : es correcto.
By pass
Un gran número de elementos de transición interna presentan este fenómeno, donde el
subnivel <<f>> debe hacer transición al próximo subnivel <<d>>
Energía Relativa de un Orbital
La energía asociada a las regiones orbitales depende de la suma de los números cuánticos
principal y secundario.
ER: n + l
Donde:
n: nivel l: subnivel
Ejemplo:
4s: 4 + 0 : 4
3p: 3 + 1 : 4
4d: 4 + 2 : 6
5f: 5 + 3 : 8
6g: 6 + 4 : 10
Orbital o REEMPE
En química se usa la expresión REEMPE para designar el valor esperado de un operador
densidad de estados de dos electrones con
. En otras palabras: la región
donde existe mayor posibilidad de encontrar como máximo 2 electrones que se mueven en
forma paralela y en sentidos contrarios. Su nombre provine de Región de Espacio
Energético de Manifestación Probabilística del Electrón.