*En física y química, la configuración electrónica es la manera en

la cual los electrones se estructuran o se modifican en un

átomo, molécula o en otra estructura físico-química, de acuerdo

con el modelo de capas electrónico, en el cual las funciones de

ondas del sistema se expresa como un producto de orbitales

antisimetrizadas.1 2 Cualquier conjunto de electrones en un

mismo estado cuántico deben cumplir el principio de exclusión

de Pauli. Por ser fermiones (partículas de espín sementero) el

principio de exclusión de Pauli nos dice que esto es función de

onda total (conjunto de electrones) debe ser antisimétrica.3 Por

lo tanto, en el momento en que un estado cuántico es ocupado

por un electrón, el siguiente electrón debe ocupar un estado

cuántico diferente. En los átomos, los estados estacionarios de

la función de onda de un electrón en una aproximación no

relativista (los estados que son función propia de la ecuación de

Schrödinger en donde es el hamiltoniano monoelectrónico

correspondiente; para el caso general hay

*que recurrir a la ecuación de Dirá de la mecánica cuántica de campos ) se denominan orbitales atómicos, por analogía con la imagen clásica de los electrones orbitando alrededor del núcleo. Estos estados, en su expresión más básica, se pueden describir mediante cuatro números cuánticos: n, l, m y ms, y, en resumen, el principio de exclusión de Pauli implica que no puede haber dos electrones en un mismo átomo con los cuatro valores de los números cuánticos iguales.

*De acuerdo con este modelo, los electrones pueden pasar de un nivel de energía orbital a otro ya sea emitiendo o absorbiendo un cuanto de energía, en forma de fotón. Debido al principio de exclusión de Pauli, no más, de dos electrones pueden ocupar el mismo orbital y, por tanto, la transición se produce a un orbital en el cual hay una vacante.

*Se utiliza en una notación estándar para describir las configuraciones electrónicas de átomos y moléculas. Para los átomos, la notación contiene la definición de los orbitales atómicos (en la forma n l, por ejemplo 1s, 2p, 3d, 4f) indicando el número de electrones asignado a cada orbital (o al conjunto de orbitales de la misma subcapa) como un superíndice. Por ejemplo, el hidrógeno tiene un electrón en el orbital s de la primera capa, de ahí que su configuración electrónica se escriba 1s1. El litio tiene dos electrones en la subcapa 1s y uno en la subcapa 2s (de mayor energía), de ahí que su configuración electrónica se escriba 1s2 2s1 (pronunciándose "uno-ese-dos, dos-ese-uno"). Para el fósforo (número atómico 15), tenemos: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p3.

*Para átomos con muchos electrones, esta notación puede ser muy larga por lo que se utiliza una notación abreviada, que tiene en cuenta que las primeras subcapas son iguales a las de algún gas noble. Por ejemplo, el fósforo, difiere del argón y neón (1s2 2s2 2p6) únicamente por la presencia de la tercera capa. Así, la configuración electrónica del fósforo se puede escribir respecto de la del neón como: [Ne] 3s2 3p6. Esta notación es útil si tenemos en cuenta que la mayor parte de las propiedades químicas de los elementos vienen determinadas por las capas más externas.

*El orden en el que se escriben los orbitales viene dado por la estabilidad relativa de los orbitales, escribiéndose primero aquellos que tienen menor energía orbital. Esto significa que, aunque sigue unas pautas generales, se pueden producir excepciones. La mayor parte de los átomos siguen el orden dado por la regla de Modelan. Así, de acuerdo con esta regla, la configuración electrónica del hierro se escribe como: [Ar] 4s2 3d6. Otra posible notación agrupa primero los orbitales con el mismo número cuántico n, de tal manera que la configuración del hierro se expresa como [Ar] 3d6 4s2 (agrupando el orbital 3d con los 3s y 3p que están implícitos en la configuración del argón).

