1. DEFINICIÓN DE CONFIGURACIÓN
ELECTRÓNICA
• Ordenamiento de los electrones
en la corteza del átomo.
1

2. REGLAS PARA
ORDENAR
LOS ELECTRONES
EN LA
CORTEZA DEL ÁTOMO
2

3. 1º REGLA: NIVELES DE ENERGÍA
Existen 7 niveles de energía (n, niveles de
energía de Bohr) o capas donde pueden
situarse los electrones, numerados del 1 al 7.
1 2 3 4 5 6 7
3

4. 2º REGLA: SUBNIVELES
4
Cada nivel tiene sus electrones
distribuidos en
distintos subniveles, que pueden ser
de cuatro
tipos:
s, p, d, f.

5. 2º REGLA: SUBNIVELES
5
1 2 3 4 5 6 7
s sp spd spdf spdf spd sp

6. 6
DISTRIBUCIÓN DE LOS ELECTRONES EN LA
CORTEZA.
• Según modelo
ACTUAL, los
electrones se
distribuyen en
diferentes niveles,
que llamaremos
capas. Con un
número máximo de
electrones en cada
nivel o capa.
Nivel o capa
n
Numero
máximo de
electrones
1 2
2 8
3 18
4 32
5 32

7. 3º REGLA:
CANTIDAD DE ORBITALES/ SUBNIVEL
Subnivel Orbitales
7
s 1
p 3
d 5
f 7

8. 8
DEFINICIÓN
• Son regiones más
pequeñas, más angostas
donde se localizan los
electrones.
• Son parte de los niveles
de energía y son
nombrados según la
característica de las
líneas espectrales de la
emisión atómica
• Se llaman también
número quántico
secundario o azimutal.
Se representa con la
letra l
• Son 4 los subniveles:
SUBNIVEL NOMBRE CARACTERÍSTICA
DEL ESPECTRO
s Sharp Nítidas pero de
poca intensidad
p Principal Líneas intensas
d Difuso Líneas difusas
f Fundamental Líneas frecuentes

9. 3º REGLA: CANTIDAD DE ORBITALES/ SUBNIVEL
9
1 2 3 4 5 6 7
1 1,3 1,3,5 1,3,5,7 1,3,5,7 1,3,5 1,3

10. 4° REGLA: CANTIDAD DE ELECTRONES /
SUBNIVEL
10
Si cada ORBITAL
puede contener
HASTA 2
ELECTRONES,
entonces…

11. 11
FÓRMULA PARA DETERMINAR EL No
DE e-
EN CADA SUBNIVEL
• Se aplica la fórmula
2( 2l + 1)
• Valor cuántico de
los subniveles: s=0,
p=1, d=2 y f=3.
SUBNIVEL FÓRMULA
2( 2l + 1)
S 2(2(0)+1)= 2e-
p 2(2(1)+1)= 6e-
d 2(2(2)+1)= 10e-
f 2(2(3)+1)= 14e-

12. 4º REGLA: CANTIDAD DE
ELECTRONES / SUBNIVEL
12
1 1,3 1,3,5 1,3,5,7 1,3,5,7 1,3,5 1,3
1 2 3 4 5 6 7
2 2,6 2,6,10
2,6,10,14
2,6,10,14
2,6,10
2,6

13. RESUMIENDO…
13

14. 14
1 1,3 1,3,5 1,3,5,7 1,3,5,7 1,3,5 1,3
1 2 3 4 5 6 7
2 2,6 2,6,10 2,6,10,14 2,6,10,14 2,6,10 2,6
2 8 18 32 32 18 8

15. 15
• Dentro de
cada nivel
,existen
además
subniveles u
orbitales con
probabilidad
de
encontrarnos
electrones.
Nivel
Max de
e- Subnivel u orbitales Max de e-
1 2 s 22
2 8
s 22
p 66
3 18
s 22
p 66
d 1010
4 32
s 22
p 66
d 1010
f 1414
5 32
s 22
p 66
d 1010
f 1414
6 18
s 22
p 66
d 1010

16. 16
NIVEL SUB-NIVEL ORBITALES
1 1S 0
2 2S 0
2P -1,0,+1
3 3S 0
3P -1,0,+1
3d -2,-1,0,+1,+2
4 4S 0
4P -1,0,+1
4d -2,-1,0,+1,+2
4f -3,-2,-1,0,+1,+2,+3

