2.2. Configuración electrónica y sistema periódico

Bases de
Estructura de la Materia
y Química
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2. Átomos con más de un
electrón
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2.2. Configuración electrónica
y sistema periódico
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ÍNDICE

Como se ha dicho, la aproximación orbital consiste en describir a los electrones de un átomo polielectrónico
mediante orbitales atómicos análogos a los que se obtienen resolviendo la ecuación de Schrödinger [1.10]
para los átomos hidrogenoides, es decir, orbitales 1s, 2s, 2p…. Asignar todos los electrones de un átomo a
dichos orbitales es establecer la configuración electrónica del átomo. En lo que sigue, y mientras no se diga lo
contrario, se discutirán las configuraciones de los elementos químicos cuando los átomos están aislados y en
su estado energético fundamental.
Hay que tener en cuenta que, aunque habitualmente se emplean expresiones como “en cualquier orbital
caben dos electrones”, “en el helio, dos electrones ocupan el orbital 2s”, “en el litio, el orbital 2s está
semilleno”, ninguna de ellas tiene rigor, pues los orbitales no son compartimentos en los que se pueden
alojar los electrones. Como se ha dicho, los orbitales son funciones matemáticas cuya representación
requiere de un espacio de cuatro dimensiones, si bien se puede hacer una proyección de ella en el espacio
de tres. En este sentido, cabe decir que un orbital define una región del espacio de tres dimensiones y que en
esa región se encuentra el electrón descrito por ese orbital. Es ese el significado que tienen las frases
anteriores y es el que debe entenderse cuando, en adelante, se usen.
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La configuración electrónica del
hidrógeno se dice que es 1s1 porque
el único electrón de este átomo
viene caracterizado cuánticamente
por un orbital 1s. El “1” que figura
en el superíndice de “1s1” quiere
decir “1 electrón”. Por su lado, la
configuración del helio es 1s2, lo que
quiere decir que su función de onda
bielectrónica puede basarse en el
producto 1s 1s dado que cada uno
de sus dos electrones viene descrito
por un orbital 1s. En cuanto al litio,
como ya se ha avanzado anterior-
mente, la configuración de su estado
fundamental es 1s2 2s.
A veces es útil escribir las
configuraciones electrónicas de
formas más gráficas, como las dos
que se muestran en la figura 2.6.
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Fig. 2.6. Dos formas gráficas de representar las configuraciones electrónicas
del H (𝑍 = 1), el He (𝑍 = 2) y el Li (𝑍 = 3). Abajo se han representado los
orbitales 1s para el H y el He y los 1s y 2s del Li. La máxima probabilidad
electrónica en los orbitales 2s se extiende más lejos del núcleo que en los 1s;
por eso el círculo que simboliza al orbital 2s en el Li tiene más diámetro que el
del orbital 1s. Las flechas a veces se representan por puntos. Cuando un
orbital tiene dos electrones (como el 2s del He y el Li), las flechas o puntos que
los representan también pueden ponerse juntos ().
2.1. 1. Formas de representar las configuraciones electrónicas

Obsérvese en la figura anterior que las flechas que representan a los electrones 1s del helio y el litio se han
dibujado de forma antiparalela. Con ello se quiere dar a entender que uno de los electrones, el representado por
, tiene número cuántico de espín 𝑚 𝑠 = 1/2, y el otro () tiene 𝑚 𝑠 = −1/2, ya que se debe cumplir el principio
de exclusión de Pauli, enunciado en 2.1.2.3, según el cual dos electrones de un átomo no pueden tener los cuatro
números cuánticos iguales (los otros tres números cuánticos de los electrones 2s sí son iguales: 𝑛 = 2, 𝓁 = 0 y
𝑚 𝓁 = 0).
Nótese también que, en el litio, el círculo que representa al orbital 2s tiene más diámetro que el del 1s. Esto es
debido a que el máximo de probabilidad electrónica de los orbitales 2s se encuentra más lejos del núcleo que el
de los orbitales 1s, como puede comprobarse en la figura 1.24. Es como decir que los orbitales 2s son “más
grandes” que los 1s (y los 3s mayores que los 2s, etc.).
Por otra parte, como la configuración electrónica del litio solo se diferencia de la del helio en el orbital 2s, la
configuración del Li se acostumbra a escribir también así: [He] 2s1. Más abajo se verá que esto se llama
configuración abreviada. La del berilio (Be), que tiene cuatro electrones (𝑍 = 4), puede escribirse [He] 2s2.
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Sigue al berilio en número de electrones el boro (B, 𝑍 = 5). Por el principio de exclusión, este elemento no
puede tener un tercer electrón caracterizado por un orbital 2s, ya que entonces en dicho orbital habría dos
electrones con los cuatro números cuánticos iguales. Hay que recurrir, entonces, al siguiente orbital en energía,
que, según se sabe por experimentos espectroscópicos, es el 2p. La configuración electrónica del boro es, por
ello: 1s2 2s2 2p1. Gráficamente se puede representar así:

