Configuración electrónica

En física atómica y química cuántica , la configuración electrónica es la distribución de electrones de un átomo o molécula (u otra estructura física) en orbitales atómicos o moleculares . ^{[ 1 ]} Por ejemplo, la configuración electrónica del átomo de neón es 1s ² 2s ² 2p ⁶ , lo que significa que las subcapas 1s, 2s y 2p están ocupadas por dos, dos y seis electrones, respectivamente.

Las configuraciones electrónicas describen a cada electrón moviéndose independientemente en un orbital , en un campo promedio creado por los núcleos y todos los demás electrones. Matemáticamente, las configuraciones se describen mediante determinantes de Slater o funciones de estado de configuración .

Según las leyes de la mecánica cuántica , a cada configuración electrónica se le asocia un nivel de energía . En determinadas condiciones, los electrones pueden pasar de una configuración a otra mediante la emisión o absorción de un cuanto de energía, en forma de fotón .

El conocimiento de la configuración electrónica de los diferentes átomos es útil para comprender la estructura de la tabla periódica de los elementos , para describir los enlaces químicos que mantienen unidos a los átomos y para entender las fórmulas químicas de los compuestos y las geometrías de las moléculas . En los materiales a granel, esta misma idea ayuda a explicar las propiedades peculiares de los láseres y los semiconductores .

La configuración electrónica fue concebida por primera vez bajo el modelo atómico de Bohr , y todavía es común hablar de capas y subcapas a pesar de los avances en la comprensión de la naturaleza cuántico-mecánica de los electrones .

Una capa electrónica es el conjunto de estados permitidos que comparten el mismo número cuántico principal , n , que pueden ocupar los electrones. En cada término de una configuración electrónica, n es el entero positivo que precede a cada letra de orbital (por ejemplo , la configuración electrónica del helio es ^1s² , por lo tanto n = 1, y el orbital contiene dos electrones). La n-ésima capa electrónica de un átomo ^puede albergar 2n² electrones . Por ejemplo, la primera capa puede albergar dos electrones, la segunda ocho, la tercera dieciocho, y así sucesivamente. El factor de dos surge debido al espín del electrón . Cada orbital atómico admite hasta dos electrones idénticos con espín opuesto, uno con espín +1/2 ( generalmente denotado por una flecha hacia arriba ) y otro con espín -1/2 ( con una flecha hacia abajo) .

Una subcapa es el conjunto de estados definidos por un número cuántico azimutal común , l , dentro de una capa. El valor de l está en el rango de 0 a n  −  1. Los valores l  = 0, 1, 2, 3 corresponden a las etiquetas s, p, d y f, respectivamente. Por ejemplo, la subcapa 3d tiene n  =  3 y l  =  2. El número máximo de electrones que se pueden colocar en una subcapa viene dado por 2(2 l + 1). Esto da como resultado dos electrones en una  subcapa s, seis electrones en una  subcapa ap y diez electrones en una  subcapa ad.

El número de electrones que pueden ocupar cada capa y cada subcapa surge de las ecuaciones de la mecánica cuántica, ^{[ a ]} en particular del principio de exclusión de Pauli , que establece que no hay dos electrones en el mismo átomo que puedan tener los mismos valores de los cuatro números cuánticos . ^{[ 2 ]}

Los detalles técnicos exhaustivos sobre la teoría cuántica completa de los espectros y la estructura atómica se pueden encontrar y estudiar en el libro básico de Robert D. Cowan. ^{[ 3 ]}

Los físicos y químicos utilizan una notación estándar para indicar las configuraciones electrónicas de átomos y moléculas. Para los átomos, la notación consiste en una secuencia de etiquetas de subcapas atómicas (por ejemplo, para el fósforo la secuencia 1s, 2s, 2p, 3s, 3p) con el número de electrones asignados a cada subcapa colocado como superíndice. Por ejemplo, el hidrógeno tiene un electrón en el orbital s de la primera capa, por lo que su configuración se escribe 1s ¹ . El litio tiene dos electrones en la subcapa 1s y uno en la subcapa 2s (de mayor energía), por lo que su configuración se escribe 1s ²  2s ¹ (se pronuncia "uno-s-dos, dos-s-uno"). El fósforo ( número atómico 15) es el siguiente: 1s ²  2s ²  2p ⁶  3s ²  3p ³ .

