Configuración electrónica

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. Por ejemplo, la configuración electrónica del átomo de neón es 1s 2s 2p, lo que significa que las subcapas 1s, 2s y 2p están ocupadas por 2, 2 y 6 electrones respectivamente.

Las configuraciones electrónicas describen a cada electrón moviéndose independientemente en un orbital, en un campo promedio creado por todos los demás orbitales. Matemáticamente, las configuraciones se describen mediante determinantes de Slater o funciones de estado de configuración.

Según las leyes de la mecánica cuántica, para sistemas con un solo electrón, a cada configuración electrónica se le asocia un nivel de energía y, 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 diferentes átomos es útil para comprender la estructura de la tabla periódica de elementos. Esto también es útil para describir los enlaces químicos que mantienen unidos a los átomos. En materiales a granel, esta misma idea ayuda a explicar las peculiares propiedades de los láseres y semiconductores.

Conchas y subcapas

	s (l = 0)	pag (l = 1)
	metro = 0	metro = 0	metro = ±1
	s	pz _	px _	py _
norte = 1
norte = 2

La configuración electrónica se concibió por primera vez bajo el modelo del átomo 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 de electrones es el conjunto de estados permitidos que comparten el mismo número cuántico principal, n (el número antes de la letra en la etiqueta orbital), que pueden ocupar los electrones. La enésima capa de electrones de un átomo puede acomodar 2 n electrones , por ejemplo, la primera capa puede acomodar 2 electrones, la segunda capa 8 electrones, la tercera capa 18 electrones y así sucesivamente. El factor de dos surge porque los estados permitidos se duplican debido al espín del electrón: cada orbital atómico admite hasta dos electrones idénticos con espín opuesto, uno con un espín + ¹ ⁄ ₂ (generalmente indicado por una flecha hacia arriba) y otro con un giro 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 viene dado por 2(2 l + 1). Esto da dos electrones en una subcapa s, seis electrones en una subcapa ap, diez electrones en una subcapa ad y catorce electrones en una subcapa f.

El número de electrones que pueden ocupar cada capa y cada subcapa surgen de las ecuaciones de la mecánica cuántica, en particular del principio de exclusión de Pauli, que establece que dos electrones de un mismo átomo no pueden tener los mismos valores de los cuatro números cuánticos.

Notación

Los físicos y químicos usan 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 (p. ej., para el fósforo, la secuencia 1s, 2s, 2p, 3s, 3p) con el número de electrones asignados 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. 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 2s (pronunciado "uno-s-dos, dos-s-uno"). El fósforo (número atómico 15) es el siguiente: 1s 2s 2p 3s 3p.

Para átomos con muchos electrones, esta notación puede volverse larga, por lo que se utiliza una notación abreviada. La configuración electrónica se puede visualizar como los electrones centrales, equivalentes al gas noble del período anterior, y los electrones de valencia: cada elemento en un período difiere solo en las últimas subcapas. El fósforo, por ejemplo, está en el tercer período. Se diferencia del neón del segundo período, cuya configuración es 1s 2s 2p, solo por la presencia de un tercer caparazón. 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 3pen lugar de escribir los detalles de la configuración de 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 está completamente fijo ya que solo las ocupaciones orbitales tienen significado físico. Por ejemplo, la configuración electrónica del estado fundamental de titanio se puede escribir como [Ar] 4s 3d o [Ar] 3d 4s. La primera notación sigue el orden basado en la regla de Madelung para las configuraciones de los 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, correspondiente al orden "espectroscópico" de energías orbitales que es el orden inverso al en el que se extraen los electrones de un átomo dado para formar iones positivos; 3d se llena antes que 4s en la secuencia Ti, Ti, Ti, Ti, Ti.

El superíndice 1 para una subcapa ocupada individualmente no es obligatorio; por ejemplo, el aluminio se puede escribir como [Ne] 3s 3p o [Ne] 3s 3p. En los átomos en los que una subcapa está desocupada a pesar de que las subcapas superiores están ocupadas (como es el caso de algunos iones, así como ciertos átomos neutros que se desvían de la regla de Madelung), la subcapa vacía se indica con un superíndice 0 o se omite por completo.. Por ejemplo, el paladio neutro puede escribirse como [Kr] 4d 5s o simplemente [Kr] 4d, y el ion lantano(III) puede escribirse como [Xe] 4f o simplemente [Xe].