1s

2s

−
−
2p
−
−
En ocasiones conviene diferenciar los tres orbitales 2p: 2px, 2py y 2pz. En ese caso, el esquema anterior se puede
detallar más así:

1s

2s

2p 𝑥
−
2p 𝑦
−
2p 𝑧
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2.1.2. Principio de construcción según la regla
(𝒏 + 𝓵, 𝒏)
En lo que se acaba de explicar para el boro se basa el
llamado principio de construcción (conocido también
por la expresión alemana Aufbauprinzip). Consiste en
imaginar que un elemento de número atómico 𝑍 se
“construye” partiendo del elemento de número
atómico 𝑍 − 1 y agregándole un electrón. Dicho
electrón hay que asignarlo al orbital disponible cuyo
valor de la suma de números cuánticos (𝑛 + 𝓁) sea lo
más baja posible; en caso de que varios orbitales
tengan el mismo valor de (𝑛 + 𝓁) se debe optar por el
que tenga menor valor de 𝑛. Por esto, a este criterio
se le llama regla (𝒏 + 𝓵, 𝒏), también conocida como
de Madelung. El principio de construcción es análogo
al llenado de varios depósitos a partir de uno
principal, como se ilustra en la figura 2.7. Es fácil
comprender, por ejemplo, que el depósito 5p no
puede llenarse hasta que no lo haya hecho
completamente el 4d.
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Fig. 2.7. Analogía del llenado de orbitales con el
llenado de depósitos de agua (los orbitales) que
están a distintas alturas desde un depósito general.
Se comprende, por ejemplo, que el agua tiene que
entrar antes en el depósito 4f que en el 5d.

El orbital 4d corresponde a 𝑛 = 4 y 𝓁 =
2; el 5p, a 𝑛 = 5 y 𝓁 = 1. Por lo tanto,
ambos tienen el mismo valor de (𝑛 + 𝓁),
pero el 4d se llena antes porque tiene un
valor de 𝑛 menor que el 5p.
La regla (𝑛 + 𝓁, 𝑛) se puede traducir en
este orden de “llenado” de los orbitales:
1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p,
6s, 4f, 5d, 6p, 7s, 5f, 6d, 7p… [2.17]
Pero como no es fácil de memo-rizar se
recurre habitualmente a un diagrama
mnemotécnico como el de la figura 2.8,
que muestra el orden de “llenado” según
se siguen las flechas de abajo arriba y de
derecha a izquierda.
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Fig. 2.8. Orden de
“llenado” de los
orbitales según la
regla (𝑛 + 𝓁, 𝑛) del
principio de
construcción. Se
sigue el sentido de
las flechas
empezando por la
inferior. Una vez
alcanzado el
extremo de una
flecha, se continúa
con la
inmediatamente
superior, desde su
origen. Así por
ejemplo, tras
llenarse el orbital
4p se llena el 5s y a
continuación el 4d.A la hora de aplicar la regla hay que
tener en cuenta que los orbitales s se
“llenan” con 2 electrones; los p, con 6;
los d, con 10; y en los f, con 14.

