En física atómica y química cuántica , la configuración electrónica es la distribución de electrones de un átomo o molécula (u otra estructura física) en orbitales atómicos o moleculares . [1] Por ejemplo, la configuración electrónica del átomo de neón es 1s 2 2s 2 2p 6 , lo que significa que las subcapas 1s, 2s y 2p están ocupadas por dos, dos y seis electrones, respectivamente.
Las configuraciones electrónicas describen a cada electrón moviéndose independientemente en un orbital , en un campo promedio creado por los núcleos y todos los demás electrones. Matemáticamente, las configuraciones se describen mediante determinantes de Slater o funciones de estado de configuración .
Según las leyes de la mecánica cuántica , a cada configuración electrónica se le asocia un nivel de energía . En determinadas condiciones, los electrones son capaces de pasar de una configuración a otra mediante la emisión o absorción de un cuanto de energía, en forma de fotón .
El conocimiento de la configuración electrónica de los diferentes átomos es útil para comprender la estructura de la tabla periódica de los elementos , para describir los enlaces químicos que mantienen unidos a los átomos y para comprender las fórmulas químicas de los compuestos y las geometrías de las moléculas . En los materiales a granel, esta misma idea ayuda a explicar las propiedades peculiares de los láseres y los semiconductores .
La configuración electrónica fue concebida por primera vez bajo el modelo atómico de Bohr , y todavía es común hablar de capas y subcapas a pesar de los avances en la comprensión de la naturaleza mecánico-cuántica de los electrones .
Una capa electrónica es el conjunto de estados permitidos que comparten el mismo número cuántico principal , n , que los electrones pueden ocupar. En cada término de una configuración electrónica, n es el entero positivo que precede a cada letra orbital ( la configuración electrónica del helio es 1s 2 , por lo tanto, n = 1, y el orbital contiene dos electrones). La n- ésima capa electrónica de un átomo puede acomodar 2 n 2 electrones. Por ejemplo, la primera capa puede acomodar dos electrones, la segunda capa ocho electrones, la tercera capa dieciocho, y así sucesivamente. El factor de dos surge porque el número de estados permitidos se duplica con cada capa sucesiva debido al espín electrónico : cada orbital atómico admite hasta dos electrones idénticos con espín opuesto, uno con un espín + 1 ⁄ 2 (generalmente denotado por una flecha hacia arriba) y uno con un espín de − 1 ⁄ 2 (con una flecha hacia abajo).
Una subcapa es el conjunto de estados definidos por un número cuántico azimutal común , l , dentro de una capa. El valor de l está en el rango de 0 a n − 1. Los valores l = 0, 1, 2, 3 corresponden a las etiquetas s, p, d y f, respectivamente. Por ejemplo, la subcapa 3d tiene n = 3 y l = 2. El número máximo de electrones que se pueden colocar en una subcapa está dado por 2(2 l + 1). Esto da dos electrones en una subcapa s, seis electrones en una subcapa p, diez electrones en una subcapa d y catorce electrones en una subcapa f.
El número de electrones que pueden ocupar cada capa y cada subcapa surge de las ecuaciones de la mecánica cuántica, [a] en particular del principio de exclusión de Pauli , que establece que no hay dos electrones en el mismo átomo que puedan tener los mismos valores de los cuatro números cuánticos . [2]
Los físicos y químicos utilizan una notación estándar para indicar las configuraciones electrónicas de átomos y moléculas. Para los átomos, la notación consiste en una secuencia de etiquetas de subcapas atómicas (por ejemplo, para el fósforo, la secuencia 1s, 2s, 2p, 3s, 3p) con el número de electrones asignado a cada subcapa colocado como un superíndice. Por ejemplo, el hidrógeno tiene un electrón en el orbital s de la primera capa, por lo que su configuración se escribe 1s 1 . El litio tiene dos electrones en la subcapa 1s y uno en la subcapa 2s (de mayor energía), por lo que su configuración se escribe 1s 2 2s 1 (pronunciado "uno-s-dos, dos-s-uno"). El fósforo ( número atómico 15) es como sigue: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 3 .