Es bastante común ver las letras de las etiquetas de los orbitales (s, p, d, f) escritas en cursiva o con una tipografía inclinada, aunque la Unión Internacional de Química Pura y Aplicada (IUPAC) recomienda una tipografía normal (como la que se usa aquí). La elección de las letras proviene de un sistema ahora obsoleto de categorización de las líneas espectrales como " sharp " , " principal " , " diffuse " y " fundamental " (o " fine "), basado en su estructura fina observada : su uso moderno indica orbitales con un número cuántico azimutal , l , de 0, 1, 2 o 3 respectivamente. Después de f, la secuencia continúa alfabéticamente g, h, i... ( l = 4, 5, 6...), saltándose j, aunque los orbitales de este tipo rara vez son necesarios. ^{[ 4 ] [ 5 ]} 

Las configuraciones electrónicas de las moléculas se escriben de forma similar, con la diferencia de que se utilizan etiquetas de orbitales moleculares en lugar de etiquetas de orbitales atómicos.

La energía asociada a un electrón es la de su orbital. La energía de una configuración se suele aproximar como la suma de la energía de cada electrón, despreciando las interacciones electrón-electrón. La configuración que corresponde a la energía electrónica más baja se denomina estado fundamental . Cualquier otra configuración es un estado excitado .

^{Como ejemplo, la configuración del} estado fundamental del átomo ^de sodio es 1s² ^2s²  2p⁶ ^3s¹  , deducida del principio de Aufbau (véase más abajo). El primer estado excitado se obtiene promoviendo un electrón 3s a la subcapa 3p, para obtener la configuración 1s² 2s² ^2p⁶ 3p¹ ^{, abreviada} como nivel 3p. Los átomos pueden pasar de una configuración a otra absorbiendo o emitiendo energía. En una lámpara de vapor de sodio ^, por ejemplo, los átomos de sodio se excitan al nivel 3p mediante una descarga eléctrica y regresan al estado fundamental emitiendo luz amarilla con una longitud de onda de 589 nm.     

Generalmente, la excitación de los electrones de valencia (como el 3s del sodio) implica energías correspondientes a fotones de luz visible o ultravioleta . La excitación de los electrones internos es posible, pero requiere energías mucho mayores, generalmente correspondientes a fotones de rayos X. Este sería el caso , por ejemplo , para excitar un electrón 2p del sodio al nivel 3s y formar la configuración excitada ^1s²  2s² ^{2p⁵ 3s² .}  

El resto de este artículo trata únicamente sobre la configuración del estado fundamental, a menudo denominada "la" configuración de un átomo o molécula.

Irving Langmuir fue el primero en proponer en su artículo de 1919 "La disposición de los electrones en átomos y moléculas" en el que, basándose en la teoría del átomo cúbico de Gilbert N. Lewis y la teoría del enlace químico de Walther Kossel , esbozó su "teoría concéntrica de la estructura atómica". ^{[ 9 ]} Langmuir había desarrollado su trabajo sobre la estructura atómica electrónica a partir de otros químicos, como se muestra en el desarrollo de la Historia de la tabla periódica y la regla del octeto .

