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Química 2ed

6.4 Estructura electrónica de los átomos (configuraciones de electrones)

Química 2ed6.4 Estructura electrónica de los átomos (configuraciones de electrones)

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Índice
  1. Prefacio
  2. 1 Ideas esenciales
    1. Introducción
    2. 1.1 La química en su contexto
    3. 1.2 Fases y clasificación de la materia
    4. 1.3 Propiedades físicas y químicas
    5. 1.4 Mediciones
    6. 1.5 Incertidumbre, exactitud y precisión de las mediciones
    7. 1.6 Tratamiento matemático de los resultados de las mediciones
    8. Términos clave
    9. Ecuaciones clave
    10. Resumen
    11. Ejercicios
  3. 2 Átomos, moléculas e iones
    1. Introducción
    2. 2.1 Las primeras ideas de la teoría atómica
    3. 2.2 Evolución de la teoría atómica
    4. 2.3 Estructura atómica y simbolismo
    5. 2.4 Fórmulas químicas
    6. 2.5 La tabla periódica
    7. 2.6 Compuestos iónicos y moleculares
    8. 2.7 Nomenclatura química
    9. Términos clave
    10. Ecuaciones clave
    11. Resumen
    12. Ejercicios
  4. 3 Composición de sustancias y soluciones
    1. Introducción
    2. 3.1 La fórmula de masa y el concepto de mol
    3. 3.2 Determinación de fórmulas empíricas y moleculares
    4. 3.3 Molaridad
    5. 3.4 Otras unidades para las concentraciones de las soluciones
    6. Términos clave
    7. Ecuaciones clave
    8. Resumen
    9. Ejercicios
  5. 4 Estequiometría de las reacciones químicas
    1. Introducción
    2. 4.1 Escritura y balance de ecuaciones químicas
    3. 4.2 Clasificación de las reacciones químicas
    4. 4.3 Estequiometría de la reacción
    5. 4.4 Rendimiento de la reacción
    6. 4.5 Análisis químico cuantitativo
    7. Términos clave
    8. Ecuaciones clave
    9. Resumen
    10. Ejercicios
  6. 5 Termoquímica
    1. Introducción
    2. 5.1 Conceptos básicos de energía
    3. 5.2 Calorimetría
    4. 5.3 Entalpía
    5. Términos clave
    6. Ecuaciones clave
    7. Resumen
    8. Ejercicios
  7. 6 Estructura electrónica y propiedades periódicas de los elementos
    1. Introducción
    2. 6.1 Energía electromagnética
    3. 6.2 El modelo de Bohr
    4. 6.3 Desarrollo de la teoría cuántica
    5. 6.4 Estructura electrónica de los átomos (configuraciones de electrones)
    6. 6.5 Variaciones periódicas de las propiedades de los elementos
    7. Términos clave
    8. Ecuaciones clave
    9. Resumen
    10. Ejercicios
  8. 7 Enlace químico y geometría molecular
    1. Introducción
    2. 7.1 Enlace iónico
    3. 7.2 Enlace covalente
    4. 7.3 Símbolos y estructuras de Lewis
    5. 7.4 Cargas formales y resonancia
    6. 7.5 Fuerza de los enlaces iónicos y covalentes
    7. 7.6 Estructura molecular y polaridad
    8. Términos clave
    9. Ecuaciones clave
    10. Resumen
    11. Ejercicios
  9. 8 Teorías avanzadas del enlace covalente
    1. Introducción
    2. 8.1 Teoría de enlace de valencia
    3. 8.2 Orbitales atómicos híbridos
    4. 8.3 Enlaces múltiples
    5. 8.4 Teoría de los orbitales moleculares
    6. Términos clave
    7. Ecuaciones clave
    8. Resumen
    9. Ejercicios
  10. 9 Gases
    1. Introducción
    2. 9.1 Presión del gas
    3. 9.2 Relaciones entre presión, volumen, cantidad y temperatura: la ley de los gases ideales
    4. 9.3 Estequiometría de sustancias gaseosas, mezclas y reacciones
    5. 9.4 Efusión y difusión de los gases
    6. 9.5 La teoría cinético-molecular
    7. 9.6 Comportamiento no ideal de los gases
    8. Términos clave
    9. Ecuaciones clave
    10. Resumen
    11. Ejercicios
  11. 10 Líquidos y sólidos
    1. Introducción
    2. 10.1 Fuerzas intermoleculares
    3. 10.2 Propiedades de los líquidos
    4. 10.3 Transiciones de fase
    5. 10.4 Diagramas de fase
    6. 10.5 El estado sólido de la materia
    7. 10.6 Estructuras de red en los sólidos cristalinos
    8. Términos clave
    9. Ecuaciones clave
    10. Resumen
    11. Ejercicios
  12. 11 Soluciones y coloides
    1. Introducción
    2. 11.1 El proceso de disolución
    3. 11.2 Electrolitos
    4. 11.3 Solubilidad
    5. 11.4 Propiedades coligativas
    6. 11.5 Coloides
    7. Términos clave
    8. Ecuaciones clave
    9. Resumen
    10. Ejercicios
  13. 12 Cinética
    1. Introducción
    2. 12.1 Tasas de reacciones químicas
    3. 12.2 Factores que afectan las tasas de reacción
    4. 12.3 Leyes de velocidad
    5. 12.4 Leyes de tasas integradas
    6. 12.5 Teoría de colisiones
    7. 12.6 Mecanismos de reacción
    8. 12.7 Catálisis
    9. Términos clave
