Configuración electrónica de un elemento o ion

Cómo hacer la configuración electrónica

La configuración electrónica dice cómo se reparten los electrones de un átomo en niveles (1, 2, 3…) y subniveles (s, p, d, f). Se rellenan de menor a mayor energía (principio de Aufbau), en el orden que marcan las diagonales del diagrama de Moeller:

Cada subnivel admite un máximo de electrones: s, 2; p, 6; d, 10; f, 14. Para el hierro (26 electrones): 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s² 3d⁶. Los superíndices suman 26.

Configuración abreviada

Se sustituye la parte que coincide con el gas noble anterior por su símbolo entre corchetes. El hierro queda [Ar] 4s² 3d⁶. Es más corta y deja a la vista los electrones que importan para la química.

Electrones de valencia

Son los de la última capa (la de n más alto). Determinan cómo reacciona el elemento y su grupo en la tabla: el oxígeno, 1s² 2s² 2p⁴, tiene 6 electrones de valencia y está en el grupo 16.

Regla de Hund y diagrama de orbitales

Dentro de un subnivel, los electrones ocupan primero un orbital cada uno, con el mismo espín, y solo después se emparejan. Por eso el 3d⁶ del hierro tiene 4 electrones desapareados.

Excepciones: cromo y cobre

Algunos elementos se saltan el orden porque un subnivel d lleno o semilleno es más estable. El cromo es [Ar] 4s¹ 3d⁵ (no 4s² 3d⁴) y el cobre, [Ar] 4s¹ 3d¹⁰ (no 4s² 3d⁹). Les pasa también a la plata, al oro, al molibdeno y a otros.

Configuración de los iones

Los aniones ganan electrones, que se añaden en el siguiente hueco: O²⁻ es 1s² 2s² 2p⁶. Los cationes los pierden de la capa más externa; en los metales de transición salen antes los 4s que los 3d: Fe³⁺ es [Ar] 3d⁵.

Un poco de historia

Niels Bohr propuso en 1913 que los electrones ocupan niveles con energías fijas, y Wolfgang Pauli formuló en 1925 el principio de exclusión, que limita cuántos caben en cada orbital. El orden de llenado que se estudia con el diagrama de Moeller se conoce en muchos países como regla de Madelung, por Erwin Madelung (1936).

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