Hibridación del carbono

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La hibridación del carbono consiste en un reacomodo de electrones del mismo nivel de energía

(orbitales) al orbital del último nivel de energía. Los orbitales híbridos explican la forma en que se
disponen los electrones en la formación de los enlaces, dentro de la teoría del enlace de valencia,
compuesta por nitrógeno líquido que hace compartirlas con cualquier otro elemento químico ya
sea una alcano o comburente. La hibridación del átomo de carbono fue estudiada por mucho
tiempo por el químico Chester Pinker

Índice

 1Características

 2Estado basal y estado de excitado

 3Hibridación

 4Hibridación sp³ (enlace simple C-C)

 5Hibridación sp² (enlace doble C=C)

 6Hibridación sp (enlace triple)

 7Conclusión

 8Véase también

 9Bibliografía

Características[editar]

El carbono, se encuentra ubicado en el grupo IV A, tiene un número atómico 6 y número de masa

12; en su núcleo tienen 6 protones y 6 neutrones y está rodeado por 6 electrones, distribuidos en
dos niveles: dos en 1s, dos en 2s y dos en 2p. Los orbitales del nivel dos adquieren una
conformación llamada hibridación, donde se acomodan los 4 electrones del segundo nivel en un
orbital híbrido llamado sp.

El carbono tiene la capacidad de compartir cuatro electrones de valencia y formar cuatro enlaces

covalentes fuertes; además, los átomos de carbono se pueden unir entre ellos y formar largas
cadenas y anillos. Pero a diferencia de todos los demás elementos, el carbono puede formar una
gran variedad de compuestos, ya sean desde los más sencillos, hasta los más complejos, por
ejemplo: desde el metano, con un átomo de carbono, hasta el ácido desoxirribonucleico (ADN),
que contiene más de 100 centenas de millones de carbonos. 1

Estado basal y estado de excitado[editar]

Primero hay que definir en que consiste el estado basal y el estado excitado:
Un átomo en estado excitado es aquél en el cual uno de sus electrones ha sido promocionado a un
nivel energético superior.

Mientras que el estado basal o estado fundamental, es el estado de menor energía en el que un
átomo, molécula o grupo de átomos se puede encontrar sin absorber ni emitir energía, en pocas
palabras en su estado más puro.

Su configuración electrónica en su estado natural es:

 1s² 2s² 2p² (estado basal).

Su configuración electrónica en estado excitado es:

 1s² 2s¹ 2px¹ 2py¹ 2pz¹.

En la naturaleza este tipo de atomos distrubuyen sus electrones.

Hibridación[editar]

La hibridación es una ley que se aplica en química, la cual nos permite demostrar la geometría y
propiedades de algunas moléculas que en la teoría de enlace-valencia no se pueden demostrar. La
hibridación consiste en atribuir la composición de orbitales atómicos puros de un mismo átomo
para obtener orbitales atómicos híbridos. De acuerdo con la teoría de máxima repulsión del enlace
de valencia, los pares electrónicos y los electrones solitarios alrededor del núcleo de un átomo, se
repelen formando un ángulo lo más grande posible. En estos compuestos se ha visto que
normalmente son próximos a 109º, 120º y 180º. 2 Para que pueda llevarse a cabo la hibridación el
átomo de carbono tiene que pasar de su estado basal a uno activado cuando se aplica energía.
Existen diversos tipos de hibridación que involucran orbitales atómicos s, p y d de un mismo
átomo.

Hibridación sp³ (enlace simple C-C)[editar]

Cuatro orbitales sp³.

La hibridación sp³ se define como la unión de un orbital s con tres orbitales p (p x, py y pz) para
formar cuatro orbitales híbridos sp3 con un electrón cada uno.
Los orbitales atómicos s y p pueden formar tres tipos de hibridación, esto depende del número de
orbitales que se combinen. Entonces, si se combina un orbital atómico s puro con tres orbitales p
puros, se obtienen cuatro orbitales híbridos sp3 con un ángulo máximo de separación aproximado
de 109.5º, esto es una de las características de los alcanos.

A cada uno de estos nuevos orbitales se los denomina sp³, porque tienen un 25% de carácter S y
75% de carácter P. Esta nueva configuración se llama átomo de carbono híbrido, y al proceso de
transformación se llama hibridación.

De esta manera cada uno de los cuatro orbitales híbridos sp³ del carbono puede enlazarse a otro
átomo, es decir que el carbono podrá enlazarse a otros 4 átomos, así se explica la tetravalencia
del átomo de carbono.

Debido a su condición híbrida, y por disponer de 4 electrones de valencia para formar enlaces
covalentes sencillos, pueden formar entre sí cadenas con una variedad ilimitada entre ellas:
cadenas lineales, ramificadas, anillos, etc. A los enlaces sencillos –C-C– se los conoce como enlaces
sigma.

Todo esto recurre a la disposición de mezclarse un átomo con otro.

Hibridación sp² (enlace doble C=C)[editar]

Configuración de los orbitales sp².

Es la combinación de un orbital s con dos orbitales p (p x y py) para formar tres orbitales híbridos
sp2. Los orbitales híbridos sp2 forman un triángulo equilátero .

Los átomos de carbono también pueden formar entre sí enlaces llamados insaturaciones:

- Dobles: donde la hibridación ocurre entre el orbital 2s y dos orbitales 2p, quedando un orbital p
sin hibridar, se producirán 3 orbitales sp². A esta nueva estructura se la representa como un octeto
de johnson 2p6 y octavalente 2p¹

Al formarse el enlace doble entre dos átomos, cada uno orienta sus tres orbitales híbridos en un
ángulo de 120°, como si los dirigieran hacia los vértices de un triángulo equilátero. El orbital no
hibridado p queda perpendicular al plano de los 3 orbitales sp².

Hibridación sp (enlace triple)[editar]

La formación de estos enlaces es el resultado de la unión de un orbital atómico s con un orbital p
puro (px), esto permite formar dos orbitales híbridos sp con un electrón cada uno y una máxima
repulsión entre ellos de 180°, permaneciendo dos orbitales p puros con un electrón cada uno sin
hibridar.

Los orbitales híbridos sp forman una figura lineal. La hibridación sp se presenta en los átomos de
carbono con una triple ligadura o mejor conocido con un triple enlace carbono-carbono en la
familia de los alquinos.