Es bastante común ver las letras de las etiquetas orbitales (s, p, d, f) escritas en letra cursiva o inclinada, aunque la Unión Internacional de Química Pura y Aplicada (IUPAC) recomienda una tipografía normal (como la que se usa aquí). La elección de letras se origina en un sistema ahora obsoleto de categorizar líneas espectrales como "afiladas", "principales", "difusas" y "fundamentales" (o "finas"), según su estructura fina observada: su uso moderno indica orbitales con un número cuántico acimutal, 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 este tipo.

Las configuraciones electrónicas de las moléculas se escriben de manera similar, excepto que se usan etiquetas de orbitales moleculares en lugar de etiquetas de orbitales atómicos (ver más abajo).

Energía del estado fundamental y estados excitados

La energía asociada a un electrón es la de su orbital. La energía de una configuración a menudo se aproxima 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 2s 2p 3s, como se deduce del principio de Aufbau (ver más abajo). El primer estado excitado se obtiene al promover un electrón 3s al orbital 3p, para obtener la configuración 1s 2s 2p 3p, abreviada como el nivel 3p. Los átomos pueden pasar de una configuración a otra absorbiendo o emitiendo energía. En una lámpara de vapor de sodio, por ejemplo, los átomos de sodio se excitan hasta el nivel 3p mediante una descarga eléctrica y vuelven al estado fundamental emitiendo luz amarilla con una longitud de onda de 589 nm.

Por lo general, la excitación de los electrones de valencia (como 3s para el sodio) involucra 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 los fotones de rayos X. Este sería el caso, por ejemplo, para excitar un electrón 2p de sodio al nivel 3s y formar la configuración excitada 1s 2s 2p 3s.

El resto de este artículo trata solo de la configuración del estado fundamental, a menudo denominada "la" configuración de un átomo o molécula.

Historia

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, describió su "teoría concéntrica de la estructura atómica".. Langmuir había desarrollado su trabajo sobre la estructura atómica del electrón 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 en las propiedades de los elementos podría explicarse por la estructura electrónica del átomo. Sus propuestas se basaron en el modelo de átomo de Bohr vigente en ese momento, en el que las capas de electrones eran órbitas a una distancia fija del núcleo. Las configuraciones originales de Bohr parecerían extrañas a un químico actual: el azufre se dio como 2.4.4.6 en lugar de 1s 2s 2p 3s 3p (2.8.6). Bohr usó 4 y 6 siguiendo el artículo de Alfred Werner de 1893. De hecho, los químicos creían en los átomos mucho antes que los físicos. Langmuir comenzó su artículo al que se hace referencia anteriormente diciendo:

«…El problema de la estructura de los átomos ha sido atacado principalmente por físicos que han prestado poca atención a las propiedades químicas que en última instancia deben ser explicadas por 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 datos experimentales relativamente escasos a lo largo de líneas puramente físicas... Estos electrones se ordenan 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.

En 1924, E. C. Stoner incorporó el tercer número cuántico de Sommerfeld en la descripción de las capas de electrones y predijo correctamente que la estructura de la capa del azufre sería 2.8.6. 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 otras), y había escrito a su amigo Wolfgang Pauli en 1923 para pedirle ayuda para salvar la teoría cuántica (el sistema ahora conocido como "vieja teoría cuántica"). Pauli planteó con éxito la hipótesis de que el efecto Zeeman puede explicarse como algo que depende únicamente de la respuesta de los electrones más externos (es decir, de valencia) del átomo. Pauli pudo reproducir la estructura de capa de Stoner, pero con la estructura correcta de subcapas, mediante la inclusión de un cuarto número cuántico y su principio de exclusión (1925):

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: esta solución produce los orbitales atómicos que se muestran hoy en día 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 regla de Madelung (1936), ver más abajo) para el orden en que los orbitales atómicos se llenan de electrones.

Átomos: principio de Aufbau y regla de Madelung

El principio aufbau (del alemán Aufbau, "construir, construir") fue una parte importante del concepto original de configuración electrónica de Bohr. Puede enunciarse como:se colocan un máximo de dos electrones en los orbitales en orden creciente de energía orbital: las subcapas de menor energía se llenan antes de que los electrones se coloquen en los orbitales de mayor energía.

