Estructura Atómica, Modelos Atómicos e Isótopos
Niveles, subniveles y orbitales: dónde están los electrones
Al terminar vas a poder escribir la configuración electrónica completa y abreviada de un elemento, explicar por qué el orden de llenado no sigue la numeración de los niveles, y deducir la estructura de Lewis de un elemento representativo a partir de su configuración.
Tres palabras que se usan como sinónimos y no lo son
Hablar de «dónde están los electrones» exige tres escalas encajadas.
El nivel de energía (n) es la escala mayor: 1, 2, 3… Cuanto mayor es n, más lejos del núcleo y más energía. Cada nivel admite 2n² electrones: 2 en el primero, 8 en el segundo, 18 en el tercero, 32 en el cuarto. Ese número no se recuerda suelto: sale de la fórmula.
El subnivel es la división dentro de un nivel: s, p, d, f. Cuántos hay disponibles es igual a n: el nivel 1 solo tiene s; el 2, s y p; el 3, s, p y d; del 4 en adelante, los cuatro.
El orbital es la región concreta donde hay alta probabilidad de encontrar un electrón. Aquí está la regla que ordena lo demás: cada orbital admite dos electrones como máximo, con giros opuestos. Y cada subnivel tiene un número fijo de orbitales.
| Subnivel | Orbitales | Electrones máximos |
|---|---|---|
| s | 1 | 2 |
| p | 3 | 6 |
| d | 5 | 10 |
| f | 7 | 14 |
Fijate en que la columna de la derecha es el doble de la del medio, porque cada orbital lleva dos electrones. No son tres datos: es uno aplicado cuatro veces.
Nivel, subnivel, orbital: de lo grande a lo pequeño. El nivel dice qué tan lejos, el subnivel qué forma tiene la región, y el orbital es el espacio concreto que aloja como mucho dos electrones.
Por qué el 4s se llena antes que el 3d
Este es el punto que más confunde, y tiene explicación.
Los electrones se acomodan empezando por el subnivel de menor energía disponible: eso es el principio de construcción. Lo que pasa es que, a partir del tercer nivel, los subniveles de niveles distintos se traslapan en energía, y el 4s resulta tener menos energía que el 3d, así que se llena primero aunque su número de nivel sea mayor.
El orden que resulta es: 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 4f, 5d, 6p, 7s, 5f, 6d.
No hace falta retener esa fila: se reconstruye con la regla de las diagonales. Se escriben los subniveles de cada nivel en filas —1s; 2s 2p; 3s 3p 3d; 4s 4p 4d 4f— y se leen en diagonal, de arriba a la derecha hacia abajo a la izquierda. La secuencia sale sola cada vez.
Hay una tercera regla, la de máxima multiplicidad: dentro de un subnivel los electrones se reparten primero uno por orbital, y solo cuando todos tienen uno empiezan a aparearse. La razón es electrostática: dos electrones en el mismo orbital se repelen más.
Configuración completa y abreviada
La configuración completa lista todos los subniveles con su cantidad de electrones como superíndice, en orden de llenado. El total debe coincidir con el número atómico si el átomo es neutro: esa verificación nunca sobra.
La configuración abreviada reemplaza los subniveles internos por el gas noble anterior entre corchetes y escribe solo lo que sigue. Sirve porque lo químicamente interesante está afuera: los gases nobles tienen su última capa completa y no participan.
| Elemento | Completa | Abreviada |
|---|---|---|
| Na (Z = 11) | 1s² 2s² 2p⁶ 3s¹ | [Ne] 3s¹ |
| Cl (Z = 17) | 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁵ | [Ne] 3s² 3p⁵ |
| Ca (Z = 20) | 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s² | [Ar] 4s² |
De la configuración a la estructura de Lewis
La estructura de Lewis de un elemento representa el símbolo rodeado por sus electrones de valencia, que son los del último nivel ocupado —los de mayor n—, no los del último subnivel que se llenó.
En los elementos representativos son los de los subniveles s y p del nivel más alto, y su cantidad coincide con el grupo. Los puntos se reparten uno por lado antes de aparear, igual que en los orbitales.
De ahí sale la tendencia química del elemento: con uno o dos electrones de valencia tiende a cederlos; con seis o siete, a captar los que le faltan para completar ocho. La estructura de Lewis es el resumen visual de con cuántos electrones va a negociar ese átomo.
Ejemplos resueltos
1. Escribí la configuración completa del oxígeno (Z = 8) y sus electrones de valencia. 1s² 2s² 2p⁴. Suman 8, igual a Z, así que está bien. El último nivel ocupado es el 2, con 2 + 4 = 6 electrones de valencia. Su Lewis lleva seis puntos: dos pares y dos electrones solos.
2. ¿Por qué el calcio (Z = 20) termina en 4s² y no en 3d²? Porque el 4s tiene menor energía que el 3d, así que se llena primero. Su configuración abreviada es [Ar] 4s². Con dos electrones de valencia se entiende que forme el catión Ca²⁺.
3. Escribí la configuración abreviada del hierro (Z = 26). [Ar] 4s² 3d⁶. El argón aporta 18 electrones; quedan 8, y por orden de energía van primero los dos del 4s y después los seis del 3d.
4. En el subnivel 2p de un átomo hay tres electrones. ¿Cómo se distribuyen? Uno en cada orbital p, con el mismo giro y sin aparear. Por máxima multiplicidad, aparearlos costaría más energía por la repulsión dentro de un mismo orbital.
5. Un elemento tiene configuración [Ne] 3s² 3p⁵. ¿Qué se predice de su comportamiento? Tiene siete electrones de valencia y le falta uno para completar ocho, así que va a tender a captar uno y formar un anión de carga 1−. Es la lógica de los halógenos, leída desde la configuración.
Los errores que más se cobran
- Llenar los subniveles en orden de número de nivel. Escribir 3d antes que 4s ignora el traslape de energías; la regla de las diagonales existe para no caer ahí.
- Confundir número de orbitales con número de electrones. El subnivel p tiene tres orbitales y seis electrones. Si se mezclan, todos los conteos fallan.
- Tomar como valencia los del último subnivel escrito. La valencia es del último nivel, el de mayor n: en [Ar] 4s² 3d⁶ el último nivel ocupado es el 4, no el 3.
- No verificar el total contra el número atómico. Sumar superíndices y compararlos con Z detecta casi cualquier error de escritura.
- Aparear electrones antes de tiempo. Poner dos en el primer orbital p y dejar los otros vacíos contradice la máxima multiplicidad y da estructuras de Lewis equivocadas.
- Creer que el corchete del gas noble es una abreviatura arbitraria. Representa una capa completa y estable: la parte que no participa en los enlaces.
Clave de análisis
El tema se sostiene en dos ideas. La primera: los electrones se acomodan de menor a mayor energía, y un orbital nunca lleva más de dos. De ahí salen los máximos de cada subnivel —s, p, d y f tienen 1, 3, 5 y 7 orbitales, así que admiten 2, 6, 10 y 14 electrones— y el máximo de cada nivel, que es 2n².
La segunda: en el orden de llenado manda la energía, no el número del nivel. Por eso el 4s va antes que el 3d, y por eso la regla de las diagonales te devuelve la secuencia cada vez que la necesités.
Con esas dos ideas el resto es mecánico y se verifica solo. La configuración completa se comprueba sumando superíndices contra Z; la abreviada se arma reemplazando lo interno por el gas noble anterior; y el Lewis sale de contar los electrones del último nivel y repartirlos uno por lado antes de aparearlos. El resultado te dice si ese elemento va a ceder o a captar electrones cuando se encuentre con otro.