El enlace triple es aún más fuerte que el enlace doble, y la distancia entre C-C es menor en
comparación a las distancias de las otras hibridaciones.

Conclusión[editar]

La unión entre átomos de carbono da origen a tres geometrías dependiendo de su enlace:

 Enlace sp³: Tetraédrica.

 Enlace sp²: Trigonal plana.

 Enlace sp: Lineal.

También intervienen los enlaces gamma. Esto forma cadenas lineales simples dobles y triple lo
cual existe ramificadas.
Configuración electrónica

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En química, la configuración electrónica indica la manera en la cual los electrones se estructuran,

comunican u organizan en un átomo de acuerdo con el modelo de capas electrónicas, en el cual
las funciones de ondas del sistema se expresan como un átomo o atómicamente un producto de
orbitales antisimetrizadas.12 La configuración electrónica es importante ya que determina las
propiedades de combinación química de los átomos y por lo tanto su posición en la tabla periódica
de los elementos.

Índice

 1Introducción

o 1.1Notación

o 1.2Origen histórico

o 1.3Distribución electrónica

 2Estructura electrónica y tabla periódica de los elementos

o 2.1Bloques de la tabla periódica de los elementos

o 2.2Principio de exclusión de Pauli

o 2.3Regla del octeto

o 2.4Anomalías de configuración electrónica

o 2.5Orbital o REEMPE

 3Véase también

 4Referencias

o 4.1Bibliografía

o 4.2Enlaces externos

Introducción[editar]

La disposición de los electrones en los átomos está sujeta a las reglas de la mecánica cuántica. En
particular la configuración electrónica viene dada por una combinación de estados cuánticos que
son solución de la ecuación de Schrödinger para dicho átomo.

Una de las restricciones de la mecánica cuántica no explícitamente metida en la ecuación de

Schrödinger es que cualquier conjunto de electrones en un mismo estado cuánticodeben cumplir
el principio de exclusión de Pauli por ser fermiones (partículas de espín semientero). Dicho
principio implica que la función de onda total que describe dicho conjunto de electrones debe
ser antisimétrica.3 Por lo tanto, en el momento en que un estado cuántico es ocupado por un
electrón, el siguiente electrón debe ocupar un estado cuántico diferente.

En los estados estacionarios de un átomo, la función de onda de un electrón en una aproximación

no-relativista los estados que son función propia de la ecuación de Schrödinger  en donde  es
el hamiltoniano monoelectrónico correspondiente. Para el caso relativista hay que recurrir a
la ecuación de Dirac. Las funciones propias obtenidas como solución de cualquiera de estas dos
estaciones se denominan orbitales atómicos, por analogía con la imagen clásica de electrones
orbitando alrededor del núcleo. Estos orbitales, en su expresión más básica, se pueden enumerar
mediante cuatro números cuánticos: n, l, ml y ms. Obviamente, el principio de exclusión de Pauli
implica que no puede haber dos electrones en un mismo átomo con los cuatro valores de los
números cuánticos iguales (porque entonces ocuparían el mismo orbital y eso está excluido por el
principio).

De acuerdo con la mecánica cuántica, los electrones pueden pasar de un orbital atómico a otro ya
sea emitiendo o absorbiendo un cuanto de energía, en forma de fotón. Esta transición de un
orbital a otro con diferentes energías explican diversos fenómenos de emisión y absorción de
radiación electromagnética por parte de los átomos.

Notación[editar]

Artículo principal:  Orbital atómico

Se utiliza en una notación estándar para describir las configuraciones electrónicas de átomos y
moléculas. Para los átomos, la notación contiene la definición de los orbitales atómicos (en la
forma n l, por ejemplo 1s, 2p, 3d, 4f) indicando el número de electrones asignado a cada orbital (o
al conjunto de orbitales de la misma subcapa ) como un superíndice . Por ejemplo,
el hidrógeno tiene un electrón en el orbital s de la primera capa, de ahí que su configuración
electrónica se escriba 1s1. El litio tiene dos electrones en la subcapa 1s y uno en la subcapa 2s (de
mayor energía), de ahí que su configuración electrónica se escriba 1s 2 2s1 (pronunciándose "uno-
ese-dos, dos-ese-uno"). Para el fósforo(número atómico 15), tenemos: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p3.

Para átomos con muchos protones, esta notación puede ser muy larga por lo que se utiliza una
notación abreviada, que tiene en cuenta que las primeras subcapas son iguales a las de algún gas
noble. Por ejemplo, el fósforo, difiere del argón y neón (1s2 2s2 2p6) únicamente por la presencia
de la tercera capa. Así, la configuración electrónica del fósforo se puede escribir respecto de la del
neón como: [Ne] 3s2 3p3. Esta notación es útil si tenemos en cuenta que la mayor parte de
las propiedades químicas de los elementos vienen determinadas por las capas más externas.

El orden en el que se escriben los orbitales viene dado por la estabilidad relativa de los orbitales,
escribiéndose primero aquellos que tienen menor energía orbital. Esto significa que, aunque sigue
unas pautas generales, se pueden producir excepciones. La mayor parte de los átomos siguen el
orden dado por la regla de Madelung. Así, de acuerdo con esta regla, la configuración electrónica
del hierro se escribe como: [Ar] 4s2 3d6. Otra posible notación agrupa primero los orbitales con el
mismo número cuántico n, de tal manera que la configuración del hierro se expresa como
[Ar] 3d6 4s2 (agrupando el orbital 3d con los 3s y 3p que están implícitos en la configuración
del argón).
El superíndice 1 de los orbitales ocupados por un único electrón no es obligatorio. 4 Es bastante
común ver las letras de los orbitales escritas en letra itálica o cursiva. Sin embargo, la Unión
Internacional de Química Pura y Aplicada (IUPAC) recomienda utilizar letra normal, tal y como se
realiza aquí.

Origen histórico[editar]

Niels Bohr fue el primero en proponer (1923) que la periodicidad en las propiedades de los
elementos se podía explicar mediante la estructura electrónica del átomo. 5 Su propuesta se basó
en el modelo atómico de Bohr para el átomo, en el cual las capas electrónicas eran órbitas
electrónicas a distancias fijas al núcleo. Las configuraciones originales de Bohr hoy parecen
extrañas para el químico: al azufre se le asignaba una configuración 2.4.4.6 en vez de
1s2 2s2 2p6 3s2 3p4.