El principio funciona muy bien (para los estados fundamentales de los átomos) para los 118 elementos conocidos, aunque a veces es ligeramente incorrecto. La forma moderna del principio aufbau describe un orden de energías orbitales dado por la regla de Madelung (o la regla de Klechkowski). Esta regla fue enunciada por primera vez por Charles Janet en 1929, redescubierta por Erwin Madelung en 1936, y luego dada una justificación teórica por VM Klechkowski:

1. Las subcapas se llenan en orden creciente de n + l.
2. Cuando dos subcapas tienen el mismo valor de n + l, se llenan en orden creciente de n.

Esto da el siguiente orden para llenar los orbitales:1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 4f, 5d, 6p, 7s, 5f, 6d, 7p, (8s, 5 g, 6f, 7d, 8p, y 9s)

En esta lista, las subcapas entre paréntesis no están ocupadas en el estado fundamental del átomo más pesado conocido ahora (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 capa de física nuclear y química nuclear.

Tabla periódica

La forma de la tabla periódica está estrechamente relacionada con la configuración electrónica de los átomos de los elementos. Por ejemplo, todos los elementos del grupo 2 tienen una configuración electrónica de [E] n s (donde [E] es una configuración de gas inerte), y tienen notables similitudes en sus propiedades químicas. En general, la periodicidad de la tabla periódica en términos de bloques de la tabla periódica se debe claramente al número de electrones (2, 6, 10, 14...) necesarios para llenar las subcapas s, p, d y f. Estos bloques aparecen como las secciones rectangulares de la tabla periódica. La 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, como consecuencia de su capa exterior completa.

La capa de electrones más externa a menudo se denomina "capa de valencia" y (en una primera aproximación) determina las propiedades químicas. Debe recordarse que las similitudes en las propiedades químicas se observaron más de un siglo antes de la idea de la configuración electrónica. No está claro hasta qué punto la regla de Madelung explica (en lugar de simplemente describir) la tabla periódica, aunque algunas propiedades (como el estado de oxidación común +2 en la primera fila de los metales de transición) obviamente serían diferentes con un orden diferente de orbital. relleno.

Deficiencias del principio aufbau

El principio de aufbau se basa en un postulado fundamental de que 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, solo un conjunto de soluciones de muchos electrones que no se pueden calcular con exactitud (aunque existen aproximaciones matemáticas disponibles, como el método Hartree-Fock).

El hecho de que el principio de aufbau se base en una aproximación se puede ver por el hecho de que hay un orden de llenado casi fijo, que, dentro de un caparazón dado, 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 el orbital 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 se dividen ligeramente por el campo magnético del núcleo y por los efectos electrodinámicos cuánticos del cambio Lamb).

Ionización de los metales de transición

La aplicación ingenua del principio de aufbau conduce a una conocida paradoja (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 y [Ar] 4s 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 4s y [Ar] 3d 4s respectivamente, es decir, un electrón ha pasado del orbital 4s al orbital 3d para generar una subcapa llena o semillena. En este caso, la explicación habitual es que "las subcapas llenas a la mitad o completamente llenas son arreglos de electrones particularmente estables". Sin embargo, esto no está respaldado por los hechos, ya que el tungsteno (W) tiene una configuración d s que sigue a Madelung y no d s, y el niobio (Nb) tiene una d s anómalaconfiguración que no le da una subcapa llena a la mitad o completamente llena.

La aparente paradoja surge cuando se eliminan electrones de los átomos de metales de transición para formar iones. Los primeros electrones que se ionizan no provienen del orbital 3d, como cabría esperar si fuera "más alto en energía", sino del orbital 4s. Este intercambio de electrones entre 4s y 3d se encuentra en todos los átomos de la primera serie de metales de transición. 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 sucesivas etapas de ionización de un átomo dado (como Fe, Fe, Fe, Fe, Fe) suelen seguir el orden 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 3d, 4s,...

Este fenómeno solo 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 la tiene en el hidrógeno, pero claramente no es así. No hay ninguna razón especial por la que el ion Fe 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.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 ocupados preferentemente.

