Estructura y configuración electrónicas

    Desde los inicios del siglo XIX se realizaron numerosos intentos de ordenación de los elementos, cuyo número iba aumentando a medida que se perfeccionaban las técnicas metodológicas de investigación. Una primera propuesta de clasificación correspondió al alemán Johann Wolfgang Döbereiner, quien postuló la existencia de tríadas, grupos de elementos de propiedades similares en los que se observaba que el peso atómico medio de cada uno de los elementos centrales de cada tríada correspondía de forma aproximada a la media aritmética de sus elementos extremos. Identificó así tríadas como las de cloro, bromo y yodo (halógenos), litio, sodio y potasio (metales alcalinos) o calcio, estroncio y bario (metales alcalinotérreos). Décadas más tarde, el británico J.A.R. Newlands formuló, en 1864, su ley de las octavas, según la cual, al colocar todos los elementos en orden creciente de peso atómico, después de cada serie de siete elementos aparece un octavo con propiedades semejantes a las del primero. Se avanzaba pues hacia la consecución de la tabla periódica, creada en 1869 de forma independiente por el ruso Dmitri Mendeléiev y el alemán Lothar Meyer y que, con algunas variaciones, constituyó la base para el estudio de la clasificación de los elementos hasta nuestros días.

    La tabla periódica de uso actual presenta como característica esencial la de basarse en los números atómicos de los elementos, en vez de en sus pesos atómicos. Al emplear como criterio de ordenación el número de protones y considerando que éste es igual que el de electrones, dado que los átomos son eléctricamente neutros, la ubicación de esos electrones queda reflejada en la noción de configuración electrónica, la cual permite conocer el lugar que cada átomo ocupa en el sistema periódico.

    La configuración electrónica

    Se denomina configuración electrónica a la disposición que adoptan los electrones del átomo de un elemento en los diferentes niveles energéticos en torno al núcleo. El primer nivel de energía da lugar a un orbital 1s; el segundo a un orbital 2s y tres orbitales 2p; el tercero a un orbital 3s, tres orbitales 3p y cinco orbitales 3d, y el cuarto a un orbital 4s, tres 4p, cinco 4d y siete 4f.

    La configuración electrónica de los diferentes elementos puede hallarse teniendo en cuenta una serie principios básicos que se enumeran a continuación.

    Principio de la mínima energía o de aufbau. Por convención este principio se designa con el término alemán aufbau, construcción. Según él, los electrones tienden de forma natural a ocupar en primer término los orbitales que presentan un menor nivel energético y, por consiguiente, una mayor estabilidad. Enunciado por el danés Niels Bohr en 1920, este precepto es una aplicación de las leyes de la mecánica cuántica a las propiedades de los electrones, los cuales están sometidos al campo eléctrico creado por la carga positiva del núcleo y la carga negativa de los otros electrones.

    Principio de exclusión de Pauli. Ya citado en el apartado dedicado a los orbitales atómicos, el principio de exclusión enunciado por el alemán Wolfgang Pauli establece que en ningún átomo pueden existir al mismo tiempo dos electrones que tengan los cuatro números cuánticos iguales. Así pues, para un mismo valor de n, l y m, hay dos electrones en un orbital, los de número de espín +1/2 y –1/2.

    El número cuántico principal, n, determina un nivel energético y en cada nivel solamente cabe un número de electrones establecido mediante la fórmula 2n2. Por ejemplo, para el nivel definido por el valor n = 3, el número de electrones que pueden llenarlo es de 18.

    Tabla 1. Tríadas de Döbereiner.

    Los números cuánticos principal y secundario, n y l, determinan por su parte un subnivel energético, siendo 2 (2l + 1) la fórmula mediante la cual se establece el número de electrones posibles en dicho subnivel. Así, por ejemplo, para n = 2 y l = 1 la aplicación de la fórmula da un total de 6 electrones, que son efectivamente los que pueden llenar el orbital 2p, que se forma con esa distribución de números cuánticos.

    Tabla 2. Octavas de Newlands.

    Los dos números cuánticos antedichos, n y l, junto con el magnético, m, definen la orientación del subnivel en el espacio y en cada orientación pueden entrar dos electrones.

    Por último, el conjunto de los cuatro números cuánticos en conjunto, es decir, los anteriores y el de espín, s, solamente definen un solo electrón.

    Conviene puntualizar que este principio es exclusivamente válido para las partículas subatómicas que son fermiones, es decir, que tienen número de espín semientero, entre los que se cuentan los constituyentes de la materia ordinaria, protón, neutrón y electrón. Para los bosones, partículas subatómicas de espín entero, el principio de exclusión no rige.

    Tabla 3. Orbitales de los cuatro primeros niveles electrónicos.

    Regla de la máxima multiplicidad de Hund. Según la regla establecida por el alemán Friedrich Hund, al llenar de electrones orbitales de energía equivalente, antes de aparearse los electrones de un mismo orbital, todos los equivalentes deben estar semiocupados. Debe aclararse que se entiende por electrones apareados a dos que, situados en el mismo orbital, presentan espines respectivos de +1/2 y –1/2. Dos electrones apareados se representan por el símbolo y un desapareado por .