Niels Bohr (1923) incorporó el modelo de Langmuir que postulaba que la periodicidad en las propiedades de los elementos podría explicarse mediante la estructura electrónica del átomo. ^{[ 10 ]} Sus propuestas se basaron en el modelo atómico de Bohr vigente en ese momento , en el que las capas electrónicas eran órbitas a una distancia fija del núcleo. Las configuraciones originales de Bohr parecerían extrañas para un químico actual: el azufre se representó como 2.4.4.6 en lugar de 1s ²  2s ²  2p ⁶  3s ²  3p ⁴ (2.8.6). Bohr utilizó 4 y 6 siguiendo el artículo de Alfred Werner de 1893. De hecho, los químicos aceptaron el concepto de átomos mucho antes que los físicos. Langmuir comenzó su artículo citado anteriormente diciendo:

«…El problema de la estructura de los átomos ha sido abordado principalmente por físicos que han prestado poca atención a las propiedades químicas, las cuales, en última instancia, deben explicarse mediante una teoría de la estructura atómica. El vasto conocimiento sobre propiedades y relaciones químicas, como el que se resume en la Tabla Periódica, debería constituir una base más sólida para una teoría de la estructura atómica que los datos experimentales relativamente escasos desde un punto de vista puramente físico… Estos electrones se organizan en una serie de capas concéntricas; la primera capa contiene dos electrones, mientras que las demás tienden a contener ocho …»

Los electrones de valencia en el átomo fueron descritos por Richard Abegg en 1904. ^{[ 11 ]}

En 1924, E.  C.  Stoner incorporó el tercer número cuántico de Sommerfeld en la descripción de las capas electrónicas y predijo correctamente que la estructura de capas del azufre era 2.8.6. ^{[ 12 ]} Sin embargo, ni el sistema de Bohr ni el de Stoner pudieron describir correctamente los cambios en los espectros atómicos en un campo magnético (el efecto Zeeman ).

Bohr era muy consciente de esta deficiencia (y de otras), y en 1923 le escribió a su amigo Wolfgang Pauli para pedirle ayuda para salvar la teoría cuántica (el sistema ahora conocido como " vieja teoría cuántica "). Pauli hipotetizó con éxito que el efecto Zeeman puede explicarse como dependiente únicamente de la respuesta de los electrones más externos (es decir, de valencia) del átomo. Pauli pudo reproducir la estructura de capas de Stoner, pero con la estructura correcta de subcapas, mediante la inclusión de un cuarto número cuántico y su principio de exclusión (1925): ^{[ 13 ]}

Debería estar prohibido que más de un electrón con el mismo valor del número cuántico principal n tenga el mismo valor para los otros tres números cuánticos k [ l ], j [ m _l ] y m [ m _s ].

La ecuación de Schrödinger , publicada en 1926, proporcionó tres de los cuatro números cuánticos como consecuencia directa de su solución para el átomo de hidrógeno: ^{[ a ]} esta solución produce los orbitales atómicos que se muestran hoy en los libros de texto de química (y más arriba). El examen de los espectros atómicos permitió determinar experimentalmente las configuraciones electrónicas de los átomos y condujo a una regla empírica (conocida como regla de Madelung (1936), ^{[ 14 ]} véase más abajo) para el orden en que los orbitales atómicos se llenan con electrones.

El principio de aufbau (del alemán Aufbau , "construcción, edificación") fue una parte importante del concepto original de configuración electrónica de Bohr . Puede enunciarse como: ^{[ 15 ]}

Se colocan un máximo de dos electrones en los orbitales en orden creciente de energía orbital: las subcapas de menor energía se llenan antes de que los electrones se coloquen en orbitales de mayor energía.

El principio funciona muy bien (para los estados fundamentales de los átomos) para los 118  elementos conocidos, aunque a veces es ligeramente erróneo. La forma moderna del principio de Aufbau describe un orden de energías orbitales dado por la regla de Madelung (o regla de Klechkowski) . Esta regla fue enunciada por primera vez por Charles Janet en 1929, redescubierta por Erwin Madelung en 1936, ^{[ 14 ]} y posteriormente justificada teóricamente por VM Klechkowski : ^{[ 16 ]}

1. Las subcapas se llenan en orden creciente de n  + l . 
2. Cuando dos subcapas tienen el mismo valor de n  + l , se llenan en orden creciente de n . 

