Configuración electrónica
Se conoce como configuración electrónica de un átomo, a la distribución de los electrones de un átomo en orbitales. Cuando la configuración electrónica es la de menor energía, se conoce como configuración electrónica fundamental.
La configuración electrónica fundamental se consigue, en práctica, a partir de tres reglas o principios:
Regla de la construcción:
A esta regla también se la conoce como principio de mínima energía o Aufbau, y enuncia que:
La configuración electrónica fundamental se consigue colocando a los electrones uno a uno en los distintos orbitales disponibles para el átomo, que se disponen en orden creciente de energía.
Regla de exclusión de Pauli:
Wolfgang Ernst Pauli, estableció en 1925, su conocido principio de exclusión, que dice que:
Dos electrones de un mismo átomo, no pueden poseer sus cuatro números cuánticos iguales.
Debido a que cada orbital está definido por los números cuánticos n, l, y m, solamente hay dos posibilidades ms = -1/2 y ms = +1/2, que refleja físicamente que cada orbital puede contener un máximo de dos electrones, debiendo éstos tener espines opuestos (electrones desapareados).
Se suele escribir de manera abreviada el número de electrones en casa subnivel a través de un superíndice. Así por ejemplo, 2p^3, indica que en el conjunto de orbitales 2p, hay tres electrones en este caso, pero no se informa de la distribución que existe entre ellos.
Regla de la máxima multiplicidad de Hund:
Esta regla dice que cuando hay varios electrones ocupando orbitales degenerados, de igual energía, lo harán en orbitales distintos y con espines paralelos, siempre que esto sea posible.
Debido a que los electrones se repelen entre sí, la mínima configuración de energía, es aquella que tiene a los electrones lo más alejados posibles unos de otros, y es por esto que se distribuyen separadamente antes de ocupar dos electrones el mismo orbital.
Así por ejemplo, si debemos colocar tres electrones en orbitales 2p, lo haremos desapareadamente:
2p^3 → ↑ ↑ ↑
donde las flechas representan a los electrones. Cuando la flecha se encuentra hacia arriba, se trata de ms = +1/2, y viceversa si la flecha es hacia abajo. Cada flecha se encuentra en un subnivel diferente.
También es común representar el espín de un electrón solitario en un orbital mediante la flecha hacia arriba.
En cambio, si se trata de cuatro electrones en orbitales 2p, dos de ellos se representarán desapareadamente, y los otros dos permanecerán apareados:
2p^4 → ↑↓ ↑ ↑
La regla de la máxima multiplicidad de Hund se corresponde muy bien con las propiedades magnéticas que posee la materia: paramagnetismo y diamagnetismo.
- Existen sustancias, conocidas como paramagnéticas, que son atraídas por un imán.
- Otras sustancias, las diamagnéticas, no son atraídas por un imán, incluso pueden llegar a ser repelidas débilmente.
La causa de este comportamiento, debe buscarse en el estudio de los espines de los electrones:
- Si los electrones están desapareados, presentaran el mismo espín, por lo cual, tendrán un campo magnético neto que, cuando interactúa con el campo magnético de imán, provocará una fuerza de atracción, también conocida como para magnetismo.
- Si los electrones están apareados, éstos presentan espines opuestos, por lo cual no existirá ningún campo magnético neto. En este caso se da el fenómeno del diamagnetismo.
Por ejemplo:
El carbono, con número atómico Z=6, es una sustancia paramagnética, tal y como predice su configuración electrónica, con sus electrones desapareados:
Z=6 → 1s^2 2s^2 2p^2 → ↑↓ ↑↓ ↑↑_
También se debe tener en cuenta la estabilidad del subnivel cuando está lleno o semiocupado.
El modelo mecano-cuántico, da la predicción de que los subniveles llenos, y semiocupados confieren al átomo en su conjunto, una estabilidad adicional, cosa que tiene algunas excepciones en la configuración electrónica de los elementos.
Ciertamente, algunos elementos de transición y de transición interna, poseen configuraciones electrónicas diversas a las esperadas siguiendo las reglas y los principios mencionados hasta ahora.
Por ejemplo:
El cromo, con Z= 24, tiene una configuración electrónica de:
1s^2 (↑↓) 2s^2 (↑↓) 2p^6 (↑↓↑↓↑↓ )3s^2 (↑↓) 4s^1 (↑) 3d^5, (↑↑↑↑↑).
Pero la configuración que se esperaría que tuviese siguiendo las reglas descritas anteriormente sería:
1s^2 (↑↓) 2s^2 (↑↓) 2p^6 (↑↓↑↓↑↓ ) 3s^2 (↑↓) 4s^2 (↑↓) 3d^4 (↑↑↑↑_)
Esto se debe a que la estructura electrónica con seis electrones en un subnivel semiocupados o llenos, es más estable que cuando sólo se tiene dos electrones.
Para poder conseguir los seis electrones en subniveles semiocupados, uno de los electrones debe estar ocupando el subnivel 3d, en lugar de ocupar el 4s, siendo 3d de mayor energía que 4s. Este hecho se explica haciendo referencia a una diferencia de energía pequeña que se encuentra compensada por la mayor estabilidad que alcanza el átomo.
