configuracion electronica

Configuración electrónica
Artículo de la Enciclopedia Libre Universal en Español.
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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.

Índice [ocultar]
1 Valores de los números cuánticos.
2 Llenado de orbitales y notación.
2.1 Notación.
3 Configuraciones electrónicas de los elementos químicos.
4 Bloques de la tabla periódica.
5 Moléculas.
6 Referencias

[escribe] 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
[escribe] Llenado de orbitales y notación.
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.

[escribe] Notación.
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.

[escribe] Configuraciones electrónicas de los elementos químicos.
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).

[escribe] Bloques de la tabla periódica.
Las propiedades químicas de un átomo dependen mucho de cómo están ordenados los electrones en los orbitales de más energía (a veces llamados de valencia), aparte de otros factores como el radio atómico, la masa atómica, o la accesibilidad de otros estados electrónicos.

Conforme se baja en un grupo de elementos, desde el más ligero al más pesado, los electrones más externos, en niveles de energía más altos, y que por tanto es más fácil que participen en las reacciones químicas, están en el mismo orbital, con una forma parecida, pero con una energía y distancia al núcleo mayores. Por ejemplo, el carbono y el plomo tienen cuatro electrones en sus orbitales más externos.

Debido a la importancia de los niveles energéticos más exteriores, las distintas regiones de la tabla periódica se dividen en bloques, llamándolas según el último nivel ocupado: bloque s, bloque p, bloque d y bloque f.

[escribe] Moléculas.
En las moléculas hay que tratar con los orbitales moleculares y la situación es mucho más compleja.

[escribe] Referencias
Notas

Artículos relacionados
■Electrón
■Átomo
■Tabla periódica



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Categorías: Química | Mecánica cuánticaVistas
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