En entornos químicos, las configuraciones pueden cambiar aún más: Th como un ion desnudo tiene una configuración de [Rn] 5f, sin embargo, en la mayoría de los compuestos Th, el átomo de torio tiene una configuración 6d en su lugar. En su mayoría, lo que está presente es más bien una superposición de varias configuraciones. Por ejemplo, el cobre metálico se describe mal por una configuración [Ar] 3d 4s o [Ar] 3d 4s, pero se describe bastante bien como una contribución del 90 % del primero y del 10 % del segundo. 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).

Configuraciones 3d 4s similares a iones similares ocurren en complejos de metales de transición como se describe en 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 un ion) rodeado por seis átomos de carbono. ligandos de monóxido La configuración electrónica del átomo de cromo central se describe como 3dcon los seis electrones llenando los tres orbitales d de menor energía entre los ligandos. Los otros dos orbitales d tienen 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 similares a d ocupados por los seis electrones ya no son idénticos a los orbitales d del átomo libre.

Otras excepciones a la regla de Madelung

Hay varias excepciones más a la regla de Madelung entre los elementos más pesados ​​y, a medida que aumenta el número atómico, se vuelve cada vez más difícil encontrar explicaciones simples, como la estabilidad de las subcapas llenas a la mitad. Es posible predecir la mayoría de las excepciones mediante los cálculos de Hartree-Fock, que son un método aproximado para tener en cuenta el efecto de los otros electrones sobre las energías orbitales. Cualitativamente, por ejemplo, podemos ver que los elementos 4d tienen la mayor concentración de anomalías de Madelung, porque la brecha 4d-5s es más pequeña que las brechas 3d-4s y 5d-6s.

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 tienden a disminuir la energía de los orbitales s en relación con los otros orbitales atómicos. Esta es la razón por la que se predice que los elementos 6d no tendrán anomalías de Madelung aparte del lawrencio (para el cual los efectos relativistas también estabilizan el orbital p _1/2 y causan su ocupación en el estado fundamental), ya que la relatividad interviene para hacer que los orbitales 7s más bajos en energía que los 6d.

La siguiente tabla 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 determinadas espectroscópicamente. Por ejemplo, en los metales de transición, el orbital 4s es de mayor energía que los orbitales 3d; y en los lantánidos, el 6s es superior al 4f y al 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 de energía que 3d, pero un catión de Ca tiene 3d menos de energía que 4s. En la práctica, las configuraciones predichas por la regla de Madelung están al menos cerca del estado fundamental, incluso en estos casos anómalos.Los orbitales f vacíos en lantano, actinio y torio contribuyen al enlace químico, al igual que los orbitales p vacíos en los metales de transición.

Los orbitales s, d y f vacantes se han mostrado explícitamente, como se hace ocasionalmente, para enfatizar el orden de llenado y aclarar que incluso los orbitales desocupados en el estado fundamental (p. ej., lantano 4f o paladio 5s) pueden estar ocupados y enlazados en compuestos químicos.. (Lo mismo es cierto para los orbitales p, que no se muestran explícitamente porque en realidad solo están ocupados por lawrencio en estados fundamentales de fase gaseosa).