17. 17
7s6s
7p6p5p
4d 6d5d
4f 5f
REGLA DE MOELLER
• Esquema simplificado que ayuda a ubicar los electrones en niveles y
subniveles en orden de energía creciente. Se le conoce también como la
regla de SARRUS y comúnmente denominada “regla del serrucho”
1s 2s 3s 4s 5s
2p 3p 4p
3d

18. 18

19. 19
Números cuánticos
n Número cuántico principal (n = 1, 2, 3, …)
l Número cuántico secundario (m = 0, 1, … (n-1))
ml Número cuántico magnético (ml = -1, 0, + 1)
s Número cuántico de spin ( s = +/- ½ )
El número cuántico principal está relacionado con el tamaño del orbital y el valor
de la energía.
El número cuántico secundario esta relacionado con la forma del orbital, con el
momento angular y con la energía del orbital. Se le asignan las letras:
l = 0  s (sharp, definido); l = 1  p (principal); l = 2  d (difuso); l =3  f
(fundamental).
El número cuántico magnético está relacionado con la orientación del orbital en
el espacio.
El número cuántico de spin está relacionado con la rotación sobre su eje del
electrón, generando un campo magnético con dos posibles orientaciones según el giro.

20. 20
n l m s
1s 1 0 0 ±1/2
2s 2 0 0 ±1/2
2p 2 1 –1,0,1 ±1/2
3s 3 0 0 ±1/2
3p 3 1 –1,0,1 ±1/2
3d 3 2 –2, –1,0,1,2 ±1/2
4s 4 0 0 ±1/2
4p 4 1 –1,0,1 ±1/2
4d 4 2 –2, –1,0,1,2 ±1/2
4f 4 3 –3,–2, –1,0,1,2,3 ±1/2

21. 21
Forma de los orbitales

22. 22
Configuración electrónica de los átomos
La distribución de los electrones de un átomo en
orbitales recibe el nombre de configuración electrónica.
Cuando ésta es la de menor energía se trata de la configuración
electrónica fundamental.
En cualquier otra configuración electrónica permitida con un
contenido energético mayor del fundamental se dice que el
átomo está excitado.
La configuración electrónica fundamental se obtiene a
partir de tres reglas:
Principio de mínima energía o Aufbau
Principio de máxima multiplicidad de Hund
Principio de exclusion de Pauli

23. 23
Principio de mínima energía
(aufbau)
• La distribución electrónica de una átomo se
realiza en orden creciente a su ER
• Los electrones se colocan siguiendo el criterio
de mínima energía.
• Es decir se rellenan primero los niveles con
menor energía.
• No se rellenan niveles superiores hasta que no
estén completos los niveles inferiores.

24. 24
ORDEN ENERGETICO DE LOS SUB-NIVELES
7P
6d
5f
7S
6P
5d
4f
6S
5P
4d
5S
4P
3d
4S
3P
3S
2P
2S
1S ↑ Energía