    10. Ecuaciones clave
    11. Resumen
    12. Ejercicios
  14. 13 Conceptos fundamentales del equilibrio
    1. Introducción
    2. 13.1 Equilibrio químico
    3. 13.2 Constantes de equilibrio
    4. 13.3 Equilibrios cambiantes: el principio de Le Châtelier
    5. 13.4 Cálculos de equilibrio
    6. Términos clave
    7. Ecuaciones clave
    8. Resumen
    9. Ejercicios
  15. 14 Equilibrios ácido-base
    1. Introducción
    2. 14.1 Ácidos y Bases de Brønsted-Lowry
    3. 14.2 pH y pOH
    4. 14.3 Fuerza relativa de los ácidos y las bases
    5. 14.4 Hidrólisis de sales
    6. 14.5 Ácidos polipróticos
    7. 14.6 Tampones
    8. 14.7 Titulaciones ácido-base
    9. Términos clave
    10. Ecuaciones clave
    11. Resumen
    12. Ejercicios
  16. 15 Equilibrios de otras clases de reacción
    1. Introducción
    2. 15.1 Precipitación y disolución
    3. 15.2 Ácidos y Bases de Lewis
    4. 15.3 Equilibrios acoplados
    5. Términos clave
    6. Ecuaciones clave
    7. Resumen
    8. Ejercicios
  17. 16 Termodinámica
    1. Introducción
    2. 16.1 Espontaneidad
    3. 16.2 Entropía
    4. 16.3 La segunda y la tercera ley de la termodinámica
    5. 16.4 Energía libre
    6. Términos clave
    7. Ecuaciones clave
    8. Resumen
    9. Ejercicios
  18. 17 Electroquímica
    1. Introducción
    2. 17.1 Repaso de química redox
    3. 17.2 Celdas galvánicas
    4. 17.3 Potenciales del electrodo y de la celda
    5. 17.4 Potencial, energía libre y equilibrio
    6. 17.5 Baterías y pilas de combustible
    7. 17.6 Corrosión
    8. 17.7 Electrólisis
    9. Términos clave
    10. Ecuaciones clave
    11. Resumen
    12. Ejercicios
  19. 18 Metales representativos, metaloides y no metales
    1. Introducción
    2. 18.1 Periodicidad
    3. 18.2 Incidencia y preparación de los metales representativos
    4. 18.3 Estructura y propiedades generales de los metaloides
    5. 18.4 Estructura y propiedades generales de los no metales
    6. 18.5 Incidencia, preparación y compuestos de hidrógeno
    7. 18.6 Incidencia, preparación y propiedades de los carbonatos
    8. 18.7 Incidencia, preparación y propiedades del nitrógeno
    9. 18.8 Incidencia, preparación y propiedades del fósforo
    10. 18.9 Incidencia, preparación y compuestos del oxígeno
    11. 18.10 Incidencia, preparación y propiedades del azufre
    12. 18.11 Incidencia, preparación y propiedades de los halógenos
    13. 18.12 Incidencia, preparación y propiedades de los gases nobles
    14. Términos clave
    15. Resumen
    16. Ejercicios
  20. 19 Metales de transición y química de coordinación
    1. Introducción
    2. 19.1 Incidencia, preparación y propiedades de los metales de transición y sus compuestos
    3. 19.2 Química de coordinación de los metales de transición
    4. 19.3 Propiedades espectroscópicas y magnéticas de los compuestos de coordinación
    5. Términos clave
    6. Resumen
    7. Ejercicios
  21. 20 Química orgánica
    1. Introducción
    2. 20.1 Hidrocarburos
    3. 20.2 Alcoholes y éteres
    4. 20.3 Aldehídos, cetonas, ácidos carboxílicos y ésteres
    5. 20.4 Aminas y amidas
    6. Términos clave
    7. Resumen
    8. Ejercicios
  22. 21 Química nuclear
    1. Introducción
    2. 21.1 Estructura y estabilidad nuclear
    3. 21.2 Ecuaciones nucleares
    4. 21.3 Decaimiento radiactivo
    5. 21.4 Transmutación y energía nuclear
    6. 21.5 Usos de los radioisótopos
    7. 21.6 Efectos biológicos de la radiación
    8. Términos clave
    9. Ecuaciones clave
    10. Resumen
    11. Ejercicios
  23. A La tabla periódica
  24. B Matemáticas esenciales
  25. C Unidades y factores de conversión
  26. D Constantes físicas fundamentales
  27. E Propiedades del agua
  28. F Composición de los ácidos y las bases comerciales
  29. G Propiedades termodinámicas estándar de determinadas sustancias
  30. H Constantes de ionización de los ácidos débiles
  31. I Constantes de ionización de las bases débiles
  32. J Productos de solubilidad
  33. K Constantes de formación de iones complejos
  34. L Potenciales de electrodos estándar (media celda)
  35. M Semivida de varios isótopos radiactivos
  36. Clave de respuestas
    1. Capítulo 1
    2. Capítulo 2
    3. Capítulo 3
    4. Capítulo 4
    5. Capítulo 5
    6. Capítulo 6
    7. Capítulo 7
    8. Capítulo 8
    9. Capítulo 9
    10. Capítulo 10
    11. Capítulo 11
    12. Capítulo 12
    13. Capítulo 13
    14. Capítulo 14
    15. Capítulo 15
    16. Capítulo 16
    17. Capítulo 17
    18. Capítulo 18
    19. Capítulo 19
    20. Capítulo 20
    21. Capítulo 21
  37. Índice