Para átomos con muchos electrones, esta notación puede llegar a ser larga y por eso se utiliza una notación abreviada. La configuración electrónica puede visualizarse como los electrones del núcleo , equivalentes al gas noble del periodo precedente , y los electrones de valencia : cada elemento en un periodo difiere solo por las últimas subcapas. El fósforo, por ejemplo, está en el tercer periodo. Se diferencia del neón del segundo periodo , cuya configuración es 1s 2 2s 2 2p 6 , solo por la presencia de una tercera capa. La parte de su configuración que es equivalente al neón se abrevia como [Ne], lo que permite escribir la configuración del fósforo como [Ne] 3s 2 3p 3 en lugar de escribir los detalles de la configuración del neón explícitamente. Esta convención es útil ya que son los electrones en la capa más externa los que más determinan la química del elemento.
Para una configuración dada, el orden de escritura de los orbitales no es completamente fijo ya que solo las ocupaciones orbitales tienen importancia física. Por ejemplo, la configuración electrónica del estado fundamental del titanio se puede escribir como [Ar] 4s 2 3d 2 o [Ar] 3d 2 4s 2 . La primera notación sigue el orden basado en la regla de Madelung para las configuraciones de átomos neutros; 4s se llena antes que 3d en la secuencia Ar, K, Ca, Sc, Ti. La segunda notación agrupa todos los orbitales con el mismo valor de n juntos, correspondiente al orden "espectroscópico" de energías orbitales que es el inverso del orden en el que los electrones se eliminan de un átomo dado para formar iones positivos; 3d se llena antes que 4s en la secuencia Ti 4+ , Ti 3+ , Ti 2+ , Ti + , Ti.
El superíndice 1 para una subcapa ocupada individualmente no es obligatorio; por ejemplo, el aluminio puede escribirse como [Ne] 3s 2 3p 1 o [Ne] 3s 2 3p. En los átomos en los que una subcapa está desocupada a pesar de que subcapas superiores están ocupadas (como es el caso de algunos iones, así como ciertos átomos neutros que se ha demostrado que se desvían de la regla de Madelung ), la subcapa vacía se denota con un superíndice 0 o se omite por completo. Por ejemplo, el paladio neutro puede escribirse como [Kr] 4d 10 5s 0 o simplemente [Kr] 4d 10 , y el ion lantano(III) puede escribirse como [Xe] 4f 0 o simplemente [Xe]. [3]
Es bastante común ver las letras de las etiquetas orbitales (s, p, d, f) escritas en cursiva o inclinadas, aunque la Unión Internacional de Química Pura y Aplicada (IUPAC) recomienda una tipografía normal (como la que se utiliza aquí). La elección de las letras se origina a partir de un sistema ahora obsoleto de categorización de las líneas espectrales como " aguda " , " principal ", " difusa " y " fundamental " (o " fina " ), en función de su estructura fina observada: su uso moderno indica orbitales con un número cuántico azimutal , l , de 0, 1, 2 o 3 respectivamente. Después de f, la secuencia continúa alfabéticamente g, h, i... ( l = 4, 5, 6...), omitiendo j, aunque rara vez se requieren orbitales de estos tipos. [4] [5]
Las configuraciones electrónicas de las moléculas se escriben de manera similar, excepto que se utilizan etiquetas orbitales moleculares en lugar de etiquetas orbitales atómicos (ver más abajo).
La energía asociada a un electrón es la de su orbital. La energía de una configuración suele aproximarse como la suma de la energía de cada electrón, despreciando las interacciones electrón-electrón. La configuración que corresponde a la energía electrónica más baja se denomina estado fundamental . Cualquier otra configuración es un estado excitado .
