Configuración electrónica
Keywords: Configuración electrónica, Configuración electrónica de los elementos químicos, Ecuación de Schrödinger, Electrón, Fermión, Física, Metal de transición, Momento angular, Núcleo atómico
En química, 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. Estos estados tienen cuatro números cuánticos: n, l, ml and ms, y, en resumen, el principio de Pauli quiere decir que no puede haber dos electrones en un mismo átomo con los cuatro valores de los números cuánticos iguales. Los más importantes de estos son el n y el l.
| Tabla de contenidos |
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 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 harmónicos 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, puede tomar los valores desde -l a l, y por lo tanto hay un total de 2l+1 estados posibles. Cada uno de estos puede ser ocupado por dos electrones con espines 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 | Valores posibles |
|---|---|
| n | 1, 2, 3,... |
| l | 0,..., (n-1) |
| ml | -l,..., 0,...,+l |
| ms | -1/2, +1/2 |
Llenado de orbitales
Para obtener la configuración electrónica de un elemento, los estados se van ocupando por electrones según la energía de estos estados: primero se ocupan 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 fila se escribe 1s, 2s, 3s,..., en la segunda fila, saltándose una columna, 2p, 3p,... y así sucesivamente. Los primeros niveles que se van llenando con electrones son los que quedan más a la izquierda y abajo de la tabla, como indica el sentido de las flechas en el diagrama:
imagen:llenado_orbitales.png
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, con el diagrama obtendríamos: 1s22s22p63s23p64s23d3 En 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 (los términos anteriores se ordenan luego siguiendo el orden del número cuántico principal). Por tratarse del vanadio hay que colocar 23 electrones. En un orbital s caben 2; en uno p, 6 y en uno d, 10. El último orbital sólo tendría 3 electrones por lo que no estaría lleno. Sin embargo, existen algunas excepciones de elementos que no siguen totalmente esta regla, por ejemplo el cromo, con un electrón más, 3d54s1 (véase configuración electrónica de los elementos químicos).
Otra notación que se puede emplear es la de indicar ordenadamente el número de electrones que hay en cada nivel, por ejemplo en el silicio sería: 2 8 4.
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, tal como se ve en el diagrama.
imagen:bloques_tabla_periódica.png
Moléculas
En las moléculas hay que tratar con los orbitales moleculares y la situación es mucho más compleja.
En física y química se denomina orbital a la zona del espacio que rodea a un núcleo atómico donde la probabilidad de encontrar un electrón es maxima, cercana al 90%.