Objetivos de aprendizaje

Al final de esta sección, podrá:

  • Deducir las configuraciones de electrones en estado fundamental predichas de los átomos
  • Identificar y explicar las excepciones a las configuraciones de electrones predichas para los átomos e iones
  • Relacionar las configuraciones de electrones con las clasificaciones de los elementos en la tabla periódica

Una vez introducidos los fundamentos de la estructura atómica y la mecánica cuántica, podemos utilizar nuestra comprensión de los números cuánticos para determinar cómo se relacionan los orbitales atómicos entre sí. Esto nos permite determinar qué orbitales están ocupados por electrones en cada átomo. La disposición específica de los electrones en los orbitales de un átomo determina muchas de sus propiedades químicas.

Energías orbitales y estructura atómica

La energía de los orbitales atómicos aumenta a medida que aumenta el número cuántico principal, n. En cualquier átomo con dos o más electrones, la repulsión entre los electrones hace que las energías de las subcapas con diferentes valores de l difieran, de modo que la energía de los orbitales aumenta dentro de una capa en el orden s < p < d < f. La Figura 6.24 representa cómo se relacionan estas dos tendencias de aumento de energía. El orbital 1s en la parte inferior del diagrama es el orbital con electrones de menor energía. La energía aumenta a medida que subimos a los orbitales 2s y luego 2p, 3s y 3p, lo que demuestra que el valor creciente de n tiene más influencia en la energía que el valor creciente de l para los átomos pequeños. Sin embargo, este patrón no se mantiene para los átomos más grandes. El orbital 3d tiene mayor energía que el orbital 4s. Este tipo de superposición se siguen produciendo con frecuencia a medida que ascendemos en el gráfico.

Se muestra una tabla titulada "Capacidad de los electrones de la subcapa". A lo largo de la parte izquierda de la tabla, se dibuja una flecha que apunta hacia arriba con la etiqueta "E". La tabla incluye tres columnas. La primera columna es estrecha y está etiquetada como "2". La segunda es ligeramente más ancha y lleva la etiqueta "6". La tercera es un poco más ancha y está etiquetada como "10". La cuarta es la más ancha y está etiquetada como "14". La primera columna comienza en la parte inferior con un segmento de línea horizontal etiquetado como "1 s". Los segmentos de línea uniformemente espaciados continúan hasta 7 s cerca de la parte superior de la columna. En la segunda columna, un segmento de línea discontinua horizontal etiquetado como "2 p" aparece en un nivel entre los niveles de 2 s y 3 s. Del mismo modo, 3 p aparece en un nivel entre 3 s y 4 s, 4 p aparece justo por debajo de 5 s, 5 p aparece justo por debajo de 6 s, y 6 p aparece justo por debajo de 7 s. En la tercera columna, una línea discontinua etiquetada como "3 d" aparece justo por debajo del nivel de 4 p. Del mismo modo, 4 d aparece justo por debajo de 5 p, y 5 d aparece justo por debajo de 6 p. Sin embargo, seis d aparece por encima de los niveles de 6 p y 7 s. Las entradas de la columna de la derecha comienzan con una línea discontinua etiquetada como "4 f", situada en un nivel justo por debajo de 5 d. Del mismo modo, aparece un segundo segmento de línea discontinua justo por debajo del nivel de 6 d, que se etiqueta como "5 f".
Figura 6.24 Diagrama de nivel de energía generalizado para los orbitales atómicos en un átomo con dos o más electrones (no a escala).

Los electrones de los átomos sucesivos de la tabla periódica tienden a llenar primero los orbitales de baja energía. Así, muchos estudiantes encuentran confuso que, por ejemplo, los orbitales 5p se llenen inmediatamente después de los 4d, e inmediatamente antes de los 6s. El orden de llenado se basa en los resultados experimentales observados y se ha confirmado mediante cálculos teóricos. A medida que aumenta el número cuántico principal, n, aumenta el tamaño del orbital y los electrones pasan más tiempo alejados del núcleo. Así, la atracción hacia el núcleo es más débil y la energía asociada al orbital es mayor (menos estabilizada). Pero este no es el único efecto que debemos tener en cuenta. Dentro de cada capa, a medida que aumenta el valor de l, los electrones son menos penetrantes (lo que significa que hay menos configuración electrónica cerca del núcleo), en el orden s > p > d > f. Los electrones que están más cerca del núcleo repelen ligeramente a los electrones que están más lejos, compensando ligeramente las atracciones electrón-núcleo más dominantes (recordemos que todos los electrones tienen cargas -1, pero los núcleos tienen cargas +Z). Este fenómeno se denomina apantallamiento y se analizará con más detalle en la siguiente sección. Los electrones de los orbitales que experimentan un mayor apantallamiento están menos estabilizados y, por tanto, son más energéticos. Para los orbitales pequeños (de 1s a 3p), el aumento de energía debido a n es más significativo que el aumento debido a l; sin embargo, para los orbitales más grandes, las dos tendencias son comparables y no pueden predecirse simplemente. Discutiremos los métodos para recordar el orden observado.

La disposición de los electrones en los orbitales de un átomo se denomina configuración de electrones del átomo. Describimos una configuración de electrones con un símbolo que contiene tres informaciones (Figura 6.25):

  1. El número de la capa cuántica principal, n,
  2. La letra que designa el tipo de orbital (la subcapa, l), y
  3. Un número de superíndice que designa el número de electrones en esa subcapa particular.

Por ejemplo, la notación 2p4 (se lee "dos-p-cuatro") indica cuatro electrones en una subcapa p (l = 1) con un número cuántico principal (n) de 2. La notación 3d8 (se lee "tres-d-ocho") indica ocho electrones en la subcapa d (es decir, l = 2) de la capa principal para la que n = 3.

Una semiesfera azul claro está etiquetada como H. En un lugar a medio camino entre el centro y el borde exterior de la semiesfera se muestra una pequeña esfera amarillo-naranja que está etiquetada con un signo negativo. A la derecha de este diagrama se encuentra la configuración de electrones 1 s superíndice 1. El superíndice se muestra en un pequeño círculo amarillo-naranja. Este superíndice está etiquetado como "Número de electrones en la subcapa" y la s como "Subcapa".
Figura 6.25 El diagrama de una configuración de electrones especifica la subcapa (valor n y l, con símbolo de letra) y el número de superíndice de los electrones.