Como ejemplo, la configuración del estado fundamental del átomo de sodio es 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 , como se deduce del principio de Aufbau (ver más abajo). El primer estado excitado se obtiene promoviendo un electrón 3s al subnivel 3p, para obtener la configuración 1s 2 2s 2 2p 6 3p 1 , abreviada como el nivel 3p. Los átomos pueden moverse de una configuración a otra absorbiendo o emitiendo energía. En una lámpara de vapor de sodio , por ejemplo, los átomos de sodio se excitan al nivel 3p mediante una descarga eléctrica, y regresan al estado fundamental emitiendo luz amarilla de longitud de onda de 589 nm.
Por lo general, la excitación de los electrones de valencia (como el 3s del sodio) implica energías correspondientes a fotones de luz visible o ultravioleta . La excitación de los electrones del núcleo es posible, pero requiere energías mucho más altas, generalmente correspondientes a fotones de rayos X. Este sería el caso, por ejemplo, de excitar un electrón 2p del sodio al nivel 3s y formar la configuración excitada 1s 2 2s 2 2p 5 3s 2 .
El resto de este artículo trata únicamente de la configuración del estado fundamental, a menudo denominada "la" configuración de un átomo o molécula.
Irving Langmuir fue el primero en proponer en su artículo de 1919 "La disposición de los electrones en átomos y moléculas" en el que, basándose en la teoría del átomo cúbico de Gilbert N. Lewis y la teoría del enlace químico de Walther Kossel , esbozó su "teoría concéntrica de la estructura atómica". [6] Langmuir había desarrollado su trabajo sobre la estructura atómica de los electrones a partir de otros químicos como se muestra en el desarrollo de la Historia de la tabla periódica y la regla del octeto .
Niels Bohr (1923) incorporó el modelo de Langmuir de que la periodicidad de las propiedades de los elementos podría explicarse por la estructura electrónica del átomo. [7] Sus propuestas se basaban en el modelo de Bohr del átomo, vigente en aquel momento, en el que las capas de electrones eran órbitas a una distancia fija del núcleo. Las configuraciones originales de Bohr parecerían extrañas para un químico actual: el azufre se daba como 2.4.4.6 en lugar de 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 4 (2.8.6). Bohr utilizó 4 y 6 siguiendo el artículo de Alfred Werner de 1893. De hecho, los químicos aceptaron el concepto de átomos mucho antes que los físicos. Langmuir comenzó su artículo mencionado anteriormente diciendo:
«…El problema de la estructura de los átomos ha sido abordado principalmente por físicos que han prestado poca atención a las propiedades químicas que, en última instancia, deben explicarse mediante una teoría de la estructura atómica. El vasto acervo de conocimientos sobre propiedades y relaciones químicas, tal como se resume en la Tabla Periódica, debería servir como una mejor base para una teoría de la estructura atómica que los relativamente escasos datos experimentales en líneas puramente físicas... Estos electrones se organizan en una serie de capas concéntricas, la primera capa contiene dos electrones, mientras que todas las demás capas tienden a contener ocho …»
Los electrones de valencia en el átomo fueron descritos por Richard Abegg en 1904. [8]
En 1924, E. C. Stoner incorporó el tercer número cuántico de Sommerfeld a la descripción de las capas de electrones y predijo correctamente que la estructura de capas del azufre sería 2,8,6. [9] Sin embargo, ni el sistema de Bohr ni el de Stoner pudieron describir correctamente los cambios en los espectros atómicos en un campo magnético (el efecto Zeeman ).
Bohr era muy consciente de esta deficiencia (y de otras), y había escrito a su amigo Wolfgang Pauli en 1923 para pedirle ayuda para salvar la teoría cuántica (el sistema ahora conocido como " antigua teoría cuántica "). Pauli planteó con éxito la hipótesis de que el efecto Zeeman puede explicarse como dependiente únicamente de la respuesta de los electrones más externos (es decir, de valencia) del átomo. Pauli fue capaz de reproducir la estructura de capas de Stoner, pero con la estructura correcta de subcapas, mediante su inclusión de un cuarto número cuántico y su principio de exclusión (1925): [10]
Debería prohibirse que más de un electrón con el mismo valor del número cuántico principal n tenga el mismo valor para los otros tres números cuánticos k [ l ], j [ m l ] y m [ m s ].
