En física de partículas como en química cuántica , la configuración electrónica , también llamada estructura electrónica o fórmula electrónica , describe la distribución de electrones en un átomo , molécula o especie química en un conjunto de funciones de onda correspondientes a orbitales atómicos u orbitales moleculares . Por ejemplo, la configuración electrónica del estado fundamental de un átomo de oxígeno es 1s 2 2s 2 2p 4 , mientras que la de una molécula de oxígeno O 2es 1σ2
g 1σ2
u 2σ2
g 2σ2
u 1π4
u 3σ2
g
1π2
g, de ahí, en espectroscopia , los multipletes3Σ
gramo, 1Δ
gramo y 1Σ+
g.
Una configuración electrónica está completamente determinada conociendo los espinorbitales de cada electrón, es decir, conociendo su orbital y su espín . Estas configuraciones describen cada electrón moviéndose en un orbital independientemente en un campo promedio generado por los otros orbitales. Matemáticamente, se calculan utilizando determinantes de Slater o funciones de estado de configuración .
Como consecuencia de las leyes de la mecánica cuántica , se asocia una energía a cada configuración electrónica. En determinadas condiciones, los electrones pueden pasar de una configuración a otra emitiendo o absorbiendo un cuanto de energía en forma de fotón .
El conocimiento de las configuraciones electrónicas ayuda a comprender la construcción de la tabla periódica de elementos . También permite describir el enlace químico en moléculas y explicar determinadas propiedades de los materiales , como el enlace metálico , los láseres o la naturaleza de los semiconductores .
Cada electrón de una determinada configuración electrónica está completamente descrito por un espinorbital , producto de una función espacial ( orbital ) por una función de espín , pudiendo ser el valor propio de esta última igual a o . La función de onda de un sistema de n electrones puede verse como el producto de los n espinorbitales de estos electrones individuales (producto de Hartree ):
.Cada configuración electrónica está asociada con un nivel de energía , que resulta tanto de la energía de los electrones en cada espinorbital como de las energías de interacción entre estos electrones, como las interacciones de intercambio que surgen de la repulsión entre electrones. El mismo átomo o la misma molécula puede tener varias configuraciones electrónicas y, por tanto, varios estados de energía. El estado de energía más baja se denomina estado fundamental , y todos los demás se denominan estados excitados . El llenado de espinorbitales en el estado fundamental se realiza aumentando el nivel de energía y, en el caso de igualdad entre los niveles de energía de diferentes espinorbitales, llenando primero el de espín +12antes de poblar aquellos con giro -12( Regla de Hund ).
La suma de los espines de cada electrón da el espín total S de la configuración. Este número da directamente la multiplicidad de espín asociada con este último, que es igual a 2 S + 1 y representa su número de "microestados". Estos se caracterizan por la misma energía pero pueden discernirse mediante ciertas espectroscopias :
En el modelo cuántico de un átomo o una molécula , los electrones no giran alrededor de núcleos atómicos como en el modelo planetario de Rutherford o el modelo de Niels Bohr , sino que se distribuyen en un volumen alrededor de estos núcleos de manera probabilística . Esta probabilidad es evaluada por la función de onda asociada al electrón y se materializa en forma de orbital atómico o de orbital molecular según consideremos un átomo aislado o una molécula.
En un átomo, la situación es más compleja en una molécula o en un cristal, el estado cuántico de un electrón se describe completamente mediante cuatro números cuánticos :
s ( ℓ = 0) | p ( ℓ = 1) | |||
---|---|---|---|---|
m ℓ = 0 | m ℓ = 0 | m ℓ = ± 1 | ||
s | p z | p x | p y | |
n = 1 |
![]() |
|||
n = 2 |
![]() |
![]() |
![]() |
![]() |
Los términos capa , subcapa y orbital se heredan del modelo de Bohr , que orbitaba electrones en trayectorias circulares de radio creciente, formando capas sucesivas alrededor del núcleo atómico . Todavía se utilizan mucho, aunque la realidad física que describen se incluye en la mecánica cuántica .
En virtud del principio de exclusión de Pauli , dos electrones del mismo átomo no pueden compartir el mismo estado cuántico , lo que significa que como máximo dos electrones de número cuántico de espín opuesto pueden ocupar la misma ranura cuántica: cuando solo un electrón ocupa un orbital atómico, hablar de un solo electrón ; cuando dos electrones ocupan un orbital atómico, hablamos de electrones apareados .