El principio de Aufbau

Para determinar la configuración de electrones de un átomo en particular, podemos "construir" las estructuras en el orden de los números atómicos. Empezando por el hidrógeno, y continuando a través de los periodos de la tabla periódica, añadimos un protón cada vez al núcleo y un electrón a la subcapa correspondiente hasta que hayamos descrito la configuración de electrones de todos los elementos. Este procedimiento se denomina principio Aufbau, de la palabra alemana Aufbau ("construir"). Cada electrón añadido ocupa la subcapa de menor energía disponible (en el orden indicado en la Figura 6.24), con las limitaciones impuestas por los números cuánticos permitidos según el principio de exclusión de Pauli. Los electrones entran en las subcapas de mayor energía solo después de que las subcapas de menor energía se hayan llenado hasta su capacidad. La Figura 6.26 ilustra la forma tradicional de recordar el orden de llenado de los orbitales atómicos. Dado que la ordenación de la tabla periódica se basa en la configuración de electrones, la Figura 6.27 proporciona un método alternativo para determinar la configuración de electrones. El orden de llenado simplemente comienza en el hidrógeno e incluye cada subcapa a medida que se avanza en el orden Z creciente. Por ejemplo, después de llenar el bloque 3p hasta Ar, vemos que el orbital será 4s (K, Ca), seguido por los orbitales 3d.

Esta figura incluye una tabla utilizada para ordenar el llenado de electrones en los átomos. En la parte superior hay un círculo azul etiquetado como "1 s". En una fila debajo de este círculo hay otros 6 círculos azules etiquetados de "2 s" a "7 s". Una columna a la derecha comienza justo a la derecha de 2 s y contiene círculos rosas etiquetados de 2 p a 7 p. Una columna a la derecha comienza justo a la derecha de 3 p y contiene círculos amarillos etiquetados de 3 d a 6 d. No se colocan círculos a la derecha de los círculos 7 s y 7 p. Una última columna a la derecha comienza a la derecha de 4 d. Incluye círculos grises etiquetados como "4 f" y "5 f". No se colocan círculos a la derecha de 6 d. A través de estos círculos, se incluyen flechas en la figura que apuntan hacia abajo y hacia la izquierda. La primera flecha comienza en la parte superior derecha y pasa por 1 s. La segunda flecha comienza justo debajo y pasa por 2 s. La tercera flecha pasa por 2 p y 3 s. La cuarta flecha pasa por 3 p y 4 s. Este patrón de flechas paralelas que apuntan hacia la izquierda continúa a través de todos los círculos completando el patrón 1 s, 2 s, 2 p, 3 s, 3 p, 4 s, 3 d, 4 p, 5 s, 4 d, 5 p, 6 s, 4 f, 5 d, 6 p, 7 s, 5 f, 6 d, y 7 p.
Figura 6.26 Este diagrama representa el orden de energía de los orbitales atómicos y es útil para derivar las configuración de electrones del estado fundamental.
En esta figura se muestra una tabla periódica titulada "Tabla de configuración de electrones". Debajo de la tabla se muestra un cuadrado del elemento hidrógeno ampliado para dar detalles. El símbolo del elemento, H, se coloca en la esquina superior izquierda. En la parte superior derecha está el número de electrones, 1. La parte central inferior del cuadrado del elemento contiene la subcapa, 1s. El helio y los elementos de los grupos 1 y 2 están sombreados en azul. En esta región, las filas están etiquetadas del 1 al 7 bajando por la tabla. Los grupos del 3 al 12 están sombreados en naranja, y las filas están etiquetadas del 3d al 6d bajando por la tabla. Los grupos 13 a 18, excepto el helio, están sombreados en rosa y están etiquetados de 2p a 6p moviéndose hacia abajo en la tabla.
Figura 6.27 Esta tabla periódica parcial muestra las configuraciones electrónicas de las subcapas de valencia de los átomos. Al "construir" a partir del hidrógeno, esta tabla puede utilizarse para determinar la configuración de electrones de los átomos de la mayoría de los elementos de la tabla periódica (las configuraciones de electrones de los lantánidos y los actínidos no se pueden predecir con exactitud mediante este sencillo enfoque. Consulte la Figura 6.29).

A continuación construiremos la configuración de electrones del estado fundamental y el diagrama de orbitales para una selección de átomos del primer y segundo periodos de la tabla periódica. Los diagramas de orbitales son representaciones pictóricas de la configuración de electrones, mostrando los orbitales individuales y la disposición de los pares de electrones. Empezamos con un único átomo de hidrógeno (número atómico 1), que consta de un protón y un electrón. Haciendo referencia a la Figura 6.26 o la Figura 6.27, esperaríamos encontrar el electrón en el orbital 1s. Por convención, el valor ms=+12ms=+12 se suele rellenar primero. La configuración de electrones y el diagrama orbital son:

En esta figura, el símbolo del elemento H va seguido de la configuración de electrones que es 1 s superíndice 1. Se proporciona un diagrama orbital que consiste en un solo cuadrado. El cuadrado está etiquetado abajo como "1 s". Contiene una única media flecha que apunta hacia arriba.

Después del hidrógeno se encuentra el gas noble helio, que tiene un número atómico de 2. El átomo de helio contiene dos protones y dos electrones. El primer electrón tiene los mismos cuatro números cuánticos que el electrón del átomo de hidrógeno (n = 1, l = 0, ml = 0, ms=+12ms=+12). El segundo electrón también entra en el orbital 1s y llena ese orbital. El segundo electrón tiene los mismos números cuánticos n, l y ml, pero debe tener el número cuántico de espín opuesto, ms=12 .ms=12 . Esto está de acuerdo con el principio de exclusión de Pauli: no hay dos electrones en el mismo átomo que puedan tener el mismo conjunto de cuatro números cuánticos. Para los diagramas orbitales, esto significa que dos flechas van en cada cuadrado (representando dos electrones en cada orbital) y las flechas deben apuntar en direcciones opuestas (representando espines emparejados). La configuración de electrones y el diagrama orbital del helio son:

En esta figura, el símbolo del elemento H e va seguido de la configuración de electrones, "1 s superíndice 2". Se proporciona un diagrama orbital que consiste en un solo cuadrado. El cuadrado está etiquetado abajo como "1 s". Contiene un par de medias flechas: una apunta hacia arriba y la otra hacia abajo.