Un año después, E. C. Stoner incorpora el tercer número cuántico de la teoría de Sommerfeld en la

descripción de las capas electrónicas, y predice correctamente la estructura de capas del azufre
como 2.8.6.6 Sin embargo, ni el sistema de Bohr ni el de Stoner podían describir correctamente los
cambios del espectro atómico en un campo magnético (efecto Zeeman).

Distribución electrónica[editar]

Diagrama de configuración electrónica.

Es la distribución de los electrones en los subniveles y orbitales de un átomo. La configuración
electrónica de los elementos se rige según el diagrama de Moeller:

Para comprender el diagrama de Moeller se utiliza la siguiente tabla:

s p d f

k=1 1s

l=2 2s 2p

m = 3 3s 3p 3d

n=4 4s 4p 4d 4f

o=5 5s 5p 5d 5f

p=6 6s 6p 6d 6f

q=7 7s 7p 7d 7f

Para encontrar la distribución electrónica se escriben las notaciones en forma diagonal desde
arriba hacia abajo y de derecha a izquierda (seguir colores):

1 3d 4p
2s 2p 3s 3p 4s 4d 5p 6s 4f 5d 6p 7s 5f 6d 7p
s 5s

Este principio de construcción (denominado principio de Aufbau, del alemán Aufbau que significa

'construcción') fue una parte importante del concepto original de Bohr de configuración
electrónica. Puede formularse como:7

sólo se pueden ocupar los orbitales con un máximo de dos electrones, en orden creciente de
energía orbital: los orbitales de menor energía se llenan antes que los de mayor energía.

Así, vemos que se puede utilizar el orden de energías de los orbitales para describir la estructura
electrónica de los átomos de los elementos. Un subnivel s se puede llenar con 1 o 2 electrones. El
subnivel p puede contener de 1 a 6 electrones; el subnivel d de 1 a 10 electrones y el subnivel f de
1 a 14 electrones. Ahora es posible describir la estructura electrónica de los átomos estableciendo
el subnivel o distribución orbital de los electrones. Los electrones se colocan primero en los
subniveles de menor energía y cuando estos están completamente ocupados, se usa el siguiente
subnivel de energía superior. Esto puede representarse por la siguiente tabla:

s p d f

n=
2
1

n= 2 6
 2

n=
2 6 10
3

n=
2 6 10 14
4

n=
2 6 10 14
5

n=
2 6 10
6

n=
2 6
7

Para encontrar la configuración electrónica se usa el mismo procedimiento anterior incluyendo

esta vez el número máximo de electrones para cada orbital.

1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s2 4f14 5d10 6p6 7s2 5f14 6d10 7p6

Finalmente la configuración queda de la siguiente

manera: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s2 4f14 5d10 6p6 7s2 5f14 6d10 7p6

Para determinar la configuración electrónica de un elemento, basta con calcular cuántos

electrones hay que acomodar y entonces distribuirlos en los subniveles empezando por los de
menor energía e ir llenando hasta que todos los electrones estén distribuidos. Un elemento con
número atómico mayor tiene un electrón más que el elemento que lo precede. El subnivel de
energía aumenta de esta manera:

 Subnivel s, p, d o f: Aumenta el nivel de energía.

Sin embargo, existen excepciones, como ocurre en los elementos de transición al ubicarnos en los
grupos del cromo y del cobre, en los que se promueve el electrón dando así una configuración
fuera de lo común.

Estructura electrónica y tabla periódica de los elementos[editar]

Bloques de la tabla periódica de los elementos[editar]

La forma de la tabla periódica de los elementos está íntimamente relacionada con la configuración

electrónica de los átomos de los elementos. Por ejemplo, todos los elementos del grupo 1 tienen
una configuración de [E] ns1 (donde [E] es la configuración del gas inerte correspondiente), y
tienen una gran semejanza en sus propiedades químicas. La capa electrónica más externa se
denomina "capa de valencia" y (en una primera aproximación) determina las propiedades
químicas. Conviene recordar que el hecho de que las propiedades químicas sean similares para los
elementos de un grupo fue descubierto hace más de un siglo, antes incluso de aparecer la idea de
configuración electrónica.8 No está claro cómo explica la regla de Madelung (que más bien
describe) la tabla periódica,9 ya que algunas propiedades (tales como el estado de oxidación +2 en
la primera fila de los metales de transición) serían diferentes con un orden de llenado de orbitales
distinto. Por tanto las configuraciones electrónicas determinarán las propiedades de combinación
química

Principio de exclusión de Pauli[editar]

Artículo principal:  Principio de exclusión de Pauli

Esta regla nos dice que en un estado cuántico solo puede haber un electrón. De aquí salen los
valores del espín o giro de los electrones que es 1/2 y con proyecciones .

También que en una orientación deben caber dos electrones excepto cuando el número de
electrones se ha acabado, por lo cual el orden que debe seguir este ordenamiento en cada nivel es
primero los de espín positivo (+1/2) y luego los negativos.

El principio de exclusión de Pauli fue un principio cuántico enunciado por Wolfgang Ernst Pauli en
1925. Establece que no puede haber dos fermiones con todos sus números cuánticos idénticos
(esto es, en el mismo estado cuántico de partícula individual). Perdió la categoría de principio,
pues deriva de supuestos más generales: de hecho, es una consecuencia del teorema de la
estadística del spin. El principio de exclusión de Pauli sólo se aplica a fermiones, esto es, partículas
que forman estados cuánticos antisimétricos y que tienen espín semientero. Son fermiones, por
ejemplo, los protones, los neutrones y los electrones, los tres tipos de partículas subatómicas que
constituyen la materia ordinaria. El principio de exclusión de Pauli rige, así pues, muchas de las
características distintivas de la materia. En cambio, partículas como el fotón y el (hipotético)
gravitón no obedecen a este principio, ya que son bosones, esto es, forman estados cuánticos
simétricos y tienen espín entero. Como consecuencia, una multitud de fotones puede estar en un
mismo estado cuántico de partícula, como en los láseres. "Dos electrones en la corteza de un
átomo no pueden tener al mismo tiempo los mismos números cuánticos". Es sencillo derivar el
principio de Pauli, basándonos en el artículo de partículas idénticas. Los fermiones de la misma
especie forman sistemas con estados totalmente antisimétricos, lo que para el caso de dos
partículas significa que:

mismo estado cuántico |ψ>, el estado del sistema completo es |ψψ>.

