CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA DE LOS ELEMENTOS

 

Conocidos los aspectos básicos de la arquitectura atómica se puede prever la disposición de orbitales para cada uno de los átomos de elementos del sistema periódico. El punto de partida para hacer esta previsión es la ordenación energética de los orbitales:
 

1s2 ... 2s2 2p6 ... 3s2 3p6 ... 4s2 3d10 4p6 ... 5s2 4d10 5p6 ... 6s2 4f14 5d10 6p6 ... 7s2 5f14 6d10 6p6 ...
 

Partiendo de esta secuencia, escribir la configuración electrónica de un elemento significa expresar con esta nomenclatura los orbitales de dicho elemento en su estado fundamental, correspondiente al valor menor de energía potencial.

 
H = 1s1
He = 1s2
Li = 1s2 2s1
Be = 1s2 2s2
B = 1s2 2s2 2p1
C = 1s2 2s2 2p2
N = 1s2 2s2 2p3
 

A la izquierda se exponen las configuraciones electrónicas de los 7 primeros elementos en su estado fundamental. Entre todas ellas, observamos con más detalle la configuración del nitrógeno N, donde falta especificar los orbitales de tipo p, puesto que 2p3 puede indicar la existencia de un orbital con dos electrones y otro con un electrón (2px2 2py1), o la de tres orbitales, cada uno con un electrón (2px1 2py1 2pz1). La primera opción significaría la coincidencia en la misma nube electrónica de dos electrones, con el consiguiente efecto de repulsión eléctrica. La segunda supondría la existencia de tres orbitales, cada uno formado por un electrón, y distribuidos en las tres direcciones espaciales, lo que asegura la menor repulsión eléctrica entre ellos. Esta segunda configuración es más estable y se da en la mayoría de los casos similares a este.
 

Para dar cuenta de ello Hund (1896-1997) enunció la regla llamada de máxima multiplicidad, que podemos expresar así: "Los electrones, cuando forman orbitales iso-energéticos, están en su estado de mínima energía cuando se hallan desapareados, por tanto, en orbitales diferentes". Se trata de una regla empírica, obtenida al analizar los espectros atómicos de los elementos, pero, como vemos, con un significado claro en términos de repulsión electrónica.
 

Otra cuestión a considerar para el establecimiento de las configuraciones electrónicas de los elementos en su estado fundamental es la existencia de máximos de estabilidad relativa que presentan las configuraciones con niveles completos, correspondientes a los gases nobles: He, Ne, Ar,... Las estructuras del tipo 1s2, 2s2 2p6, etc., son mucho más estables que las del resto de elementos, porque terminan las capas electrónicas con un grupo de orbitales completo, lo que se corresponde con una distribución de carga electrónica "llena" y con geometría simétrica alrededor del núcleo del átomo. Esta es la razón de que exista un salto energético muy considerable desde la energía de estas configuraciones hasta el subnivel más próximo.

 
También tienen un grado de estabilidad relativa mayor las estructuras que presentan subniveles (de cualquier tipo s, p, d, f,..) completos o totalmente semi-completos, frente a las demás [por ejemplo, es más estable una configuración d10 (subnivel d completo) o d5 (subnivel d totalmente semi-completo), que d9]. Así por ejemplo, la configuración del cromo, Cr, en su estado fundamental no es: 1s2 2s2 2p6 1s2 3s2 3p6 4s2 3d4, sino 1s2 2s2 2p6 1s2 3s2 3p6 4s1 3d5, con los subniveles 4s y 3d semi-completos.
 

Nos referimos finalmente al hecho muy importante de que todas las configuraciones se refieren a átomos aislados en su estado fundamental. Sin embargo, lo habitual es encontrar en la naturaleza a los átomos enlazados. Su configuración electrónica puede entonces cambiar y en ocasiones lo hace de forma muy apreciable. Un ejemplo de ello, que se verá con más detalle en el tema dedicado al enlace químico, es el carbono. Como se sabe, el carbono es fundamentalmente tetravalente, lo que significa que ofrece cuatro orbitales idénticos para compartir con otros átomos a la hora de formar compuestos. Para poder hacerlo, se precisa que uno de sus electrones que componen el orbital 2s2 forme un tercer orbital de tipo p, 2pz1, y que, posteriormente, el orbital s resultante (2s1) junto con los tres orbitales p (2px1 2py1 2pz1) compongan lo que se denominan cuatro orbitales "híbridos", sp. Aunque al carbono aislado le supondría un coste energético promocionar uno de sus electrones del orbital 2s2 para formar el tercer orbital 2pz1, el balance energético final del proceso hasta formar los cuatro orbitales híbridos es muy favorable.