La capa n = 1 está completamente llena en un átomo de helio.

El siguiente átomo es el metal alcalino litio con un número atómico de 3. Los dos primeros electrones del litio ocupan el orbital 1s y tienen los mismos conjuntos de cuatro números cuánticos que los dos electrones del helio. El electrón restante debe ocupar el orbital de menor energía siguiente, el orbital 2s (Figura 6.26 o Figura 6.27). Así, la configuración de electrones y el diagrama orbital del litio son:

En esta figura, el símbolo del elemento L i va seguido de la configuración de electrones, "1 s superíndice 2 2 s superíndice 1". Se proporciona un diagrama orbital que consiste en dos cuadrados individuales. El primer cuadrado está etiquetado abajo como "1 s". El segundo cuadrado está etiquetado de forma similar, "2 s". El primer cuadrado contiene un par de medias flechas: una apunta hacia arriba y la otra hacia abajo. El segundo cuadrado contiene una sola flecha que apunta hacia arriba.

Un átomo del metal alcalinotérreo berilio, de número atómico 4, contiene cuatro protones en el núcleo y cuatro electrones que lo rodean. El cuarto electrón llena el espacio restante en el orbital 2s.

En esta figura, el símbolo del elemento B e va seguido de la configuración de electrones, "1 s superíndice 2 2 s superíndice 2". Se proporciona un diagrama orbital que consiste en dos cuadrados individuales. El primer cuadrado está etiquetado abajo como "1 s". El segundo cuadrado está etiquetado de forma similar, "2 s". Ambos cuadrados contienen un par de medias flechas: una apuntando hacia arriba y la otra hacia abajo.

Un átomo de boro (número atómico 5) contiene cinco electrones. La capa n = 1 se llena con dos electrones y tres electrones ocuparán la capa n = 2. Dado que cualquier subcapa s solo puede contener dos electrones, el quinto electrón debe ocupar el siguiente nivel de energía, que será un orbital 2p. Hay tres orbitales 2p degenerados (ml = -1, 0, +1) y el electrón puede ocupar cualquiera de estos orbitales p. Al dibujar los diagramas de orbitales, incluimos cajas vacías para representar cualquier orbital vacío en el mismo subespacio que estamos llenando.

En esta figura, el símbolo del elemento B va seguido de la configuración de electrones, "1 s superíndice 2 2 s superíndice 2 2 p superíndice 1". El diagrama orbital consta de dos cuadrados individuales seguidos de 3 cuadrados conectados en una sola fila. El primer cuadrado está etiquetado abajo como "1 s". El segundo está etiquetado de forma similar, "2 s". Los cuadrados conectados se etiquetan abajo como "2 p". Todas las casillas no conectadas contienen un par de medias flechas: una apuntando hacia arriba y otra hacia abajo. El primer cuadrado del grupo de 3 contiene una sola flecha que apunta hacia arriba.

El carbono (número atómico 6) tiene seis electrones. Cuatro de ellos llenan los orbitales 1s y 2s. Los dos electrones restantes ocupan la subcapa 2p. Ahora tenemos la opción de llenar uno de los orbitales 2p y emparejar los electrones o dejar los electrones sin emparejar en dos orbitales p diferentes, pero degenerados. Los orbitales se llenan según la regla de Hund: la configuración de menor energía para un átomo con electrones dentro de un conjunto de orbitales degenerados es la que tiene el máximo número de electrones no emparejados. Así, los dos electrones de los orbitales 2p del carbono tienen idénticos números cuánticos n, l y ms y difieren en su número cuántico ml (de acuerdo con el principio de exclusión de Pauli). La configuración de electrones y el diagrama de orbitales del carbono son:

En esta figura, el símbolo del elemento C va seguido de la configuración de electrones, "1 s superíndice 2 2 s superíndice 2 2 p superíndice 2". El diagrama orbital consta de dos cuadrados individuales seguidos de 3 cuadrados conectados en una sola fila. El primer cuadrado azul está etiquetado abajo como "1 s". El segundo está etiquetado de forma similar, "2 s". Los cuadrados conectados se etiquetan abajo como "2 p". Todos los cuadrados que no están conectados entre sí contienen un par de medias flechas: una apunta hacia arriba y la otra hacia abajo. Los dos primeros cuadrados del grupo de 3 contienen cada uno una flecha que apunta hacia arriba.

El nitrógeno (número atómico 7) llena las subcapas 1s y 2s y tiene un electrón en cada uno de los tres orbitales 2p, de acuerdo con la regla de Hund. Estos tres electrones tienen espines no emparejados. El oxígeno (número atómico 8) tiene un par de electrones en cualquiera de los orbitales 2p (los electrones tienen espines opuestos) y un solo electrón en cada uno de los otros dos. El flúor (número atómico 9) solo tiene un orbital 2p que contiene un electrón no emparejado. Todos los electrones del gas noble neón (número atómico 10) están emparejados y todos los orbitales de las capas n = 1 y n = 2 están llenos. La configuración de electrones y los diagramas orbitales de estos cuatro elementos son:

Esta figura incluye configuraciones de electrones y diagramas orbitales para cuatro elementos, N, O, F y N e. Cada diagrama consta de dos cuadrados individuales seguido de 3 cuadrados conectados en una sola fila. El primer cuadrado está etiquetado abajo como "1 s". El segundo está etiquetado de forma similar, "2 s". Los cuadrados conectados se etiquetan abajo como "2 p". Todos los cuadrados que no están conectados entre sí contienen un par de medias flechas: una apunta hacia arriba y la otra hacia abajo. Para el elemento N, la configuración de electrones es 1 s superíndice 2 2 s superíndice 2 2 p superíndice 3. Cada uno de los cuadrados del grupo de 3 contiene una sola flecha hacia arriba para este elemento. Para el elemento O, la configuración de electrones es 1 s superíndice 2 2 s superíndice 2 2 p superíndice 4. El primer cuadrado del grupo de 3 contiene un par de flechas y los dos últimos cuadrados contienen flechas simples que apuntan hacia arriba. Para el elemento F, la configuración de electrones es 1 s superíndice 2 2 s superíndice 2 2 p superíndice 5. Los dos primeros cuadrados del grupo de 3 contienen cada uno un par de flechas y el último contiene una sola flecha que apunta hacia arriba. Para el elemento N e, la configuración de electrones es 1 s superíndice 2 2 s superíndice 2 2 p superíndice 6. Los cuadrados del grupo de 3 contienen cada uno un par de flechas.

El metal alcalino sodio (número atómico 11) tiene un electrón más que el átomo de neón. Este electrón debe ir a la subcapa de menor energía disponible, el orbital 3s, dando una configuración 1s22s22p63s1. Los electrones que ocupan los orbitales más externos de la capa (valor más alto de n) se llaman electrones de valencia, y los que ocupan los orbitales de la capa interna se llaman electrones centrales (Figura 6.28). Dado que las capas de electrones centrales corresponden a la configuración de electrones de los gases nobles, podemos abreviar la configuración de electrones escribiendo el gas noble que coincide con la configuración de electrones centrales junto con los electrones de valencia en un formato condensado. Para nuestro ejemplo del sodio, el símbolo [Ne] representa los electrones centrales, (1s22s22p6) y nuestra configuración abreviada o condensada es [Ne]3s1.

Esta figura incluye el símbolo del elemento N a, seguido de la configuración de electrones del elemento. La primera parte de la configuración de electrones, 1 s superíndice 2 2 s superíndice 2 2 p superíndice 6, está sombreada en púrpura y está etiquetada como "electrones centrales". La última porción, 3 s superíndice 1, está sombreada en naranja y está etiquetada como "electrón de valencia". A la derecha de esta configuración aparece la palabra "Abreviatura" seguida de [ N e ] 3 s superíndice 1.
Figura 6.28 Una configuración de electrones abreviada del núcleo (derecha) sustituye los electrones centrales por el símbolo del gas noble cuya configuración coincide con la configuración de electrones centrales del otro elemento.

Del mismo modo, la configuración abreviada del litio puede representarse como [He]2s1, donde [He] representa la configuración del átomo de helio, que es idéntica a la de la capa interna llena del litio. Al escribir las configuraciones de esta manera se destaca la similitud de las configuraciones del litio y del sodio. Ambos átomos, que pertenecen a la familia de los metales alcalinos, tienen un solo electrón en una subcapa de valencia s fuera de un conjunto lleno de capas internas.

Li:[ He ]2s1Na:[ Ne ]3s1Li:[ He ]2s1Na:[ Ne ]3s1

El metal alcalinotérreo magnesio (número atómico 12), con sus 12 electrones en una configuración [Ne]3s2, es análogo al miembro de su familia, el berilio, [He]2s2. Ambos átomos tienen una subcapa s llena fuera de sus capas interiores llenas. El aluminio (número atómico 13), con 13 electrones y la configuración de electrones [Ne]3s23p1, es análogo a su pariente, el boro, [He]2s22p1.

La configuración de electrones del silicio (14 electrones), el fósforo (15 electrones), el azufre (16 electrones), el cloro (17 electrones) y el argón (18 electrones) son análogas en cuanto a la configuración de electrones de sus capas exteriores, a las de sus correspondientes miembros de la familia, el carbono, el nitrógeno, el oxígeno, el flúor y el neón, respectivamente, con la salvedad de que el número cuántico principal de la capa exterior de los elementos más pesados se ha incrementado en uno, pasando a ser n = 3. En la Figura 6.29 se muestra la configuración de electrones de menor energía, o de estado fundamental, de estos elementos, así como la de los átomos de cada uno de los elementos conocidos.

Se muestra una tabla periódica, titulada "Tabla de configuración de electrones". La tabla incluye la información de la configuración de electrones externa, los números atómicos y los símbolos de los elementos. Debajo de la tabla se ha extraído un cuadrado del elemento hidrógeno para dar detalles. El cuadrado sombreado en azul incluye el número atómico en la esquina superior izquierda, que es 1; el símbolo del elemento, H, en la esquina superior derecha; y la configuración de electrones exterior en la parte inferior y central del cuadrado. En el caso de H, se trata de 1s superíndice 1.
Figura 6.29 Esta versión de la tabla periódica muestra la configuración de electrones de la capa externa de cada elemento. Tenga en cuenta que, en cada grupo, la configuración suele ser similar.

Cuando llegamos al siguiente elemento de la tabla periódica, el metal alcalino potasio (número atómico 19), cabría esperar que empezáramos a añadir electrones al subcapa 3d. Sin embargo, todas las pruebas químicas y físicas disponibles indican que el potasio es como el litio y el sodio, y que el siguiente electrón no se añade al nivel 3d sino que, en cambio, se añade al nivel 4s (Figura 6.29). Como se ha comentado anteriormente, el orbital 3d sin nodos radiales tiene mayor energía porque es menos penetrante y está más protegido del núcleo que el 4s, que tiene tres nodos radiales. Así, el potasio tiene una configuración de electrones de [Ar]4s1. Por lo tanto, el potasio se corresponde con el Li y el Na en su configuración de capa de valencia. El siguiente electrón se añade para completar la subcapa 4s y el calcio tiene una configuración de electrones de [Ar]4s2. Esto da al calcio una configuración de electrones de la capa externa correspondiente a la del berilio y el magnesio.

Empezando por el metal de transición escandio (número atómico 21), se añaden sucesivamente electrones adicionales a la subcapa 3d. Este subcapa se llena hasta su capacidad con 10 electrones (recuerde que para l = 2 [orbitales d], hay 2l + 1 = 5 valores de ml, lo que significa que hay cinco orbitales d que tienen una capacidad combinada de 10 electrones). La subcapa 4p es la siguiente en llenarse. Observe que para tres series de elementos, desde el escandio (Sc) hasta el cobre (Cu), desde el itrio (Y) hasta la plata (Ag), y desde el lutecio (Lu) hasta el oro (Au), se añaden sucesivamente un total de 10 electrones d a la capa (n - 1) junto a la capa n para llevar esa capa (n - 1) de 8 a 18 electrones. Para dos series, del lantano (La) al lutecio (Lu) y del actinio (Ac) al lawrencio (Lr), se añaden sucesivamente 14 electrones f (l = 3, 2l + 1 = 7 valores ml; por lo tanto, siete orbitales con una capacidad combinada de 14 electrones) a la capa (n - 2) para llevar esa capa de 18 electrones a un total de 32 electrones.

Ejemplo 6.10

Números cuánticos y configuraciones de electrones

¿Cuál es la configuración de electrones y el diagrama orbital de un átomo de fósforo? ¿Cuáles son los cuatro números cuánticos del último electrón añadido?

Solución

El número atómico del fósforo es 15. Así, un átomo de fósforo contiene 15 electrones. El orden de llenado de los niveles de energía es 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s,... Los 15 electrones del átomo de fósforo se llenarán hasta el orbital 3p, que contendrá tres electrones: Esta figura proporciona la configuración del electrón 1 s superíndice 2 2 s superíndice 2 2 p superíndice 6 3 s superíndice 2 3 p superíndice 3. Incluye un diagrama con dos cuadrados individuales, seguido de 3 cuadrados conectados, un solo cuadrado y otro grupo conectado de 3 cuadrados, todos en una sola fila. El primer cuadrado está etiquetado abajo como "1 s". El segundo está etiquetado de forma similar, "2 s". El primer grupo de cuadrados conectados se etiqueta abajo como "2 p". El cuadrado que sigue está etiquetado como "3 s" y el grupo final de tres cuadrados está etiquetado como "3 p". Todos los cuadrados, excepto el último grupo de tres cuadrados, tienen un par de medias flechas: una apuntando hacia arriba y la otra hacia abajo. Cada uno de los cuadrados del último grupo de 3 contiene una sola flecha que apunta hacia arriba.

El último electrón añadido es un electrón 3p. Por lo tanto, n = 3 y, para un orbital de tipo p, l = 1. El valor ml puede ser -1, 0 o +1. Los tres orbitales p son degenerados, por lo que cualquiera de estos valores ml es correcto. Para los electrones no emparejados, la convención asigna el valor de +12+12 para el número cuántico de espín; así, ms=+12 .ms=+12 .

Compruebe lo aprendido

Identifique los átomos a partir de la configuración de electrones dada:

(a) [Ar]4s23d5

(b) [Kr]5s24d105p6

Respuesta:

(a) Mn (b) Xe

La tabla periódica puede ser una poderosa herramienta para predecir la configuración de electrones de un elemento. Sin embargo, encontramos excepciones al orden de llenado de los orbitales que se muestran en la Figura 6.26 o la Figura 6.27. Por ejemplo, la configuración de electrones (mostradas en la Figura 6.29) de los metales de transición cromo (Cr; número atómico 24) y cobre (Cu; número atómico 29), entre otros, no son las que esperaríamos. En general, estas excepciones implican subcapas con energía muy similar, y pequeños efectos pueden conducir a cambios en el orden de llenado.

En el caso del Cr y el Cu, encontramos que las subcapas semillenas y completamente llenas representan aparentemente condiciones de estabilidad preferida. Esta estabilidad es tal que un electrón se desplaza del orbital 4s al 3d para obtener la estabilidad extra de una subcapa 3d semillena (en Cr) o una subcapa 3d llena (en Cu). También se dan otras excepciones. Por ejemplo, se predice que el niobio (Nb, número atómico 41) tiene la configuración de electrones [Kr]5s24d3. Experimentalmente, observamos que su configuración de electrones en estado fundamental es realmente [Kr]5s14d4. Podemos racionalizar esta observación diciendo que las repulsiones electrón-electrón experimentadas al emparejar los electrones en el orbital 5s son mayores que la brecha de energía entre los orbitales 5s y 4d. No existe un método sencillo para predecir las excepciones para los átomos en los que la magnitud de las repulsiones entre los electrones es mayor que las pequeñas diferencias de energía entre las subcapas.

Configuración de electrones y la tabla periódica

Como se ha descrito anteriormente, la tabla periódica ordena los átomos en función de su número atómico creciente, de modo que los elementos con las mismas propiedades químicas se repiten periódicamente. Cuando se añaden sus configuraciones de electrones a la tabla (Figura 6.29), también vemos una recurrencia periódica de configuraciones de electrones similares en las capas exteriores de estos elementos. Como se encuentran en las capas exteriores de un átomo, los electrones de valencia desempeñan el papel más importante en las reacciones químicas. Los electrones exteriores tienen la mayor energía de los electrones de un átomo y se pierden o comparten más fácilmente que los electrones centrales. Los electrones de valencia son también el factor determinante de algunas propiedades físicas de los elementos.

Los elementos de cualquier grupo (o columna) tienen el mismo número de electrones de valencia; los metales alcalinos, litio y sodio, tienen un solo electrón de valencia cada uno, los metales alcalinotérreos, berilio y magnesio, tienen dos cada uno, y los halógenos, flúor y cloro, tienen siete electrones de valencia cada uno. La similitud de las propiedades químicas entre los elementos del mismo grupo se debe a que tienen el mismo número de electrones de valencia. La pérdida, la ganancia o el reparto de electrones de valencia es lo que define la reacción de los elementos.