A cada par ( n , ℓ ) se le asocia una notación que permite describir el tipo de subcapa correspondiente:
Los nombres s , p , d y f de estas subcapas provienen de un sistema de categorización de líneas espectrales basado en la observación de su estructura fina , de ahí los calificadores agudo , principal , difuso y fundamental . Cuando se describieron los primeros cuatro tipos de subcapas, se asociaron con estos cuatro tipos de líneas espectrales. Las letras que siguen al tipo f se definen en orden alfabético : g , h , i , etc.
Por construcción, una capa de electrones n puede contener como máximo 2 n 2 electrones, mientras que una subcapa ℓ puede contener como máximo 2 (2 ℓ + 1) electrones, distribuidos entre los diferentes orbitales atómicos m ℓ de la siguiente manera:
Números cuánticos | Bajo capa | Número cuántico magnético m ℓ | Numero de electrones | ||||||||||
---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|
Principal | Azimutal | -4 | -3 | -2 | -1 | 0 | 1 | 2 | 3 | 4 | Bajo capa | Capa | |
n = 1 | ℓ = 0 | 1 s | ↑ ↓ | 2 | 2 | ||||||||
n = 2 | ℓ = 0 | 2 segundos | ↑ ↓ | 2 | 8 | ||||||||
ℓ = 1 | 2 p | ↑ ↓ | ↑ ↓ | ↑ ↓ | 6 | ||||||||
n = 3 | ℓ = 0 | 3 segundos | ↑ ↓ | 2 | 18 | ||||||||
ℓ = 1 | 3 p | ↑ ↓ | ↑ ↓ | ↑ ↓ | 6 | ||||||||
ℓ = 2 | 3 días | ↑ ↓ | ↑ ↓ | ↑ ↓ | ↑ ↓ | ↑ ↓ | 10 | ||||||
n = 4 | ℓ = 0 | 4 segundos | ↑ ↓ | 2 | 32 | ||||||||
ℓ = 1 | 4 p | ↑ ↓ | ↑ ↓ | ↑ ↓ | 6 | ||||||||
ℓ = 2 | 4 días | ↑ ↓ | ↑ ↓ | ↑ ↓ | ↑ ↓ | ↑ ↓ | 10 | ||||||
ℓ = 3 | 4 f | ↑ ↓ | ↑ ↓ | ↑ ↓ | ↑ ↓ | ↑ ↓ | ↑ ↓ | ↑ ↓ | 14 | ||||
n = 5 | ℓ = 0 | 5 s | ↑ ↓ | 2 | 50 | ||||||||
ℓ = 1 | 5 p | ↑ ↓ | ↑ ↓ | ↑ ↓ | 6 | ||||||||
ℓ = 2 | 5 días | ↑ ↓ | ↑ ↓ | ↑ ↓ | ↑ ↓ | ↑ ↓ | 10 | ||||||
ℓ = 3 | 5 f | ↑ ↓ | ↑ ↓ | ↑ ↓ | ↑ ↓ | ↑ ↓ | ↑ ↓ | ↑ ↓ | 14 | ||||
ℓ = 4 | 5 g | ↑ ↓ | ↑ ↓ | ↑ ↓ | ↑ ↓ | ↑ ↓ | ↑ ↓ | ↑ ↓ | ↑ ↓ | ↑ ↓ | 18 |
La distribución de electrones según las diversas subcapas electrónicas en el estado fundamental favorece la ocupación de orbitales atómicos de menor energía. La energía de un electrón en un orbital se puede calcular a partir de los números cuánticos que definen su estado cuántico , en particular poniendo en juego los determinantes de Slater . Como primera aproximación, esta energía está determinada por el par ( n , ℓ ): aumenta con la suma n + ℓ y, en caso de igualdad de esta suma entre diferentes parejas, aumenta con n . Esta regla, prevista por Charles Janet en 1929, formulada por Erwin Madelung en 1936 y explicada por Vsevolod Kletchkovski , recibe el nombre de regla de Klechkowski , y el principio que se deriva de ella para el llenado de electrones entre subcapas electrónicas se denomina principio d ' Aufbau , de una palabra alemana que significa "edificación".
