Configuración electrónica

Para obtener la configuración o estructura electrónica de un átomo, es decir, cómo están distribuidos los electrones en los distintos niveles energéticos o capas hay que tener en cuenta:

1. Al resolver la ecuación de Scghrödinger aparecen tres números cuánticos (n, l, m) y un cuarto (s) al interpretar los datos espectroscópicos. Con estos cuatro números cuánticos se pueden definir los estados o niveles energéticos del electrón.
  • Cada nivel energético viene caracterizado por el número cuántico principal, n, que da, además de la energía, el volumen. Los valores que puede tomar son 1(capa K), 2 (capa L), 3 (capa M),......
  • Para cada valor de n existen n valores del número cuántico secundario, l, que da los subniveles energéticos y tipo o forma del orbital; así, los valores que toma l para cada valor de n son: 0 a n-1; A cada valor de l se le asigna un tipo de orbital:
  • Para cada valor de l, existen 2l+1 valores del número cuántico magnético, m o ml, que da la orientación del orbital; así, para un valor de l, m toma los valores -l....0....+l: son los estados degenerados u orbitales de la misma energía. En cada nivel habrá un orbital s. En los niveles en que puedan existir, habrá tres orbitales p, cinco orbitales d, siete orbitales f, ...
  • Para cada valor de m existen dos valores ms o s (spin), que indica la existencia del momento angular de spin del electrón; los valores que toma son -1/2 y +1/2. El número máximo de electrones por nivel energético será 2n2
Un orbital vendrá caracterizado por los números cuánticos n, l, m, es decir por la ecuación:
{n, l, m}


Un electrón vendrá caracterizado por la ecuación:
{n, l, m, s}.

2. Para la distribución electrónica se siguen las siguientes reglas:
a. Principio Aufbau o de construcción: los orbitales se llenan empezando por los de mínima energía. Para determinar el orbital de mínima energía se sigue la regla de Madelung o n+l:
  • De dos orbitales, tiene menor energía aquel cuyo valor n+l sea más bajo.
  • Cuando dos orbitales poseen el mismo valor de n+l, tiene menor energía el orbital que tiene un valor de n más bajo.
También puede emplearse el diagrama de Moeller.

b. Principio de exclusión de Pauli: en un mismo átomo no pueden coexistir dos electrones con los cuatro números cuánticos iguales. Al menos se deben diferenciar en el spin. Como consecuencia, en un orbital caben 2 electrones como máximo con los espines apareados o antiparalelos, esto es uno con el spin +1/2 y el otro con el spin -1/2.

c. Regla de Hund o de máxima multiplicidad: los electrones, al ocupar un subnivel, deberán distribuirse en el mayor número de orbitales posibles (máxima multiplicidad o desapareamiento) y de forma que sus spines sean paralelos (desapareados).

Conociendo el número de electrones que hay que colocar, Z (número atómico) para átomos neutros y aplicando las reglas anteriores se contruyen las estructuras electrónicas de los átomos. Para un ion, se necesita conocer la carga; si se trata de un ion negativo, se añaden tantos electrones como indica su carga siguiendo las normas anteriores. Si se trata de un ion positivo, hay que quitar tantos electrones como indica esa carga empezando por el orbital más energético de la última capa (que no tiene por qué ser el que se lleno el último); para evitar errores al realizar esta operación, lo mejor es, después de hacer la estructura electrónica del átomo neutro, agrupar los orbitales de cada nivel y quitar los electrones partiendo del último orbital del último nivel.
Para representar la estructura electrónica se emplean los diagramas de flechas y la notación nlx, siendo n el número cuántico principal (nivel energético), l el símbolo del orbital que corresponde al subnivel, y x el número de electrones que hay en ese subnivel. 
Ejemplo: Na (Z = 11) ==> 1s2 2s2 2p6 3s1.




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.
Ejemplo: Z=10 Ne: 1s2, 2s2, 2p6 regla del octeto

ANOMALÍAS DE CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA
Al desarrollar la configuración electrónica, encontramos una serie de excepciones. Es más estable llenar dos medios orbitales que completar uno y dejar el otro a uno o dos electrones de estar completado a la mitad. Así, los metales del grupo 6 en vez de tener los orbitales externos s completos y el orbital d a un electrón de estar semi-completo, donarán un electrón del orbital s al orbital d, quedando ambos completos a la mitad: s1d5 en vez de s2d4. Igualmente, es más estable rellenar los orbitales d completamente, por lo que los elementos del grupo 11 tenderán a adoptar la configuración s1d10 en vez de s2d9. Ejemplos de estas anomalías son:
24Cr: 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 4s2, 3d4 : es incorrecto .
24Cr: 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 4s1, 3d5 : es correcto
29Cu: 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 4s2, 3d9 : es incorrecto.
29Cu: 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 4s1, 3d10 : es correcto.

DIAMAGNETICOS Y PARAMAGNETICOS.
La regla de la máxima multiplicidad de Hund dice que cuando varios electrones ocupan orbitales degenerados, de la misma energía, lo harán en orbitales diferentes y con espines paralelos (electrones desapareados), mientras sea posible.
Las sustancias paramagnéticas son atraídas débilmente por un imán, si los electrones se encuentran desapareados, presentan el mismo espín y, por lo tanto, un campo magnético neto que al interactuar con el campo magnético del imán, provoca la fuerza de atracción o paramagnetismo.
Las sustancias diamagnéticas no son atraídas por un imán o bien son repelidas ligeramente. Si los electrones se encuentran apareados, presentan espines opuestos, y por lo tanto no existe un campo magnético neto, se da entonces el fenómeno del diamagnetismo.
Ejemplos:
Flúor (z=9) 1s2 2s2 2p5. Paramagnético (tiene un electrón no apareado).
Neón (z=10) 1s2 2s2 2p6. Diamagnético (todos los electrones están apareados).


Estado fundamnetal y estado excitado del átomo de Carbono




FORMAS DE LOS ORBITALES ATÓMICOS: