Configuración electrónica de átomos

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Ultima edición el 21 septiembre, 2023

La configuración electrónica de los átomos es un tema fundamental en la química y la física, ya que permite entender la estructura de los átomos y su comportamiento en distintas situaciones. En términos generales, la configuración electrónica de un átomo es la distribución de los electrones que lo conforman en distintos niveles de energía, lo que determina su reactividad y propiedades químicas. En esta presentación, se explicará de manera detallada cómo se puede determinar la configuración electrónica de los átomos, qué factores influyen en ella y qué implicaciones tiene en la química y la física de los elementos.

Definición de configuración electrónica

La configuración electrónica es la distribución de los electrones de un átomo en los diferentes niveles energéticos y orbitales.

Los electrones en un átomo no se distribuyen de manera aleatoria, sino que siguen un patrón específico conocido como configuración electrónica. Esta configuración es importante porque determina las propiedades químicas y físicas del átomo.

Niveles energéticos

Los electrones en un átomo se encuentran en diferentes niveles energéticos, también conocidos como capas o niveles de energía. Estos niveles están numerados del 1 al 7, siendo el nivel 1 el más cercano al núcleo y el nivel 7 el más alejado. Cada nivel tiene un número máximo de electrones que puede contener:

  • Nivel 1: 2 electrones
  • Nivel 2: 8 electrones
  • Nivel 3: 18 electrones
  • Nivel 4: 32 electrones
  • Nivel 5: 50 electrones
  • Nivel 6: 72 electrones
  • Nivel 7: 98 electrones

Orbitales

Los electrones en cada nivel se distribuyen en orbitales, que son regiones del espacio alrededor del núcleo donde hay una alta probabilidad de encontrar un electrón. Cada nivel tiene un número de orbitales diferentes:

  • Nivel 1: 1 orbital (s)
  • Nivel 2: 4 orbitales (s, p)
  • Nivel 3: 9 orbitales (s, p, d)
  • Nivel 4: 16 orbitales (s, p, d, f)

Cada orbital puede contener un máximo de 2 electrones con espines opuestos. Los orbitales se llenan en orden de energía, de menor a mayor.

Ejemplo de configuración electrónica

Tomemos como ejemplo el carbono, que tiene 6 electrones. Su configuración electrónica sería:

1s2 2s2 2p2

Esto significa que el carbono tiene:

  • 2 electrones en el nivel 1, en el orbital s
  • 2 electrones en el nivel 2, en el orbital s
  • 2 electrones en el nivel 2, en el orbital p

La configuración electrónica del carbono determina su reactividad y propiedades químicas. Por ejemplo, el carbono puede formar cuatro enlaces covalentes porque tiene cuatro electrones en su capa de valencia (los electrones en el nivel más externo del átomo).

Niveles y subniveles de energía

La configuración electrónica de los átomos se refiere a la distribución de los electrones en los distintos niveles y subniveles de energía que posee un átomo. Para comprender mejor este concepto, es importante conocer qué son los niveles y subniveles de energía en un átomo.

Niveles de energía

Los niveles de energía son las capas en las que se distribuyen los electrones en un átomo. Cada nivel de energía tiene una energía distinta y mayor que el anterior. El nivel más cercano al núcleo del átomo es el nivel 1, seguido por el nivel 2 y así sucesivamente.

  • El nivel 1 puede contener hasta 2 electrones.
  • El nivel 2 puede contener hasta 8 electrones.
  • El nivel 3 puede contener hasta 18 electrones.
  • El nivel 4 puede contener hasta 32 electrones.

Es importante destacar que los niveles de energía no siempre se llenan en orden, sino que algunos átomos pueden tener niveles incompletos y otros pueden tener niveles completos.

Subniveles de energía

Cada nivel de energía se subdivide en subniveles, que indican la forma en que los electrones están distribuidos en esa capa. Los subniveles se identifican con letras: s, p, d y f.

  • El subnivel s tiene forma esférica y puede contener hasta 2 electrones.
  • El subnivel p tiene forma de lóbulos y puede contener hasta 6 electrones.
  • El subnivel d tiene forma compleja y puede contener hasta 10 electrones.
  • El subnivel f tiene forma aún más compleja y puede contener hasta 14 electrones.

La distribución de los electrones en los subniveles sigue un orden de llenado denominado Regla de Hund, que establece que los electrones se distribuyen en subniveles diferentes con la misma energía antes de llenar subniveles con menor energía.