Regla del octeto[editar]

Para que un átomo sea estable debe tener todos sus orbitales llenos (cada orbital con dos
electrones, uno de espín +½ y otro de espín -½) Por ejemplo, el oxígeno, que tiene configuración
electrónica 1s², 2s², 2p4, debe llegar a la configuración 1s², 2s², 2p 6 con la cual los niveles 1 y 2
estarían llenos. Recordemos que la Regla del octeto, justamente establece que el nivel electrónico
se completa con 8 electrones, excepto el hidrógeno, que se completa con 2 electrones. Entonces
el oxígeno tendrá la tendencia a ganar los 2 electrones que le faltan, por esto se combina con 2
átomos de hidrógeno (en el caso del agua, por ejemplo), que cada uno necesita 1 electrón (el cual
recibe del oxígeno) y otorga a dicho átomo 1 electrón cada uno. De este modo, cada hidrógeno
completó el nivel 1 y el oxígeno completó el nivel 2.
En química se denomina orbital a la zona del espacio que rodea a un núcleo atómico donde la
probabilidad de encontrar un electrón es máxima, cercana al 91%. Ejemplo de ello: 10Ne: 1s 2, 2s2,
2p6 regla del octeto: 11Na:(Ne)10, 1s2, 2s2, 2p6, 3s1

Anomalías de configuración electrónica[editar]

Al desarrollar la configuración electrónica, encontramos una serie de excepciones. Por ejemplo, es

más estable llenar dos medios orbitales que completar uno y dejar el otro a uno o dos electrones
de estar completado a la mitad. Así, los metales del grupo 6 en vez de tener los orbitales externos
completos y el orbital de un electrón de estar semi-completo, donarán un electrón del orbital ,
quedando ambos completos a la mitad: s1d5 en vez de s2d4. Igualmente, es más estable rellenar los
orbitales d completamente, por lo que los elementos del grupo 11 tenderán a adoptar la
configuración s1d10 en vez de s2d9. Ejemplos de estas anomalías son:

Grupo VIB:
24
Cr: 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 4s2, 3d4 : es incorrecto.
24
Cr: 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 4s1, 3d5 : es correcto.

Grupo IB:
29
Cu: 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 4s1, 3d10 : es correcto.

ER: n + l

Donde:

n: nivel l: subnivel

Ejemplo:

4s: 4 + 0 : 4

3p: 3 + 1 : 4

4d: 4 + 2 : 6

5f: 5 + 3 : 8

6g: 6 + 4 : 10

7h: 7 + 5 : 12

Orbital o REEMPE[editar]

En química se usa la expresión REEMPE para designar el valor esperado de un operador

densidad de estados de dos electrones con . En otras palabras: la región donde existe mayor
posibilidad de encontrar como máximo 2 electrones que se mueven en forma paralela y en
sentidos contrarios. Su nombre proviene de Región de Espacio Energético
de Manifestación Probabilística del Electrón.
Configuración electrónica

[9:37 p. m. | 356 comentarios ]

La configuración electrónica del átomo de un elemento corresponde a la ubicación de los

electrones en los orbitales de los diferentes niveles de energía. Aunque el modelo de Scrödinger
es exacto sólo para el átomo de hidrógeno, para otros átomos es aplicable el mismo modelo
mediante aproximaciones muy buenas.

La manera de mostrar cómo se distribuyen los electrones en un átomo, es a través de

la configuración electrónica. El orden en el que se van llenando los niveles de energía es: 1s, 2s,
2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p. El esquema de llenado de los orbitales atómicos, lo podemos tener
utilizando la regla de la diagonal, para ello debes seguir atentamente la flecha del esquema
comenzando en 1s; siguiendo la flecha podrás ir completando los orbitales con los electrones en

forma correcta.

Escribiendo configuraciones electrónicas

Para escribir la configuración electrónica de un átomo es necesario:

 Saber el número de electrones que el átomo tiene; basta conocer el número atómico

(Z) del átomo en la tabla periódica. Recuerda que el número de electrones en un átomo
neutro es igual al número atómico (Z = p+).

 Ubicar los electrones en cada uno de los niveles de energía, comenzando desde el nivel
más cercano al núcleo (n = 1).

 Respetar la capacidad máxima de cada subnivel (s = 2e-, p = 6e-, d = 10e- y f = 14e-).

Ejemplo:

Los orbitales se llenan en orden creciente de energía, con no más de dos electrones por orbital,
según el principio de construcción de Aufbau.
Litio (Z = 3). Este elemento tiene 3 electrones. Empezaremos llenando el orbital de menor energía
con dos electrones que tendrán distinto spin (ms). El electrón restante ocupará el orbital 2s, que

es el siguiente con menor energía:

La flecha indica el valor del cuarto número cuántico, el de spin: para +1/2: y para –1/2,

respectivamente.
También podemos describir la distribución de electrones en el átomo de litio como:

Los electrones que tienen números de espín opuestos cancelan los efectos magnéticos y se dice
que son electrones apareados. Un ejemplo son los dos electrones que ocupan el orbital 1s en el
átomo de Litio. De manera similar decimos que el electrón que ocupa el orbital 2s orbital
está desapareado.
En la tabla a continuación vemos como se distribuyen los electrones de los átomos en orden
creciente a su número atomico (Z):

En el helio se completa el primer nivel (n=1), lo que hace que la configuración del He sea muy
estable.
Para el Boro el quinto electrón se sitúa en un orbital 2p y al tener los  tres orbitales 2p la misma
energía no importa cuál de ellos ocupa.
En el carbono el sexto electrón podría ocupar el mimo orbital que el quinto u otro distinto. La
respuesta nos la da:
la regla de Hund: la distribución más estable de los electrones en los subniveles es aquella que
tenga el mayor número de espínes paralelos.
Los electrones se repelen entre sí y al ocupar distintos orbitales pueden situarse más lejos uno del
otro. Así el carbono en su estado de mínima energía tiene dos electrones desapareados, y el

nitrógeno tiene 3.