Período 4		Período 5		Período 6		Período 7
Elemento	Z	Configuración electronica		Elemento	Z	Configuración electronica		Elemento	Z	Configuración electronica		Elemento	Z	Configuración electronica
				Lantano	57	[Xe] 6s 4f 5d		Actinio	89	[Rn] 7s 5f 6d
				Cerio	58	[Xe] 6s 4f 5d		torio	90	[Rn] 7s 5f 6d
				Praseodimio	59	[Xe] 6s 4f 5d		Protactinio	91	[Rn] 7s 5f 6d
				neodimio	60	[Xe] 6s 4f 5d		Uranio	92	[Rn] 7s 5f 6d
				Prometeo	61	[Xe] 6s 4f 5d		Neptunio	93	[Rn] 7s 5f 6d
				Samario	62	[Xe] 6s 4f 5d		Plutonio	94	[Rn] 7s 5f 6d
				europio	63	[Xe] 6s 4f 5d		Americio	95	[Rn] 7s 5f 6d
				gadolinio	64	[Xe] 6s 4f 5d		Curio	96	[Rn] 7s 5f 6d
				Terbio	sesenta y cinco	[Xe] 6s 4f 5d		Berkelio	97	[Rn] 7s 5f 6d
				disprosio	66	[Xe] 6s 4f 5d		Californio	98	[Rn] 7s 5f 6d
				holmio	67	[Xe] 6s 4f 5d		einstenio	99	[Rn] 7s 5f 6d
				erbio	68	[Xe] 6s 4f 5d		fermio	100	[Rn] 7s 5f 6d
				Tulio	69	[Xe] 6s 4f 5d		Mendelevio	101	[Rn] 7s 5f 6d
				Iterbio	70	[Xe] 6s 4f 5d		Nobelio	102	[Rn] 7s 5f 6d
Escandio	21	[Ar] 4s 3d		Itrio	39	[Kr] 5s 4d		lutecio	71	[Xe] 6s 4f 5d		Lawrence	103	[Rn] 7s 5f 6d 7p
Titanio	22	[Ar] 4s 3d		Circonio	40	[Kr] 5s 4d		Hafnio	72	[Xe] 6s 4f 5d		Rutherfordio	104	[Rn] 7s 5f 6d
Vanadio	23	[Ar] 4s 3d		Niobio	41	[Kr] 5s 4d		tantalio	73	[Xe] 6s 4f 5d		dubnio	105	[Rn] 7s 5f 6d
Cromo	24	[Ar] 4s 3d		Molibdeno	42	[Kr] 5s 4d		Tungsteno	74	[Xe] 6s 4f 5d		seaborgio	106	[Rn] 7s 5f 6d
Manganeso	25	[Ar] 4s 3d		tecnecio	43	[Kr] 5s 4d		renio	75	[Xe] 6s 4f 5d		Bohrio	107	[Rn] 7s 5f 6d
Hierro	26	[Ar] 4s 3d		Rutenio	44	[Kr] 5s 4d		Osmio	76	[Xe] 6s 4f 5d		Hassio	108	[Rn] 7s 5f 6d
Cobalto	27	[Ar] 4s 3d		Rodio	45	[Kr] 5s 4d		iridio	77	[Xe] 6s 4f 5d		meitnerio	109	[Rn] 7s 5f 6d
Níquel	28	[Ar] 4s 3d o[Ar] 4s 3d (disputado)		Paladio	46	[Kr] 5s 4d		Platino	78	[Xe] 6s 4f 5d		Darmstadtio	110	[Rn] 7s 5f 6d
Cobre	29	[Ar] 4s 3d		Plata	47	[Kr] 5s 4d		Oro	79	[Xe] 6s 4f 5d		Roentgenio	111	[Rn] 7s 5f 6d
Zinc	30	[Ar] 4s 3d		Cadmio	48	[Kr] 5s 4d		Mercurio	80	[Xe] 6s 4f 5d		Copernicio	112	[Rn] 7s 5f 6d

Las diversas anomalías describen los átomos libres y no necesariamente predicen el comportamiento químico. Así, por ejemplo, el neodimio normalmente forma el estado de oxidación +3, a pesar de su configuración [Xe] 4f 5d 6s que, si se interpreta ingenuamente, sugeriría un estado de oxidación +2 más estable que corresponde a perder solo los electrones 6s. Por el contrario, el uranio como [Rn] 5f 6d 7s tampoco es muy estable en el estado de oxidación +3, prefiriendo +4 y +6.

La configuración de la capa de electrones 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 5g 6f 7d 8p, teniendo ap en lugar de electrón ag. Las configuraciones electrónicas más allá de esto son tentativas y las predicciones difieren entre los modelos, pero se espera que la regla de Madelung se rompa debido a la cercanía en energía de los orbitales 5g, 6f, 7d y 8p _1/2.Dicho esto, se predice que la secuencia de llenado 8s, 5g, 6f, 7d, 8p se mantendrá aproximadamente, con perturbaciones debidas a la enorme división espín-órbita de las capas 8p y 9p, y la enorme estabilización relativista de la capa 9s.

Conchas abiertas y cerradas

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, se obtiene una capa cerrada con una capa de valencia completamente llena. Esta configuración es muy estable.

Para las moléculas, "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 química computacional de la teoría de orbitales moleculares, 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 singulete). Las moléculas de capa abierta son más difíciles de estudiar computacionalmente

Configuración de gases nobles

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 prevé que Oganesson sea más reactivo debido a los efectos relativistas de los átomos pesados.