Por tanto, la regla de Klechkowski implica que los electrones ocupan sucesivamente las subcapas de un átomo en el siguiente orden:
1 s → 2 s → 2 p → 3 s → 3 p → 4 s → 3 d → 4 p → 5 s → 4 d → 5 p → 6 s → 4 f → 5 d → 6 p → 7 s → 5 f → 6 d → 7 p .Sin embargo, esta regla es el resultado de una aproximación y debe perfeccionarse para tener en cuenta las configuraciones electrónicas observadas. Aproximadamente uno de cada cinco elementos tiene una distribución de electrones en el estado fundamental que se desvía ligeramente de la predicha por la simple aplicación de la regla de Klechkowski. Esto se debe al hecho de que los números cuánticos n y ℓ no son los únicos a tener en cuenta para determinar la energía de un electrón en un orbital atómico. En particular, un orbital es tanto más estable cuanto mayor sea el número cuántico de espín magnético resultante de los electrones que lo ocupan ( regla de Hund ). De ello se deduce que, para los elementos de bloque d y el bloque f ( metales de transición , lantánidos y actínidos ), es energéticamente menos favorable para seguir la regla de Klechkowski que para favorecer la ocupación impar de la mayoría de las sub-capas. Externa cuando el d o f la capa está vacía, medio llena o completamente llena, porque la diferencia de energía entre estas subcapas es menor que la ganancia de energía inducida por la redistribución de electrones que maximiza su número cuántico magnético de espín resultante.
El orden en el que los electrones llenan los orbitales atómicos no es el mismo que el orden en el que los electrones se arrancan de los átomos para formar cationes . Por lo tanto, el orden de las subcapas afectadas por la ionización decreciente de un átomo no es el inverso del orden resultante de la regla de Klechkowski - n + ℓ aumentando y luego n aumentando - sino que sigue un orden en el que los números cuánticos individuales aumentan - n aumenta luego ℓ aumentando.
Por ejemplo, el átomo de titanio Ti y el ion de hierro ionizado cuatro veces Fe 4+ ambos electrones 22 pero cada uno tiene las configuraciones [Ar] 4s 2 3d 2 y [Ar] 3d 4 . Esto se debe a que el orden relativo de los niveles de energía asociados a los diferentes orbitales no depende solo de sus números cuánticos, sino también de la carga eléctrica del núcleo atómico , que es +22 en el caso del titanio pero + 26 en el caso del titanio, en el caso del hierro. Por tanto, el orden de llenado de las subcapas de un catión cada vez menos ionizado es:
1 s → 2 s → 2 p → 3 s → 3 p → 3 d → 4 s → 4 p → 4 d → 4 f → etc.Los físicos y químicos utilizan una notación estándar para indicar la configuración electrónica de los átomos. El principio consiste en señalar las subcapas electrónicas con, en exponente , el número de electrones que ocupan cada una de estas subcapas. El átomo de hidrógeno que tiene un solo electrón, su configuración electrónica en el estado fundamental es así escrito 1s 1 , que denota la presencia de un electrón en el 1s subcapa, que corresponde a n = 1 y ℓ = 0 . El helio , cuyo átomo tiene dos electrones, esta configuración electrónica 1w 2 al estado fundamental. El litio , con tres electrones, presente en el estado fundamental, la configuración 1s 2 2s 1 , mientras que el oxígeno , con ocho electrones, presente en el estado fundamental, la configuración 1s 2 2s 2 2p 4 , y el aluminio , con trece electrones. , presenta, en su estado fundamental, la configuración 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 1 .
Para átomos con muchos electrones, esta notación se vuelve muy larga. En el estado fundamental, usamos una notación abreviada que representa los electrones del núcleo mediante el gas noble que tiene la misma configuración. Así, los diez electrones del núcleo de aluminio, correspondientes a la configuración electrónica del neón , están representados por el símbolo químico de este elemento , de modo que solo se explican los tres electrones de valencia : por tanto, se escribe la configuración electrónica de l aluminio en el estado fundamental [ Ne ] 3s 2 3p 1 .
El orden en el que se enumeran las subcapas no es fijo y no importa siempre que lo que importa sea el número de electrones por subcapa. Así, la configuración electrónica del plomo puede escribirse indiferentemente [ Xe ] 6s 2 4f 14 5d 10 6p 2 aumentando las energías, de acuerdo con la regla de Klechkowski para átomos eléctricamente neutros, o [ Xe ] 4f 14 5d 10 6s 2 6p 2 por números cuánticos n luego aumentando ℓ , siguiendo el orden inverso de ionización para formar cationes , observado en espectroscopía .