El neón completa el nivel dos y al igual que el helio tiene una configuración estable.
Las configuraciones electrónicas pueden también escribirse de manera abreviada haciendo
referencia al último nivel completo. Para ello, debemos ocupar la configuración de los gases
nobles, ya que ellos tienen todos su orbitales completos con electrones (s2p6), como por ejemplo
en el caso del helio (s2) y neon (s2p6) como se muestra en la tabla anterior.

 Así la configuración del sodio Na, la podemos escribir como [Ne]3s1

 También podemos escribir la configuración del litio como [He]2s1

A los electrones que pertenecen a un nivel incompleto se les denomina electrones de valencia.

El gas noble Argón representa el final del período iniciado por el sodio para n=3
1s 2s 2p 3s 3p

Ar 18

[Ne] 3s2 3p6

En el siguiente elemento, el potasio con 19 electrones, deberíamos empezar a llenar los orbitales
3d. Sin embargo el comportamiento químico del potasio es similar al de litio y el sodio, ambos con
un electrón de valencia desapareado en un orbital s, por lo que al potasio le correspondería la
configuración [Ar] 4s1. Por lo tanto, el orbital 4s tendrá que tener menor energía que los orbitales
3d (el apantallamiento de los electrones en los orbitales 3d es mayor que el de los electrones en

los orbitales 4s).

Lo mismo ocurre a partir del elemento Sc (Z = 21) [Ar] 3d1 4s2. El último electrón no se agrega al
subnivel 4p, sino al 3d, como lo indica el orden energético. Lo mismo sucede con las
configuraciones de los emenetos Ti (Z = 22) y V (Z = 23). Con el cromo (Cr Z = 24) surge otra
aparente anomalía porque su configuración es [Ar] 3d5 4s1. La lógica de llenado habría llevado a
[Ar] 3d4 4s2, sin embargo la distribución fundamental correcta es la primera. Esto se debe a que el
semillenado de orbitales d es de mayor estabilidad, puesto que su energía es más baja.

Con el cobre Cu Z = 29 sucede algo similar al cromo, pusto que su configuración fundamental es
[Ar] 3d10 4s1. La configuración [Ar] 3d9 4s2 es de mayor energía. La configuración con 10
electrones en orbitales d, es decir, el llenado total de estos orbitales es más estable.
Configuración electrónica o configuración periódica

Al referirnos a la configuración electrónica (o periódica) estamos hablando de la descripción de la

ubicación de los electrones en los distintos niveles (con subniveles y orbitales) de un determinado
átomo.

Modelo
atómico
general.

Configurar significa "ordenar" o "acomodar", y electrónico deriva de "electrón"; así, configuración

electrónica es la manera ordenada de repartir los electrones en los niveles y subniveles de energía.

Científicamente, diremos que es la representación del modelo atómico de Schrödinger o modelo

de la mecánica cuántica . En esta representación se indican los niveles, subniveles y los orbitales
que ocupan los electrones.

Debemos acotar que aunque el modelo de Schrödinger es exacto sólo para el átomo de hidrógeno,
para otros átomos es aplicable el mismo modelo mediante aproximaciones muy buenas.

Para comprender (visualizar  o graficar) el mapa de configuración electrónica (o periódica) es

necesario revisar los siguientes conceptos.

Los Números Cuánticos

En el contexto de la mecánica cuántica, en la descripción de un átomo se sustituye el concepto de

órbita por el de orbital atómico . Un orbital atómico es la región del espacio alrededor del núcleo
en el que la probabilidad de encontrar un electrón es máxima. 
 Número
cuántico
principal
(n).

La solución matemática de la ecuación de Schrödinger precisa de tres números cuánticos. Cada

trío de valores de estos números describe un orbital. 

Número cuántico principal (n): puede tomar valores enteros (1, 2, 3, 4, 5, 6, 7) y coincide con el
mismo número cuántico introducido por Bohr . Está relacionado con la distancia promedio del
electrón al núcleo en un determinado orbital y, por tanto, con el tamaño de este e indica el nivel
de energía. 

Número cuántico secundario (l): Los niveles de energía, identificados con el número cuántico
principal (n) , poseen subniveles, los cuales se asocian, además, a la forma del orbital, y son
identificados por el número cuántico secundario (l) . Entonces, los valores del número cuántico
secundario dependen del número cuántico principal "n".

Así, la cantidad de subniveles de energía que posea cada nivel principal está dada por la fórmula n
– 1 (el valor del número cuántico principal menos uno).

Este número cuántico secundario (l) nos indica en que subnivel se encuentra el electrón, y toma
valores desde 0 hasta (n - 1), recordando que n es el valor del número cuántico principal. Así, para
cada nivel n, el número cuántico secundario (l) será:

l = 0, 1, 2, 3,…,  n-1.

Ejemplo:

Si n = 1      (n – 1 = 0), entonces   l = 0 (en el nivel de energía 1 no hay subniveles de energía, y para
efectos de comprensión se considera este nivel 1 como subnivel 0)

Si n = 2      (n -1 = 1), entonces    l = 0, 1. El nivel de energía 2 posee dos subniveles, identificados

como 0 y 1

Si n = 3       (n – 1 = 2), entonces  l = 0, 1, 2. El nivel de energía 3 posee tres subniveles, identificados

como 0, 1 y 2

Si n = 4       (n – 1 = 3), entonces  l = 0, 1, 2, 3. El nivel de energía 4 posee cuatro subnoiveles,

identificados como 0, 1, 2 y 3
Si n = 5       (n – 1 = 4), entonces  l = 0, 1, 2, 3, 4. El nivel de energía 5 posee cinco subnoveles,
identificados como 0, 1, 2, 3 y 4

También para efectos de comprensión, la comunidad científica ha aceptado que los números que
representan los subniveles (0, 1, 2, y 3) sean reemplazados por las letras s, p, d y f,
respectivamente, para representar los distintos tipos de orbitales.

Estas letras se optiene de la inicial de las palabras sharp (s), principal (p), difuso (d) y fundamental
(f) .

Cada subnivel, a su vez, posee distinta cantidad de orbitales, lo cual veremos más adelante.

Ahora, con respecto a la forma del orbital de estos subniveles, el número cuántico secundario (o
azimutal) determina la excentricidad de la órbita :  cuanto mayor sea este número, más excéntrica
será la órbita; es decir, será más aplanada la elipse que recorre el electrón.

Así, en el nivel 1 (o capa K) el valor del nivel (identificado como subnivel 0) es cero (no hay
excentricidad) y su órbita es circular .