Ejemplo de configuración electrónica

Tomemos como ejemplo el átomo de carbono (C). El número atómico del carbono es 6, lo que significa que tiene 6 electrones. La configuración electrónica del carbono es:

1s2 2s2 2p2

Esto significa que:

  • Los 2 electrones del nivel 1 se encuentran en el subnivel s.
  • Los 2 electrones del nivel 2 se encuentran en el subnivel s.
  • Los 2 electrones restantes del nivel 2 se encuentran en el subnivel p.

Conociendo esta configuración, es posible predecir las propiedades y comportamiento de los átomos y sus compuestos.

Configuraciones de los átomos

Cuando hablamos de la configuración electrónica de un átomo, nos referimos a la manera en que se encuentran distribuidos los electrones en las diferentes capas o niveles de energía del átomo. Para poder entender las configuraciones de los átomos es necesario conocer algunos conceptos básicos de la estructura atómica.

Estructura atómica

Un átomo está compuesto por un núcleo central que contiene protones y neutrones, y por electrones que giran alrededor del núcleo en diferentes capas o niveles de energía. Los electrones tienen una carga negativa y los protones tienen una carga positiva, mientras que los neutrones no tienen carga.

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Números cuánticos

Los números cuánticos son utilizados para describir la posición y el movimiento de los electrones en el átomo. Los números cuánticos principales son:

  • Número cuántico principal (n): indica el nivel de energía en el que se encuentra el electrón (1, 2, 3, etc.).
  • Número cuántico secundario (l): indica la forma del orbital en el que se encuentra el electrón (s, p, d, f).
  • Número cuántico magnético (m): indica la orientación del orbital en el espacio.
  • Número cuántico de espín (s): indica el sentido de rotación del electrón alrededor de su propio eje.

Regla de Hund y configuración electrónica

La configuración electrónica de un átomo se puede representar utilizando la notación de números cuánticos. Por ejemplo, la configuración electrónica del hidrógeno es 1s1, lo que significa que tiene un electrón en el nivel de energía 1, en el orbital s. La configuración electrónica del helio es 1s2, lo que significa que tiene dos electrones en el nivel de energía 1, ambos en el orbital s.

La regla de Hund establece que los electrones se distribuyen en los orbitales de manera que maximicen su espín. Esto significa que un electrón ocupará un orbital vacío antes de compartir un orbital con otro electrón. Por ejemplo, la configuración electrónica del carbono es 1s22s22p2, lo que significa que los dos electrones en el nivel de energía 1 están en el orbital s, y los cuatro electrones del nivel de energía 2 están en los orbitales s y p, cada uno con un electrón en el orbital antes de compartirlo con otro electrón.

Configuraciones electrónicas de los elementos

La configuración electrónica de los elementos se puede determinar utilizando la tabla periódica y las reglas de llenado de orbitales. Por ejemplo, la configuración electrónica del oxígeno es 1s22s22p4, lo que significa que tiene dos electrones en el nivel de energía 1, dos en el orbital s del nivel de energía 2, y cuatro en los orbitales p del nivel de energía 2.

Es importante recordar que la configuración electrónica de un átomo puede variar dependiendo de su estado de oxidación o de su carga. Por ejemplo, la configuración electrónica del ion sodio (Na+) es 1s22s22p6, ya que ha perdido un electrón del orbital s del nivel de energía 3.

Esto se puede representar utilizando la notación de números cuánticos y siguiendo las reglas de llenado de orbitales y la regla de Hund.

Estados de spin

Los electrones en un átomo se distribuyen en diferentes orbitales, cada uno con una cantidad máxima de electrones que puede contener. La configuración electrónica describe cómo se distribuyen estos electrones en los diferentes orbitales y suborbitales en un átomo.

Además de la configuración electrónica, los electrones también tienen un estado de spin. El spin es una propiedad intrínseca de los electrones que se puede pensar como un pequeño imán que gira en una dirección determinada. El spin de los electrones puede ser hacia arriba (+1/2) o hacia abajo (-1/2).

¿Por qué es importante el estado de spin?

El estado de spin de los electrones es importante porque afecta la forma en que los electrones interactúan entre sí y con campos magnéticos externos. Los electrones con estados de spin opuestos tienen una atracción mutua más fuerte que los electrones con estados de spin idénticos. Esta atracción mutua puede influir en la forma en que los átomos se unen en moléculas y en cómo se comportan los materiales magnéticos.

Notación de los estados de spin

La notación para el estado de spin de los electrones es una flecha hacia arriba ↑ o hacia abajo ↓, que se coloca junto al símbolo del electrón. Por ejemplo:

  • Un electrón con estado de spin hacia arriba se escribe como 1s2↑.
  • Un electrón con estado de spin hacia abajo se escribe como 1s2↓.

