Configuración electronica

O termin **confeguración electronica**, se fa servir en quimica ta referir-se a la distribución d'os electrons, en os orbitals arredol d'o nuclio d'un u mas atomos.

## Orbitals, estaus y funcions d'onda
Como os electrons son fermions, son chusmesos a o Prencipio d'exclusión de Pauli, que diz que dos fermions no pueden ocupar o mesmo estau cuantico a la vegada. Ista ye a regla fundamental que determina a colocación d'os electrons en un atomo. Una vegada que un electrón ha ocupato un estau, o sigüient electrón ha d'ocupar un estau mecanocuantico diferent.

En un atomo, os estaus estacionarios d'a función d'onda d'un electrón (os estaus que son función propia d'a ecuación de Schrödinger HΨ = IΨ a on H ye o hamiltoniano) se denominan *orbitals*, por analochía con a clasica imachen d'os electrons orbitando arredol d'o nuclio. Istos estaus tienen cuatre numeros cuanticos: *n*, *l*, *m<sub>l</sub>* y *m<sub>s</sub>*, y, en resumen, o prencipio de Pauli quiere decir que *no puet haber dos electrons en un mesmo atomo con as cuatre valuras d'os numeros cuanticos iguals*. Os mas importants d'istos son o *n* y o *l*.

## Valuras d'os numeros cuanticos
O primer numero cuantico ***n*** (dito tamién *numero cuantico prencipal*) corresponde a os diferents nivels d'enerchía permititos u nivels cuanticos; as valuras que prene son 1, 2, 3, 4,... Ta n=1 se tien o nivel de menor enerchía. En bels casos (por eixemplo en espectroscopia de rayos X) tamién se denotan como K, L, M, N,...

O segundo numero cuantico ***l*** corresponde a o *[[momento angular]]* d'o estau. Istos estaus tienen a forma d'harmanicos esfericos, y por tanto se describen emplegando polinomios de Legendre. A istos subnivels, por razons historicas, se les asigna una letra, y fan referencia a o tipo d'orbital (s, p, d, f, g):

As valuras que puet prener *l* son: 0,..., (n-1), estando *n* o numero cuantico prencipal.

O tercer numero cuantico, ***m***, puet prener as valuras dende -*l* a *l*, y por tanto bi ha un total de 2*l*+1 estaus posibles.

Cadagún d'istos puet estar ocupato por dos electrons con espins oposatos, lo que viene dato por o cuatreno numero cuantico ***s*** (spin), que puet valer +1/2 o -1/2. Isto da un total de 2(2*l*+1) electrons en total (tal como se puet veyer en a tabla anterior).

En resumen, istas son as valuras que pueden prener os numeros cuanticos:

Por eixemplo en o caso d'o helio (2 electrons), en a suya confeguración electronica habitual, contendrá 2 electrons con os sigüients numeros cuanticos;

En o caso d'o neón (10 electrons), tendremos as sigüients valuras posibles ta os numeros cuanticos;

## Notación
Se fa servir una notación estandar ta describir as confeguracions electronicas d'os atomos. En ista notación, cada subcapa ye descrita con a notación **nx<sup>e</sup>** a on;
* **n** ye o numero de capa y se corresponde con o numero cuantico prencipal.
* **x** ye o tipo de subcapa y ye o simbolo d'o segundo numero cuantico.
* y **e** ye o numero d'electrons que contiene a subcapa. 
As subcapas d'un atomo siempre se describen en orden d'enerchía creixient (Prencipio d'Aufbau).

### Prencipio d'Aufbau
En o estau no excitato d'un atomo (o estau mas normal), a confeguración electronica sigue o Prencipio d'Aufbau. Seguntes iste prencipio, os electrons dentran en os orbitals, en orden d'enerchía creixient. Ye decir, o primer electrón d'un atomo, se coloca en l'orbital de menor enerchía, o segundo en o sigüient menos enerchetico, y asinas asinas. De contino s'amuestra una tabla con l'orden en que s'implen os orbitals.

## Emplenato d'orbitals
Ta obtener a confeguración electronica d'un elemento, os estaus se van ocupando por electrons seguntes a enerchía d'istos estaus: primero s'ocupan os de menor enerchía. Como o estau 3d (n=3 y l=2) ye mas enerchetico que o 4s (n=4 y l=0), existen os metals de transición; y como en l'orbital *d* i cullen 10 electrons seguntes a primera tabla (u bien fendo *l*=2 en 2(2*l*+1)=10), bi ha diez elementos en cada serie de transición. O mesmo alcurre con atros bloques d'elementos que se pueden veyer en a tabla periodica d'os elementos.

Se gosa emplegar una regla mnemotecnica en que se fa una tabla a on en a primera fila s'escribe 1s, 2s, 3s,..., en a segunda fila, brincando una columna, 2p, 3p,... y asinas succesivament. Os primers nivels que se van emplindo con electrons son os que queden mas a la ezquierda y abaixo d'a tabla.

