Configuraciones electrónicas

Antes de empezar con los tres principios para llenar los orbitales, hay que saber qué es una configuración y electrónica, y esta viene definida como el modo en el que los electrones se disponen alrededor del núcleo en un átomo, de la forma más estable posible.

Con esto, hay que tener en cuenta estas reglas:

• Principio de Aufbau. Cada elemento de número atómico Z tiene un electrón más que su antecesor, de número Z-1. Este electrón, denominado diferenciador, se sitúa en el orbital vacío disponible con menor energía.
• Primera regla de Hund. Los subniveles se llenan de menor a mayor valor de la suma n+l, que determina su energía. Si dos subniveles energéticos poseen el mismo valor de n+l, se ocupará primero el de menor valor de n.
• Principio de exclusión de Pauli. En un átomo, no hay dos electrones con el mismo número cuántico. Cada orbital puede tener como máximo 2 electrones.
• Principio de máxima multiplicidad de Hund. Al llenar orbitales degenerados, los espines de los electrones permanecen desapareados mientras sea posible, semiocupando primero todos los orbitales de igual energía.

Hay que tener en cuenta que para rellenar los orbitales, es necesario seguir el diagrama de Möller, que es un método rápido para establecer el orden de llenado electrónico de los orbitales, que tiene lugar desde los de menor a los de mayor energía.
Llenaríamos por ejemplo el carbono (C) tal que así:
C(z=6): 1s2 2s2 2p2
Sin embargo, tenemos que tener en cuenta el principio de máxima multiplicidad de Hund, por lo que si tenemos por ejemplo el cromo (Cr) lo llenaríamos tal que así:
Cr(z=24): 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d5 4s1
Aquí se produciría una promoción de electrones estabilizando al átomo de cromo y no se llenaría de forma general que sería:
Cr(z=24) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d4 4s2