Regla de Hund

La regla de Hund establece que los electrones llenan primero los orbitales con estados de spin idénticos antes de llenar los orbitales con estados de spin opuestos. Esto se debe a que los electrones con estados de spin idénticos tienen menos repulsión mutua y, por lo tanto, una energía más baja que los electrones con estados de spin opuestos. Por lo tanto, la configuración electrónica de un átomo puede tener varios electrones en orbitales con estados de spin diferentes antes de que se llenen los orbitales con estados de spin opuestos.

Ejemplo de estados de spin en la configuración electrónica del oxígeno

El oxígeno tiene una configuración electrónica de 1s22s22p4. Para determinar los estados de spin de los electrones, se puede dibujar un diagrama de flechas para cada orbital:

  • El orbital 1s tiene dos electrones con estados de spin opuestos: 1s2↑↓.
  • El orbital 2s tiene dos electrones con estados de spin opuestos: 2s2↑↓.
  • Los orbitales 2p tienen cuatro electrones con estados de spin idénticos: 2p4↑↑↑↑.

Por lo tanto, la configuración electrónica del oxígeno con los estados de spin es 1s22s22p4↑↑↑↑.

Conclusión

Los estados de spin de los electrones son una propiedad importante de la configuración electrónica de un átomo. La regla de Hund establece que los electrones llenan primero los orbitales con estados de spin idénticos antes de llenar los orbitales con estados de spin opuestos.

Precesión de spin

La precesión de spin es un fenómeno que ocurre en átomos y se refiere al movimiento que realiza el eje de rotación de los electrones alrededor de un campo magnético externo.

En la configuración electrónica de los átomos, cada electrón tiene un spin, que es un momento angular intrínseco que puede ser de dos tipos: hacia arriba (representado por +1/2) o hacia abajo (representado por -1/2). Este spin es lo que causa la precesión en presencia de un campo magnético.

La precesión de spin se puede entender mejor mediante los siguientes puntos:

  • Los electrones en un átomo tienen un spin, que es un momento angular intrínseco.
  • Este spin puede ser hacia arriba o hacia abajo.
  • En presencia de un campo magnético externo, el eje de rotación de los electrones comienza a moverse alrededor del campo magnético.
  • Este movimiento se llama precesión de spin.
  • La velocidad de la precesión depende de la fuerza del campo magnético y de la masa del electrón.
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Un ejemplo de la precesión de spin se puede observar en la resonancia magnética nuclear (RMN), una técnica utilizada en química y medicina para estudiar la estructura y composición de moléculas y tejidos. En la RMN, los núcleos atómicos también tienen un spin y precesionan alrededor de un campo magnético externo para producir una señal que puede ser detectada.

Este movimiento se llama precesión y se puede observar en técnicas como la RMN.

Representaciones gráficas de la configuración electrónica

La configuración electrónica de un átomo se refiere a la distribución de los electrones en sus diferentes niveles energéticos. Esta configuración puede ser representada gráficamente de varias maneras, lo que nos permite visualizar de manera más clara la estructura del átomo y comprender mejor sus propiedades.

Diagrama de cajas o de orbitales

Uno de los métodos más comunes para representar la configuración electrónica de un átomo es el diagrama de cajas o de orbitales. En este tipo de diagrama, cada nivel energético se representa como una caja, y cada electrón se representa como una flecha que apunta hacia arriba o hacia abajo para indicar su espín. Por ejemplo, la configuración electrónica del carbono (Z=6) se puede representar de la siguiente manera:

1s2 2s2 2p2

Diagrama de cajas de la configuración electrónica del carbono

En este diagrama, las dos flechas que apuntan hacia arriba en la caja del nivel 1s representan los dos electrones que se encuentran en ese nivel, mientras que las dos flechas que apuntan hacia arriba en la caja del nivel 2s y las dos flechas que apuntan en direcciones opuestas en la caja del nivel 2p representan los cuatro electrones restantes.

Diagrama de líneas espectrales

Otra forma común de representar la configuración electrónica de un átomo es mediante un diagrama de líneas espectrales. En este tipo de diagrama, se representan las diferentes transiciones electrónicas que pueden ocurrir dentro del átomo, y las líneas espectrales correspondientes a cada transición se dibujan en un espectro de emisión.

Por ejemplo, el diagrama de líneas espectrales del hidrógeno (Z=1) se ve así:

Diagrama de líneas espectrales del hidrógeno

En este diagrama, las líneas espectrales corresponden a las diferentes transiciones electrónicas que pueden ocurrir dentro del átomo de hidrógeno. Cada línea está etiquetada con un número que indica la longitud de onda de la luz emitida durante esa transición.