La ecuación de Schrödinger , publicada en 1926, dio tres de los cuatro números cuánticos como consecuencia directa de su solución para el átomo de hidrógeno: [a] esta solución produce los orbitales atómicos que se muestran hoy en los libros de texto de química (y superiores). El examen de los espectros atómicos permitió determinar experimentalmente las configuraciones electrónicas de los átomos y condujo a una regla empírica (conocida como la regla de Madelung (1936), [11] ver más abajo) para el orden en el que los orbitales atómicos se llenan de electrones.
El principio de Aufbau (del alemán Aufbau , "construcción") fue una parte importante del concepto original de configuración electrónica de Bohr . Puede enunciarse de la siguiente manera: [12]
El principio funciona muy bien (para los estados fundamentales de los átomos) para los 118 elementos conocidos, aunque a veces es ligeramente erróneo. La forma moderna del principio de Aufbau describe un orden de energías orbitales dado por la regla de Madelung (o regla de Klechkowski) . Esta regla fue enunciada por primera vez por Charles Janet en 1929, redescubierta por Erwin Madelung en 1936, [11] y posteriormente justificada teóricamente por VM Klechkowski : [13]
Esto da el siguiente orden para llenar los orbitales:
En esta lista, las subcapas entre paréntesis no están ocupadas en el estado fundamental del átomo más pesado conocido actualmente ( Og , Z = 118).
El principio de Aufbau se puede aplicar, en una forma modificada, a los protones y neutrones en el núcleo atómico , como en el modelo de capas de la física nuclear y la química nuclear .
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La forma de la tabla periódica está estrechamente relacionada con la configuración electrónica atómica de cada elemento. Por ejemplo, todos los elementos del grupo 2 (la segunda columna de la tabla) tienen una configuración electrónica de [E] n s 2 (donde [E] es una configuración de gas noble ), y tienen similitudes notables en sus propiedades químicas. La periodicidad de la tabla periódica en términos de bloques de la tabla periódica se debe a la cantidad de electrones (2, 6, 10 y 14) necesarios para llenar las subcapas s, p, d y f. Estos bloques aparecen como secciones rectangulares de la tabla periódica. La única excepción es el helio , que a pesar de ser un átomo del bloque s se coloca convencionalmente con los otros gases nobles en el bloque p debido a su inercia química, una consecuencia de su capa externa completa (aunque existe una discusión en la literatura contemporánea sobre si esta excepción debería mantenerse).
Los electrones de la capa de valencia (la más externa) determinan en gran medida las propiedades químicas de cada elemento . Las similitudes en las propiedades químicas se observaron más de un siglo antes de que surgiera la idea de la configuración electrónica. [b]
El principio de Aufbau se basa en un postulado fundamental según el cual el orden de las energías orbitales es fijo, tanto para un elemento dado como entre diferentes elementos; en ambos casos esto es sólo aproximadamente cierto. Considera los orbitales atómicos como "cajas" de energía fija en las que se pueden colocar dos electrones y no más. Sin embargo, la energía de un electrón "en" un orbital atómico depende de las energías de todos los demás electrones del átomo (o ion, o molécula, etc.). No existen "soluciones de un electrón" para sistemas de más de un electrón, sólo un conjunto de soluciones de muchos electrones que no se pueden calcular con exactitud [c] (aunque hay aproximaciones matemáticas disponibles, como el método de Hartree-Fock ).