Esto da como resultado el siguiente orden para llenar los orbitales:

1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 4f, 5d, 6p, 7s, 5f, 6d, 7p, (8s, 5g , 6f, 7d, 8p y 9s)

En esta lista, las subcapas entre paréntesis no están ocupadas en el estado fundamental del átomo más pesado conocido hasta ahora ( Og , Z  =  118).

El principio de Aufbau puede aplicarse, de forma modificada, a los protones y neutrones del núcleo atómico , como en el modelo de capas de la física nuclear y la química nuclear .

Tabla periódica

La forma de la tabla periódica está estrechamente relacionada con la configuración electrónica atómica de cada elemento. Por ejemplo, todos los elementos del grupo 2 (la segunda columna de la tabla) tienen una configuración electrónica de [E] n s ² (donde [E] es la configuración de un gas noble ) y presentan notables similitudes en sus propiedades químicas. La periodicidad de la tabla periódica en términos de bloques se debe al número de electrones (2, 6, 10 y 14) necesarios para llenar las subcapas s, p, d y f. Estos bloques aparecen como las secciones rectangulares de la tabla periódica. La única excepción es el helio , que, a pesar de ser un átomo del bloque s, se ubica convencionalmente con los demás gases nobles en el bloque p debido a su inercia química, consecuencia de tener la capa externa completa (aunque existe debate en la literatura contemporánea sobre si esta excepción debería mantenerse). 

Los electrones de la capa de valencia (más externa) determinan en gran medida las propiedades químicas de cada elemento . Las similitudes en las propiedades químicas se observaron más de un siglo antes de que surgiera la idea de la configuración electrónica. ^{[ b ]}

En el contexto de los orbitales atómicos , una capa abierta es una capa de valencia que no está completamente llena de electrones o que no ha cedido todos sus electrones de valencia mediante enlaces químicos con otros átomos o moléculas durante una reacción química . Por el contrario, una capa cerrada se obtiene con una capa de valencia completamente llena. Esta configuración es muy estable . ^{[ 37 ]}

Para las moléculas, "capa abierta" significa que hay electrones desapareados . En la teoría de orbitales moleculares , esto da lugar a orbitales moleculares ocupados individualmente. En las implementaciones de química computacional de la teoría de orbitales moleculares, las moléculas de capa abierta deben tratarse mediante el método de Hartree-Fock restringido o el método de Hartree-Fock no restringido . Por el contrario, una configuración de capa cerrada corresponde a un estado en el que todos los orbitales moleculares están doblemente ocupados o vacíos (un estado singlete ). ^{[ 38 ]} Las moléculas de capa abierta son más difíciles de estudiar computacionalmente. ^{[ 39 ]}

La configuración electrónica de los gases nobles es la base de todas las reacciones químicas . La tendencia de los elementos químicos a adquirir estabilidad es fundamental . Los átomos de los grupos principales generalmente siguen la regla del octeto , mientras que los metales de transición suelen seguir la regla de los 18 electrones . Los gases nobles ( He , Ne , Ar , Kr , Xe , Rn ) son menos reactivos que otros elementos porque ya poseen una configuración electrónica de gas noble. Se predice que el oganesón será más reactivo debido a los efectos relativistas en átomos pesados.

Todo sistema tiende a alcanzar un estado de estabilidad o de mínima energía, por lo que los elementos químicos participan en reacciones químicas para adquirir una configuración electrónica estable similar a la de su gas noble más cercano . Un ejemplo de esta tendencia es la reacción de dos átomos de hidrógeno (H) con un átomo de oxígeno (O) para formar agua (H₂O ₎ . El hidrógeno atómico neutro tiene un electrón en su capa de valencia y, al formarse el agua, adquiere un segundo electrón proveniente del oxígeno, de modo que su configuración es similar a la de su gas noble más cercano, el helio (He), con dos electrones en su capa de valencia. De manera similar, el oxígeno atómico neutro tiene seis electrones en su capa de valencia y adquiere dos electrones de los dos átomos de hidrógeno, de modo que su configuración es similar a la de su gas noble más cercano, el neón, con ocho electrones en su capa de valencia.