Tabla periódica

La tabla periódica es una herramienta muy útil para visualizar la configuración electrónica de diferentes elementos. En la tabla periódica, cada elemento se representa por su símbolo químico y se coloca en una posición específica de acuerdo con su número atómico. La configuración electrónica de cada elemento se puede encontrar en la tabla periódica, ya sea en su forma abreviada o completa.

Por ejemplo, la configuración electrónica del carbono se puede encontrar en la tabla periódica de la siguiente manera:

Tabla periódica con la configuración electrónica del carbono resaltada

En esta tabla periódica, la configuración electrónica del carbono se muestra en su forma abreviada como [He] 2s2 2p2, lo que indica que los dos electrones en el nivel 1s se han llenado y que los cuatro electrones restantes se distribuyen en los niveles 2s y 2p.

El diagrama de cajas o de orbitales, el diagrama de líneas espectrales y la tabla periódica son solo algunos ejemplos de las diferentes formas en que se puede representar la configuración electrónica de un átomo.

Reglas de Pauli y Hund

La configuración electrónica de un átomo describe cómo los electrones se organizan en los diferentes niveles de energía alrededor del núcleo. Las reglas de Pauli y Hund son fundamentales para entender este proceso.

Regla de Pauli

La regla de Pauli establece que dos electrones en un átomo no pueden tener los mismos cuatro números cuánticos. Estos números cuánticos son:

  • n: el número cuántico principal, que indica el nivel de energía
  • l: el número cuántico azimutal, que indica la forma del orbital
  • m: el número cuántico magnético, que indica la orientación del orbital en el espacio
  • s: el número cuántico de espín, que indica la dirección de rotación del electrón

En otras palabras, cada electrón debe tener una combinación única de estos cuatro números cuánticos. Por ejemplo, si un electrón tiene n=1, l=0, m=0 y s=+1/2, el siguiente electrón en el átomo debe tener al menos una diferencia en uno de estos números cuánticos.

Regla de Hund

La regla de Hund establece que los electrones en un átomo llenan primero los orbitales con la misma energía (los llamados orbitales degenerados) antes de aparearse. Esto se conoce como el «principio de máxima multiplicidad de espín».

Por ejemplo, si un átomo tiene tres orbitales degenerados disponibles, los electrones llenarán uno en cada orbital antes de aparearse. Esto se puede visualizar con la siguiente configuración electrónica:

1s2 2s2 2p3

En este caso, los tres electrones en el nivel de energía 2p tienen los mismos valores de n, l y m, pero tienen diferentes valores de s (+1/2 y -1/2) para maximizar su multiplicidad de espín.

Estas reglas son esenciales para entender la configuración electrónica de los átomos y cómo los electrones se organizan en diferentes niveles de energía. La comprensión de estos principios también es importante para predecir cómo los átomos interactúan con otros elementos y sustancias.

Reglas de Pauli y Hund

La configuración electrónica de un átomo describe cómo los electrones se organizan en los diferentes niveles de energía alrededor del núcleo. Las reglas de Pauli y Hund son fundamentales para entender este proceso.

Regla de Pauli

La regla de Pauli establece que dos electrones en un átomo no pueden tener los mismos cuatro números cuánticos. Estos números cuánticos son:

  • n: el número cuántico principal, que indica el nivel de energía
  • l: el número cuántico azimutal, que indica la forma del orbital
  • m: el número cuántico magnético, que indica la orientación del orbital en el espacio
  • s: el número cuántico de espín, que indica la dirección de rotación del electrón

En otras palabras, cada electrón debe tener una combinación única de estos cuatro números cuánticos. Por ejemplo, si un electrón tiene n=1, l=0, m=0 y s=+1/2, el siguiente electrón en el átomo debe tener al menos una diferencia en uno de estos números cuánticos.

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Regla de Hund

La regla de Hund establece que los electrones en un átomo llenan primero los orbitales con la misma energía (los llamados orbitales degenerados) antes de aparearse. Esto se conoce como el «principio de máxima multiplicidad de espín».

Por ejemplo, si un átomo tiene tres orbitales degenerados disponibles, los electrones llenarán uno en cada orbital antes de aparearse. Esto se puede visualizar con la siguiente configuración electrónica:

1s2 2s2 2p3

En este caso, los tres electrones en el nivel de energía 2p tienen los mismos valores de n, l y m, pero tienen diferentes valores de s (+1/2 y -1/2) para maximizar su multiplicidad de espín.

