Configuración electrónica de un átomo en 5 pasos

Configuración electrónica o el problema de cómo acomodar los electrones en un átomo.

La ( configuración electrónica ) distribución de los electrones en cualquier átomo se rige por reglas derivadas de los principios de la mecánica cuántica. Mediante la resolución de complejas ecuaciones diferenciales, físicos y químicos teóricos son capaces de describir con exactitud cómo están dispuestos los electrones en torno al núcleo de cualquier átomo. Afortunadamente, existen unas cuantas reglas nemotécnicas que permiten llevar a cabo esta tarea de una manera mucho más sencilla y que trataremos en detalle en este articulo.

Se le llama configuración electrónica a la disposición de los electrones en un átomo. Más precisamente, se aplica al átomo en su estado fundamental.

El estado fundamental de un átomo esta dado por electrones no excitados. Un electrón se dice «excitado» cuando se le ha proporcionado energía suficiente para consentirle un salto a un nivel energético superior. Dado que el electrón no es estable en este estado, vuelve a su estado inicial (fundamental) emitiendo la energía absorbida anteriormente (para efectuar el salto), en forma de radiaciones electromagnéticas.

¿Cómo se determina la configuración electrónica de un átomo?

1 – Para determinar la configuración electrónica de un elemento se sigue el principio de aufbau (aufbau, es una palabra alemana que significa «construir»). Tal principio dice que la configuración electrónica de un átomo se «construye» del siguiente modo:

  • colocando el número adecuado de nucleidos (protones + neutrones) en el núcleo, según como esté especificado en el número atómico del elemento y su número de masa.
  • colocando el número necesario de electrones en los orbitales en modo de obtener la menor energía total posible.

2 – La configuración electrónica debe respetar el principio de exclusión de Pauli. Este principio dice que no existen 2 electrones con los cuatro números cuánticos iguales, por lo tanto, cada orbital puede contener solo 2 electrones, con espín opuesto.

3 – También hay que tener en cuenta el principio de la máxima multiplicidad o también llamado «Principio de Hund» que dice como se deben completar los orbitales. Los electrones tienden a ocupar todos los orbitales disponibles y solo una vez que todos los orbitales se encuentran parcialmente ocupados (es decir, se posiciona 1 electrón por cada orbital), luego se disponen en pares.

Parece complicado pero resultará más fácil una vez visto el lado practico, que veremos a continuación.

Orbitales en cada nivel energético. 

Nivel 1: contiene solo orbitales de tipo s
Nivel 2: contiene s y p
Nivel 3: s p d
Nivel 4: s p d f

Los orbitales s contienen al máximo 2 electrones; los p, 6 electrones; los d, 10 electrones; los f, 14 electrones.

Primero hay que completar los orbitales s del nivel sucesivo antes de completar los d. Esto se debe a que experimentalmente se ha observado que tal configuración hace que el átomo tenga una energía global lo mas baja posible.
Por ejemplo, el 4s se completa antes del 3d y el 5s antes del 4d (salvo excepciones).

Configuración electrónica en 5 pasos fáciles.




1 – ¿Qué número atómico tiene mi elemento?

En este momento es buena idea que tengas una tabla periódica a la mano. El número atómico (Z) es un número entero que representa el número de protones y su ubicación varía de acuerdo al modelo de tabla. Por ejemplo, el Hidrógeno (H) que tiene 1 protón tiene un Z=1 y el Oro (Au) que tiene 79 protones tiene un Z=79. No debe confundirse con la masa atómica que suele duplicar en magnitud al número atómico.

2 – ¿Mi elemento está en estado atómico o está ionizado?

Un átomo, como es sabido, tiene cargas tanto positivas (protones) como negativas (electrones) que entre sí se neutralizan. Sin embargo, en muchas aplicaciones de la química se trabaja con especies llamadas iones donde este balance de cargas es diferente a cero. Por ejemplo, la sal casera o Cloruro de Sodio (NaCl) está conformada por un ión de carga positiva, también conocido como catión, que viene siendo el Na+ y uno de carga negativa, llamado anión, que sería el Cl- . Básicamente: Si tu elemento tiene carga positiva o negativa, estás tratando con un ion y no con un átomo.

3 –  ¿Cuántos electrones tiene mi átomo o ion?

