Distribución electrónica

ANOMALÍAS DE LA CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA

En los primeros niveles de la docencia de la Química enseñamos a los estudiantes un método sencillo para escribir la distribución de los electrones en orbitales en cada elemento químico, es decir, lo que se llama su configuración electrónica. Se trata del diagrama de Moeller o regla de la lluvia:

Este diagrama refleja el orden en que los electrones van ocupando los orbitales atómicos de los átomos. Los nombres de los orbitales están escritos en el interior de cada uno de los cuadrados que los representan: 1s, 2s,2p…, con arreglo a esta nomenclatura.

El número o coeficiente que figura en  cada orbital se llama número cuántico principal, n. 

La letra del nombre de cada orbital responde al llamado número cuántico azimutal, l, existiendo el siguiente convenio de asignación: 

para l = 0 el orbital se nomina s; 

cuando l = 1, p;

cuando l = 2, d;

cuando l = 3, f;

cuando l = 4, g, etc. 

Por ejemplo, un orbital 7d tiene de número cuántico principal 7 y de número cuántico azimutal 2.

Por otro lado, en los orbitales tipo scaben 2 electrones; en los p, 6; en los d, 10; en los f, 14; en los g, 18… 

El diagrama de Moeller es simplemente una aplicación de la llamada regla de Madelung según la cual el orden de ocupación de los orbitales atómicos sigue las siguientes normas: 

Se llenan primero los orbitales de menor valor n+l; 

Para dos orbitales con el mismo valor n+l, se llena primero el de menor n 

Es decir, la regla establece que el orden de ocupación es el siguiente:

1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 4f, 5d, 6p, 7s, 5f, 6d, 7p, 8s, 5g, 6f, 7d, 8p, 9s…

que es el mismo que señalan las flechas del diagrama de Moeller.

Si un átomo tiene un solo electrón, este se colocará en el orbital 1s, pero si tiene 5, dos de ellos se colocarán en el1s (pues en el orbital s no caben más que dos electrones) otros dos en el 2s y el restante en el 2p.

Configuración electrónica

En general, para escribir la configuración electrónica de un elemento químico determinado solo hay que conocer su número de electrones, es decir, su número atómico, Z, el cual se obtiene inmediatamente de la tabla periódica. Basta ir colocando los Z electrones en el orden indicado por las flechas del diagrama.
Por ejemplo, siguiendo esa regla podemos construir fácilmente la configuración electrónica del lantano (Z = 57):
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d105p6 6s2 4f1

Pero la regla de Moeller es eso, una regla, y como toda regla tiene sus excepciones. Y muchas, por desgracia. Entre otros elementos, el lantano es una excepción, ya que su configuración electrónica verdadera no es la anterior, sino esta otra:
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d105p6 6s2 5d1

Excepciones a la regla de Madelung

La verdadera configuración electrónica de un elemento químico solo se puede conocer empíricamente gracias a la ciencia de la espectroscopía, que permite medir en el laboratorio las energías electrónicas reales. En virtud de experimentos espectroscópicos se ha llegado a la conclusión de que existen las siguientes excepciones en las configuraciones electrónicas de los elementos en relación con las configuraciones teóricas indicadas por el diagrama de Moeller:

Z	Elemento	Configuración electrónica
24	Cromo	1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1 3d5
28	Níquel(*)	1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1 3d9
29	Cobre	1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1 3d10
41	Niobio	1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p65s1 4d4
42	Molibdeno	1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p65s1 4d5
44	Rutenio	1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p65s1 4d7
45	Rodio	1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p65s1 4d8
46	Paladio	1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p64d10
47	Plata	1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p65s1 4d10
57	Lantano	1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p65s2 4d10 5p6 6s2 5d1
58	Cerio	1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p65s2 4d105p6 6s2 4f1 5d1
64	Gadolinio	1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p65s2 4d10 5p6 6s2  4f7 5d1
78	Platino	1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p65s2 4d10 5p6 6s1 4f14 5d9
79	Oro	1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p65s2 4d10 5p6 6s1 4f14 5d10
89	Actinio	1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p65s2 4d10 5p6 6s2 4f14 5d10 6p67s2 6d1
90	Torio	1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p65s2 4d10 5p6 6s2 4f14 5d10 6p67s2 6d2
91	Protactinio	1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p65s2 4d10 5p6 6s2 4f14 5d10 6p67s2 5f2 6d1
92	Uranio	1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p65s2 4d10 5p6 6s2 4f14 5d10 6p67s2 5f3 6d1
93	Neptunio	1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p65s2 4d10 5p6 6s2 4f14 5d10 6p67s2 5f4 6d1
96	Curio	1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p65s2 4d10 5p6 6s2 4f14 5d10 6p67s2 5f7 6d1
103	Lawrencio	1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p65s2 4d10 5p6 6s2 4f14 5d10 6p67s2 5f14 7p1

(*) La configuración del níquel es controvertida. Hay autores que aseguran que no constituye una excepción y que su configuración es la indicada por el diagrama de Moeller: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d8.

Principio de exclusión de Pauli - Principio de Aufbau - Regla de Hund

Principio de exclusion de Pauli

“Dos electrones en un átomo no pueden tener los cuatro números cuánticos iguales”

Si dos electrones tienen iguales n, l y m por tanto se encuentran en el mismo orbital, por lo tanto es necesario que un electrón tenga un s =+1/2 y el otro un s = -1/2

Anlicemos el siguiente ejemplo:


Principio de de llenado progresivo Aufbau (en alemán)
Los electrones pasan a ocupar los orbitales de menor energía, y progresivamente se van llenando los orbitales de mayor energía.
Según el principio de Aufbau, la configuración electrónica de un átomo se expresa mediante la secuencia siguiente:
1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d….sigue

La regla del serrucho nos ayuda a llenar adecuadamente esta serie.




Regla de Hund
Los orbitales con igual nivel de energía ( se refiere a orbitales con el mismo número cuántico n y el mismo número cuántico l), se llenan progresivamente de manera que siempre exista un mayor número de electrones desapareados.
Para comprender esto analicemos a los orbitales 2p, se tienen que llenar con 4 electrones, entonces:

Gracias a la nueva regla del octeto, se logra reconocer los intensos efectos que ejerce la regla de Hund sobre el principio de Madelung en el relleno de los niveles de energía distintos al subnivel que se viene llenando, este reconocimiento ayuda la explicación de cada una de las anomalías en la configuración electrónica. Este artículo justifica la regla de máxima multiplicidad de Hund, de acuerdo al grado de acercamiento espacial que existe entre los distintos llenados en orbitales de diferentes niveles de energía en el átomo. Al llenarse los orbitales en un subnivel de energía como los 3 orbitales p, los 5 orbitales d o los 7 orbitales f, los electrones en algunos átomos se irán distribuyendo de forma progresiva y ordenada siempre que sea posible, con sus espines paralelos, inicialmente sin importar la orientación que tengan los espines electrónicos en el subsiguiente nivel de energía que en la mayoría de los casos es el subnivel s pero en otras es el subnivel d, esta libertad del espín es permitida solo hasta cierta distancia de cercanía que se presente entre el subnivel que se vienen llenando con el subsiguiente nivel atómico. La configuración de mayor estabilidad es cuando están presentes los dos niveles con espines paralelos. Decimos algunos elementos porque esto es cierto solo para los subniveles d y p que se vienen llenando pero que no están ubicados después de los lantánidos o actínidos como es el caso del platino, porque en ese caso se cumple es la regla de Hund contraria es decir: comienzan a llenarse los orbitales pero primero en forma apareada, sin importar el espín subsiguiente ordenadamente se van llenando hasta llegar acercarse en el llenado del tercer orbital del subnivel d, momento en que la cercanía con el ssubsiguiente ocasiona inversamente a un “Hund modificado” por ejemplo en el platino. Este trabajo con la regla de Hund extendida al siguiente nivel, también explica la ionización en los metales de transición.