2.1.3. Regla de Hund
El carbono (C; 𝑍 = 6) tiene una unidad de número atómico más que el boro (𝑍 = 5), por lo que la configuración
del C se podría obtener agregando un electrón a la configuración que ya se ha predicho para el B, con lo que se
estaría aplicando el principio de construcción. Por esa razón, a este electrón se le llama diferenciador. Este
electrón debería colocarse en el orbital 2p, pues en la configuración del boro dicho orbital solo contiene un
electrón, lo que le permite alojar cinco más. Ahora bien, cabe pensar si el electrón se colocará en el orbital 2px, de
forma antiparalela al que ya tenía el boro:

1s

2s

2p 𝑥
−
2p 𝑦
−
2p 𝑧
o bien se situará de forma paralela en otro de los orbitales p:

1s

2s

2p 𝑥

2p 𝑦
−
2p 𝑧
Esto último es lo que sucede, ya que debe cumplirse la llamada regla de Hund, según la cual, cuando se están
llenando orbitales de igual energía (como los tres orbitales 2p), los electrones tienden a colocarse con sus espines
paralelos siempre que sea posible, consiguiendo así el átomo una mayor estabilidad energética. Desde un punto
de vista clásico, esta regla se puede entender considerando que dos electrones en orbitales diferentes de la
misma energía experimentan menos repulsión culombiana, por lo que la configuración es más estable que si se
encontrara en el mismo orbital.
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Escrita de forma más simple, la configuración del carbono es 1s2 2s2 2p2. A partir de ella se puede construir la del
siguiente elemento (nitrógeno, N, 𝑍 = 7), que es:

1s

2s

2p 𝑥

2p 𝑦

2p 𝑧
Si entra un electrón más (oxígeno, O, 𝑍 = 8) ya no es posible que se coloque con espín paralelo a los otros;
necesariamente tiene que ser antiparalelo:

1s

2s

2p 𝑥

2p 𝑦

2p 𝑧
Sigue a estos elementos el flúor (F, 𝑍 = 9), cuya configuración es 1s2 2s2 2p5. Después viene el neón (Ne, 𝑍 = 10),
elemento para el que los orbitales 2p quedan colmados:

1s

2s

−

2p

−
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De forma sencilla, la configuración del Ne se escribe 1s2 2s2 2p6. La figura 2.9 muestra cómo quedarían estos
orbitales distribuidos en el espacio.
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Fig. 2.9. A la izquierda, distribución espacial aproximada de los orbitales del neón. Los orbitales 1s y 2s (color negro) de simetría
esférica, se han dibujado en sección. Cada uno contiene dos electrones de espines antiparalelos (). Se dice que están apareados.
Estos electrones se dibujan en un lugar arbitrario del orbital, pero lo “ocupan” todo (ya que se puede decir que los electrones son el
orbital). En naranja se ha dibujado en perspectiva el perfil del orbital 2px; en verde, la sección del 2py; en azul, la del 2pz. Estos tres
orbitales son mutuamente perpendiculares. Cada uno “aloia” un par de electrones. A la derecha, el mismo esquema, pero
dibujando los orbitales en forma de 8 (que no es realista, aunque es como se presenta habitualmente en los libros de texto para
facilitar su visualización).

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Llenos los orbitales 1s, 2s y 2p, los siguientes según el principio de construcción son los 3s y 3p, como puede
verse en el diagrama (𝑛 + 𝓁 , 𝑛) de la figura 2.8. En dichos orbitales “caben” 8 electrones en total, por lo que 8
elementos químicos podrán formar su configuración electrónica “colocando” electrones en ellos. Se trata del
sodio (Na, 𝑍 = 11), magnesio (Mg, 𝑍 = 12), aluminio (Al, 𝑍 = 13), silicio (Si, 𝑍 = 14), fósforo (P, 𝑍 = 15),
azufre (S, 𝑍 = 16), cloro (Cl, 𝑍 = 17) y argón (Ar, 𝑍 = 18). Las configuraciones electrónicas del primero y el
último citados son:
Na:

1s

2s

−

2p

−

3s

−

3p

−
Ar:

1s

2s

−

2p

−

3s

−

3p

−
Escritas de forma más sencilla son: Na: 1s2 2s2 2p6 3s1; Ar: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6.