Estas reglas son esenciales para entender la configuración electrónica de los átomos y cómo los electrones se organizan en diferentes niveles de energía. La comprensión de estos principios también es importante para predecir cómo los átomos interactúan con otros elementos y sustancias.

Diagramas de configuración electrónica

La configuración electrónica de un átomo se refiere a la disposición de los electrones en los diferentes niveles de energía del átomo. La forma más común de representar esta configuración es mediante diagramas de configuración electrónica.

¿Qué son los diagramas de configuración electrónica?

Los diagramas de configuración electrónica son representaciones gráficas que muestran la distribución de los electrones en los diferentes niveles de energía de un átomo. Estos diagramas utilizan símbolos y números para indicar los electrones en cada nivel de energía.

¿Cómo se representan los electrones en los diagramas de configuración electrónica?

Los electrones se representan utilizando símbolos y números. El símbolo representa el tipo de orbital (s, p, d o f) y el número indica el número de electrones en ese orbital.

Por ejemplo, para el átomo de carbono (Z = 6), la configuración electrónica es 1s2 2s2 2p2. En el diagrama de configuración electrónica, se representa de la siguiente manera:

  • El nivel de energía más bajo (n = 1) se representa por un círculo con el número 1 en el centro.
  • Los orbitales s se representan por un cuadrado con una flecha hacia arriba y otra hacia abajo para representar los electrones apareados.
  • Los orbitales p se representan por tres cuadrados dispuestos en forma de T con las flechas hacia arriba y hacia abajo para representar los electrones apareados.

Por lo tanto, para el átomo de carbono, el diagrama de configuración electrónica se vería así:

Diagrama de configuración electrónica del átomo de carbono

¿Cómo se leen los diagramas de configuración electrónica?

Para leer un diagrama de configuración electrónica, se sigue la secuencia de los niveles de energía, comenzando por el nivel más bajo. En cada nivel de energía, se lee el número de electrones y el tipo de orbital en el que se encuentran. Los electrones apareados se representan con flechas hacia arriba y hacia abajo, mientras que los electrones desapareados se representan con una sola flecha hacia arriba o hacia abajo.

Por ejemplo, en el diagrama de configuración electrónica del átomo de carbono, se lee de la siguiente manera:

  • El nivel de energía 1 tiene 2 electrones en el orbital s.
  • El nivel de energía 2 tiene 4 electrones, 2 en el orbital s y 2 en el orbital p.

¿Para qué se utilizan los diagramas de configuración electrónica?

Los diagramas de configuración electrónica son útiles para predecir la reactividad química de los átomos. Los átomos con electrones desapareados en sus niveles de energía más altos tienden a ser más reactivos que los átomos con todos sus electrones apareados.

Por ejemplo, el átomo de oxígeno (Z = 8) tiene la configuración electrónica 1s2 2s2 2p4. En el diagrama de configuración electrónica, se puede ver que hay 4 electrones desapareados en el nivel de energía más alto (2p). Debido a esto, el átomo de oxígeno es altamente reactivo y tiende a formar compuestos con otros elementos para completar su nivel de energía más alto.

Conclusión

Los diagramas de configuración electrónica son herramientas útiles para representar la configuración electrónica de los átomos. Con ellos podemos predecir la reactividad química de los átomos y comprender mejor cómo interactúan con otros elementos.

En conclusión, la configuración electrónica de los átomos es un tema fundamental para entender las propiedades y comportamientos de los elementos químicos. A través de ella podemos determinar su capacidad para formar enlaces químicos y su reactividad, además de poder predecir su posición en la tabla periódica. Es importante tener en cuenta que la configuración electrónica puede ser alterada mediante procesos químicos o físicos, lo que puede dar lugar a la formación de compuestos y la obtención de nuevas propiedades. La comprensión de este tema es esencial para la química y la ciencia en general, y su estudio continúa siendo objeto de investigación en la actualidad.

En resumen, la configuración electrónica de átomos es una herramienta importante en la química y la física que permite entender el comportamiento y las propiedades de los elementos químicos. La distribución de electrones en los diferentes niveles energéticos de un átomo influye en su reactividad química y en su capacidad para formar enlaces con otros átomos. La configuración electrónica también puede ser utilizada para predecir la posición de los elementos en la tabla periódica y para entender las propiedades de los compuestos químicos. En definitiva, la configuración electrónica es una parte fundamental de la química y la física que permite entender el mundo que nos rodea a nivel atómico.

JORGE CABRERA BERRÍOS Administrator
Ingeniero Electrónico por la UNI, con maestría y doctorado por la University of Electro-Communications (Japón).

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