Resumen de Configuración Electrónica y Orbitales Atómicos

## Introducción La **configuración electrónica** describe cómo se distribuyen los electrones en los orbitales de un átomo. La configuración de menor energía se conoce como estado fundamental; otras distribuciones posibles son estados excitados. Entender la configuración electrónica permite predecir propiedades atómicas como reactividad, magnetismo y posición en la tabla periódica. > Definición: La configuración electrónica es la distribución de los electrones de un átomo entre sus orbitales, ordenada de manera que refleje la energía relativa de dichos orbitales. ## Conceptos básicos ### Números cuánticos y orbitales - Número cuántico principal $n$: determina el tamaño y la energía general del orbital; valores enteros $n=1,2,3,\dots$. - Número cuántico azimutal $l$: determina la forma del orbital y el subnivel ($s,p,d,f$) con $l=0,1,2,3$ respectivamente. - Orbitales: cada subnivel contiene orbitales (por ejemplo, $p$ tiene $p_x,p_y,p_z$) que pueden alojar hasta dos electrones con espines opuestos. > Definición: Orbital es la región del espacio donde la probabilidad de encontrar un electrón es significativa. ### Energía relativa de orbitales - En general, a menor $n$ el orbital es más pequeño y más estable (menor energía): $1s < 2s < 3s < 4s\dots$. - Dentro de un mismo nivel $n$, a menor $l$ menor energía: por ejemplo $2s < 2p$, $3s < 3p < 3d$. > Definición: Orbitales degenerados son orbitales con la misma energía, por ejemplo $2p_x = 2p_y = 2p_z$ en ausencia de campo externo. ### Regla $n + l$ (regla de Madelung simplificada) - Los subniveles se ordenan por el valor de $n + l$. A menor $n + l$, menor energía del subnivel. - Si dos subniveles tienen igual $n + l$, el que tiene menor $n$ tiene menor energía. Tabla de ejemplo de valores $n + l$ y orden energético: | Subnivel | $n$ | $l$ | $n + l$ | Orden energético típico | |---:|:---:|:---:|:---:|:---| | 1s | 1 | 0 | 1 | 1s | 2s | 2 | 0 | 2 | 2s | 2p | 2 | 1 | 3 | 2p | 3s | 3 | 0 | 3 | 3s | 3p | 3 | 1 | 4 | 3p | 4s | 4 | 0 | 4 | 4s | 3d | 3 | 2 | 5 | 3d Lista de orden energético extendida: $1s < 2s < 2p < 3s < 3p < 4s < 3d < 4p < 5s < 4d < 5p < 6s < 4f < 5d < 6p < 7s < 5f < 6d$. ### Principio de exclusión de Pauli - En un átomo no pueden existir dos electrones con los mismos cuatro números cuánticos. Esto significa que un orbital puede contener como máximo dos electrones, con espines opuestos. ### Regla de Hund - En un subnivel con orbitales degenerados (por ejemplo, los tres $p$), los electrones ocupan primero orbitales separados con espines paralelos antes de aparearse. Esto minimiza la repulsión electrónica y baja la energía. > Definición: La regla de Hund establece que para orbitales degenerados, la configuración con máximo número de electrones desapareados con espines paralelos es la más estable. ## Notación de configuración electrónica - Se usa la notación $n\ell^{a}$ donde $n$ es el nivel, $\ell$ la subcapa ($s,p,d,f$) y $a$ el número de electrones en esa subcapa. Ejemplos: $1s^2$, $2p^6$, $3d^5$. - Subcapas medio llenas y llenas son especialmente estables: medio llenas $ns^1$, $np^3$, $nd^5$, $nf^7$; llenas $ns^2$, $np^6$, $nd^{10}$, $nf^{14}$. ## Cómo construir una configuración electrónica (pasos) 1. Ordena subniveles por $n + l$, y si hay empate, por menor $n$. 2. Asigna electrones al subnivel de menor energía disponible, respetando el principio de exclusión de Pauli (máx. 2 por orbital). 3. En orbitales degenerados, aplica la regla de Hund. 4. Continúa hasta agotar el número total de electrones del átomo. ## Ejemplos resueltos 1) Silicio, $Z=14$ (átomo neutro): - Distribuye 14 electrones siguiendo el orden: $1s^2\;2s^2\;2p^6\;3s^2\;3p^2$. - Notación: $1s^2\;2s^2\;2p^6\;3s^2\;3p^2$. - Pertenece al bloque $p$ de la tabla periódica. Tiene electrones desapareados en $3p$, por lo que es **paramagnético**. 2) Elemento con último electrón en $4s^1$ (átomo neutro): - La configuración hasta ese punto es $1s^2\;2s^2\;2p^6\;3s^2\;3p^6\;4s^1$; suma 19