Configuración electrónica para Química HSC: átomos e iones

Supón que sabes que un átomo tiene 17 electrones. ¿Dónde van realmente esos electrones?

Es tentador imaginarlos apilándose alrededor del núcleo como personas que ocupan asientos empezando por la primera fila y avanzando hacia atrás. Esa idea es útil, pero incompleta. Los electrones ocupan niveles de energía, subniveles y orbitales específicos, y el orden no es simplemente capa 1, luego capa 2 y después capa 3.

Antes de seguir leyendo, predice esto: después de llenar \(3p\), ¿el siguiente electrón entra en \(3d\) o en \(4s\)?

Entra en \(4s\). Ese resultado, un poco extraño, es la razón por la que la configuración electrónica requiere algo más que contar electrones.

01Empieza con las capas: los niveles generales de energía

Un electrón en un átomo solo puede tener ciertos valores de energía permitidos. Los organizamos en capas, identificadas mediante el número cuántico principal \(n\):

• \(n = 1\): primera capa
• \(n = 2\): segunda capa
• \(n = 3\): tercera capa
• \(n = 4\): cuarta capa

Como primer modelo mental, imagina un edificio de apartamentos de varias plantas. El número de la capa te indica la planta.

Esa imagen ayuda, pero pronto deja de ser suficiente. Cada planta está dividida en distintos tipos de habitaciones, y algunas habitaciones pueden tener menor energía que otras situadas en la planta inferior. A los electrones les importa la energía, no solo el número de planta.

El número máximo de electrones en una capa es:

\[
2n^2
\]

donde \(n\) es el número de la capa.

Por ejemplo, la segunda capa puede contener:

\[
2(2)^2 = 8 \text{ electrones}
\]

La tercera capa puede contener hasta:

\[
2(3)^2 = 18 \text{ electrones}
\]

Pero esto no significa que los primeros 18 electrones llenen las capas como \(2, 8, 8\) y después llenen por completo la tercera capa antes de empezar la cuarta. Para comprender el orden real, necesitamos los subniveles.

02Subniveles: dividir cada capa en distintas regiones de energía

Cada capa contiene uno o más subniveles, identificados como \(s\), \(p\), \(d\) y \(f\).

El número indica la capa. La letra indica el subnivel.

Por tanto, \(3p\) significa el subnivel \(p\) de la tercera capa.

Cada tipo de subnivel tiene un número máximo fijo de electrones:

Conviene comprender esta tabla en lugar de memorizarla como cuatro números sin relación entre sí. Cada orbital puede contener como máximo dos electrones, por lo que el número máximo de electrones es el doble del número de orbitales.

03Orbitales: de dónde procede el límite de dos electrones

Un orbital es una región descrita por el estado cuántico de un electrón. Para Química HSC, lo importante es que cada orbital puede contener un máximo de dos electrones, y esos electrones deben tener espines opuestos.

A menudo representamos un orbital como una caja y los electrones como flechas:

\(1s:\ [\uparrow\downarrow]\)

Las flechas no significan que los electrones sean literalmente pequeñas flechas que giran en sentido horario y antihorario. Representan dos estados de espín permitidos.

La regla que impide que dos electrones del mismo átomo tengan un conjunto idéntico de números cuánticos es el principio de exclusión de Pauli. En un orbital, esto da lugar al máximo de dos electrones con espines opuestos.

04Las tres reglas que determinan la configuración del estado fundamental

Una configuración electrónica del estado fundamental es la disposición de menor energía de los electrones de un átomo.

Tres ideas principales determinan cómo la escribimos.

1. Llena primero los orbitales de menor energía

Esto se conoce habitualmente como el principio de Aufbau.

Para las primeras partes de la tabla periódica, el orden de llenado es:

\[
1s,\ 2s,\ 2p,\ 3s,\ 3p,\ 4s,\ 3d,\ 4p,\ 5s,\ 4d,\ 5p,\ 6s,\ldots
\]

Observa la parte importante:

\[
3p \rightarrow 4s \rightarrow 3d
\]

Por tanto, \(4s\) empieza a llenarse antes que \(3d\).

Un estudiante que solo se fije en los números de las capas podría predecir que \(3d\) va antes que \(4s\). Parece razonable porque 3 es menor que 4. El problema es que los electrones llenan los orbitales según su energía, no simplemente según el número de la capa.

2. No coloques más de dos electrones en un mismo orbital

Esto se deriva del principio de exclusión de Pauli.