2.1.4. Periodicidad de la configuración electrónica
Es posible escribir una tabla cuyo criterio de organización de sus columnas sea el orbital en el que se coloca el
electrón diferenciador al aplicar la regla (𝑛 + 𝓁 , 𝑛) y el número de electrones de dicho orbital. Una tabla de estas
características con los elementos considerados hasta ahora es la siguiente (los huecos se irán rellenando
posteriormente):
Obsérvese que los elementos de la fila 3 van llenando orbitales de modo análogo a como lo hacen los de la 2. Es
decir, se produce una repetición periódica de la forma de llenar los orbitales. Esa es una de las razones de que a
esta tabla se le llame periódica. Cada fila de ella constituye un periodo. Hasta ahora se han escrito tres,
numerados 1, 2 y 3. Como se verá, todos los elementos de un periodo 𝑛 tienen orbitales 𝑛𝑠 como parte de su
configuración. Así, el Li o el C (periodo 2) tienen orbitales 2s, el Na o el Al (periodo 3), 3s, etc.
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s1 s2 p1 p2 p3 p4 p5 p6
1
1
H
2
He
2
3
Li
4
Be
5
B
6
C
7
N
8
O
9
F
10
Ne
3
11
Na
12
Mg
13
Al
14
Si
15
P
16
S
17
Cl
18
Ar
Fig. 2.10. Algunos elementos químicos ordenados según la configuración del último orbital que se llena siguiendo la regla (𝑛 +
𝓁, 𝑛). Sobre el símbolo de cada elemento, su el número atómico, 𝑍, que va creciendo de izquierda a derecha y de arriba abajo.