1 | 2 | 3 | 4 | 5 | 6 | 7 | 8 | 9 | 10 | 11 | 12 | 13 | 14 | 15 | dieciséis | 17 | 18 | ||
1 | H | Oye | |||||||||||||||||
2 | Li | Ser | B | VS | NO | O | F | Nació | |||||||||||
3 | N / A | Mg | Alabama | sí | PAG | S | Cl | Arkansas | |||||||||||
4 | K | Eso | Carolina del Sur | Ti | V | Cr | Minnesota | Fe | Co | O | Cu | Zn | Georgia | Ge | As | Se | Br | Kr | |
5 | Rb | Sr | Y | Zr | Nótese bien | Mes | Tc | Ru | Rh | Pd | Ag | CD | En | Sn | Sb | Tú | I | Xe | |
6 | Cs | Licenciado en Letras | * | Leer | Hf | Tu | W | Re | Hueso | Ir | Pt | A | Hg | Tl | Pb | Bi | Correos | A | Rn |
7 | P. | Real academia de bellas artes | * * |
Lr | Rf | Db | Sg | Bh | Hs | Monte | Ds | Rg | Cn | Nueva Hampshire | Florida | Mc | Lv | Ts | Og |
↓ | |||||||||||||||||||
* | La | Esto | Pr | Dakota del Norte | Pm | Sm | Tenido | Di-s | Tuberculosis | Dy | Ho | Er | Tm | Yb | |||||
* * |
C.A | Th | Pensilvania | U | Notario público | Podría | Soy | Cm | Bk | Cf | Es | Fm | Maryland | No | |||||
Bloque s | Bloque f | Bloque d | Bloque p | ||||||||||||||||
Bloques de la tabla periódica |
La construcción de la tabla periódica de los elementos se deriva directamente del principio de Aufbau mediante la aplicación de la regla de Klechkowski . Los periodos de la tabla son tales que siempre terminan con un elemento químico cuya capa de valencia está saturada con electrones, mientras que la sucesión de subcapas s , p , d y f define las homónimas bloques ( bloque s , bloque p , bloque d y bloque f ).
La configuración electrónica de los 118 elementos reconocidos por la IUPAC se presenta en la siguiente tabla. Se puede explicar tanto por el gobierno de Klechkowski la participación de los principales números cuánticos n y azimutal ℓ , y la regla de Hund que implica el número cuántico magnético del espín m s ; esto último implica que, para los elementos del bloque d y del bloque f ( metales de transición , lantánidos y actínidos ), es energéticamente menos favorable seguir la regla de Klechkowski que favorecer la ocupación impar de las subcapas más externas cuando la subcapa d o f está vacío, medio lleno o completamente lleno, porque la diferencia de energía entre estas subcapas es menor que la ganancia de energía inducida por la redistribución de electrones, lo que maximiza su número cuántico magnético de espín resultante (en la siguiente tabla, las distribuciones irregulares de electrones se muestran en rojo y negrita):
Elemento químico | Familia de elementos | Configuración electrónica | ||
---|---|---|---|---|
1 | H | Hidrógeno | No metal | 1 s 1 |
2 | Oye | Helio | gas noble | 1 s 2 |
3 | Li | Litio | Metal alcalino | [ Él ] 2 s 1 |
4 | Ser | Berilio | Metal alcalinotérreo | [ Él ] 2 s 2 |
5 | B | Boro | Metaloide | [ Él ] 2s 2 2p 1 |
6 | VS | Carbón | No metal | [ Él ] 2s 2 2p 2 |
7 | NO | Nitrógeno | No metal | [ Él ] 2s 2 2p 3 |
8 | O | Oxígeno | No metal | [ Él ] 2s 2 2p 4 |