Período	Elemento	Configuración
1	Él	1s
2	Nordeste	1s	2s 2p
3	Arkansas	1s	2s 2p	3s 3p
4	kr	1s	2s 2p	3s 3p	4s 3d 4p
5	Xe	1s	2s 2p	3s 3p	4s 3d 4p	5s 4d 5p
6	Rn	1s	2s 2p	3s 3p	4s 3d 4p	5s 4d 5p	6s 4f 5d 6p
7	og	1s	2s 2p	3s 3p	4s 3d 4p	5s 4d 5p	6s 4f 5d 6p	7s 5f 6d 7p

Todo sistema tiene la tendencia a adquirir el estado de estabilidad o de mínima energía, por lo que los elementos químicos intervienen en las 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 ₂O). El hidrógeno atómico neutro tiene 1 electrón en la capa de valencia, y en la formación de agua adquiere una parte de un segundo electrón procedente del oxígeno, por lo que su configuración es similar a la de su gas noble más cercano, el helio, con 2 electrones en la capa de valencia. De manera similar, el oxígeno atómico neutro tiene 6 electrones en la capa de valencia y adquiere una parte de dos electrones de los dos átomos de hidrógeno, por lo que su configuración es similar a la de su gas noble más cercano, el neón, con 8 electrones en la capa de valencia.

Configuración electrónica en moléculas

En las moléculas, la situación se vuelve más compleja, ya que cada molécula tiene una estructura orbital diferente. Los orbitales moleculares se etiquetan de acuerdo con su simetría, en lugar de las etiquetas de orbitales atómicos que se usan para átomos e iones monoatómicos: por lo tanto, la configuración electrónica de la molécula de dioxígeno, O ₂, se escribe 1σ _g 1σ _u 2σ _g 2σ _u 3σ _g 1π _u 1π _gramo, o equivalentemente 1σ _{gramo 1σ} tu 2σ _{gramo 2σ} tu _1π tu 3σ _{gramo 1π} gramo. El término 1π _grepresenta los dos electrones en los dos orbitales π* degenerados (antienlace). Según las reglas de Hund, estos electrones tienen giros 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.

Configuración electrónica en sólidos

En un sólido, los estados electrónicos se vuelven muy numerosos. Dejan de ser discretos y se mezclan efectivamente en rangos continuos de estados posibles (una banda de electrones). La noción de configuración electrónica deja de ser relevante y cede ante la teoría de bandas.

Aplicaciones

La aplicación más extendida de las configuraciones electrónicas está en la racionalización de las propiedades químicas, tanto en química inorgánica como orgánica. En efecto, las configuraciones electrónicas, junto con alguna forma simplificada de teoría de orbitales moleculares, se han convertido en el equivalente moderno del concepto de valencia, que describe el número y tipo de enlaces químicos que se espera que forme un átomo.

Este enfoque se lleva más allá en la química computacional, que normalmente 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 de orbitales atómicos cada vez más grande y complejo como punto de partida. El último paso en dicho cálculo es la asignación de electrones entre los orbitales moleculares según el principio de Aufbau. No todos los métodos en química de cálculo se basan en la configuración electrónica: la teoría funcional de la densidad (DFT) es un ejemplo importante de un método que descarta el modelo.

Para átomos o moléculas con más de un electrón, el movimiento de los electrones está correlacionado y tal imagen ya no es exacta. Se necesita una gran cantidad de configuraciones electrónicas para describir exactamente cualquier sistema multielectrónico, y no se puede asociar energía con una sola configuración. Sin embargo, la función de onda electrónica suele estar dominada por un número muy pequeño de configuraciones y, por lo tanto, la noción de configuración electrónica sigue siendo esencial para los sistemas multielectrónicos.

Una aplicación fundamental de las configuraciones electrónicas es la interpretación de espectros atómicos. En este caso, es necesario complementar la configuración electrónica con uno o más símbolos que describen los diferentes niveles de energía disponibles para un átomo. Los símbolos de los términos se pueden calcular para cualquier configuración electrónica, no solo para la configuración del estado fundamental enumerada en las tablas, aunque en la práctica no se observan todos los niveles de energía. Es a través del análisis de los espectros atómicos que se determinaron experimentalmente las configuraciones electrónicas del estado fundamental de los elementos.