Configuración Electrónica

QUÍMICA
CONFIGURACIÓN
ELECTRÓNICA
La regla del octeto.
1917 Gilbert Newton Lewis
La tendencia de los iones de
los elementos del sistema
periódico es completar sus
últimos niveles de energía 8
electrones de forma que
adquiere una configuración
estable.
Al referirnos a la configuración electrónica
estamos hablando de la descripción de la
ubicación de los electrones en los distintos
niveles (con subniveles y orbitales) de un
determinado átomo.
La representación del modelo atómico o
modelo de la mecánica cuántica. En
esta representación se indican los
niveles, subniveles y los orbitales que
ocupan los electrones.
Los Números Cuánticos
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):
1, 2, 3, 4, 5, 6, 7
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 o azimutal (l):
• Identifica al subnivel de energía del électrón y
se le asocia a la forma del orbital.
• Sus valores dependen del número cuántico
principal (n), es decir, sus valores son todos
los enteros entre 0 y n - 1, incluyendo al 0.
• 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.
n= 1 2 3 4 5 6 7
Según la forma del orbital de estos subniveles, el
número cuántico secundario (o azimutal) determina
la excentricidad de la órbita
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..
Configuración estándar
• Se representa la configuración electrónica que se
obtiene usando el cuadro de las diagonales.
• 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: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6
4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s2 4f14 5d10 6p6 7s2 5f14
6d10 7p6
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.
Existen 7 niveles de energía
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).
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.
• Por ejemplo, si la configuración electrónica de un
elemento es 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5, 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
CONFIGURACIÓN ELECTRONICA TABLA
PERÍODICA
1s22s22p63s23p64s23d104p65s24d105p66s24f145d106p67s25f146d107p6
• 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
1s2 2s1 (pronunciándose "uno-ese-dos, dos-
ese-uno").
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s2 4f14 5d10 6p6 7s2 5f14 6d10 7p6
• El Berilio tiene dos electrones en la subcapa 1s
y dos en la subcapa 2s (de mayor energía), de
ahí que su configuración electrónica se escriba
1s2 2s2
• El Sodio tiene dos electrones en la subcapa 1s
y ocho en la subcapa 2s y 1 un electrón en la
subcapa 3s de ahí que su configuración
electrónica se escriba 1s2 2s2 2p6 3s1
• Para el fósforo (número atómico 15),
tenemos: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p3.
1s22s22p63s23p64s23d104p65s24d105p66s24f145d106p67s25f146d107p6
• 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.
Distribución 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:
Para comprender el diagrama de Moeller se utiliza la
siguiente tabla:
s p d f
n = 1 1s
n = 2 2s 2p
n = 3 3s 3p 3d
n = 4 4s 4p 4d 4f
n = 5 5s 5p 5d 5f
n = 6 6s 6p 6d
n = 7 7s 7p
Diagonal desde arriba hacia abajo y de derecha a izquierda (seguir colores):
1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s 4f 5d 6p 7s 5f 6d 7p
• 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:
• 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.
• 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=1 2
el número máximo de n=2 2 6
electrones para cada orbital. n=3 2 6 10
Finalmente la configuración n=4 2 6 10 14
queda de la siguiente manera: n=5 2 6 10 14
n=6 2 6 10
n=7 2 6
• 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.
• 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.
Anomalías o excepciones
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1 3d5
Sím- Configuración Electrónica
bolo
C
Fe
S
K
O
Mn
Co
Rb
Zn
Ne
Na
P
Be
Mg
Li
Cl
Ca
N
ONFIGURACIÓN ELECTRONICA TABLA PERÍODICA
CONFIGURACIÓN ELECTRONICA CONDENSADA
TAREA
CONFIGURACIÓN
ELEMENTO CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA CONFIGURACIÓN
ELECTRÓNICA ESTÁNDAR CONDENSADA ELECTRÓNICA GRÁFICA
HIERRO
COBALTO
LITIO
SODIO
POTASIO
CALCIO
BARIO
ALUMINIO
FRANCIO
RADIO
BISMUTO
GALIO
INDIO
TALIO
PLATA
ORO
NIQUEL
TITANIO
PLOMO
VANADIO
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Un orbital atómico es la región del

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Numerados del 1, el más interno o más cercano al

A su vez, cada nivel de energía o capa tiene sus electrones

1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1 3d5

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