El hecho de que el principio de Aufbau se base en una aproximación se puede ver en el hecho de que existe un orden de llenado casi fijo, es decir, que, dentro de una capa dada, el orbital s siempre se llena antes que los orbitales p. En un átomo similar al hidrógeno , que solo tiene un electrón, el orbital s y los orbitales p de la misma capa tienen exactamente la misma energía, con una muy buena aproximación en ausencia de campos electromagnéticos externos. (Sin embargo, en un átomo de hidrógeno real, los niveles de energía están ligeramente divididos por el campo magnético del núcleo y por los efectos electrodinámicos cuánticos del desplazamiento Lamb .)
La aplicación ingenua del principio de Aufbau conduce a una paradoja bien conocida (o aparente paradoja) en la química básica de los metales de transición . El potasio y el calcio aparecen en la tabla periódica antes que los metales de transición, y tienen configuraciones electrónicas [Ar] 4s 1 y [Ar] 4s 2 respectivamente, es decir, el orbital 4s se llena antes que el orbital 3d. Esto está en línea con la regla de Madelung, ya que el orbital 4s tiene n + l = 4 ( n = 4, l = 0) mientras que el orbital 3d tiene n + l = 5 ( n = 3, l = 2). Después del calcio, la mayoría de los átomos neutros en la primera serie de metales de transición ( escandio a zinc ) tienen configuraciones con dos electrones 4s, pero hay dos excepciones. El cromo y el cobre tienen configuraciones electrónicas [Ar] 3d 5 4s 1 y [Ar] 3d 10 4s 1 respectivamente, es decir, un electrón ha pasado del orbital 4s a un orbital 3d para generar una subcapa medio llena o llena. En este caso, la explicación habitual es que "las subcapas medio llenas o completamente llenas son disposiciones particularmente estables de electrones". Sin embargo, esto no está respaldado por los hechos, ya que el tungsteno (W) tiene una configuración d 4 s 2 que sigue a Madelung y no d 5 s 1 , y el niobio (Nb) tiene una configuración d 4 s 1 anómala que no le da una subcapa medio llena o completamente llena. [14]
La aparente paradoja surge cuando se eliminan electrones de los átomos de metales de transición para formar iones . Los primeros electrones en ionizarse no provienen del orbital 3d, como se esperaría si fuera "más alto en energía", sino del orbital 4s. Este intercambio de electrones entre 4s y 3d se encuentra para todos los átomos de la primera serie de metales de transición. [d] Las configuraciones de los átomos neutros (K, Ca, Sc, Ti, V, Cr, ...) suelen seguir el orden 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, ...; sin embargo, las etapas sucesivas de ionización de un átomo dado (como Fe 4+ , Fe 3+ , Fe 2+ , Fe + , Fe) suelen seguir el orden 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 3d, 4s, ...
Este fenómeno sólo es paradójico si se supone que el orden de energía de los orbitales atómicos es fijo y no se ve afectado por la carga nuclear o por la presencia de electrones en otros orbitales. Si ese fuera el caso, el orbital 3d tendría la misma energía que el orbital 3p, como ocurre en el hidrógeno, pero claramente no es así. No hay ninguna razón especial por la que el ion Fe2 + deba tener la misma configuración electrónica que el átomo de cromo, dado que el hierro tiene dos protones más en su núcleo que el cromo, y que la química de las dos especies es muy diferente. Melrose y Eric Scerri han analizado los cambios de energía orbital con ocupaciones orbitales en términos de las integrales de repulsión de dos electrones del método Hartree-Fock de cálculo de la estructura atómica. [15] Más recientemente, Scerri ha argumentado que, contrariamente a lo que se afirma en la gran mayoría de las fuentes, incluido el título de su artículo anterior sobre el tema, los orbitales 3d en lugar de los 4s están de hecho ocupados preferentemente. [16]
En entornos químicos, las configuraciones pueden cambiar aún más: Th 3+ como un ion desnudo tiene una configuración de [Rn] 5f 1 , sin embargo, en la mayoría de los compuestos Th III, el átomo de torio tiene una configuración 6d 1 en su lugar. [17] [18] En la mayoría de los casos, lo que está presente es más bien una superposición de varias configuraciones. [14] Por ejemplo, el metal cobre se describe mal por una configuración [Ar] 3d 10 4s 1 o una [Ar] 3d 9 4s 2 , pero se describe bastante bien como una contribución del 90% de la primera y una contribución del 10% de la segunda. De hecho, la luz visible ya es suficiente para excitar electrones en la mayoría de los metales de transición, y a menudo "fluyen" continuamente a través de diferentes configuraciones cuando eso sucede (el cobre y su grupo son una excepción). [19]