9 | F | Flúor | Halógeno | [ Él ] 2s 2 2p 5 |
10 | Nació | Neón | gas noble | [ Él ] 2s 2 2p 6 |
11 | N / A | Sodio | Metal alcalino | [ Ne ] 3 s 1 |
12 | Mg | Magnesio | Metal alcalinotérreo | [ Ne ] 3 s 2 |
13 | Alabama | Aluminio | Pobre metal | [ Ne ] 3 s 2 3p 1 |
14 | sí | Silicio | Metaloide | [ Ne ] 3 s 2 3p 2 |
15 | PAG | Fósforo | No metal | [ Ne ] 3 s 2 3p 3 |
dieciséis | S | Azufre | No metal | [ Ne ] 3 s 2 3p 4 |
17 | Cl | Cloro | Halógeno | [ Ne ] 3 s 2 3p 5 |
18 | Arkansas | Argón | gas noble | [ Ne ] 3 s 2 3p 6 |
19 | K | Potasio | Metal alcalino | [ Ar ] 4 s 1 |
20 | Eso | Calcio | Metal alcalinotérreo | [ Ar ] 4s 2 |
21 | Carolina del Sur | Escandio | Metal de transición | [ Ar ] 4 s 2 3d 1 |
22 | Ti | Titanio | Metal de transición | [ Ar ] 4 s 2 3d 2 |
23 | V | Vanadio | Metal de transición | [ Ar ] 4 s 2 3d 3 |
24 | Cr | Cromo | Metal de transición | [ Ar ] 4 s 1 3d 5 |
25 | Minnesota | Manganeso | Metal de transición | [ Ar ] 4 s 2 3d 5 |
26 | Fe | Hierro | Metal de transición | [ Ar ] 4 s 2 3d 6 |
27 | Co | Cobalto | Metal de transición | [ Ar ] 4 s 2 3d 7 |
28 | O | Níquel | Metal de transición | [ Ar ] 4 s 2 3d 8 o 4 s 1 3d 9 |
29 | Cu | Cobre | Metal de transición | [ Ar ] 4 s 1 3d 10 |
30 | Zn | Zinc | Pobre metal | [ Ar ] 4 s 2 3d 10 |
31 | Georgia | Galio | Pobre metal | [ Ar ] 4s 2 3d 10 4p 1 |
32 | Ge | Germanio | Metaloide | [ Ar ] 4s 2 3d 10 4p 2 |
33 | As | Arsénico | Metaloide | [ Ar ] 4s 2 3d 10 4p 3 |
34 | Se | Selenio | No metal | [ Ar ] 4s 2 3d 10 4p 4 |
35 | Br | Bromo | Halógeno | [ Ar ] 4s 2 3d 10 4p 5 |
36 | Kr | Criptón | gas noble | [ Ar ] 4s 2 3d 10 4p 6 |
37 | Rb | Rubidio | Metal alcalino | [ Kr ] 5 s 1 |
38 | Sr | Estroncio | Metal alcalinotérreo | [ Kr ] 5 s 2 |
39 | Y | Itrio | Metal de transición | [ Kr ] 5s 2 4d 1 |
40 | Zr | Circonio | Metal de transición | [ Kr ] 5s 2 4d 2 |
41 | Nótese bien | Niobio | Metal de transición | [ Kr ] 5 s 1 4d 4 |
42 | Mes | Molibdeno | Metal de transición | [ Kr ] 5 s 1 4 d 5 |
43 | Tc | Tecnecio | Metal de transición | [ Kr ] 5 s 2 4d 5 |
44 | Ru | Rutenio | Metal de transición | [ Kr ] 5s 1 4d 7 |
45 | Rh | Rodio | Metal de transición | [ Kr ] 5s 1 4d 8 |
46 | Pd | Paladio | Metal de transición | [ Kr ] 4d 10 |
47 | Ag | Dinero | Metal de transición | [ Kr ] 5 s 1 4 d 10 |
48 | CD | Cadmio | Pobre metal | [ Kr ] 5s 2 4d 10 |
49 | En | Indio | Pobre metal | [ Kr ] 5s 2 4d 10 5p 1 |
50 | Sn | Estaño | Pobre metal | [ Kr ] 5s 2 4d 10 5p 2 |
51 | Sb | Antimonio | Metaloide | [ Kr ] 5s 2 4d 10 5p 3 |
52 | Tú | Telurio | Metaloide | [ Kr ] 5s 2 4d 10 5p 4 |
53 | I | Yodo | Halógeno | [ Kr ] 5s 2 4d 10 5p 5 |
54 | Xe | Xenón | gas noble | [ Kr ] 5s 2 4d 10 5p 6 |
55 | Cs | Cesio | Metal alcalino | [ Xe ] 6 s 1 |
56 | Licenciado en Letras | Bario | Metal alcalinotérreo | [ Xe ] 6 s 2 |
57 | La | Lantano | Lantánido | [ Xe ] 6 s 2 5d 1 |