El superíndice 1 de los orbitales ocupados por un único electrón no es

obligatorio.4 Es bastante común ver las letras de los orbitales escritas

en letra itálica o cursiva. Sin embargo, la Unión Internacional de

Química Pura y Aplicada (IUPAC) recomienda utilizar letra normal, tal

y como se realiza aquí.

*Historia

*Niels Bohr fue el primero en proponer (1923) que la periodicidad en

las propiedades de los elementos se podía explicar mediante la

estructura electrónica del átomo.5 Su propuesta se basó en el

modelo atómico de Bohr para el átomo, en el cual las capas

electrónicas eran órbitas electrónicas a distancias fijas al núcleo. Las

configuraciones originales de Bohr hoy parecen extrañas para el

químico: al azufre se le asignaba una configuración 2.4.4.6 en vez de

1s2 2s2 2p6 3s2 3p4.

*Distribución electrónica

s p d f

n = 1 1s

n = 2 2s 2p

n = 3 3s 3p 3d

n = 4 4s 4p 4d 4f

n = 5 5s 5p 5d 5f

n = 6 6s 6p 6d

n = 7 7s 7p

*Es la distribución de los electrones en los subniveles y orbitales de un

átomo. La configuración electrónica de los elementos se rige según

el diagrama de Moeller:

*Para comprender el diagrama de Moeller se utiliza la siguiente tabla

*Para encontrar la distribución electrónica se escriben las notaciones

en forma diagonal desde arriba hacia abajo y de derecha a izquierda

(seguir colores):

*Este principio de construcción (denominado principio de Aufbau, del

alemán Aufbau que significa 'construcción') fue una parte importante

del concepto original de Bohr de configuración electrónica. Puede

formularse como:7

*sólo se pueden ocupar los orbitales con un máximo de dos

electrones, en orden creciente de energía orbital: los orbitales de

menor energía se llenan antes que los de mayor energía.

*Así, vemos que se puede utilizar

*Anomalías de configuración electrónica

*Al desarrollar la configuración electrónica, encontramos una serie de excepciones. Por ejemplo, es más estable llenar dos medios orbitales que completar uno y dejar el otro a uno o dos electrones de estar completado a la mitad. Así, los metales del grupo 6 en vez de tener los orbitales externos s completos y el orbital d a un electrón de estar semi-completo, donarán un electrón del orbital s al orbital d, quedando ambos completos a la mitad: s1d5 en vez de s2d4. Igualmente, es más estable rellenar los orbitales d completamente, por lo que los elementos del grupo 11 tenderán a adoptar la configuración s1d10 en vez de s2d9. Ejemplos de estas anomalías son:

*Grupo VIB:

*24Cr: 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 4s2, 3d4 : es incorrecto .

*24Cr: 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 4s1, 3d5 : es correcto

*Grupo IB:

*29Cu: 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 4s1, 3d10 : es correcto.

*A continuación explicare de forma de resumen en que consisten los siguientes métodos físicos que son osmosis inversa y destilación de crudo; explicare de forma breve y también que utilidad le puede dar la sociedad.

*Contenido: Los métodos químicos de separación son procesos en los que los compuestos químicos se separan en elementos más sencillos. Estos métodos químicos se caracterizan por la necesidad de efectuar una reacción química previa a la separación. Estos son dos ejemplos de ello; osmosis inversa: es un proceso de filtración (principalmente sales minerales) en el agua. Es una aplicación de la ingeniería para revertir el proceso natural de la osmosis, en esto consiste el concepto osmosis, el siguiente concepto es destilación de crudo: la destilación es la operación fundamental para el refino del petróleo. El objetivo de este es conseguir mediante calor separar los diversos componentes del crudo. El crudo es sometido a un proceso llamado “destilación fraccionada”. La destilación de crudo tiene varios sistemas de destilación, destilación atmosférica, destilación al vacío, columnas de destilación, etc.

*Estos dos métodos químicos son muy útiles en la sociedad ya que sin la destilación de crudo no hubiera gasolina y no abría forma de desplazarnos de un lugar a otro nos seria mas difícil hacerlo, entre otras cosas.