Configuraciones similares a iones 3d x 4s 0 ocurren en complejos de metales de transición como se describe por la teoría del campo cristalino simple , incluso si el metal tiene un estado de oxidación 0. Por ejemplo, el hexacarbonilo de cromo se puede describir como un átomo de cromo (no ion) rodeado por seis ligandos de monóxido de carbono . La configuración electrónica del átomo de cromo central se describe como 3d 6 con los seis electrones llenando los tres orbitales d de menor energía entre los ligandos. Los otros dos orbitales d están a mayor energía debido al campo cristalino de los ligandos. Esta imagen es consistente con el hecho experimental de que el complejo es diamagnético , lo que significa que no tiene electrones desapareados. Sin embargo, en una descripción más precisa utilizando la teoría de orbitales moleculares , los orbitales tipo d ocupados por los seis electrones ya no son idénticos a los orbitales d del átomo libre.
Existen varias excepciones más a la regla de Madelung entre los elementos más pesados, y a medida que aumenta el número atómico se hace cada vez más difícil encontrar explicaciones simples como la estabilidad de subcapas medio llenas. Es posible predecir la mayoría de las excepciones mediante cálculos de Hartree-Fock, [20] que son un método aproximado para tener en cuenta el efecto de los otros electrones en las energías orbitales. Cualitativamente, por ejemplo, los elementos 4d tienen la mayor concentración de anomalías de Madelung, porque el espacio 4d–5s es más grande que los espacios 3d–4s y 5d–6s. [21]
Para los elementos más pesados, también es necesario tener en cuenta los efectos de la relatividad especial sobre las energías de los orbitales atómicos, ya que los electrones de la capa interna se mueven a velocidades cercanas a la velocidad de la luz . En general, estos efectos relativistas [22] tienden a disminuir la energía de los orbitales s en relación con los otros orbitales atómicos. [23] Esta es la razón por la que se predice que los elementos 6d no tienen anomalías de Madelung aparte del laurencio (para el cual los efectos relativistas estabilizan también el orbital p 1/2 y causan su ocupación en el estado fundamental), ya que la relatividad interviene para hacer que los orbitales 7s tengan menor energía que los 6d.
La tabla siguiente muestra las configuraciones de los átomos del bloque f (verde) y del bloque d (azul). Muestra la configuración del estado fundamental en términos de ocupación orbital, pero no muestra el estado fundamental en términos de la secuencia de energías orbitales determinada espectroscópicamente. Por ejemplo, en los metales de transición, el orbital 4s tiene una energía más alta que los orbitales 3d; y en los lantánidos, el 6s es más alto que el 4f y el 5d. Los estados fundamentales se pueden ver en las configuraciones electrónicas de los elementos (página de datos) . Sin embargo, esto también depende de la carga: un átomo de calcio tiene 4s menos energía que 3d, pero un catión Ca 2+ tiene 3d menos energía que 4s. En la práctica, las configuraciones predichas por la regla de Madelung son al menos cercanas al estado fundamental incluso en estos casos anómalos. [24] Los orbitales f vacíos en el lantano, actinio y torio contribuyen a la formación de enlaces químicos, [25] [26] al igual que los orbitales p vacíos en los metales de transición. [27]
Los orbitales s, d y f vacantes se han mostrado explícitamente, como se hace ocasionalmente, [28] para enfatizar el orden de llenado y aclarar que incluso los orbitales desocupados en el estado fundamental (por ejemplo, el lantano 4f o el paladio 5s) pueden estar ocupados y enlazarse en compuestos químicos. (Lo mismo es cierto para los orbitales p, que no se muestran explícitamente porque solo están ocupados en realidad en el caso del laurencio en estados fundamentales en fase gaseosa).