Cada vez que aumenta el valor del número cuántico secundario (o azimutal) aumenta la
excentricidad de la órbita, como se demuestra en el siguiente gráfico:

Número cuántico magnético (ml): puede tener todos los valores desde – l hasta + l pasando por
cero. Describe la orientación espacial del orbital e indica el número de orbitales presentes en un
subnivel determinado.

Para explicar determinadas características de los espectros de emisión se consideró que los
electrones podían girar en torno a un eje propio, bien en el sentido de las agujas del reloj o en el
sentido contrario. Para caracterizar esta doble posibilidad se introdujo el número cuántico de
espín (ms) que toma los valores de + ½ o – ½..
 Cuadro de las
diagonales,
mecanismo para
distribuir
electrones en sus
diferentes niveles
de energía.

Para entender el concepto de configuración electrónica es necesario asumir o aplicar dos

principios importantes:

• Principio de Incertidumbre de Heisenberg : “Es imposible determinar simultáneamente la

posición exacta y el momento exacto del electrón” .

• Principio de Exclusión de Pauli : “Dos electrones del mismo átomo no pueden tener los mismos
números cuánticos idénticos y por lo tanto un orbital no puede tener más de dos electrones”.

Tipos de configuración electrónica

Para graficar la configuración electrónica existen cuatro modalidades, con mayor o menor
complejidad de comprensión, que son:

Configuración estándar

Se representa la configuración electrónica que se obtiene usando el cuadro de las diagonales (una

de sus formas gráficas se muestra en la imagen de la derecha).

Es importante recordar que los orbitales se van llenando en el orden en que aparecen, siguiendo
esas diagonales, empezando siempre por el 1s.
Aplicando el mencionado cuadro de las diagonales la configuración electrónica estándar, para
cualquier átomo, es la siguiente:

1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 6 5s 2 4d 10 5p 6 6s 2 4f 14 5d 10 6p 6 7s 2 5f 14 6d 10 7p 6

Más adelante explicaremos cómo se llega  este enjambre de números y letras que perturba
inicialmente, pero que es de una simpleza sorprendente.

Configuración condensada

Los niveles que aparecen llenos en la configuración estándar se pueden representar con un gas
noble (elemento del grupo VIII A, Tabla Periódica de los elementos  ), donde el número atómico
del gas coincida con el número de electrones que llenaron el último nivel.

Los gases nobles son He, Ne, Ar, Kr, Xe y Rn.

Configuración desarrollada

Consiste en representar todos los electrones de un átomo empleando flechas para simbolizar el
spin de cada uno. El llenado se realiza respetando el principio de exclusión de Pauli y la Regla de
máxima multiplicidad de Hund.

Figura de un
átomo sencillo
ilustrando lo
indefinido de sus
órbitas.

Configuración semidesarrollada

Esta representación es una combinación entre la configuración condensada y la configuración

desarrollada. En ella sólo se representan los electrones del último nivel de energía.

Niveles de energía o capas

Si repasamos o recordamos los diferentes modelos atómicos veremos que en esencia un átomo es
parecido a un sistema planetario. El núcleo sería la estrella y los electrones serían los planetas que
la circundan, girando eso sí (los electrones) en órbitas absolutamente no definidas, tanto que no
se puede determinar ni el tiempo ni el lugar para ubicar un electrón ( Principio de Incertidumbre
de Heisenberg ).

Los electrones tienen, al girar, distintos niveles de energía según la órbita (en el átomo se llama
capa o nivel) que ocupen, más cercana o más lejana del núcleo. Entre más alejada del núcleo,
mayor  nivel de energía en la órbita, por la tendencia a intercambiar o ceder electrones desde las
capas más alejadas.

Entendido el tema de las capas, y sabiendo que cada una de ellas representa un nivel de energía
en el átomo, diremos que:

1. Existen 7 niveles de energía o capas donde pueden situarse los electrones para girar alrededor
del núcleo, numerados del 1, el más interno o más cercano al núcleo (el que tiene menor nivel de
energía), al 7, el más externo o más alejado del núcleo (el que tiene mayor nivel de energía).

Estos niveles de energía corresponden al número cuántico principal (n) y además de numerarlos
de 1 a 7, también se usan letras para denominarlos, partiendo con la K.  Así:   K =1, L = 2, M = 3, N =
4, O = 5, P = 6, Q = 7.

2. A su vez, cada nivel de energía o capa tiene sus electrones repartidos en distintos subniveles ,
que pueden ser de cuatro tipos: s, p, d, f  .

Ilustración para los

niveles y
subniveles de
energía electrónica
en el átomo
Imágenes tomadas
de la página: 
http://configraele
ctrones-
mvc.blogspot.com
 /

Para determinar la configuración electrónica de un elemento sólo hay que saber cuantos
electrones debemos acomodar y distribuir en los subniveles empezando con los de menor energía
e ir llenando hasta que todos los electrones estén ubicados donde les corresponde. Recordemos
que partiendo desde el subnivel s, hacia p, d o f se aumenta el nivel de energía. 

3. En cada subnivel hay un número determinado de orbitales que pueden contener, como
máximo, 2 electrones cada uno. Así, hay 1 orbital tipo s  , 3 orbitales p  , 5 orbitales d  y 7 del tipo f  .
De esta forma el número máximo de electrones que admite cada subnivel es: 2 en el s; 6 en el p (2
electrones x 3 orbitales); 10 en el d (2 x 5); 14 en el f (2 x 7).. 

La distribución de niveles, subniveles, orbitales y número de electrones posibles en ellos se

resume, para las 4 primera capas, en la siguiente tabla:

Niveles de energía o capa (n) 1 (K) 2 (L) 3 (M) 4 (N)

Tipo de subniveles s s   p s   p   d s   p   d   f

Número de orbitales en cada

1 1   3 1   3   5 1   3   5   7
subnivel

Denominación de los
1s 2s   2p 3s   3p   3d 4s   4p   4d   4f
orbitales

Número máximo de
2 2   -   6 2   -   6   -   10 2   -   6   -   10   -   14
electrones en los orbitales

Número máximo de
electrones por nivel de 2 8 18 32
energía o capa

Insistiendo en el concepto inicial, repetimos que la configuración electrónica de un átomo es la

distribución de sus electrones en los distintos niveles, subniveles  y orbitales  . Los electrones se van
situando en los diferentes niveles y subniveles por orden de energía creciente (partiendo desde el
más cercano al núcleo) hasta completarlos.