El cuarto periodo de la tabla periódica empieza con el potasio (K, 𝑍 = 19). Según el diagrama (𝑛 + 𝓁 , 𝑛) de la
figura 2.8, el electrón que lo diferencia del argón debe colocarse en el orbital 4s. Por lo tanto, su configuración
electrónica es 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1 o, en notación abreviada [Ar] 4s1. (La configuración abreviada de cualquier
elemento se construye tomando como base la del elemento situado en la última posición del periodo anterior a
aquel en que se encuentre el elemento en cuestión. Así, para escribir la configuración electrónica de los
elementos Na, Mg, Al, Si, P, S y Cl debe usarse como base la del Ne –figura 2.10–).
Sigue al potasio el calcio (Ca, 𝑍 = 20), cuya configuración, siguiendo el principio de construcción, es 1s2 2s2 2p6
3s2 3p6 4s2. A continuación viene el escandio (Sc, 𝑍 = 21). El diagrama (𝑛 + 𝓁 , 𝓁) de la figura 2.8 indica que su
electrón diferenciador lo colocará en uno de los 5 orbitales 3d, prediciéndose esta configuración 1s2 2s2 2p6 3s2
3p6 4s2 3d1 o, de forma abreviada, [Ar] 4s2 3d1. Ahora bien, sobre este elemento (y los que le siguen) hay que
hacer una puntualización.
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2.2.5. Ordenación energética de los orbitales
En principio, cada elemento en su estado fundamental coloca sus electrones en los orbitales que tengan la menor
energía posible, ya que es de esperar que de ese modo la energía total será la mínima que se pueda lograr y el
átomo será más estable. Es sabido que en el calcio el orbital 4s tiene menos energía que el 3d. Por eso, la
configuración del calcio es [Ar] 4s2 y no [Ar] 3d2.
Se podría pensar, entonces, que en el escandio, como el electrón diferenciador se coloca en un orbital 3d,
también se cumple que este orbital es más energético que el 4s. Pero no es así: en el Sc, el orbital 4s tiene más
energía que el 3d. Esto puede suscitar dos interrogantes:
1. Si en el escandio el orbital 3d tiene menos energía que el 4s, ¿por qué su configuración no es [Ar] 3d3?
2. ¿Significa esta inversión energética entre los orbitales 4s y 3d al pasar del Ca al Sc algún fallo o excepción de la
regla (𝑛 + 𝓁 , 𝑛)?
El principio que gobierna la ocupación de los orbitales es que la energía total del átomo sea la menor posible.
Debido a fuertes repulsiones entre los electrones d, la energía total del escandio es más baja en una configuración
[Ar] 3d1 4s2 que en una configuración [Ar] 3d3 a pesar de que el orbital 4s sea más energético que el 3d en este
átomo (y en la mayoría de los elementos).
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Por otro lado, la utilidad de la regla (𝑛 + 𝓁 , 𝑛) no es predecir el orden de energía de los orbitales (aunque lo haga
correctamente para el Ca y los elementos que le preceden), sino servir de criterio para aplicar el principio de
construcción de las configuraciones electrónicas. Lo que la regla señala es el orbital en el que se debe coloca el
electrón diferenciador del átomo cuya configuración electrónica se está prediciendo; en el caso del escandio el
electrón se coloca en el orbital 3d que es el que le corresponde, pues el 4s ya estaba completado en el Ca.
El principio de construcción no es más que un procedimiento ficticio para ayudar a predecir configuraciones
electrónicas, concretamente la de un elemento de número atómico 𝑍 a partir de la del elemento de número
atómico 𝑍 − 1. Por ejemplo, la del Sc a partir de la de Ca. Para ello, se imagina que a la distribución electrónica
que tiene el átomo de Ca se le agrega un electrón adicional. Pero ese proceder no generaría un átomo de Sc;
faltaría introducir un protón al núcleo de Ca (y, eventualmente, neutrones). El Ca es el Ca y el Sc es el Sc. Son
estructuralmente diferentes y estas diferencias son la base del hecho de que los orbitales 3d y 4s tengan un orden
energético opuesto en ambos elementos.
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El procedimiento imaginario de “llenado” secuencial de los orbitales siguiendo la regla (𝑛 + 𝓁, 𝑛) mediante el
diagrama de la figura 2.8 proporciona correctamente, en general, la distribución de los electrones en orbitales
(aunque tiene excepciones, como se verá más adelante), pero no el orden energético. Pero predecir la ordenación
energética de estos orbitales es muy difícil porque cada elemento sigue su propio orden, como pude comprobarse
para el H, el Ne y el Hg en la figura 2.4. No obstante, se ha comprobado que la mayoría de los elementos químicos
sigue mejor el orden energético (𝑛, 𝓁) (es decir, menor energía cuanto más bajo sea 𝑛, y a igualdad de 𝑛 más bajo
𝓁) que el orden (𝑛 + 𝓁 , 𝑛). Por eso, y dado que esta última ordenación no tiene un significado físico especial,
muchas publicaciones dan la configuración según el orden (𝑛, 𝓁), y, así, escriben la del escandio como [Ar] 3d1 4s2
en vez de [Ar] 4s2 3d1. Más adelante se verá que emplear este el criterio de ordenación (𝑛, 𝓁) tiene una ventaja
adicional. En este libro se usan ambos indistintamente, según sea más adecuado dependiendo del contexto.
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2.2.6. Apantallamiento y penetración
La razón de que los orbitales de cada elemento sigan su propio
orden específico de energía reside en dos fenómenos: el
apantallamiento y la penetración. El primero ya fue tratado en
el apartado 2.1.2.1. Es el efecto que ejercen los electrones que
están más cerca del núcleo sobre los que están más lejos. Los
más externos “sienten” una carga nuclear efectiva menor que
la de los internos, ya que estos hacen de “pantalla”. La pantalla
ejerce, además, una repulsión culombiana. Ambos fenómenos
se manifiestan en un incremento de energía. Como los átomos
hidrogenoides solo tienen un electrón, no hay que considerar
el apantallamiento y por eso en estos átomos los orbitales s, p,
d y f correspondientes a un mismo número cuántico 𝑛 tienen
la misma energía. Pero en los átomos multielectrónicos la
degeneración se rompe, lo que provoca que para un
determinado valor de 𝑛 el orden energético de los orbitales
sea s < p < d < f. Esto es así porque los orbitales s son más
penetrantes que los p, estos que los d, y estos que los f. La
explicación puede visualizarse en la figura 2.11, obtenida
combinado imágenes de las correspondientes densidades
electrónicas radiales que aparecen en la figura 1.24.
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Fig. 2.11. Comparación de los gráficos de densidad
electrónica radial de los orbitales hidrogenoides 1s, 2s y
2p.

