2.2: Configuraciones de electrones

Electrones de núcleo y de valencia

A medida que continuamos a través de la tabla periódica de esta manera, escribiendo las configuraciones de electrones de átomos cada vez más grandes, se vuelve tedioso seguir copiando las configuraciones de las subcubiertas interiores llenas. En la práctica, los químicos simplifican la notación utilizando un símbolo de gas noble entre corchetes para representar la configuración del gas noble de la fila anterior, ya que todos los orbitales de un gas noble están llenos. Por ejemplo, representa la configuración electrónica 1s2 2s2 2p6 del neón (Z = 10), por lo que la configuración electrónica del sodio, con Z = 11, que es 1s2 2s2 2p6 3s1, se escribe como 3s1

		Configuración electrónica completa	Declaración abreviada del gas Nobel
Neón	Z = 10	Ne: 1s2 2s2 2p6	Ne: 2s2 2p6
Sodio	Z = 11	Na: 1s2 2s2 2p6 3s1	Na: 3s1

Los electrones de los orbitales interiores llenos están más cerca del núcleo y más unidos a él, por lo que raramente participan en las reacciones químicas. Los llamaremos electrones del núcleo. Para los elementos representativos (columnas 1, 2 y 13-18 de la Tabla Periódica), los electrones del núcleo son todos los electrones con un valor n inferior al valor n máximo de la configuración electrónica. Por ejemplo, en el átomo de sodio el valor n más alto es 3. Por lo tanto, los electrones del núcleo son los de los orbitales atómicos con n < 3, es decir, los de los orbitales 1s, 2s y 2p. Por lo tanto, el sodio tiene 10 electrones centrales. Más adelante volveremos a revisar esta definición de electrones del núcleo para los metales de transición.

Esto significa que la química de un átomo depende sobre todo de los electrones de su capa más externa, los de mayor valor n, que se denominan electrones de valencia. La notación simplificada nos permite ver más fácilmente la configuración de los electrones de valencia. Utilizando esta notación para comparar las configuraciones electrónicas del sodio y del litio, tenemos:

Sodio	1s2 2s2 2p6 3s1	3s1
Litio	1s2 2s1	2s1

Es evidente que tanto el sodio como el litio tienen un electrón s en su capa de valencia. Por lo tanto, podríamos predecir que el sodio y el litio tienen una química muy similar, lo cual es efectivamente el caso.

A medida que continuamos construyendo los ocho elementos del período 3, los orbitales 3s y 3p se llenan, un electrón a la vez. Esta fila concluye con el gas noble argón, que tiene la configuración electrónica 3s2 3p6, correspondiente a una capa de valencia llena.

El orden general en que se llenan los orbitales se representa en la figura 2.2.1. Las subcubiertas correspondientes a cada valor de n están escritas de izquierda a derecha en líneas horizontales sucesivas, donde cada fila representa una fila de la tabla periódica. El orden de llenado de los orbitales está indicado por las líneas diagonales que van de la parte superior derecha a la inferior izquierda. En consecuencia, el orbital 4s se llena antes que el orbital 3d debido a los efectos de apantallamiento y penetración. En consecuencia, la configuración electrónica del potasio, que inicia el cuarto periodo, es 4s1, y la del calcio es 4s2. Los siguientes 10 elementos, los metales de transición, llenan cinco orbitales 3d, seguidos de tres orbitales 4p. Obsérvese que el último miembro de esta fila es el gas noble criptón (Z = 36), Kr: 4s2 3d10 4p6, que tiene orbitales 4s, 3d y 4p llenos. La quinta fila de la tabla periódica es esencialmente la misma que la cuarta, excepto que los orbitales 5s, 4d y 5p se llenan secuencialmente.

La sexta fila de la tabla periódica será diferente de las dos anteriores porque los orbitales 4f, que pueden contener 14 electrones, se llenan entre los orbitales 6s y 5d. Los elementos que contienen orbitales 4f en su capa de valencia son los lantánidos. Cuando los orbitales 6p se llenan finalmente, hemos llegado al siguiente (y último conocido) gas noble, el radón (Z = 86), Rn: 6s2 4f14 5d10 6p6. En la última fila, los orbitales 5f se llenan entre los orbitales 7s y 6d, lo que da los 14 elementos actínidos. Como el gran número de protones hace que sus núcleos sean inestables, todos los actínidos son radiactivos.

Las configuraciones electrónicas de los elementos se presentan en la figura 2.2.3, que enumera los orbitales en el orden en que se llenan. En varios casos, las configuraciones electrónicas del estado básico son diferentes de las predichas por la figura 2.2.1. Algunas de estas anomalías se producen a medida que se llenan los orbitales 3d. Por ejemplo, la configuración electrónica observada en el estado básico del cromo es 4s1 3d5 en lugar de la predicha 4s2 3d4. Del mismo modo, la configuración electrónica observada del cobre es 4s1 3d10 en lugar de s2 3d9. La configuración real de los electrones puede racionalizarse en términos de una estabilidad añadida asociada a una subesfera semillena (ns1, np3, nd5, nf7) o rellena (ns2, np6, nd10, nf14). Dadas las pequeñas diferencias entre los niveles de energía superiores, esta estabilidad añadida es suficiente para desplazar un electrón de un orbital a otro. En los elementos más pesados, también pueden ser importantes otros efectos más complejos, que dan lugar a algunas de las anomalías adicionales indicadas en la figura 2.2.3. Por ejemplo, el cerio tiene una configuración electrónica de 6s2 4f1 5d1, que es imposible de racionalizar en términos simples. En la mayoría de los casos, sin embargo, estas aparentes anomalías no tienen consecuencias químicas importantes.