1. CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA.
La configuración electrónica es la manera en la cual los electrones se estructuran o se
modifican en un átomo, molécula o en otra estructura física, de acuerdo con el modelo de
capas electrónico. Cualquier conjunto de electrones en un mismo estado cuántico deben
cumplir el principio de exclusión de Pauli al ser partículas idénticas. Por ser fermiones
(partículas de espín semientero) el principio de exclusión de Pauli nos dice que la función
de onda total (conjunto de electrones) debe ser antisimétrica. 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 átomos, los estados estacionarios de 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 general hay que recurrir a la ecuación de Dirac de la
mecánica cuántica de campos) se denominan orbitales atómicos, por analogía con la
imagen clásica de los electrones orbitando alrededor del núcleo. Estos estados, en su
expresión más básica, se pueden describir mediante cuatro números cuánticos: n, l, m y
ms, y, en resumen, 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.
Valores de los números cuánticos:
En el caso de los orbitales de los átomos hidrogenoides el número cuántico principal n
está asociado a los diferentes niveles de energía orbital permitidos o niveles cuánticos; los
valores que toma son 1, 2, 3, 4,... Para n=1 se tiene el nivel de menor energía. Todos los
estados con el mismo número cuántico principal forman una capa (o nivel). El segundo
número cuántico l corresponde al momento angular del estado. Estos estados tienen la
forma de armónicos esféricos, y por lo tanto se describen usando polinomios de
Legendre. Por razones históricas a estas subcapas (o subniveles), se les asigna una letra,
que hace referencia al tipo de orbital que describe el estado electrónico (s, p, d, f,...), Los
valores que puede tomar l son: 0, 1, 2,..., (n-1), siendo n el número cuántico principal. El
tercer número cuántico, m, puede tomar los valores desde -l a l, y por lo tanto hay un total
de 2l+1 estados degenerados posibles. Cada uno de éstos puede ser ocupado por dos
electrones con espines opuestos, consecuencia de los dos posibles valores de la
proyección sobre el eje z del espín electrónico, ms, que puede tomar los valores +1/2 ó -
1/2. Esto da un total de 2(2l+1) electrones en total (tal como se puede ver en la tabla
siguiente).

2. Máximo
Valor de l Letra número
de electrones
0 s 2
1 p 6
2 d 10
3 f 14
Número
Valores posibles
cuántico
n 1, 2, 3,...
l 0,..., (n-1)
-l, (-l+1),..., 0,....,(+l-1),
m
+l
ms -1/2, +1/2
Notación:
Se utiliza 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 1s2 2s1 (pronunciándose "uno-ese-dos, dos-ese-uno"). Para el fósforo (número
atómico 15), tenemos: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p3.
Para átomos con muchos electrones, 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.

3. Historia:
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. 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. 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:
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
Este principio de construcción (denominado
principio de Aufbau, del alemán Aufbau que
n=1 1s significa 'construcción') fue una parte
importante del concepto original de Bohr de
configuración electrónica. Puede formularse
n=2 2s 2p como:
Así, vemos que se puede utilizar el orden de
energías de los orbitales para describir la
n=3 3s 3p 3d estructura electrónica de los átomos de los
elementos. Un subnivel s se puede llenar
con 1 ó 2 electrones. El subnivel p puede
n=4 4s 4p 4d 4f 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
n=5 5s 5p 5d 5f estructura electrónica de los átomos
estableciendo el subnivel o distribución
orbital de los electrones. Los electrones se
colocan primero en los subniveles de menor
n=6 6s 6p 6d
energía y cuando estos están
completamente ocupados, se usa el
siguiente subnivel de energía superior.
n=7 7s 7p

4. Esto puede representarse por la siguiente tabla:
s p d f
n=1 2
n=2 2 6
n=3 2 6 10
n=4 2 6 10 14
n=5 2 6 10 14
n=6 2 6 10
n=7 2 6
Regla de exclusión de pauli:
Esta regla nos dice que en un estado cuántico sólo 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 de caber dos electrones excepto cuando el
número de electrones se ha acabado por lo cual el orden que debe de seguir este
ordenamiento en cada nivel es primero los de espín positivo (+1/2) y luego los negativos.
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.