Es importante recordar que la tabla periódica se elaboró a partir del comportamiento químico de los elementos, mucho antes de que se tuviera una idea de su estructura atómica. Ahora podemos entender por qué la tabla periódica tiene la disposición que tiene: la disposición pone en el mismo grupo los elementos cuyos átomos tienen el mismo número de electrones de valencia. Esta disposición se enfatiza en la Figura 6.29, que muestra en forma de tabla periódica la configuración de electrones de la última subcapa que se llena por el principio de Aufbau. Las secciones coloreadas de la Figura 6.29 muestran las tres categorías de elementos clasificadas por los orbitales que se llenan: grupo principal, transición y elementos de transición interna. Estas clasificaciones determinan qué orbitales se cuentan en la capa de valencia, o en los orbitales del nivel de energía más alto de un átomo.

  1. Los elementos del grupo principal (a veces denominados elementos representativos) son aquellos en los que el último electrón añadido entra en un orbital s o p en la capa más externa, mostrados en azul y rojo en la Figura 6.29. Esta categoría incluye todos los elementos no metálicos, así como muchos metales y los metaloides. Los electrones de valencia de los elementos del grupo principal son los que tienen el nivel n más alto. Por ejemplo, el galio (Ga, número atómico 31) tiene la configuración de electrones [Ar]4s23d104p1, que contiene tres electrones de valencia (subrayados). Los orbitales d completamente llenos cuentan como electrones centrales, no de valencia.
  2. Elementos de transición o metales de transición. Son elementos metálicos en los que el último electrón añadido entra en un orbital d. Los electrones de valencia (los que se añaden después de la última configuración de gases nobles) incluyen en estos elementos los electrones ns y (n - 1) d. La definición oficial de la IUPAC de los elementos de transición especifica los que tienen orbitales d parcialmente llenos. Así, los elementos con orbitales completamente llenos (Zn, Cd, Hg, así como Cu, Ag y Au en la Figura 6.29) no son técnicamente elementos de transición. Sin embargo, el término se utiliza con frecuencia para referirse a todo el bloque d (coloreado en amarillo en la Figura 6.29), y adoptaremos este uso en este libro de texto.
  3. Los elementos de transición interna son elementos metálicos en los que el último electrón añadido ocupa un orbital f. Se muestran en verde en la Figura 6.29. Las capas de valencia de los elementos de transición interna consiste en las subcapas (n - 2)f, (n - 1)d y ns. Hay dos series de transición interna:
    1. La serie de los lantánidos: del lantano (La) al lutecio (Lu)
    2. Las series de los actínidos: del actinio (Ac) al laurencio (Lr)

El lantano y el actinio, debido a sus similitudes con los demás miembros de la serie, se incluyen y se utilizan para nombrar la serie, aunque sean metales de transición sin electrones f.

Configuración de electrones de los iones

Los iones se forman cuando los átomos ganan o pierden electrones. Un catión (ion con carga positiva) se forma cuando se eliminan uno o más electrones de un átomo padre. En el caso de los elementos del grupo principal, los electrones que se añadieron en último lugar son los primeros electrones eliminados. Sin embargo, para los metales de transición y los metales de transición interna, los electrones del orbital s son más fáciles de eliminar que los electrones d o f, por lo que se pierden los electrones ns más altos y luego se eliminan los electrones (n - 1)d o (n - 2)f. Un anión (ion con carga negativa) se forma cuando se añaden uno o más electrones a un átomo padre. Los electrones añadidos completan el orden previsto por el principio de Aufbau.

Ejemplo 6.11

Predicción de la configuración de electrones de los iones

Cuál es la configuración de electrones de:

(a) Na+

(b) P3–

(c) Al2+

(d) Fe2+

(e) Sm3+

Solución

En primer lugar, escriba la configuración de electrones de cada átomo padre. Hemos optado por mostrar las configuraciones completas, no abreviadas, para proporcionar más práctica a los estudiantes que lo deseen, pero también es aceptable enumerar la configuración de electrones abreviadas del núcleo.

A continuación, determine si se gana o se pierde un electrón. Recuerde que los electrones tienen carga negativa, por lo que los iones con carga positiva han perdido un electrón. Para los elementos del grupo principal, el último orbital gana o pierde el electrón. En los metales de transición, el último orbital s pierde un electrón antes que los orbitales d.

(a) Na: 1s22s22p63s1. El catión sodio pierde un electrón, por lo que Na+: 1s22s22p63s1 = Na+: 1s22s22p6.

(b) P: 1s22s22p63s23p3. El trianión de fósforo gana tres electrones, por lo que P3−: 1s22s22p63s23p6.

(c) Al: 1s22s22p63s23p1. El dicatión de aluminio pierde dos electrones Al2+: 1s22s22p63s23p1 =

Al2+: 1s22s22p63s1.

(d) Fe: 1s22s22p63s23p64s23d6. El hierro(II) pierde dos electrones y, al ser un metal de transición, se retiran del orbital 4s Fe2+: 1s22s22p63s23p64s23d6 = 1s22s22p63s23p63d6.

(e). Sm: 1s22s22p63s23p64s23d104p65s24d105p66s24f6. La tricación de samario pierde tres electrones. Los dos primeros se pierden del orbital 6s, y el último se elimina del orbital 4f. Sm3+: 1s22s22p63s23p64s23d104p65s24d105p66s24f6 = 1s22s22p63s23p64s23d104p65s24d105p64f5.

Compruebe lo aprendido

¿Qué ion con carga +2 tiene la configuración de electrones 1s22s22p63s23p63d104s24p64d5? ¿Qué ion con carga +3 tiene esta configuración?

Respuesta:

Tc2+, Ru3+

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