58 | Esto | Cerio | Lantánido | [ Xe ] 6 s 2 4f 1 5d 1 |
59 | Pr | Praseodimio | Lantánido | [ Xe ] 6 s 2 4f 3 |
60 | Dakota del Norte | Neodimio | Lantánido | [ Xe ] 6 s 2 4f 4 |
61 | Pm | Prometeo | Lantánido | [ Xe ] 6 s 2 4f 5 |
62 | Sm | Samario | Lantánido | [ Xe ] 6 s 2 4f 6 |
63 | Tenido | Europio | Lantánido | [ Xe ] 6 s 2 4f 7 |
64 | Di-s | Gadolinio | Lantánido | [ Xe ] 6 s 2 4f 7 5d 1 |
sesenta y cinco | Tuberculosis | Terbio | Lantánido | [ Xe ] 6 s 2 4f 9 |
66 | Dy | Disprosio | Lantánido | [ Xe ] 6 s 2 4f 10 |
67 | Ho | Holmio | Lantánido | [ Xe ] 6 s 2 4f 11 |
68 | Er | Erbio | Lantánido | [ Xe ] 6 s 2 4f 12 |
69 | Tm | Tulio | Lantánido | [ Xe ] 6 s 2 4f 13 |
70 | Yb | Iterbio | Lantánido | [ Xe ] 6 s 2 4f 14 |
71 | Leer | Lutecio | Lantánido | [ Xe ] 6 s 2 4f 14 5d 1 |
72 | Hf | Hafnio | Metal de transición | [ Xe ] 6 s 2 4f 14 5d 2 |
73 | Tu | Tantalio | Metal de transición | [ Xe ] 6 s 2 4f 14 5d 3 |
74 | W | Tungsteno | Metal de transición | [ Xe ] 6 s 2 4f 14 5d 4 |
75 | Re | Renio | Metal de transición | [ Xe ] 6 s 2 4f 14 5d 5 |
76 | Hueso | Osmio | Metal de transición | [ Xe ] 6 s 2 4f 14 5d 6 |
77 | Ir | Iridio | Metal de transición | [ Xe ] 6 s 2 4f 14 5d 7 |
78 | Pt | Platino | Metal de transición | [ Xe ] 6 s 1 4f 14 5d 9 |
79 | A | Oro | Metal de transición | [ Xe ] 6 s 1 4f 14 5d 10 |
80 | Hg | Mercurio | Pobre metal | [ Xe ] 6 s 2 4f 14 5d 10 |
81 | Tl | Talio | Pobre metal | [ Xe ] 6 s 2 4f 14 5d 10 6p 1 |
82 | Pb | Dirigir | Pobre metal | [ Xe ] 6 s 2 4f 14 5d 10 6p 2 |
83 | Bi | Bismuto | Pobre metal | [ Xe ] 6 s 2 4f 14 5d 10 6p 3 |
84 | Correos | Polonio | Pobre metal | [ Xe ] 6 s 2 4f 14 5d 10 6p 4 |
85 | A | Un estado | Metaloide | [ Xe ] 6 s 2 4f 14 5d 10 6p 5 |
86 | Rn | Radón | gas noble | [ Xe ] 6 s 2 4f 14 5d 10 6p 6 |
87 | P. | Francio | Metal alcalino | [ Rn ] 7 s 1 |
88 | Real academia de bellas artes | Radio | Metal alcalinotérreo | [ Rn ] 7 s 2 |
89 | C.A | Actinio | Actínido | [ Rn ] 7 s 2 6d 1 |
90 | Th | Torio | Actínido | [ Rn ] 7 s 2 6d 2 |
91 | Pensilvania | Protactinio | Actínido | [ Rn ] 7 s 2 5f 2 6d 1 |
92 | U | Uranio | Actínido | [ Rn ] 7 s 2 5f 3 6d 1 |
93 | Notario público | Neptunio | Actínido | [ Rn ] 7 s 2 5f 4 6d 1 |
94 | Podría | Plutonio | Actínido | [ Rn ] 7 s 2 5f 6 |
95 | Soy | Americio | Actínido | [ Rn ] 7 s 2 5f 7 |
96 | Cm | Curio | Actínido | [ Rn ] 7 s 2 5f 7 6d 1 |
97 | Bk | Berkelio | Actínido | [ Rn ] 7 s 2 5f 9 |
98 | Cf | Californio | Actínido | [ Rn ] 7 s 2 5f 10 |
99 | Es | Einstenio | Actínido | [ Rn ] 7 s 2 5f 11 |
100 | Fm | Fermio | Actínido | [ Rn ] 7 s 2 5f 12 |
101 | Maryland | Mendelevio | Actínido | [ Rn ] 7 s 2 5f 13 |
102 | No | Nobelio | Actínido | [ Rn ] 7 s 2 5f 14 |
103 | Lr | Lawrencio | Actínido | [ Rn ] 7 s 2 5f 14 7p 1 |
104 | Rf | Rutherfordio | Metal de transición | [ Rn ] 7 s 2 5f 14 6d 2 |
105 | Db | Dubnium | Metal de transición | [ Rn ] 7 s 2 5f 14 6d 3 |
