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.

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