Las diversas anomalías describen los átomos libres y no necesariamente predicen el comportamiento químico. Así, por ejemplo, el neodimio forma típicamente el estado de oxidación +3, a pesar de su configuración [Xe] 4f 4 5d 0 6s 2 que, si se interpretara de manera ingenua, sugeriría un estado de oxidación +2 más estable que correspondería a la pérdida de solo los electrones 6s. Por el contrario, el uranio como [Rn] 5f 3 6d 1 7s 2 tampoco es muy estable en el estado de oxidación +3, prefiriendo +4 y +6. [32]
La configuración de la capa electrónica de los elementos más allá del hassio aún no se ha verificado empíricamente, pero se espera que sigan la regla de Madelung sin excepciones hasta el elemento 120. El elemento 121 debería tener la configuración anómala [ Og ] 8s 2 5g 0 6f 0 7d 0 8p 1 , teniendo un electrón p en lugar de un electrón g. Las configuraciones electrónicas más allá de esto son tentativas y las predicciones difieren entre los modelos, [33] pero se espera que la regla de Madelung se rompa debido a la proximidad en energía de los orbitales 5g, 6f, 7d y 8p 1/2 . [30] Dicho esto, se predice que la secuencia de llenado 8s, 5g, 6f, 7d, 8p se mantendrá aproximadamente, con perturbaciones debido a la enorme división de espín-órbita de las capas 8p y 9p, y la enorme estabilización relativista de la capa 9s. [34]
En el contexto de los orbitales atómicos , una capa abierta es una capa de valencia que no está completamente llena de electrones o que no ha cedido todos sus electrones de valencia a través de enlaces químicos con otros átomos o moléculas durante una reacción química . Por el contrario, una capa cerrada se obtiene con una capa de valencia completamente llena. Esta configuración es muy estable . [35]
En el caso de las moléculas, una "capa abierta" significa que hay electrones desapareados . En la teoría de orbitales moleculares , esto conduce a orbitales moleculares que están ocupados individualmente. En las implementaciones de la teoría de orbitales moleculares en química computacional , las moléculas de capa abierta deben manejarse mediante el método Hartree-Fock de capa abierta restringido o el método Hartree-Fock sin restricciones . Por el contrario, una configuración de capa cerrada corresponde a un estado en el que todos los orbitales moleculares están doblemente ocupados o vacíos (un estado singlete ). [36] Las moléculas de capa abierta son más difíciles de estudiar computacionalmente. [37]
La configuración de gas noble es la configuración electrónica de los gases nobles . La base de todas las reacciones químicas es la tendencia de los elementos químicos a adquirir estabilidad . Los átomos del grupo principal generalmente obedecen la regla del octeto , mientras que los metales de transición generalmente obedecen la regla de los 18 electrones . Los gases nobles ( He , Ne , Ar , Kr , Xe , Rn ) son menos reactivos que otros elementos porque ya tienen una configuración de gas noble. Se predice que el oganesón es más reactivo debido a los efectos relativistas para los átomos pesados.
Todo sistema tiene tendencia a adquirir un estado de estabilidad o de mínima energía, por lo que los elementos químicos participan en reacciones químicas para adquirir una configuración electrónica estable similar a la de su gas noble más próximo . Un ejemplo de esta tendencia son dos átomos de hidrógeno (H) que reaccionan con un átomo de oxígeno (O) para formar agua (H 2 O). El hidrógeno atómico neutro tiene un electrón en su capa de valencia y, al formarse agua, adquiere una parte de un segundo electrón procedente del oxígeno, de modo que su configuración es similar a la de su gas noble más próximo, el helio (He), con dos electrones en su capa de valencia. De forma similar, el oxígeno atómico neutro tiene seis electrones en su capa de valencia y adquiere una parte de dos electrones de los dos átomos de hidrógeno, de modo que su configuración es similar a la de su gas noble más próximo, el neón, con ocho electrones en su capa de valencia.