106 | Sg | Seaborgio | Metal de transición | [ Rn ] 7 s 2 5f 14 6d 4 |
107 | Bh | Bohrium | Metal de transición | [ Rn ] 7 s 2 5f 14 6d 5 |
108 | Hs | Hassium | Metal de transición | [ Rn ] 7 s 2 5f 14 6d 6 |
109 | Monte | Meitnerio | Indeterminado | [ Rn ] 7 s 2 5f 14 6d 7 |
110 | Ds | Darmstadtium | Indeterminado | [ Rn ] 7 s 2 5f 14 6d 8 |
111 | Rg | Roentgenio | Indeterminado | [ Rn ] 7 s 2 5f 14 6d 9 |
112 | Cn | Copérnico | Metal de transición | [ Rn ] 7 s 2 5f 14 6d 10 |
113 | Nueva Hampshire | Nihonium | Indeterminado | [ Rn ] 7 s 2 5f 14 6d 10 7p 1 |
114 | Florida | Flerovio | Indeterminado | [ Rn ] 7 s 2 5f 14 6d 10 7p 2 |
115 | Mc | Moscovium | Indeterminado | [ Rn ] 7 s 2 5f 14 6d 10 7p 3 |
116 | Lv | Livermorium | Indeterminado | [ Rn ] 7 s 2 5f 14 6d 10 7p 4 |
117 | Ts | Tennesse | Indeterminado | [ Rn ] 7 s 2 5f 14 6d 10 7p 5 |
118 | Og | Oganesson | Indeterminado | [ Rn ] 7 s 2 5f 14 6d 10 7p 6 |
En el caso de moléculas , el cálculo de orbitales moleculares es más complejo que en el caso de átomos individuales. Se pueden utilizar varios métodos para establecer estos orbitales, como la combinación lineal de orbitales atómicos , que se utiliza en química computacional para calcular las estructuras y propiedades de especies químicas utilizando herramientas informáticas que modelan las leyes de la química teórica.
La notación de la configuración electrónica de una molécula se basa en las simetrías moleculares σ , π , δ y φ , correspondientes a las de los orbitales atómicos s , p , d y f . Se habla de enlace σ , enlace π , enlace δ y conexión φ . En el caso de centrosimétricos moléculas , un índice g o u indica la paridad de la unión, desde el alemán gerade "par" y ungerade "extraño". El número de electrones en el orbital molecular así definido se indica mediante un superíndice .
En el caso de la molécula de oxígeno O 2, la configuración electrónica se puede escribir indistintamente 1σ2
g 1σ2
u 2σ2
g 2σ2
u 3σ2
g 1π4
u 1π2
g o 1σ2
g 1σ2
u 2σ2
g 2σ2
u 1π4
u 3σ2
g 1π2
g .
Otra representación, usada para moléculas diatómicas , involucra el término molecular señalado2 S +1Λ(+/−)
Ω , (g / u), donde S es el giro total, Λ la proyección del momento angular orbital sobre el eje internuclear (representado por Σ , Π , Δ y Φ para Λ igual a 0, 1, 2 y 3), Ω la proyección del ángulo total momento en el eje internuclear, g / u la indicación de una simetría par / impar, y +/− la simetría de reflexión alrededor de un plano arbitrario que contiene el eje internuclear.
En el caso de la molécula de oxígeno O 2, los términos son 3Σ
gramo, 1Δ
gramo y 1Σ+
g.
En un sólido, los estados electrónicos se vuelven muy numerosos. Dejan de ser discretos y se mezclan en una expansión continua de estados posibles, como la banda de valencia o la banda de conducción. La noción de configuración electrónica deja de ser relevante y da paso a la teoría de bandas .