25. 1 s
2 s
3 s
2 p
3 p
4 f
Energía
4 s
4 p 3 d
5 s
5 p
4 d
6s
6 p
5 d
n = 1; l = 0; m = 0; s = – ½n = 1; l = 0; m = 0; s = – ½n = 1; l = 0; m = 0; s = + ½n = 1; l = 0; m = 0; s = + ½n = 2; l = 0; m = 0; s = – ½n = 2; l = 0; m = 0; s = – ½n = 2; l = 0; m = 0; s = + ½n = 2; l = 0; m = 0; s = + ½n = 2; l = 1; m = – 1; s = – ½n = 2; l = 1; m = – 1; s = – ½n = 2; l = 1; m = 0; s = – ½n = 2; l = 1; m = 0; s = – ½n = 2; l = 1; m = + 1; s = – ½n = 2; l = 1; m = + 1; s = – ½n = 2; l = 1; m = – 1; s = + ½n = 2; l = 1; m = – 1; s = + ½n = 2; l = 1; m = 0; s = + ½n = 2; l = 1; m = 0; s = + ½n = 2; l = 1; m = + 1; s = + ½n = 2; l = 1; m = + 1; s = + ½n = 3; l = 0; m = 0; s = – ½n = 3; l = 0; m = 0; s = – ½n = 3; l = 0; m = 0; s = + ½n = 3; l = 0; m = 0; s = + ½n = 3; l = 1; m = – 1; s = – ½n = 3; l = 1; m = – 1; s = – ½n = 3; l = 1; m = 0; s = – ½n = 3; l = 1; m = 0; s = – ½n = 3; l = 1; m = + 1; s = – ½n = 3; l = 1; m = + 1; s = – ½n = 3; l = 1; m = – 1; s = + ½n = 3; l = 1; m = – 1; s = + ½n = 3; l = 1; m = 0; s = + ½n = 3; l = 1; m = 0; s = + ½n = 3; l = 1; m = + 1; s = + ½n = 3; l = 1; m = + 1; s = + ½n = 4; l = 0; m = 0; s = – ½n = 4; l = 0; m = 0; s = – ½n = 4; l = 0; m = 0; s = + ½n = 4; l = 0; m = 0; s = + ½n = 3; l = 2; m = – 2; s = – ½n = 3; l = 2; m = – 2; s = – ½n = 3; l = 2; m = – 1; s = – ½n = 3; l = 2; m = – 1; s = – ½n = 3; l = 2; m = 0; s = – ½n = 3; l = 2; m = 0; s = – ½n = 3; l = 2; m = + 1; s = – ½n = 3; l = 2; m = + 1; s = – ½n = 3; l = 2; m = + 2; s = – ½n = 3; l = 2; m = + 2; s = – ½n = 3; l = 2; m = – 2; s = + ½n = 3; l = 2; m = – 2; s = + ½n = 3; l = 2; m = – 1; s = + ½n = 3; l = 2; m = – 1; s = + ½n = 3; l = 2; m = 0; s = + ½n = 3; l = 2; m = 0; s = + ½n = 3; l = 2; m = + 1; s = + ½n = 3; l = 2; m = + 1; s = + ½n = 3; l = 2; m = + 2; s = + ½n = 3; l = 2; m = + 2; s = + ½n = 4; l = 1; m = – 1; s = – ½n = 4; l = 1; m = – 1; s = – ½n = 4; l = 1; m = 0; s = – ½n = 4; l = 1; m = 0; s = – ½n = 4; l = 1; m = + 1; s = – ½n = 4; l = 1; m = + 1; s = – ½n = 4; l = 1; m = – 1; s = + ½n = 4; l = 1; m = – 1; s = + ½n = 4; l = 1; m = 0; s = + ½n = 4; l = 1; m = 0; s = + ½n = 4; l = 1; m = + 1; s = + ½n = 4; l = 1; m = + 1; s = + ½n = ; l = ; m = ; s =n = ; l = ; m = ; s =

26. PRINCIPIO DE EXCLUSION DE PAULI
“Dos electrones no pueden ocupar el mismo espacio al mismo tiempo, es decir
dos electrones no pueden tener los mismos cuatro números cuánticos iguales, al
menos en uno deben de ser diferentes”
“Dos electrones en un mismo orbital deben de representarse con giros en
sentidos contrarios”
CORRECTO INCORRECTO
PRINCIPIO DE LA MAXIMA MULTIPLICIDAD
“Los electrones por ser partículas con carga negativa tienden a separarse, por lo
que sí en un mismo subnivel hay orbitales disponibles, lo electrones tienen a
ocupar lo máximo posible de esos orbitales”
S2
P3
d6
Px Py Pz d1
f1
d2 d3 d4 d5
f2 f3 f4 f5 f6 f7
f7

27. 27
Principio de máxima multiplicidad
(regla de Hund)
• Ningún orbital de un mismo subnivel puede contener
dos electrones antes que los demás contengan por lo
menos uno.
• Cuando un nivel electrónico tenga varios orbitales
con la misma energía, los electrones se van
colocando desapareados en ese nivel electrónico.
• No se coloca un segundo electrón en uno de dichos
orbitales hasta que todos los orbitales de dicho nivel
isoenergético están semiocupados.

