7.15 : Configuración Electrónica de los Átomos Multieléctron

El metal alcalino sodio (número atómico 11) tiene un electrón más que el átomo de neón. Este electrón debe entrar en la subcapa de menor energía disponible, el orbital 3s, resultando en una configuración 1s²2s²2p⁶3s¹. Los electrones que ocupan los orbitales de la capa más externa (el valor más alto de n) se llaman electrones de valencia, y aquellos que ocupan los orbitales de la capa interna se llaman electrones centrales. Dado que las capas de los electrones centrales corresponden a configuraciones electrónicas de gas noble, podemos abreviar las configuraciones electrónicas escribiendo el gas noble que coincide con la configuración de los electrones centrales, junto con los electrones de valencia en un formato condensado. Para el sodio, el símbolo [Ne] representa los electrones centrales, (1s²2s²2p⁶), y la configuración abreviada o condensada es [NE]3s¹.

De manera similar, la configuración abreviada del litio puede representarse como [He]2s¹, donde [He] representa la configuración del átomo de helio, que es idéntica a la de la capa interna llena del litio. Escribir las configuraciones de esta manera enfatiza la similitud de las configuraciones del litio y el sodio. Ambos átomos, que están en la familia de los metales alcalinos, tienen sólo un electrón en una subcapa de valencia, s, fuera de un conjunto de capas internas llenas.

Li: [He] 2s¹

Na: [NE] 3s¹

El metal alcalinotérreo magnesio (número atómico 12), con sus 12 electrones en una configuración [Ne]3s², es análogo al miembro de su familia berilio, [He]2s². Ambos átomos tienen una subcapa s llena fuera de sus capas internas llenas. El aluminio (número atómico 13), con 13 electrones y la configuración electrónica [Ne]3s²3p¹, es análogo al miembro de su familia boro, [He]2s²2p¹.

Las configuraciones electrónicas de silicio (14 electrones), fósforo (15 electrones), azufre (16 electrones), cloro (17 electrones) y argón (18 electrones) son análogas en las configuraciones electrónicas de sus capas externas a sus correspondientes miembros de la familia carbono, nitrógeno, oxígeno, flúor y neón, respectivamente, excepto que el número cuántico principal de la capa externa de los elementos más pesados ha aumentado en uno a n = 3.

Cuando llegamos al siguiente elemento en la tabla periódica, el metal alcalino potasio (número atómico 19), podríamos esperar comenzar a agregar electrones a la subcapa 3d. Sin embargo, toda la evidencia química y física disponible indica que el potasio es como el litio y el sodio, y que el próximo electrón no se añade al nivel 3d, sino que se añade al nivel 4s. Como se discutió anteriormente, el orbital 3d sin nodos radiales tiene mayor energía porque es menos penetrante y está más protegido del núcleo que el 4s, que tiene tres nodos radiales. Así, el potasio tiene una configuración electrónica de [Ar]4s¹. Por lo tanto, el potasio coincide con el Li y el Na en su configuración de capa de valencia. El siguiente electrón se añade para completar la subcapa 4s y el calcio tiene una configuración electrónica de [Ar] 4s². Esto proporciona al calcio una configuración electrónica de la capa externa que coincide con la del berilio y el magnesio.

En el caso del Cr y el Cu, encontramos que las subcapas medio llenas y completamente llenas aparentemente representan condiciones de estabilidad preferida. Esta estabilidad es tal que el electrón se desplaza del orbital 4s al orbital 3d para obtener la estabilidad adicional de una subcapa 3d medio llena (en Cr) o de una subcapa 3d llena (en Cu). También se producen otras excepciones. Por ejemplo, se prevé que el niobio (Nb, número atómico 41) tenga la configuración electrónica [Kr]5s²4d³. Experimentalmente, observamos que su configuración electrónica en estado fundamental es realmente [Kr]5s¹4d ⁴. Podemos racionalizar esta observación diciendo que las repulsiones electrón-electrón experimentadas por aparear los electrones en el orbital 5s son mayores que la brecha en energía entre los orbitales 5s y 4d. No hay un método simple para predecir las excepciones para los átomos donde la magnitud de las repulsiones entre electrones es mayor que las pequeñas diferencias en energía entre subcapas.

Este texto es adaptado de Openstax, Química 2e, Sección 6.4: Estructura Electrónica de los Átomos.