El orbital 2s penetra en la región del 1s más que el 2p. Esto significa que el 2s queda menos apantallado por los
electrones del orbital 1s y provoca que su energía sea menor que la del 2p. Lo mismo se puede argumentar para
todos los orbitales 𝑛s respecto a los 𝑛p, e igualmente para los 𝑛p respecto a los 𝑛d, y los 𝑛d respecto a los 𝑛f. En
cualquier caso, debe tenerse en cuenta que los niveles de energía de los orbitales tienden a aproximarse unos a
otros al aumentar 𝑛, lo cual hace más probables las desviaciones de las reglas por parte de algunos elementos.
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2.2.7. Configuraciones electrónicas irregulares
Después del escandio, los elementos que siguen van “llenando” los orbitales 3d. Las configuraciones que siguen se
van a escribir por el orden (𝑛 + 𝓁 , 𝑛) del principio de construcción. Así, la del titanio (Ti,𝑍 = 22) es 1s2 2s2 2p6 3s2
3p6 4s2 3d2 y la del vanadio (V, 𝑍 = 23) es 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d3. Sin embargo, la del cromo (Cr, 𝑍 = 24) no es
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d4, como cabría esperar por el orden de llenado (𝑛 + 𝓁 , 𝑛), sino 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1 3d5,
según se demuestra por datos experimentales espectroscópicos. Sencillamente, por motivos complejos, la
segunda configuración electrónica escrita es más estable que la primera.
Irregularidades de este tipo no ocurren solo en el cromo, sino, al menos, en otros 19 elementos de la tabla
periódica. En un curso introductorio se pueden obviar, pero no está de más decir que pueden racionalizarse por las
proximidades energéticas entre los orbitales y los grados de apantallamiento y penetración.
Sigue al cromo el manganeso (Mn, 𝑍 = 25), cuya configuración (𝑛 + 𝓁 , 𝑛) también termina en d5 ([Ar] 4s2 3d5),
como la del cromo, si bien este comportamiento ya es regular. Siguen el hierro (𝑍 = 26): [Ar] 4s2 3d6; el cobalto
(𝑍 = 27): [Ar] 4s2 3d7; y el níquel (𝑍 = 28): [Ar] 4s2 3d8. El siguiente, el cobre (Cu, 𝑍 = 29) constituye una nueva
irregularidad: en vez de ser su configuración [Ar] 4s2 3d9 es: [Ar] 4s1 3d10. La ocupación de los orbitales por los
electrones del cobre, ordenados ahora de menor a mayor energía, sería:

1s

2s

−

2p

−

3s

−

3p

−

−

−

3d

−

−

4s
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El elemento siguiente es el zinc (Zn, 𝑍 = 30). Su electrón diferenciador se coloca en la vacante del orbital 4s,
quedando su configuración: [Ar] 4s2 3d10.
A partir del anterior, los demás elementos que siguen, desde el de 𝑍 = 31 al de 𝑍 = 36, van “llenando” los
orbitales 4p, que son los que vienen tras los 4s en el ordenamiento (𝑛 + 𝓁 , 𝑛). El que completa el periodo 4 es el
kriptón (Kr), que podrá utilizarse de base para escribir la configuración de los elementos del periodo 5. La figura
2.12 muestra cómo queda por el momento la tabla que se está construyendo.
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s1 s2 d1 d2 d3 d4 d5 d6 d7 d8 d9 d10 p1 p2 p3 p4 p5 p6
1
1
H
2
He
2
3
Li
4
Be
5
B
6
C
7
N
8
O
9
F
10
Ne
3
11
Na
12
Mg
13
Al
14
Si
15
P
16
S
17
Cl
18
Ar
4
19
K
20
Ca
21
Sc
22
Ti
23
V
24
Cr
25
Mn
26
Fe
27
Co
28
Ni
29
Cu
30
Zn
31
Ga
32
Ge
33
As
34
Se
35
Br
36
Kr
Fig. 2.12. Los cinco primeros periodos de la tabla periódica construida mediante el principio (𝑛 + 𝓁 , 𝑛) (por lo tato,
asignándose al Cr y al Cu configuraciones regulares).