28. 28
Tipos de Configuración Electrónica
• Desarrollada:
• Semidesarrollada:
• Abreviada:
2 2 2 2 1
1 2 2 2 2x y zs s p p p
2 2 5
1 2 2s s p
[ ] 2 5
2 2He s p

29. PARA ESCRIBIR LA C.E. DE CUALQUIER
ÁTOMO….
• Debo saber cuántos electrones posee.
• Formas de saber la cantidad de
electrones:
Z
Grupo y Período
A y neutrones
29

30. Configuración electrónica
Configuración electrónica del 11Na
1s2
2s2
2p6
3s1
Nivel de
energía
Nivel de
energía Subnivel
de
energía
Subnivel
de
energía
Número
de
electrones
Número
de
electrones
Electrón
de
valencia
Electrón
de
valencia

31. LA CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA DEL BROMO
Es la distribución de los electrones del Bromo en sus respectivos niveles,
subniveles y orbitales.
Bromo
35 Br80
P+
=35
n =45
e-
=35
1S2
2S2 2P6
3S2
3P6
4S2 3d10
4P5
e-
1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 19 20 31 32 33 34 35
n 1 1 2 2 2 2 2 2 2 2 4 4 4 4 4 4 4
l 0 0 0 0 1 1 1 1 1 1 0 0 1 1 1 1 1
m 0 0 0 0 -1 0 +1 -1 0 +1 0 0 -1 0 +1 -1 0
s -
½
+
½
-½
+
½
-½ -½ -½
+
½
+
½
+
½
-½
+
½
-½
-
½
-½
+
½
+
½
1
2
3
4
5
8
6
9
7
10
19
20
31
34
32
35
33
2
6
10
2 2
6
5
2

32. 32
Escribe la configuración electrónica y la
estructura atómica del potasio en su
estado fundamental. Z = 19 , A = 39.
Solución:
Como Z = 19 , quiere decir que en la
corteza tenemos 19 electrones;
* Configuración electrónica 1s2 2s2
2p6 3s2 3p6 4s1
* Estructura atómica Número
másico (A) = número de protones (A) +
número de neutrones Þ
▪ Núcleo; 19 protones y 20
neutrones ( 39 - 19 )
▪ Corteza ; 19 electrones.

33. 33
• 2.- Escribe la configuración electrónica y la estructura
atómica de las especies siguientes, K+, Cl- .
• ( K ® Z = 19 , A = 39 ) , ( Cl ® Z = 17 , A = 35 ).
• Solución:
• * K+ : El potasio tiene 19 electrones en la corteza, pero el K+
tiene un déficit de 1 electrón por estar cargado positivamente
por lo que en la corteza tendrá 18 electrones.
• Configuración electrónica 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6
Estructura atómica
Núcleo; 19 protones y 20 neutrones
Corteza; 18 electrones

34. 34
• * Cl- : El cloro tiene 17 electrones en la corteza, pero el Cl-
tiene un exceso de 1 electrón por estar cargado
negativamente por lo que en la corteza tendrá 18 electrones.
• Configuración electrónica 1s2 2s2 2p6 3s2 3p
• Estructura atómica
• Núcleo; 17 protones y 18 neutrones
Corteza; 18 electrones
• A las especies que poseen el mismo número de electrones se
les denomina isoelectrónicas.

35. ¿CÓMO SE UBICAN LOS ELECTRONES?
• Los electrones se van situando en los
diferentes niveles y subniveles por
orden de energía creciente hasta
completarlos.
• Se llena cada nivel y subnivel antes de
colocar electrones en el nivel
siguiente.
35

36. 36
Actividad de Aprendizaje
• Realizar la distribución electrónica de los
siguientes elementos:
Bromo, estroncio, telurio, cobre, zinc, estaño,
yodo, plomo, potasio, francio, calcio, criptón,
vanadio, germanio, mercurio, fósforo, helio,
plata, bario, oro, fluor, níquel, boro, arsénico,
americio, xenón, fierro, carbono, hidrógeno,
azufre,
platino, radio.

37. 37
LA C. E. DE UN ELEMENTO QUÍMICO
NOS PERMITE CONOCER SU
UBICACIÓN EN LA T. P. Y
PREDECIR SUS PROPIEDADES

38. COLUMNA
DENTRO
DEL
BLOQUE
BLOQUE
DE LA
TABLA
PERIÓDICA
PERÍODO
38