Configuración electrónica y orbitales
Los electrones de un átomo se organizan en niveles y subniveles de energía. La configuración electrónica predice las propiedades químicas.
Orbital
Orbital = región del espacio donde hay alta probabilidad de encontrar un electrón. Solución de la ecuación de Schrödinger.
Cada orbital puede alojar como máximo 2 electrones (con espines opuestos — principio de Pauli).
Tipos de orbitales
Determinados por el número cuántico azimutal ℓ:
| Letra | ℓ | Forma | Número de orbitales | Capacidad |
|---|---|---|---|---|
| s | 0 | Esférica | 1 | 2 electrones |
| p | 1 | Lóbulos (mancuerna) | 3 | 6 electrones |
| d | 2 | Complejas (4 lóbulos + 1 anillo) | 5 | 10 electrones |
| f | 3 | Muy complejas | 7 | 14 electrones |
Niveles y subniveles
El número cuántico principal n indica el nivel energético (1, 2, 3…).
- n = 1: subnivel 1s.
- n = 2: subniveles 2s, 2p.
- n = 3: 3s, 3p, 3d.
- n = 4: 4s, 4p, 4d, 4f.
- Y así sucesivamente.
Orden de llenado — diagrama de Möller
Los orbitales no se llenan simplemente por n creciente. Hay cruces energéticos.
1s
2s 2p
3s 3p 3d
4s 4p 4d 4f
5s 5p 5d 5f
6s 6p 6d
7s 7p
Se lee por diagonales (regla de Madelung):
1s → 2s → 2p → 3s → 3p → 4s → 3d → 4p → 5s → 4d → 5p → 6s → 4f → 5d → 6p → 7s → 5f → 6d
Reglas de llenado
1. Principio de Aufbau (“construcción”)
Los electrones ocupan primero los orbitales de menor energía.
2. Principio de exclusión de Pauli
Un orbital contiene máximo 2 electrones con espines opuestos (↑↓).
3. Regla de Hund (máxima multiplicidad)
En orbitales del mismo subnivel (degenerados), los electrones se ubican primero desapareados con espines paralelos antes de aparearse.
Ejemplo para el nitrógeno (2p³):
2p: ↑ _ ↑ _ ↑ _
(correcto, todos desapareados)
NO: ↑↓ ↑ _ _ _
(incorrecto: aparearía antes de desapareamiento completo)
Ejemplos de configuración
| Elemento | Z | Configuración |
|---|---|---|
| H | 1 | 1s¹ |
| He | 2 | 1s² |
| Li | 3 | 1s² 2s¹ |
| C | 6 | 1s² 2s² 2p² |
| N | 7 | 1s² 2s² 2p³ |
| O | 8 | 1s² 2s² 2p⁴ |
| Ne | 10 | 1s² 2s² 2p⁶ |
| Na | 11 | 1s² 2s² 2p⁶ 3s¹ |
| Fe | 26 | 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s² 3d⁶ |
| Au | 79 | [Xe] 4f¹⁴ 5d¹⁰ 6s¹ |
Configuración abreviada
Se usa el gas noble anterior entre corchetes para simplificar.
- Na: [Ne] 3s¹.
- Ca: [Ar] 4s².
- Fe: [Ar] 4s² 3d⁶.
Electrones de valencia
Son los electrones del último nivel (o de niveles exteriores s + d en metales de transición).
- Determinan el comportamiento químico del elemento.
- Al reaccionar, los átomos ganan, pierden o comparten electrones de valencia para alcanzar configuraciones estables (regla del octeto: 8 electrones en el último nivel).
Excepciones notables
Algunos elementos “roban” un electrón del subnivel s al d para mayor estabilidad:
- Cromo (Cr, Z=24): [Ar] 4s¹ 3d⁵ (en vez de 4s² 3d⁴).
- Cobre (Cu, Z=29): [Ar] 4s¹ 3d¹⁰ (en vez de 4s² 3d⁹).
Motivo: un subnivel d lleno o semilleno es más estable.
Relación con la tabla periódica
La configuración electrónica explica la estructura de la tabla:
- Grupos = misma configuración del último nivel.
- Bloque s (grupos 1-2 + He) → se llena subnivel s.
- Bloque p (grupos 13-18) → se llena subnivel p.
- Bloque d (metales de transición) → se llena subnivel d.
- Bloque f (lantánidos y actínidos) → se llena subnivel f.