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Tabla periodica amostrando a confeguración electronica d'os elementos

O termin confeguración electronica, se fa servir en quimica ta referir-se a la distribución d'os electrons, en os orbitals arredol d'o nuclio d'un u mas atomos.

Orbitals, estatos y funcions d'ondaEditar

Como os electrons son fermions, son chusmesos a o Prencipio d'exclusión de Pauli, que diz que dos fermions no pueden ocupar o mesmo estato quantico a la vegada. Ista ye a regla fundamental que determina a colocación d'os electrons en un atomo. Una vegada que un electrón ha ocupato un estato, o sigüient electrón ha d'ocupar un estato mecanoquantico diferent.

En un atomo, os estatos estacionarios d'a función d'onda d'un electrón (os estatos que son función propia d'a equación de Schrödinger HΨ = IΨ a on H ye o hamiltoniano) se denominan orbitals, por analochía con a clasica imachen d'os electrons orbitando arredol d'o nuclio. Istos estatos tienen quatre numeros quanticos: n, l, ml y ms, y, en resumen, o prencipio de Pauli quiere decir que no puet haber dos electrons en un mesmo atomo con as quatre valuras d'os numeros quanticos iguals. Os mas importants d'istos son o n y o l.

Valuras d'os numeros quanticosEditar

O primer numero quantico n (dito tamién numero quantico prencipal) corresponde a os diferents nivels d'enerchía permititos u nivels quanticos; as valuras que prene son 1, 2, 3, 4,... Ta n=1 se tien o nivel de menor enerchía. En bells casos (por eixemplo en espectroscopia de rayos X) tamién se denotan como K, L, M, N,...

O segundo numero quantico l corresponde a o momento angular d'o estato. Istos estatos tienen a forma d'harmanicos esfericos, y por tanto se describen emplegando polinomios de Legendre. A istos subnivels, por razons historicas, se les asigna una letra, y fan referencia a o tipo d'orbital (s, p, d, f, g):

Valura de l Orbital Maximo numero
d'electrons
0 s 2
1 p 6
2 d 10
3 f 14
4 g 18

As valuras que puet prener l son: 0,..., (n-1), estando n o numero quantico prencipal.

O tercer numero quantico, m, puet prener as valuras dende -l a l, y por tanto bi ha un total de 2l+1 estatos posibles.

Cadagún d'istos puet estar ocupato por dos electrons con espins oposatos, lo que viene dato por o quatreno numero quantico s (spin), que puet valer +1/2 o -1/2. Isto da un total de 2(2l+1) electrons en total (tal como se puet veyer en a tabla anterior).

En resumen, istas son as valuras que pueden prener os numeros quanticos:

Numero quantico Valuras posibles
n 1, 2, 3,...
l 0,..., (n-1)
m -l,..., 0,...,+l
s -1/2, +1/2

Por eixemplo en o caso d'o helio (2 electrons), en a suya confeguración electronica habitual, contendrá 2 electrons con os sigüients numeros quanticos;

n l m s Orbital
1 0 0 -1/2 1s
1 0 0 +1/2

En o caso d'o neón (10 electrons), tendremos as sigüients valuras posibles ta os numeros quanticos;

n l m s Orbital
1 0 0 -1/2 1s
1 0 0 +1/2
2 0 0 -1/2 2s
2 0 0 +1/2
2 1 -1 -1/2 2p
2 1 -1 +1/2
2 1 0 -1/2
2 1 0 +1/2
2 1 1 -1/2
2 1 1 +1/2

NotaciónEditar

Se fa servir una notación estandar ta describir as confeguracions electronicas d'os atomos. En ista notación, cada subcapa ye descrita con a notación nxe a on;

  • n ye o numero de capa y se corresponde con o numero quantico prencipal.
  • x ye o tipo de subcapa y ye o simbolo d'o segundo numero quantico.
  • y e ye o numero d'electrons que contiene a subcapa.

As subcapas d'un atomo siempre se describen en orden d'enerchía creixient (Prencipio d'Aufbau).

Prencipio d'AufbauEditar

En o estato no excitato d'un atomo (o estato mas normal), a confeguración electronica sigue o Prencipio d'Aufbau. Seguntes iste prencipio, os electrons dentran en os orbitals, en orden d'enerchía creixient. Ye decir, o primer electrón d'un atomo, se coloca en l'orbital de menor enerchía, o segundo en o sigüient menos enerchetico, y asinas asinas. De contino s'amostra una tabla con l'orden en que s'implen os orbitals.

               
s (maximo 2e-)  1º  2º  4eno  6eno  9eno 12eno 16eno 20eno
    (maximo 6e-)  3º  5eno  8eno 11eno 15eno 19eno 24eno
    (maximo 10e-)  7eno 10eno 14eno 18eno 23eno
    (maximo 14e-) 13eno 17eno 22eno
    (maximo 18e-) 21eno

Emplenato d'orbitalsEditar

Ta obtener a confeguración electronica d'un elemento, os estatos se van ocupando por electrons seguntes a enerchía d'istos estatos: primero s'ocupan os de menor enerchía. Como o estato 3d (n=3 y l=2) ye mas enerchetico que o 4s (n=4 y l=0), existen os metals de transición; y como en l'orbital d i cullen 10 electrons seguntes a primera tabla (u bien fendo l=2 en 2(2l+1)=10), bi ha diez elementos en cada serie de transición. O mesmo alcurre con atros bloques d'elementos que se pueden veyer en a tabla periodica d'os elementos.

 
Esquema mnemotecnico ta emplir os orbitals

Se gosa emplegar una regla mnemotecnica en que se fa una tabla a on en a primera fila s'escribe 1s, 2s, 3s,..., en a segunda fila, brincando una columna, 2p, 3p,... y asinas succesivament. Os primers nivels que se van emplindo con electrons son os que queden mas a la cucha y abaixo d'a tabla.

Concretament, en o diagrama s'implen dica o 3d, prencipiando por a primera serie de transición. Si por eixemplo se quiere saber a confeguración electronica d'o vanadio, con o diagrama obtendríanos:

1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d3

A on o primer numero ye o numero quantico prencipal, a letra ye o segundo (tipo d'orbital) y o superendiz ye o numero d'electrons que son en iste nivel (os termins anteriors s'ordenan dimpués seguindo l'orden d'o numero quantico prencipal).

En tractar-se d'o vanadio cal meter 23 electrons. En cada orbital s en i cullen 2; en os p, 6 y en os d, 10. O zaguer orbital nomás tendría 3 electrons por o que no sería pleno. Manimenos, existen bellas excepcions d'elementos que no siguen de tota ista regla, por eixemplo o cromo, con un electrón mas, 3d54s1 (se veiga confeguración electronica d'os elementos quimicos).

Una atra notació menos emplegata, ye a d'indicar ordenadament o numero d'electrons que bi ha en cada nivel, por eixemplo en o silicio sería: 2 8 4. O primer 2 equivale a 1s2, o 8 equivale a 2s2 2p6 y o 4 equivale a 3s2 3p2

Bloques d'a tabla periodicaEditar

 
Bloques d'a tabla periodica

As propiedatz quimicas d'un atomo penden muito de como son ordenatos os electrons en os orbitals de mas enerchía (a vegadas ditos de valencia), a parti d'atros factors como o radio atomico, a masa atomica, u l'acesibilidat d'atros estatos electronicos.

En baixar por un grupo d'elementos, dende o mas lichero dica o mas pesato, os electrons mas externos, en nivels d'enerchía mas altos, y que por tanto ye mas fácil que faigan parti en as reaccions quimicas, son en o mesmo orbital, con una forma parellana, pero con una enerchía y distancia a o nuclio mayors. Por eixemplo, o carbonio y o plomo tienen quatre electrons en os suyos orbitals mas externos.

A causa d'a importancia d'os nivels enercheticos mas exteriors, as diferents rechions d'a tabla periodica se dividen en bloques, dencindo-se seguntes o zaguer nivel ocupato: elementos d'o bloque s, elementos d'o bloque p, elementos d'o bloque d y elementos d'o bloque f, tal y como se veye en o diagrama.

Regla de l'octetoEditar

Ta que un atomo sía estable ha de tener totz os suyos orbitals plenos (cada orbital con dos electrons, un d'espín +1/2 y altro d'espín -1/2). Por eixemplo, l'oxichén, que tien confeguración electronica 1s2, 2s2, 2p4, ye mas estable si plega a la confeguración 1s2, 2s2, 2p6 con o que, os nivels 1 y 2 serían plenos. Alavez l'oxichén tendrá tendencia a ganar os 2 electrons que le mancan.

D'atra man, o hidrochén, tien un electrón en a capa de valencia. Y por tanto tien u bien tendencia a liberar-lo ta quedar-se sin ell u bien ta capturar-ne un atro ta emplir o nivel 1s.

Por ixo l'oxichén y o hidrochén se combinan ta formar augua, cada atomo d'hidrochén cede un electrón d'o suyo nivel 1s que utiliza l'oxichén ta rematar d'emplir o suyo nivel 2p dica os 6 electrons. Como l'afinidat d'os dos elementos por os electrons (electronegatividat) ye parellana, se forma un enlace covalent y os dos atomos comparten os electrons ceditos por o hidrochén.

Un atro eixemplo: en o cloruro sodico, o cloro tien muita tendencia a ganar un electrón ta replenar o suyo orbital 3p. Por l'atro costato, o sodio tien muita tendencia a ceder un electrón ta quedar-se con l'orbital 2p pleno. Por tanto a combinación de cloro y sodio chenera un enlace ionico, a on os electrons no se comparten, sino que son ceditos de tot, ya que o sodio se queda con un electrón de menos y o cloro con un electrón de mas.

MoleculasEditar

En as moleculas cal tractar con os orbitals moleculars. Se conoixe como molecula a la unión d'atomos no metalicos, os qualos ta tener cantidat d'electrons exteriors muit amanatas a l'octeto, tienen una alta electronegatividat, por tant tienden a atrayer electrons (a esferencia d'os metals que tienden a perder-los) y por tanto, si se troban con un atro atomo no metalico compartirán electrons dica que os dos puedan tener os 8 electrons en a capa de valencia. Iste tipo d'unión se diz covalent y ye a mas fuerte conoixita por a sciencia (superior a la fuerza d'atracción metalica, ionica, polar, etc.). Ta meter un eixemplo, o material mas duro y resistent d'a naturaleza, o diamant, ye un rete d'atomos de carbonio unitos entre si por unions covalents. Ta gosar crebar istas unions s'amenista fer calentar o diamant a alto u baxo 6273K.

Se veiga tamiénEditar

BibliografíaEditar

Vinclos externosEditar