Por qué importa la configuración electrónica
Los electrones no giran al azar alrededor de un núcleo. Llenan niveles de energía (capas) y subcapas (s, p, d, f) según reglas bien definidas. Conocer la configuración electrónica de un elemento nos permite predecir su comportamiento químico, su valencia y su posición en la tabla periódica.
Las tres reglas de llenado
Principio de Aufbau (construcción progresiva): las subcapas se llenan en orden de energía creciente. La regla de Madelung (llamada a veces regla de Klechkowski) las ordena por (n + l) creciente y, para sumas iguales, por n creciente:
1s → 2s → 2p → 3s → 3p → 4s → 3d → 4p → 5s → 4d → 5p → 6s → 4f → 5d → …
Principio de exclusión de Pauli: cada orbital contiene como máximo dos electrones, y deben tener espines opuestos (↑↓). Una subcapa s llena contiene 2 electrones, una p, 6, y una d, 10.
Regla de Hund: dentro de una subcapa, los electrones ocupan los orbitales vacíos de uno en uno, con espines paralelos, antes de aparearse. Así se minimiza la repulsión entre electrones.
Notación abreviada con el gas noble
Para los elementos más pesados, se escribe entre corchetes el gas noble anterior. Ejemplos:
| Elemento | Z | Configuración completa | Notación abreviada |
|---|---|---|---|
| Hierro (Fe) | 26 | 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s² 3d⁶ | [Ar] 4s² 3d⁶ |
| Zinc (Zn) | 30 | … 4s² 3d¹⁰ | [Ar] 4s² 3d¹⁰ |
| Cobre (Cu) | 29 | … | [Ar] 4s¹ 3d¹⁰ |
El cobre es una anomalía: la configuración prevista [Ar] 4s² 3d⁹ es menos estable que [Ar] 4s¹ 3d¹⁰. Una subcapa d completamente llena (o exactamente semillena) reduce la energía total. El cromo (Z = 24) se comporta de forma parecida: [Ar] 4s¹ 3d⁵.
Dos órdenes de escritura que no hay que confundir. Aquí las subcapas se escriben en orden de llenado (4s antes que 3d), porque es lo que da la regla de Madelung. Muchos manuales, y las fichas de elementos de este sitio, las escriben en cambio en orden de capas: [Ar] 3d⁶ 4s² para el hierro. Ambas notaciones describen el mismo átomo; solo cambia la convención de escritura.
Electrones de valencia
Los electrones de valencia son los de la capa más externa (n más alto) y, en los metales de transición, también los de la subcapa d incompleta. Son los electrones que participan en el enlace químico.
- Elementos de los grupos principales (bloques s y p): electrones de valencia = electrones de la capa más externa (ns y np); una subcapa (n−1)d llena no cuenta.
- Metales de transición (bloque d): los electrones (n)s + (n−1)d que no están totalmente saturados.
El hierro (Fe), con [Ar] 4s² 3d⁶, tiene 8 electrones de valencia (2 + 6). Sus estados de oxidación más comunes, +2 y +3, corresponden a la pérdida de los dos electrones 4s y, después, de un electrón 3d.
Electrones que se pierden en la ionización
Cuando un átomo pierde electrones para formar un catión, pierde primero los electrones s: pertenecen a la capa más externa (n = 4 en el hierro), aunque el 4s se haya llenado antes que el 3d. Fe → Fe²⁺: se quitan los dos electrones 4s y queda [Ar] 3d⁶. Este orden, contrario a la intuición (se pierde el 4s antes que el 3d), está confirmado experimentalmente por espectroscopía.
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