Recordemos que alrededor del núcleo puede haber un máximo de siete capas atómicas o niveles
de energía donde giran los electrones, y cada capa tiene un número limitado de ellos.

La forma en que se completan los niveles, subniveles y orbitales está dada por la secuencia que se
grafica en el esquema conocido como regla de las diagonales :

Es importante saber cuantos electrones existen en el nivel más externo de un átomo pues son los
que intervienen en los enlaces con otros átomos para formar compuestos.
Regla de las diagonales

Sirve para determinar el mapa de configuración electrónica (o periódica) de un elemento.

En otras palabras, la secuencia de ocupación de los orbitales atómicos la podemos graficar usando
la regla de la diagonal, para ello debemos seguir la flecha roja del esquema de la derecha,
comenzando en 1s ; siguiendo la flecha podremos ir completando los orbitales con los electrones
en forma correcta.

En una configuración estándar, y de acuerdo a la secuencia seguida en el grafico de las diagonales,

el orden de construcción para la configuración electrónica (para cualquier elemento) es el
siguiente:

1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 6 5s 2 4d 10 5p 6 6s 2 4f 14 5d 10 6p 6 7s 2 5f 14 6d 10 7p 6

Los valores que se encuentran como superíndices indican la cantidad máxima de electrones que
puede haber en cada subnivel (colocando sólo dos en cada orbital de los subniveles).

Ver: PSU: Química,

Pregunta 03_2005

Pregunta 07_2006

La Tabla Periódica , punto de partida

El sodio
en la
tabla.

En la tabla periódica, entre los datos que encontramos de cada uno de los elementos se hallan
el Número atómico y la Estructura electrónica o Distribución de electrones en niveles .

El Número atómico nos indica la cantidad de electrones y de protones que tiene un elemento.
La Estructura electrónica o Distribución de electrones en niveles indica cómo se distribuyen los
electrones en los distintos niveles de energía de un átomo (lo que vimos más arriba con la regla de
las diagonales ).

Pero, si no tengo la tabla periódica para saber cuantos electrones tengo en cada nivel, ¿cómo
puedo hacer para averiguarlo?

Ya vimo que la regla de las diagonales ofrece un medio sencillo para realizar dicho cálculo.

Para escribir la configuración electrónica de un átomo es necesario:

Saber el número de electrones que tiene el átomo; para ello basta conocer el número atómico
(Z)  del átomo en la tabla periódica. Recuerda que el número de electrones en un átomo neutro es
igual al número atómico (Z).

Ubicar los electrones  en cada uno de los niveles de energía, comenzando desde el nivel más
cercano al núcleo (nivel 1). 
Respetar la capacidad máxima de cada subnivel (s = 2e-, p = 6e-, d = 10e- y f = 14e-).

Supongamos que tenemos que averiguar la Distribución electrónica en el elemento sodio, que
como su número atómico indica tiene 11 electrones, los pasos son muy sencillos: debemos seguir
las diagonales, como se representan más arriba.

Ilustración
simplificada de un
átomo.

En el ejemplo del sodio sería: 1s 2 , como siguiendo la diagonal no tengo nada busco la siguiente
diagonal y tengo 2s 2 , como siguiendo la diagonal no tengo nada busco la siguiente diagonal y
tengo 2p 6 , siguiendo la diagonal tengo 3s 2 .

Siempre debo ir sumando los superíndices, que me indican la cantidad de electrones. Si sumo los
superíndices del ejemplo, obtengo 12, quiere decir que tengo un electrón de más, ya que mi suma
para ser correcta debe dar 11, por lo que al final debería corregir para que me quedara 3s 1 .

Por lo tanto, para el sodio (11 electrones), el resultado es: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1

Primer nivel: 2 electrones (los 2 en subnivel s, en un orbital); 
Segundo nivel: 8 electrones (2 en subnivel s, en un orbital, y 6 en subnivel p, con 2 en cada uno de
sus 3 orbitales); 
tercer nivel: 1 electrón (ubicado en el subnivel s, en un orbital).

; 
En la tabla periódica podemos leer, respecto al sodio: 2 - 8 - 1

Otros ejemplos:

CLORO: 17 electrones MANGANESO: 25 electrones

1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 5

1º nivel: 2 electrones  1º nivel: 2 electrones 

2º nivel: 8 electrones  2º nivel: 8 electrones 
3º nivel: 7 electrones  3º nivel: 13 electrones 
En la tabla periódica podemos leer: 2 - 8 - 7 4º nivel: 2 electrones 
En la tabla periódica podemos leer: 2 - 8 - 13 – 2

El superíndice es el número de electrones de cada subnivel (recordando siempre que en cada

orbital del subnivel caben solo dos electrones).

El Número máximo de electrones por nivel es 2(n) 2 (donde n es la cantidad de subniveles que

tiene cada nivel).

Ilustración más
compleja y más
realista de la
estructura de un
átomo.

Hagamos un ejercicio:

Supongamos que deseamos conocer la configuración electrónica de la plata, que tiene 47

electrones.
Por lo ya aprendido, sabemos que el orden de energía de los orbitales es 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d,
4p, 5s, 4d, 5p, etc.

En cada subnivel s (que tienen sólo un orbital) cabrán dos electrones.

En cada subnivel p (que tienen 3 orbitales) cabrán 6 electrones.

En cada subnivel d (que tienen 5 orbitales) cabrán 10 electrones.

En cada subnivel f (que tienen 7 orbitales) cabrán 14 electrones.

Siguiendo esta regla debemos colocar los 47 electrones del átomo de plata, la cual debe quedar
así::

1s 2 , 2s 2 , 2p 6 , 3s 2 , 3p 6 , 4s 2 , 3d 10 , 4p 6 , 5s 2 , 4d 9

donde sólo se han puesto 9 electrones en los orbitales d (que son cinco) de la capa cuarta para
completar, sin pasarse, los 47 electrones de la plata.

Recomendamos ver un video clarificador y explicativo en: 

http://www.youtube.com/watch?v=hbn08dHJfGc

En él se aclara o explica cómo determinar la configuración electrónica de un átomo o de un ión:

1.- Conocer su número atómico  (sacado de la tabla periódica).