2.2.8. Bloques s, p, d, f
Si se continúa el proceso de construcción, en el quinto periodo vienen primero dos elementos cuyas
configuraciones (𝑛 + 𝓁 , 𝑛) tendrán como último orbital el 5s. Se trata del rubidio (Rb, 𝑍 = 37), [Kr] 5s1, y el
estroncio (Sr, 𝑍 = 38), [Kr] 5s2). Tras ellos, como se observa en la figura 2.8, llegarán elementos que irán
“llenando” los orbitales 4d y después los 5p. Así se llegará al extremo derecho del quinto periodo, en el que está
colocado el xenón (Xe, 𝑍 = 54, 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6).
Los dos primeros elementos del sexto periodo colocarán sus electrones diferenciadores en el orbital 6s (cesio, Cs,
𝑍 = 55, [Xe] 6s1; bario, Ba, 𝑍 = 56, [Xe] 6s2). Después, como se ve el diagrama de la figura 2.8, empezará a
ocuparse el nivel 4f. Para dicho nivel (y el 5f) están reservados los huecos de las tablas periódicas parciales que se
han ido mostrando hasta ahora. En la figura 2.13 (página siguiente) se muestra la tabla completa, con los 118
elementos conocidos en la fecha de edición de este libro.
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Los elementos que se encuentran en las columnas s1 y s2 forman el denominado bloque s de la tabla periódica. Se
caracterizan porque el electrón diferenciador de un elemento respecto al anterior se coloca en un orbital s. Los
elementos de las columnas p1 a p6 constituyen el bloque p, y todos tienen en común que los electrones
diferenciadores van a orbitales p o, dicho de otro modo, que la configuración (𝑛 + 𝓁 , 𝑛) acaba en un orbital p. Los
elementos de las columnas d1 a d10 son el bloque d porque los electrones diferenciadores de estos elementos se
colocan en orbitales d; es decir, su configuración electrónica (𝑛 + 𝓁 , 𝑛) acaba en un orbital d. Finalmente, los
elementos de las columnas f1 a f14 forman el bloque f por razón análoga a las anteriores.
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s1 s2 f1 f2 f3 f4 f5 f6 f7 f8 f9 f10 f11 f12 f13 f14 d1 d2 d3 d4 d5 d6 d7 d8 d9 d10 p1 p2 p3 p4 p5 p6
1
1
H
2
He
2
3
Li
4
Be
5
B
6
C
7
N
8
O
9
F
10
Ne
3
11
Na
12
Mg
13
Al
14
Si
15
P
16
S
17
Cl
18
Ar
4
19
K
20
Ca
21
Sc
22
Ti
23
V
24
Cr
25
Mn
26
Fe
27
Co
28
Ni
29
Cu
30
Zn
31
Ga
32
Ge
33
As
34
Se
35
Br
36
Kr
5
37
Rb
38
Sr
39
Y
40
Zr
41
Nb
42
Mo
43
Tc
44
Ru
45
Rh
46
Pd
47
Ag
48
Cd
49
In
50
Sn
51
Sb
52
Te
53
I
54
Xe
6
55
Cs
56
Ba
57
La
58
Ce
59
Pr
60
Nd
61
Pm
62
Sm
63
Eu
64
Gd
65
Tb
66
Dy
67
Ho
68
Er
69
Tm
70
Yb
71
Lu
72
Hf
73
Ta
74
W
75
Re
76
Os
77
Ir
78
Pt
79
Au
80
Hg
81
Tl
82
Pb
83
Bi
84
Po
85
At
86
Rn
7
87
Fr
88
Ra
89
Ac
90
Th
91
Pa
92
U
93
Np
94
Pu
95
Am
96
Cm
97
Bk
98
Cf
99
Es
100
Fm
101
Md
102
No
103
Lr
104
Rf
105
Db
106
Sg
107
Bh
108
Hs
109
Mt
110
Ds
111
Rg
112
Cn
113
Nh
114
Fl
115
Mc
116
Lv
117
Ts
118
Og
Fig. 2.13. Tabla periódica ordenada según el principio de construcción (𝑛 + 𝓁 , 𝑛). En colores, los bloques s (verde), p
(naranja), d (azul) y f(gris).