Un subnivel \(s\) tiene un orbital, por lo que puede contener como máximo dos electrones:

\(s^2\)

Un subnivel \(p\) tiene tres orbitales, por lo que puede contener como máximo seis:

\(p^6\)

Un subnivel \(d\) tiene cinco orbitales, por lo que puede contener como máximo diez:

\(d^{10}\)

3. Distribuye los electrones antes de emparejarlos

Esta es la regla de Hund.

Supón que tres electrones deben entrar en un subnivel \(p\). Un subnivel \(p\) contiene tres orbitales.

La disposición del estado fundamental es:

\[
[\uparrow]\ [\uparrow]\ [\uparrow]
\]

no:

\[
[\uparrow\downarrow]\ [\uparrow]\ [\ ]
\]

Los electrones ocupan individualmente los orbitales de igual energía antes de que comience cualquier emparejamiento.

Una analogía algo absurda es un autobús casi vacío. Si suben tres personas y hay tres pares de asientos vacíos, normalmente se distribuyen antes de sentarse hombro con hombro. La regla de Hund sigue un patrón parecido.

La analogía deja de funcionar porque los electrones no toman decisiones sociales. La disposición real procede de la mecánica cuántica y de las interacciones entre electrones.

05Cómo escribir una configuración electrónica

Empieza con el número de electrones y, a continuación, llena los subniveles por orden de energía sin superar la capacidad de cada subnivel.

Para un átomo neutro:

\[
\text{número de electrones} = \text{número atómico}
\]

Para un ion, ajusta el número de electrones según la carga.

Un ion \(2+\) ha perdido dos electrones.

Un ion \(1-\) ha ganado un electrón.

La configuración electrónica depende del número de electrones y de la carga nuclear, no del número de neutrones. Por tanto, dos isótopos neutros del mismo elemento tienen la misma configuración electrónica del estado fundamental. Si necesitas repasar la diferencia entre número atómico, número másico e isótopos, consulta Explicación de los isótopos estables e inestables para Química HSC.

06Notación abreviada con gases nobles

Las configuraciones largas resultan incómodas, por lo que a menudo sustituimos las capas internas completas por el símbolo del gas noble anterior.

El azufre tiene:

\[
1s^2\,2s^2\,2p^6\,3s^2\,3p^4
\]

Los primeros diez electrones son iguales que los del neón, por lo que podemos escribir:

\[
\boxed{\ce{[Ne]}\,3s^2\,3p^4}
\]

Los corchetes significan «la configuración electrónica completa de este gas noble».

Esta notación abreviada no cambia la configuración. Simplemente evita volver a escribir los subniveles internos completos.

07Cómo escribir configuraciones de iones

Para los iones de los grupos principales, el método más seguro es:

1. determinar el número de electrones del ion,
2. distribuir esos electrones en los niveles de energía disponibles más bajos.

Por ejemplo, el cloro tiene número atómico 17.

El cloro neutro tiene 17 electrones:

\[
1s^2\,2s^2\,2p^6\,3s^2\,3p^5
\]

El ion cloruro, \(\mathrm{Cl}^{-}\), ha ganado un electrón, por lo que tiene 18:

\[
\boxed{1s^2\,2s^2\,2p^6\,3s^2\,3p^6}
\]

o:

\[
\boxed{\ce{[Ar]}}
\]

El calcio tiene número atómico 20. El calcio neutro es:

\[
\ce{[Ar]}\,4s^2
\]

El ion calcio \(\mathrm{Ca}^{2+}\) ha perdido esos dos electrones externos:

\[
\boxed{\ce{[Ar]}}
\]

Hasta aquí, «eliminar electrones del final de la configuración escrita» parece funcionar.

Entonces aparecen los metales de transición y arruinan ese atajo.

08La trampa de los metales de transición: elimina \(4s\) antes que \(3d\)

Considera el hierro, de número atómico 26.

Su configuración del estado fundamental neutro es:

\[
\boxed{\ce{[Ar]}\,4s^2\,3d^6}
\]

También puedes verla escrita como:

\[
\ce{[Ar]}\,3d^6\,4s^2
\]

Ambas notaciones describen los mismos subniveles ocupados.

Ahora predice la configuración de \(\mathrm{Fe}^{2+}\). ¿Eliminarías dos electrones de \(3d\), porque \(3d\) aparece después de \(4s\) en la secuencia de llenado?

No. Los electrones \(4s\) se eliminan primero.

Por tanto:

\[
\boxed{\mathrm{Fe}^{2+}: [Ar]\,3d^6}
\]

Para \(\mathrm{Fe}^{3+}\), se elimina un electrón adicional de \(3d\):

\[
\boxed{\mathrm{Fe}^{3+}: [Ar]\,3d^5}
\]

Esto solo parece contradictorio si se considera el orden de llenado como una escalera rígida que nunca cambia.

La regla simplificada «\(4s\) se llena antes que \(3d\)» es útil para construir las configuraciones de muchos átomos neutros. Sin embargo, una vez que el subnivel \(3d\) contiene electrones, las energías relativas de los orbitales se ven afectadas por la disposición electrónica. En los cationes habituales de metales de transición, los electrones \(4s\) se pierden antes que los electrones \(3d\).

Por tanto, una regla fiable para HSC es:

Llena \(4s\) antes que \(3d\) al construir la configuración neutra habitual, pero elimina los electrones \(4s\) antes que los \(3d\) al formar cationes de metales de transición.

09Cromo y cobre: donde el patrón simple de llenado necesita una revisión

La secuencia de llenado habitual es un modelo que funciona muy bien, pero tiene excepciones importantes.

Una predicción básica según Aufbau para el cromo, de número atómico 24, sería:

\[
\ce{[Ar]\,4s^2\,3d^4}
\]

Sin embargo, su configuración observada del estado fundamental es:

\[
\boxed{\ce{Cr}: [Ar]\,4s^1\,3d^5}
\]

Para el cobre, de número atómico 29, la predicción simple sería:

\[
\ce{[Ar]\,4s^2\,3d^9}
\]

Su configuración del estado fundamental es:

\[
\boxed{\ce{Cu}: [Ar]\,4s^1\,3d^{10}}
\]

A veces oirás que esto se explica diciendo que «los subniveles \(d\) semillenos y completamente llenos son más estables». Es una ayuda útil para recordarlo, pero no constituye una explicación física completa. Las energías reales dependen de varias contribuciones, incluidas las interacciones electrón-electrón, y las diferencias de energía entre estas configuraciones son pequeñas.

Para el trabajo de HSC, el punto práctico importante es: no fuerces al cromo y al cobre a seguir el patrón de Aufbau más simple cuando te pidan sus configuraciones del estado fundamental.

Sus iones siguen obedeciendo la regla de eliminación de los metales de transición.

Por ejemplo:

\[
\ce{Cu}: [Ar]\,4s^1\,3d^{10}
\]

Elimina el electrón \(4s\) para formar \(\mathrm{Cu}^{+}\):

\[
\boxed{\mathrm{Cu}^{+}: [Ar]\,3d^{10}}
\]

Después elimina un electrón \(3d\) para formar \(\mathrm{Cu}^{2+}\):

\[
\boxed{\mathrm{Cu}^{2+}: [Ar]\,3d^9}
\]

10La notación por capas y la notación por subniveles no son lo mismo

A veces puedes describir los electrones únicamente mediante capas.

Para el cloro:

\[
2,\ 8,\ 7
\]

Esto nos indica que hay dos electrones en la primera capa, ocho en la segunda y siete en la tercera.

Su configuración por subniveles es mucho más precisa:

\[
1s^2\,2s^2\,2p^6\,3s^2\,3p^5
\]

Ambas descripciones contienen información útil, pero responden a preguntas distintas.

La notación por capas te indica cuántos electrones ocupan cada nivel principal de energía.

La notación por subniveles te indica qué subniveles \(s\), \(p\), \(d\) o \(f\) ocupan los electrones.

Si una pregunta pide una configuración electrónica «usando notación por subniveles», escribir solo \(2,8,7\) no es suficiente.

11Un método compacto para preguntas de examen

Cuando necesites una configuración del estado fundamental, sigue este orden:

1. Determina el número de electrones. Empieza con el número atómico y después ajústalo según la carga.
2. Llena los subniveles correctos. Utiliza el orden de energía, no solo el número de la capa.
3. Respeta las capacidades. \(s^2\), \(p^6\), \(d^{10}\), \(f^{14}\).
4. Aplica la regla de Hund si los orbitales se muestran individualmente.
5. Para cationes de metales de transición, elimina \(4s\) antes que \(3d\).
6. Recuerda las verdaderas excepciones del estado fundamental, como Cr y Cu.
7. Suma los superíndices al final. Deben ser iguales al número total de electrones.

Esa comprobación final detecta una cantidad sorprendente de errores.

12Preguntas y soluciones

Pregunta 1

Un átomo neutro de fósforo tiene número atómico 15.

Escribe:

a) su configuración electrónica completa del estado fundamental, y
b) su configuración por capas.

Solución 1

Las configuraciones son \(1s^2\,2s^2\,2p^6\,3s^2\,3p^3\) y \(2,8,5\).

El fósforo es neutro, por lo que sus 15 protones están acompañados por 15 electrones. Al llenar los subniveles por orden de energía se obtiene:

\[
1s^2\,2s^2\,2p^6\,3s^2\,3p^3
\]

El total es:

\[
2 + 2 + 6 + 2 + 3 = 15
\]

Para convertir esto a notación por capas, agrupa los electrones que tengan el mismo número de capa principal:

• \(n=1\): \(1s^2\), lo que da 2 electrones
• \(n=2\): \(2s^2 + 2p^6\), lo que da 8 electrones
• \(n=3\): \(3s^2 + 3p^3\), lo que da 5 electrones

Por tanto:

\[
\boxed{2,8,5}
\]

Un error común es confundir el superíndice de \(3p^3\) con el número total de electrones de la capa 3. También deben incluirse los electrones \(3s^2\).

Pregunta 2

Un ion óxido se escribe como \(\mathrm{O}^{2-}\). El oxígeno tiene número atómico 8.

Escribe la configuración electrónica completa del ion y explica por qué contiene más electrones que un átomo neutro de oxígeno.

Solución 2

El ion óxido tiene la configuración \(1s^2\,2s^2\,2p^6\) porque contiene 10 electrones.

El oxígeno neutro tiene 8 electrones:

\[
\ce{O}: 1s^2\,2s^2\,2p^4
\]

Una carga \(2-\) significa que el átomo ha ganado dos electrones:

\[
8 + 2 = 10 \text{ electrones}
\]

Al distribuir 10 electrones se obtiene:

\[
\boxed{\mathrm{O}^{2-}: 1s^2\,2s^2\,2p^6}
\]

La carga negativa no significa que el número de electrones sea negativo. Significa que hay dos electrones con carga negativa más que protones con carga positiva.

Pregunta 3

Un estudiante propone la siguiente disposición orbital del estado fundamental para los tres electrones \(2p\) del nitrógeno:

\[
[\uparrow\downarrow]\ [\uparrow]\ [\ ]
\]

Explica qué tiene de incorrecto esta disposición y dibuja la disposición correcta de \(2p\).

Solución 3

La disposición es incorrecta porque la regla de Hund exige que los tres orbitales \(2p\), que tienen la misma energía, se ocupen individualmente antes de que se produzca cualquier emparejamiento de electrones.

El nitrógeno tiene la configuración:

\[
1s^2\,2s^2\,2p^3
\]

Por tanto, los tres electrones \(2p\) ocupan orbitales \(p\) distintos:

\[
\boxed{[\uparrow]\ [\uparrow]\ [\uparrow]}
\]

La disposición propuesta por el estudiante no supera la capacidad de dos electrones de ningún orbital, por lo que puede parecer razonable. El problema es que no corresponde a la disposición de menor energía. El emparejamiento solo comienza después de que cada orbital de ese subnivel contenga un electrón.

Pregunta 4

El hierro tiene número atómico 26. Un estudiante escribe:

\[
\ce{Fe}: [Ar]\,4s^2\,3d^6
\]

Después sostiene que \(\mathrm{Fe}^{3+}\) debe ser:

\[
\ce{[Ar]\,4s^2\,3d^3}
\]

porque «los electrones \(3d\) se añadieron después de los electrones \(4s\), así que deberían eliminarse primero».

Da la configuración correcta de \(\mathrm{Fe}^{3+}\) y explica el error en el razonamiento del estudiante.

Solución 4

La configuración correcta es \(\ce{[Ar]\,3d^5}\).

El hierro neutro es:

\[
\ce{Fe}: [Ar]\,4s^2\,3d^6
\]

Para formar \(\mathrm{Fe}^{3+}\), deben eliminarse tres electrones. En un catión de un metal de transición, los electrones \(4s\) se eliminan antes que los electrones \(3d\).

Primero se eliminan dos electrones \(4s\):

\[
\ce{[Ar]\,3d^6}
\]

Después se elimina un electrón \(3d\):

\[
\boxed{\mathrm{Fe}^{3+}: [Ar]\,3d^5}
\]

El estudiante ha tratado la secuencia de llenado del átomo neutro como si también determinara la secuencia de eliminación. No es así. Las energías relativas de los orbitales ocupados no permanecen fijas independientemente de la disposición de los electrones, y en estos cationes de metales de transición los electrones \(4s\) se eliminan primero.

La comprobación del número de electrones confirma el resultado. El hierro tiene 26 electrones cuando es neutro, por lo que \(\mathrm{Fe}^{3+}\) tiene:

\[
26 – 3 = 23
\]

La configuración \(\ce{[Ar]\,3d^5}\) contiene:

\[
18 + 5 = 23
\]

electrones.

Pregunta 5

El cobre tiene número atómico 29 y la configuración del estado fundamental:

\[
\ce{Cu}: [Ar]\,4s^1\,3d^{10}
\]

Un estudiante hipotético hace dos afirmaciones:

1. \(\mathrm{Cu}^{+}\) debería ser \(\ce{[Ar]\,4s^1\,3d^9}\) porque el subnivel \(d\) se escribe al final.
2. \(\mathrm{Cu}^{2+}\) debería tener un subnivel \(3d\) completamente lleno porque el cobre «prefiere» \(3d^{10}\).

Evalúa ambas afirmaciones y da las configuraciones correctas de \(\mathrm{Cu}^{+}\) y \(\mathrm{Cu}^{2+}\).

Solución 5

Ambas afirmaciones son incorrectas. Las configuraciones correctas son \(\mathrm{Cu}^{+}: [Ar]\,3d^{10}\) y \(\mathrm{Cu}^{2+}: [Ar]\,3d^9\).

Partimos de la configuración observada del estado fundamental:

\[
\ce{Cu}: [Ar]\,4s^1\,3d^{10}
\]

Para \(\mathrm{Cu}^{+}\), se elimina un electrón. El electrón \(4s\) se elimina antes que un electrón \(3d\):

\[
\boxed{\mathrm{Cu}^{+}: [Ar]\,3d^{10}}
\]

El cobre tiene 29 electrones cuando es neutro, por lo que \(\mathrm{Cu}^{+}\) debe tener 28 electrones. La configuración anterior contiene:

\[
18 + 10 = 28
\]

Para \(\mathrm{Cu}^{2+}\), debe eliminarse un electrón más. Como el subnivel \(4s\) ahora está vacío, ese electrón procede de \(3d\):

\[
\boxed{\mathrm{Cu}^{2+}: [Ar]\,3d^9}
\]

Esto contiene:

\[
18 + 9 = 27
\]

electrones, como corresponde a un ion \(2+\).

La primera afirmación es incorrecta porque el orden en que se escriben los subniveles no constituye una regla para la eliminación de electrones.

La segunda afirmación convierte la útil observación sobre el estado fundamental del cobre neutro en una ley absoluta. Un subnivel \(3d\) lleno no impide que el cobre pierda otro electrón. Una vez que se ha formado \(\mathrm{Cu}^{2+}\), su número de electrones exige \(3d^9\).

Esta es una forma más útil de pensar en las excepciones: utiliza la configuración del estado fundamental determinada experimentalmente, aplica correctamente la regla de ionización y comprueba el número final de electrones, en lugar de intentar forzar cada especie a adoptar un patrón que parezca preferible.

13Qué explica después la configuración electrónica

Una vez que puedas pasar con seguridad entre el número de electrones, las capas, los subniveles, los orbitales y los iones, varias ideas posteriores dejarán de parecer hechos independientes.

La posición de un elemento en la tabla periódica refleja la estructura de su configuración del estado fundamental. Los electrones de valencia ayudan a explicar las cargas iónicas habituales y los enlaces químicos. Los electrones desapareados ayudan a explicar el comportamiento magnético, y los cambios entre niveles de energía electrónicos relacionan la estructura electrónica con los espectros de emisión atómica.

Así que, cuando una pregunta posterior de química te pida explicar por qué un elemento reacciona de una determinada manera, la configuración electrónica suele ser el primer lugar donde conviene buscar. Te indica qué electrones están presentes, cuáles son más fáciles de eliminar o compartir y qué disposiciones pueden formarse a continuación.