Concretament, en o diagrama s'implen dica o 3d, prencipiando por a primera serie de transición. Si por eixemplo se quiere saber a confeguración electronica d'o vanadio, con o diagrama obtendríanos:

:1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d3

A on o primer numero ye o numero cuantico prencipal, a letra ye o segundo (tipo d'orbital) y o superendiz ye o numero d'electrons que son en iste nivel (os termins anteriors s'ordenan dimpués seguindo l'orden d'o numero cuantico prencipal).

En tractar-se d'o vanadio cal meter 23 electrons. En cada orbital *s* en i cullen 2; en os *p*, 6 y en os *d*, 10. O zaguer orbital nomás tendría 3 electrons por o que no sería pleno. Manimenos, existen bellas excepcions d'elementos que no siguen de tota ista regla, por eixemplo o cromo, con un electrón mas, 3d54s1 (se veiga confeguración electronica d'os elementos quimicos).

Una atra notació menos emplegata, ye a d'indicar ordenadament o numero d'electrons que bi ha en cada nivel, por eixemplo en o silicio sería: 2 8 4. O primer 2 equivale a 1s2, o 8 equivale a 2s2 2p6 y o 4 equivale a 3s2 3p2

## Bloques d'a tabla periodica

As propiedaz quimicas d'un atomo penden muito de como son ordenatos os electrons en os orbitals de mas enerchía (a vegadas ditos de *valencia*), a parti d'atros factors como o radio atomico, a masa atomica, u l'acesibilidat d'atros estaus electronicos.

En baixar por un grupo d'elementos, dende o mas lichero dica o mas pesato, os electrons mas externos, en nivels d'enerchía mas altos, y que por tanto ye mas fácil que faigan parti en as reaccions quimicas, son en o mesmo orbital, con una forma parellana, pero con una enerchía y distancia a o nuclio mayors. Por eixemplo, o carbonio y o plumo tienen cuatre electrons en os suyos orbitals mas externos.

A causa d'a importancia d'os nivels enercheticos mas exteriors, as diferents rechions d'a tabla periodica se dividen en bloques, dencindo-se seguntes o zaguer nivel ocupato: elementos d'o bloque s, elementos d'o bloque p, elementos d'o bloque d y elementos d'o bloque f, tal y como se veye en o diagrama.

## Regla de l'octeto
Ta que un atomo sía estable ha de tener toz os suyos orbitals plenos (cada orbital con dos electrons, un d'espín +1/2 y altro d'espín -1/2). Por eixemplo, l'oxicheno, que tien confeguración electronica 1s2, 2s2, 2p4, ye mas estable si plega a la confeguración 1s2, 2s2, 2p6 con o que, os nivels 1 y 2 serían plenos. Alavez l'oxicheno tendrá tendencia a ganar os 2 electrons que le mancan.

D'atra man, o hidrocheno, tien un electrón en a capa de valencia. Y por tanto tien u bien tendencia a liberar-lo ta quedar-se sin él u bien ta capturar-ne un atro ta emplir o nivel 1s.

Por ixo l'oxicheno y o hidrocheno se combinan ta formar augua, cada atomo d'hidrocheno cede un electrón d'o suyo nivel 1s que utiliza l'oxicheno ta rematar d'emplir o suyo nivel 2p dica os 6 electrons. Como l'afinidat d'os dos elementos por os electrons (electronegatividat) ye parellana, se forma un enlace covalent y os dos atomos *comparten* os electrons ceditos por o hidrocheno.

Un atro eixemplo: en o cloruro sodico, o cloro tien muita tendencia a ganar un electrón ta replenar o suyo orbital 3p. Por l'atro costato, o sodio tien muita tendencia a ceder un electrón ta quedar-se con l'orbital 2p pleno. Por tanto a combinación de cloro y sodio chenera un enlace ionico, a on os electrons no se comparten, sino que son ceditos de tot, ya que o sodio se queda con un electrón de menos y o cloro con un electrón de mas.

## Moleculas
En as moleculas cal tractar con os orbitals moleculars. Se conoixe como molecula a la unión d'atomos no metalicos, os cuals ta tener cantidat d'electrons exteriors muit amanatas a l'octeto, tienen una alta electronegatividat, por tanto tienden a atrayer electrons (a diferencia d'os metals que tienden a perder-los) y por tanto, si se troban con un atro atomo no metalico compartirán electrons dica que os dos puedan tener os 8 electrons en a capa de valencia. Iste tipo d'unión se diz covalent y ye a mas fuerte conoixita por a ciencia (superior a la fuerza d'atracción metalica, ionica, polar, etc.). Ta meter un eixemplo, o material mas duro y resistent d'a naturaleza, o diamant, ye un rete d'atomos de carbonio unitos entre si por unions covalents. Ta gosar crebar istas unions s'amenista fer calentar o diamant a alto u baxo 6273K.

## Se veiga tamién
* Efecto Jahn-Teller-

## Bibliografía
* Boeyens, Jan C. A.: *Chemistry from First Principles*. Berlin: Springer Science 2008, ISBN 978-1-4020-8546-8.

## Vinclos externos