La configuración electrónica en las moléculas es más compleja que la configuración electrónica de los átomos, ya que cada molécula tiene una estructura orbital diferente . Los orbitales moleculares se etiquetan según su simetría , ^{[ e ]} en lugar de las etiquetas de orbitales atómicos utilizadas para ^átomos e ^iones monoatómicos ; por lo tanto ^, la configuración electrónica de la molécula de dioxígeno , O₂ _, se escribe 1σ ^{g₂ 1σ} _u₂ 2σ _g₂ 2σ _u₂ 3σ _g₂ 1π _u₄ ^1π _g₂ , _[ ^{40 ] [ 41 ] o equivalentemente} 1σ ^g₂ _1σ u₂ _2σ ^g₂ _2σ u₂ _1π u₄ ^3σ g₂ _1π g₂ ^. [ ^{1 ] El} término 1π _g₂ representa los dos ^electrones en los ^{dos orbitales} π _* degenerados ( ^{antienlazantes} ₎ . Según las reglas de Hund , estos electrones tienen espines paralelos en el estado fundamental , por lo que el dioxígeno posee un momento magnético neto (es paramagnético ). La explicación del paramagnetismo del dioxígeno representó un gran éxito para la teoría de los orbitales moleculares .            

La configuración electrónica de las moléculas poliatómicas puede cambiar sin absorción ni emisión de un fotón a través de acoplamientos vibrónicos .

La aplicación más extendida de las configuraciones electrónicas reside en la racionalización de las propiedades químicas , tanto en química inorgánica como orgánica . En efecto, las configuraciones electrónicas, junto con algunas formas simplificadas de la teoría de los orbitales moleculares , se han convertido en el equivalente moderno del concepto de valencia , que describe el número y el tipo de enlaces químicos que se espera que forme un átomo .

Este enfoque se profundiza en la química computacional , que generalmente busca realizar estimaciones cuantitativas de propiedades químicas. Durante muchos años, la mayoría de estos cálculos se basaron en la aproximación de " combinación lineal de orbitales atómicos " (LCAO), utilizando un conjunto de orbitales atómicos cada vez más amplio y complejo como punto de partida. El último paso en este tipo de cálculo es la asignación de electrones entre los orbitales moleculares según el principio de Aufbau. No todos los métodos en química computacional se basan en la configuración electrónica: la teoría del funcional de la densidad (DFT) es un ejemplo importante de un método que descarta este modelo.

Para átomos o moléculas con más de un electrón , el movimiento de los electrones está correlacionado , por lo que esta descripción ya no es exacta. Se necesita un gran número de configuraciones electrónicas para describir con precisión cualquier sistema multielectrónico, y no es posible asociar con exactitud un nivel de energía determinado a una configuración individual. Sin embargo, la función de onda electrónica suele estar dominada por un número muy reducido de configuraciones, por lo que la noción de configuración electrónica sigue siendo esencial para los sistemas multielectrónicos.

Una aplicación fundamental de las configuraciones electrónicas reside en la interpretación de los espectros atómicos . En este caso, es necesario complementar la configuración electrónica con uno o más símbolos de término , que describen los diferentes niveles de energía disponibles para un átomo. Los símbolos de término pueden calcularse para cualquier configuración electrónica, no solo para la configuración del estado fundamental que aparece en las tablas, aunque no todos los niveles de energía se observan en la práctica. Es mediante el análisis de los espectros atómicos que se determinaron experimentalmente las configuraciones electrónicas del estado fundamental de los elementos.

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