    Distribución de los estados energéticos de los niveles electrónicos en las sucesivas capas de electrones del átomo.

    Así pues, si un átomo presenta los orbitales px y py (ambos equivalentes), antes de que aparezcan en px dos electrones apareados, debe haber uno en py. Es decir:

    Es válida la disposición

    pero no la distribución

    correspondiendo las flechas ascendente y descendente a los valores de espín positivo y negativo.

    Regla de Madelung. Esta pauta, dictada por el alemán Erwin Madelung, indica que, en los orbitales que presentan un mismo valor para la suma de los números cuánticos principal y secundario, n + l, se llena antes y presenta una mayor estabilidad aquel que tiene un valor de n más bajo.

    Ello se verificó cuando se obtuvo, mediante la aplicación de técnicas de espectroscopia, la distribución de los estados energéticos de los niveles electrónicos en las sucesivas capas de electrones del átomo. Dicha ordenación corresponde al esquema que se aprecia en la figura 1.

    A partir de los principios y reglas citados es posible obtener las configuraciones electrónicas de todos los átomos.

    Llenado de orbitales

    La configuración electrónica de los elementos se obtiene a partir de la secuencia de llenado de los orbitales. Este orden de llenado, en el que prima la ocupación en primera instancia de los de menos energía, se establece a partir de una regla mnemotécnica conocida como diagrama de Moeller, consistente en trazar una plantilla en cuya primera columna se incluyen en sentido descendente los orbitales, 1s, 2s, 3s, etc.; en la segunda se incorporan los p, 2p, 3p, 4p, etc., comenzando desde la posición 2 de la primera columna; en la tercera los d, 3d, 4d, 5d, etc., comenzando una posición más abajo, y así sucesivamente. Sobre esta plantilla se trazan flechas oblicuas descendentes desde los niveles de menor energía con lo cual queda determinado el orden global de llenado de los orbitales, tal y como se aprecia en el siguiente esquema:

    Como se observa, en el esquema de llenado aparecen también orbitales g, correspondientes al valor de 4 para el número cuántico secundario l, y que, en el plano teórico podrían ir seguidos, por orden alfabético, de orbitales h, para l = 5, orbitales i para l = 6, etc. Sin embargo, sólo con orbitales s, p, d y f es posible conformar la configuración electrónica de todos los átomos conocidos, incluidos los artificiales.

    Notación de las configuraciones electrónicas

    Las configuraciones electrónicas de los átomos con menor número de electrones pueden obtenerse fácilmente siguiendo el orden de llenado señalado por el diagrama de Moeller. Así, la del hidrógeno, H, con un solo electrón se representa como:

    El helio, que cuenta con dos electrones en su nivel fundamental, tendrá la configuración

    Respetando el principio de exclusión de Pauli en cuanto a la diferenciación de los valores de espín (consignada aquí mediante la distinción de flechas ascendentes y descendentes), la configuración electrónica de los elementos en orden creciente de número atómico se obtiene a partir de la del elemento anterior y añadiendo un electrón en el menor nivel energético vacante que se encuentre disponible.

    Así, para completar el segundo nivel energético (n = 2), las configuraciones de los átomos de litio, berilio, boro y carbono son:

    Se procede así hasta alcanzar la configuración del neón, gas noble que presenta 10 electrones y completa el segundo nivel de energía:

    En general, los gases nobles tienen siempre sus orbitales completos (llenos de electrones). Este hecho puede ser utilizado para indicar abreviadamente las configuraciones de elementos de número atómico alto, las cuales, evidentemente, son más complicadas.

    Cuando una estructura electrónica de gas noble se halla contenida en la de otro átomo, recibe el nombre de Kernel. La configuración abreviada se realiza escribiendo entre paréntesis el símbolo del gas noble inmediatamente anterior y distribuyendo posteriormente el resto de los electrones. Por ejemplo, la plata (z = 47), dado que el gas noble anterior es el krypton, sería [Kr] 5s2 4d9.

    Del mismo modo, la configuración de Kernel del sodio a partir de la del neón es:

    La configuración del sodio, que presenta un solo electrón en un nivel incompleto –a los electrones que están en niveles incompletos se les llama electrones de valencia– indica que nos hallamos ya en el tercer nivel energético. En este nivel también hay orbitales d y en él se ha de aplicar la mencionada regla de Madelung, en función de la cual es más estable el orbital que presente un valor menor de la suma de los números cuánticos n y l.

    Para los orbitales 3d, n = 3 y l = 2, por lo que n + l = 5; en cambio, para el 4s, n = 4 y l = 0, por lo que este último es más estable y, en consecuencia, empezará a llenarse antes que los d. Ejemplo de ello es la configuración electrónica de Kernel del titanio a partir de la del argón:

    La otra «anomalía» en el orden de llenado de las configuraciones corresponde a los subniveles 3d y 4p, de igual valor de n + l, pero con mayor estabilidad del menor número cuántico principal, razón por la cual se llenan antes los orbitales 3d que el 4p, como se ejemplifica en la configuración del arsénico:

    En definitiva, el llenado de los orbitales en las configuraciones electrónicas determina, en términos de estructura atómica, la base sobre la que se desarrolla la tabla periódica de los elementos.