A cada fila de la tabla de la figura 2.13 se le llama grupo o familia. Los grupos de los bloques s y p contienen los
llamados elementos representativos o elementos de los grupos principales. Los elementos del bloque d se llaman
de transición, y los del grupo f, de transición interna.
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2.2.9. Obtención de la configuración a partir de la posición de un elemento en la tabla periódica
A partir de la ordenación de los elementos en filas y columnas de la figura 2.13 se puede obtener fácilmente la
configuración electrónica de cualquier elemento sin necesidad de acudir al diagrama (𝑛 + 𝓁, 𝑛); basta estudiar su
posición y ver cómo se llega a él desde el H siguiendo el camino indicado por el aumento del número atómico, 𝑍.
Algunos ejemplos:
• El silicio (Si, 𝑍 = 14) se encuentra en el tercer periodo y dentro del bloque p. Para llegar a él desde el H hay que
pasar por los elementos del bloque s del primer periodo (es decir, el H y el He, ambos de configuración 1s), los
del bloque s del segundo periodo (Li y Be, de configuración terminada en 2s), los del bloque p de este mismo
segundo periodo (B, C, N, O, F, Ne, con configuración acabada en 2p), los del bloque s del tercer periodo (Na y
Mg, cuya configuración termina en 3s) y, ya en el bloque p del tercer periodo, el Si es el segundo de dicho
bloque (columna p2). Su configuración es, entonces: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p2.
• El arsénico (As, 𝑍 = 33) está en el periodo 4, bloque p (columna p3). Para llegar a él hay que pasar por los
elementos 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s y 3d. Su configuración es: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p3.
• Para llegar al einstenio (Es, 𝑍 = 99, periodo 7, bloque f, columna f11) hay que pasar por los elementos 1s, 2s,
2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 4f, 5d, 6p y 7s. Su configuración es 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10
5p6 6s2 4f14 5d10 6p6 7s2 5f11.
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2.2.10. Subcapas, capas, electrones de valencia
Todos los orbitales con el mismo valor del número cuántico principal 𝑛 pero diferente valor de 𝓁 constituyen una
subcapa. Por ejemplo, el arsénico tiene 8 subcapas: 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 3d, 4s y 4p.
Por otra parte, cuando se representa en un mismo gráfico la densidad electrónica radial correspondiente a varios
orbitales, como en la figura 2.11, se observa que para ciertas distancias del núcleo, medidas en todas las
direcciones radiales, la densidad electrónica total es elevada, mientras que para otras distancias es baja.
Concretamente, en dicha figura 2.11 se distinguen dos zonas de elevada densidad: una correspondiente al orbital
1s, a unas 2 unidades de distancia del núcleo, y otra que corresponde conjuntamente a los orbitales 2s y 2p, a
unas 5 unidades de distancia. La interpretación que puede darse a estos hechos es que cabe considerar la
existencia de “capas” alrededor del núcleo, a ciertas distancias de él, en las que la densidad electrónica es
especialmente alta. Esto se ha comprobado experimentalmente por espectroscopía. En lenguaje espectroscópico,
a la capa correspondiente al orbital 1s de la figura 2.11 se le denomina K, y a la formada conjuntamente por los
orbitales 2s y 2p, se le llama L. En general, se puede decir de forma aproximada que cada conjunto de subcapas
correspondiente a un determinado valor del número cuántico principal 𝑛 forma una capa. Así, se dice que el
orbital 1s es la capa K; los 2s y 2p forman la L; los 3s, 3p y 3d, la M; los 4s, 4p, 4d, 4f, la capa N, y así sucesivamente
(capas O, P, Q…). Si de la figura 1.24 se extraen los orbitales hidrogenoides 1s, 2s, 2p, 3s, 3p y 3d y se representan
juntos se puede comprobar cómo, efectivamente, se agrupan formando capas electrónicas según el valor de 𝑛:
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La capa K, correspondiente a 𝑛 = 1 solo puede contener dos electrones (los correspondientes al orbital 1s). La L
(𝑛 = 2), 8 electrones, dos de ellos en el orbital 2s y seis en el orbital 2p. La M (𝑛 = 3) puede albergar 18
electrones (dos en 3s, seis en 3p, diez en 3d). Es fácil comprobar que el número máximo de electrones que puede
contener cada capa es 2𝑛2. Así, la capa O, que corresponde a 𝑛 = 4, puede contener como máximo 32 electrones.
Por ejemplo, el elemento lutecio (𝑍 = 71, 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s2 4f14 5d1) tiene esos 32
electrones máximos en la capa O (formada por las subcapas 4s, 4p, 4d, y 4f). Sin embargo, el praseodimio solo
tiene 21 electrones en la capa O (1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s2 4f3).
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Fig. 2.14. A la izquierda, capas de orbitales hidrogenoides correspondientes a 𝑛 = 1 (capa K), 𝑛 = 2 (capa L) y 𝑛 = 3 (capa M). A
la derecha, capas predichas en el sodio (configuración 1s2 2s2 2p6 3s1) por cálculos teóricos.

A la capa más externa (la de mayor valor de 𝑛) se le suele llamar capa de valencia. