La configuración electrónica explicada: principio de Aufbau, exclusión de Pauli y regla de Hund

La forma de la tabla periódica y la química de cada elemento se reducen a cómo se disponen los electrones dentro del átomo. Una configuración electrónica registra qué orbitales ocupan los electrones de un átomo y cuántos hay en cada uno. Al principio parece un código, pero bastan tres reglas para escribir por tu cuenta la configuración de la mayoría de los elementos.

Términos básicos: capas, subcapas y orbitales

El estado de un electrón se describe mediante números cuánticos. Para escribir configuraciones solo necesitas unas pocas ideas.

• Capa (número cuántico principal n): 1, 2, 3, etc. Las capas superiores están más lejos del núcleo y tienen más energía.
• Subcapa (s, p, d, f): divisiones dentro de una capa según la forma de los orbitales. La capa n contiene n tipos de subcapa: la capa 1 solo tiene 1s, la capa 2 tiene 2s y 2p, la capa 3 tiene 3s, 3p y 3d.
• Orbital: una región donde es probable encontrar un electrón. Una subcapa s tiene un orbital, una p tres, una d cinco y una f siete.

Cada orbital admite como máximo dos electrones, así que la ocupación máxima es de 2 para s, 6 para p, 10 para d y 14 para f.

Una configuración se escribe con la etiqueta de la subcapa seguida de un superíndice con el número de electrones, como 1s² 2s² 2p⁴. Es el oxígeno, con ocho electrones: dos en 1s, dos en 2s y cuatro en 2p.

Regla 1: el principio de Aufbau

El principio de Aufbau (del alemán «construcción») establece que en un átomo en estado fundamental los electrones llenan primero los orbitales de menor energía. El problema es que las energías de los orbitales no siguen exactamente el número de capa. Por ejemplo, 4s se llena antes que 3d.

El orden de llenado habitual es:

1s → 2s → 2p → 3s → 3p → 4s → 3d → 4p → 5s → 4d → 5p → 6s → 4f → 5d → 6p → 7s → 5f → 6d → 7p

Una forma práctica de recordarlo es la regla n + l, también llamada regla de Madelung. Asigna a s, p, d y f los valores de l 0, 1, 2 y 3.

1. Llena las subcapas en orden creciente de n + l.
2. Cuando dos subcapas tienen el mismo n + l, llena primero la de menor n.

4s tiene n + l = 4 + 0 = 4, mientras que 3d tiene 3 + 2 = 5, así que 4s va primero. 3d y 4p (4 + 1 = 5) empatan, de modo que va primero 3d, con el n menor. Muchos libros de texto lo muestran como un diagrama de flechas diagonales, conocido en muchos países de habla hispana como diagrama de Moeller o «regla de las diagonales».

La propia tabla periódica codifica este orden. Si recorres cada fila desde la esquina superior izquierda, pasas por el bloque s, luego por el bloque f cuando lo hay, después por el bloque d y por último por el bloque p, que es exactamente la secuencia de llenado.

Regla 2: el principio de exclusión de Pauli

El principio de exclusión de Pauli dice que dos electrones de un átomo no pueden tener el mismo conjunto de cuatro números cuánticos. Para las configuraciones, esto significa que un orbital puede contener como máximo dos electrones, y deben tener espines opuestos. Por eso una casilla de orbital contiene una flecha hacia arriba (↑) y otra hacia abajo (↓) cuando está llena.

Regla 3: la regla de Hund

La regla de Hund dice que cuando varios orbitales tienen la misma energía, los electrones los ocupan de uno en uno, con espines paralelos, antes de que ninguno se empareje. Piensa en pasajeros que suben a un autobús con asientos dobles vacíos: cada uno ocupa una pareja de asientos libre antes de que nadie se siente junto a un desconocido. Los electrones se repelen entre sí, así que repartirse en orbitales distintos da una energía menor.

Cómo dibujar diagramas de casillas

Toma el nitrógeno, con siete electrones. Su configuración es 1s² 2s² 2p³, y las casillas de orbitales quedan así:

• 1s: [↑↓]
• 2s: [↑↓]
• 2p: [↑ ] [↑ ] [↑ ]

Siguiendo la regla de Hund, los tres electrones 2p ocupan casillas distintas con el mismo espín, así que el nitrógeno tiene tres electrones desapareados.