La configuración electrónica en las moléculas es más compleja que la configuración electrónica de los átomos, ya que cada molécula tiene una estructura orbital diferente . Los orbitales moleculares se etiquetan de acuerdo con su simetría , [e] en lugar de las etiquetas orbitales atómicas utilizadas para átomos e iones monoatómicos ; por lo tanto, la configuración electrónica de la molécula de dioxígeno , O 2 , se escribe 1σ g 2 1σ u 2 2σ g 2 2σ u 2 3σ g 2 1π u 4 1π g 2 , [38] [39] o equivalentemente 1σ g 2 1σ u 2 2σ g 2 2σ u 2 1π u 4 3σ g 2 1π g 2 . [1] El término 1π g 2 representa los dos electrones en los dos orbitales π* degenerados ( antienlace ). Según las reglas de Hund , estos electrones tienen espines paralelos en el estado fundamental , por lo que el dioxígeno tiene un momento magnético neto (es paramagnético ). La explicación del paramagnetismo del dioxígeno fue un gran éxito para la teoría de los orbitales moleculares .
La configuración electrónica de las moléculas poliatómicas puede cambiar sin absorción o emisión de un fotón a través de acoplamientos vibrónicos .
En un sólido , los estados electrónicos se vuelven muy numerosos. Dejan de ser discretos y se combinan en rangos continuos de estados posibles (una banda electrónica ). La noción de configuración electrónica deja de ser relevante y da paso a la teoría de bandas .
La aplicación más extendida de las configuraciones electrónicas es la racionalización de las propiedades químicas , tanto en química inorgánica como orgánica . En efecto, las configuraciones electrónicas, junto con algunas formas simplificadas de la teoría de orbitales moleculares , se han convertido en el equivalente moderno del concepto de valencia , que describe el número y el tipo de enlaces químicos que se puede esperar que forme un átomo .
Este enfoque se lleva más allá en la química computacional , que generalmente intenta hacer estimaciones cuantitativas de las propiedades químicas. Durante muchos años, la mayoría de estos cálculos se basaron en la aproximación de " combinación lineal de orbitales atómicos " (LCAO), utilizando un conjunto base cada vez más grande y complejo de orbitales atómicos como punto de partida. El último paso en un cálculo de este tipo es la asignación de electrones entre los orbitales moleculares de acuerdo con el principio de Aufbau. No todos los métodos en química computacional se basan en la configuración electrónica: la teoría funcional de la densidad (DFT) es un ejemplo importante de un método que descarta el modelo.
En el caso de átomos o moléculas con más de un electrón , el movimiento de los electrones está correlacionado y esta imagen ya no es exacta. Se necesita una gran cantidad de configuraciones electrónicas para describir con exactitud cualquier sistema multielectrónico, y no se puede asociar ninguna energía con una única configuración. Sin embargo, la función de onda electrónica suele estar dominada por una cantidad muy pequeña de configuraciones y, por lo tanto, el concepto de configuración electrónica sigue siendo esencial para los sistemas multielectrónicos.
Una aplicación fundamental de las configuraciones electrónicas es la interpretación de los espectros atómicos . En este caso, es necesario complementar la configuración electrónica con uno o más símbolos de término , que describen los diferentes niveles de energía disponibles para un átomo. Los símbolos de término se pueden calcular para cualquier configuración electrónica, no solo para la configuración de estado fundamental que aparece en las tablas, aunque no todos los niveles de energía se observan en la práctica. Es a través del análisis de los espectros atómicos que se determinaron experimentalmente las configuraciones electrónicas de estado fundamental de los elementos.