2.- La carga (del átomo o del ión) está dada por número de protones menos (–)  número de
electrones.

3.- El número de protones es igual al número atómico del elemento (átomo o ión).

4.- En cada átomo hay (en estado eléctrico neutro) igual número de protones que de electrones.

Por ejemplo, el ión Mg +2 (magnesio más dos), averiguamos o sabemos que su número atómico (Z)
es  12, significa que tiene 12 protones y debería tener 12 electrones, pero como el ión de nuestro
ejemplo (Mg +2 ) tiene carga +2 (porque  perdió o cedió 2 electrones), hacemos

12 (protones) –    X    =    2

Por lo tanto X (número de electrones del ión Mg +2 ) es igual a 10,

El ión Mg +2 tiene 10 electrones.

¿Cómo se determina su configuración electrónica o lo que es lo mismo cómo se distribuyen esos

electrones en los orbitales del átomo?

Empezamos por el nivel inferior (el más cercano al núcleo): 1, que sólo tiene un orbital s,  y
sabemos que cada orbital tiene como máximo 2 electrones (1s 2 ).

Pasamos al segundo nivel, el 2, en el cual encontramos orbitales s (uno) y orbitales p (tres) (2s y 2p
2p 2p).

En 2s hay sólo 2 electrones: 2s 2 y en cada 2p hay dos electrones: 1s 2 2s 2 2p 6 (este 2p 6 es los
mismo que 2p 2 + 2p 2 + 2p 2 = 2p 6 )
Otro ejemplo:

Configuración electrónica del fósforo (P)

Nº atómico Z  = 15

15 protones y 15 electrones

1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 3

Relación de la Configuración electrónica con la Tabla Periódica

De modo inverso, si tenemos o conocemos la configuración electrónica de un elemento podemos

predecir exactamente el número atómico , el grupo y el período en que se encuentra el elemento
en la tabla periódica.

Por ejemplo, si la configuración electrónica de un elemento es 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5 , podemos

hacer el siguiente análisis:

Para un átomo la suma total de los electrones es igual al número de protones; es decir,
corresponde a su número atómico , que en este caso es 17. El período en que se ubica el
elemento está dado por el máximo nivel energético de la configuración, en este caso corresponde
al período 3, y el grupo está dado por la suma de los electrones en los subniveles s y p del último
nivel; es decir, corresponde al grupo 7.

Ver: PSU: Química;

Pregunta 03_2005(Química 2)

Pregunta 07_2006

Fuentes Internet:

http://payala.mayo.uson.mx/QOnline/CONFIGURACION_ELECTRONICA.html

http://eluniversodelaquimica.blogspot.com/

http://iiquimica.blogspot.com/2006/03/configuracin-electrnica.html

http://personal2.iddeo.es/romeroa/latabla/configuracion.htm

http://concurso.cnice.mec.es/cnice2005/93_iniciacion_interactiva_materia/curso/materiales/at
omo/celectron.htm
Kernel (química)

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Para otros usos de este término, véase  Kernel.

Para otros usos de este término, véase  Núcleo.

En química inorgánica, el kernel o núcleo es una forma de simplificación de la configuración

electrónica de un elemento sustituyendo los puntos anteriores a la capa de valencia, a uno de sus
orbitales que posee el número máximo de electrones. Gracias a esto, se puede comenzar a contar
los electrones usando como punto de referencia al gas noble más cercano al elemento del cual se
desea conocer la configuración. Gases Nobles: He Helio 1s 2 Ne Neón 2p6 Ar Argón 3p6 Kr Kripton
4p6 Xe Xenón 5p6 Rn Radón 6p6
Así por ejemplo la configuración del Litio (Z=3) sería: 1s2 2s1. El Helio (Z=2) es 1s2, por lo que el
kernel del Li sería el siguiente: [He] 2s1

Otros ejemplos:

Mg (Z=12): 1s2 2s2 2p6 3s2. Su kernel sería [Ne]3s2.

Y (Z=39): 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d1.

Principio de Aufbau

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El orden de ocupación de orbitales de acuerdo al principio de Aufbau. Se inicia por aquellos de
menor energía a aquellos de mayor energía.

El principio de Aufbau contiene una serie de instrucciones relacionadas a la ubicación

de electrones en los orbitalesde un átomo. El modelo, formulado por el físico Niels Bohr, recibió el
nombre de Aufbau (del alemán Aufbauprinzip: principio de construcción) en vez del nombre del
científico. También se conoce popularmente con el nombre de regla del serrucho o regla de
Madelung.

Los orbitales se 'llenan' respetando la regla de Hund, que dice que ningún orbital puede tener dos
orientaciones del giro del electrón sin antes de que los restantes números cuánticos magnéticos
de la misma subcapa tengan al menos uno. Se comienza con el orbital de menor energía.

Primero debe llenarse el orbital 1s (hasta un máximo de dos electrones), esto de acuerdo con
el número cuántico l.

Seguido se llena el orbital 2s (también con dos electrones como máximo).

La subcapa 2p tiene tres orbitales degenerados en energía denominados, según su posición

tridimensional, 2px, 2py, 2pz. Así, los tres orbitales 2p puede llenarse hasta con seis electrones, dos
en cada uno. De nuevo, de acuerdo con la regla de Hund, deben tener todos por lo menos un
electrón antes de que alguno llegue a tener dos.

Y así, sucesivamente:

1s22s22p63s23p64s23d104p65s24d105p66s24f145d106p67s25f146d107p6
El principio de exclusión de Pauli nos advierte, además, que ningún electrón en un átomo puede
tener la misma combinación de números cuánticos como descripción de su estado energético.

Regla del serrucho o de las diagonales (diagrama de Moeller)[editar]

Para llenar los orbitales correctamente, siga la dirección de la flecha tal como se muestra en la
gráfica. Primero 1s, luego 2s, después sube a 2p y baja 3s, 3p y baja a 4s. En este punto, el
siguiente nivel de energía más bajo no es 4s, sino que sube a 3d para luego bajar a 4p y 5s. Y así,
sucesivamente.

Se le llama la regla del serrucho, debido a la acción de subir y bajar del modo descrito:

1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 4f, 5d, 6p, 7s, 5f, 6d, 7p...

La regla del serrucho también sirve para ordenar los orbitales según sus niveles