Si tu átomo, que como vimos no está cargado, tiene un Z=23, es de esperarse que estas 23 cargas positivas se neutralicen con 23 cargas negativas que vendrían siendo los electrones. En estos casos el número atómico Z siempre va a ser igual al número de electrones. En los átomos sin carga el número atómico Z siempre es igual al número de electrones. Si en cambio se trata de un ion, tenemos que recordar lo dicho anteriormente. Volviendo al caso del NaCl, en este caso el Na+ tiene 1 electrón menos que la cantidad que neutralizaría a los protones (10 electrones y 11 protones) y el Cltiene 1 electrón más (17 protones y 18 electrones). En los iones el número de electrones se determina sumando o restando el número de cargas negativas o positivas según sea el caso.

4 –  ¿Cómo distribuyo esos electrones?

Cada uno de esos electrones (e – ) tienen cuatro números cuánticos que suministran toda la información que necesitamos saber sobre ellos:

  • n: el número cuántico principal que especifica la lejanía del átomo al núcleo.
  • l: número cuántico secundario que da la forma de dicho orbital.
  • ml: número cuántico magnético que define su orientación.
  • s: espín del electrón que da el sentido de rotación de éste.

Para fines de la distribuición de los electrones en el átomo, basta con conocer la siguiente notación: nl#e-
Donde el número cuántico l, que va de 0 a n, suele expresarse en una notación conocida como spdf donde:

s representa a l=0
p a l=1
d a l=2
f a l=3.

También es útil recordar que, por el Principio de Exclusión de Pauli del que hemos hablado al inicio, que restringe el número de electrones que pueden colocarse en cada orbital, cada l puede soportar un número máximo de orbitales, siendo para cada uno: s: 2 electrones p: 6 electrones d: 10 electrones f: 14 electrones Luego, utilizando el principio de aufbau, vamos a ir ubicando los electrones desde el orbital menos energético (más cercano al núcleo) hacia el más energético (más lejano), respetando por supuesto el máximo de electrones que tolera cada orbital. De manera más esquematizada, puede emplearse el siguiente diagrama donde las flechas indican el sentido de llenado: ejemplo de configuración electrónica.

explicacion de la configuracion electronica

Haciendo uso de este método, también conocido como regla de la lluvia, pongamos como ejemplo al anión Bromo (Br- ). Su Z va a ser igual a 35, pero tiene 1 carga negativa así que su número de electrones vendrá dado por: #?????????? = ? + 1 = 35 + 1 = 36 Luego, siguiendo cada una de las flechas tenemos de arriba abajo: 1s2
2s2
2p6 , 3s2
3p6 , 4s2
Y hasta este momento tenemos 20 electrones, por lo que tenemos que seguir a la quinta flecha para completar los 15 electrones que faltan teniendo que llenar los 10 electrones del 3d y 6 del máximo de 6 que permite 4p. Esto es: 3d10 , 4p6 . Finalmente, para el Br tenemos: 1s2 , 2s2 , 2p6 , 3s2 , 3p6 , 4s2 , 3d10, 4p6

Que tiene todas sus capas llenas (máximo de electrones para cada orbital) en contraste con el Bromo atómico (Br) que necesita un electrón para saturar de electrones al orbital 4p: 1s2 , 2s2 , 2p6 , 3s2 , 3p6 , 4s2 , 3d10, 4p5

Para el elemento Zn (Cinc) con Z=30, la configuración electrónica será la siguiente:
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10

5 – ¿Mi átomo o ion es una excepción a la regla?

No siempre es respetado el método aufbau, en algunos elementos que van del Sc al Zn se observan algunas «anomalías».
Mientras los orbitales 3d se completan, su energía disminuye acercándose a la energía de los orbitales 4s para luego pasar a ser más baja.

Aclaremos con un ejemplo.
La configuración del Cromo seria [Ar]4s2 3d4 ( con [Ar] se indica la configuración electrónica del Argón). Sin embargo, análisis espectrofotométricas y químicas demuestran que Cr tiene 1 solo electrón en el orbital 4s. Su configuración electrónica correcta es [Ar] 4s1 3d5
Los elementos de Mn a Ni tienen las configuraciones previstas con el método aufbau porque es más fácil que se forme un par de electrones en un orbital 4s que en un 3d. Este comportamiento se debe a que los orbitales d son mas pequeños y menos difusos. La otra excepción es Cu, cuya configuración es [Ar]4s1 3d10.
Otras excepciones también son

Nb   [Kr]4d45s1

Ru   [Kr]4d75s1

Rh   [Kr]4d85s1

Pd   [Kr]4d10

W    [Xe]4f145d4 6s²

Pt    [Xe]4f145d96s1

video de educatina.com

1 comentario

  1. Hola, muchas gracias por la información me servirá para mi trabajo que tengo que hacer en especial por la imagen del serrucho q´ también esta genial. 🙂

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