El oxígeno, con ocho electrones, es 1s² 2s² 2p⁴:

• 2p: [↑↓] [↑ ] [↑ ]

El cuarto electrón 2p tiene que emparejarse, lo que deja dos electrones desapareados. Ese electrón emparejado es la razón de que el nitrógeno tenga una energía de ionización mayor que el oxígeno, una excepción que se comenta en la guía de propiedades periódicas.

Notación abreviada de gas noble

Las configuraciones se alargan en los átomos más grandes. Escrita completa, la del hierro (26 electrones) es:

1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s² 3d⁶

La primera parte, 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶, es idéntica a la configuración del argón (18 electrones), así que puede sustituirse por el símbolo del gas noble entre corchetes:

[Ar] 4s² 3d⁶

Esta es la notación de gas noble. La parte entre corchetes representa los electrones internos, que rara vez intervienen en la química; lo que sigue son los electrones de valencia, que deciden el comportamiento del elemento. Más ejemplos:

Si alineas las notaciones abreviadas de los elementos de un mismo grupo, la configuración externa se repite: el sodio es [Ne]3s¹, el potasio [Ar]4s¹ y el rubidio [Kr]5s¹. Esa repetición es la razón de que los elementos de un grupo se comporten de forma parecida.

Hay dos convenciones para ordenar las subcapas. Algunos las escriben en orden de llenado, [Ar] 4s² 3d⁶; otros en orden de número de capa, [Ar] 3d⁶ 4s². Ambas describen la misma configuración.

Excepciones: el cromo y el cobre

Aplicando mecánicamente el principio de Aufbau se obtiene [Ar] 4s² 3d⁴ para el cromo (24 electrones) y [Ar] 4s² 3d⁹ para el cobre (29). Los estados fundamentales medidos son distintos:

• Cromo: [Ar] 4s¹ 3d⁵
• Cobre: [Ar] 4s¹ 3d¹⁰

Un electrón 4s pasa a 3d, de modo que la subcapa d queda exactamente semillena (d⁵) o completamente llena (d¹⁰). La explicación abreviada habitual es que las subcapas semillenas y llenas son especialmente estables. Dicho con más precisión, 4s y 3d están tan próximas en energía que la ganancia de energía de intercambio entre electrones del mismo espín, junto con la menor repulsión, compensa el coste de promocionar un electrón 4s.

El molibdeno ([Kr] 5s¹ 4d⁵), la plata ([Kr] 5s¹ 4d¹⁰) y el oro ([Xe] 4f¹⁴ 5d¹⁰ 6s¹) muestran excepciones similares, y el paladio ([Kr] 4d¹⁰) no tiene ningún electrón s externo. Las excepciones se multiplican en los elementos más pesados, donde las energías de los orbitales se apiñan y entran en juego los efectos relativistas. El cromo y el cobre son las que más se preguntan en los exámenes, pero recuerda que las reglas de llenado son una aproximación muy buena, no una ley sin excepciones.

Configuraciones de los iones

Para formar un catión, se quitan electrones primero de la capa más externa (la de mayor n). Aunque 4s se llenó antes que 3d, también se vacía antes que 3d.

• Fe: [Ar] 3d⁶ 4s² → Fe²⁺: [Ar] 3d⁶ → Fe³⁺: [Ar] 3d⁵
• Cu: [Ar] 3d¹⁰ 4s¹ → Cu⁺: [Ar] 3d¹⁰ → Cu²⁺: [Ar] 3d⁹

Para los aniones, se añaden electrones. El cloro ([Ne] 3s² 3p⁵) gana un electrón y se convierte en Cl⁻ ([Ne] 3s² 3p⁶), la misma configuración que el argón.

Práctica: escribe las tuyas

Sigue estos pasos y podrás escribir la configuración de casi cualquier elemento.

1. Usa el número atómico para saber cuántos electrones tiene el átomo neutro.
2. Busca el gas noble anterior y escribe su símbolo entre corchetes.
3. Recorre la tabla periódica desde la casilla siguiente a ese gas noble hasta tu elemento, llenando s, luego f, luego d y luego p a medida que atraviesas cada bloque.
4. Comprueba si el elemento es una de las excepciones del tipo del cromo o del cobre.

El selenio (34) es un buen ejemplo. El gas noble anterior es el argón (18). Los 16 electrones restantes van 2 a 4s, 10 a 3d y 4 a 4p, lo que da [Ar] 3d¹⁰ 4s² 4p⁴. La terminación 4p⁴ te dice de inmediato que el selenio está en el grupo 16 con el oxígeno. Compara tus respuestas con las configuraciones que aparecen en la página de cada elemento para practicar.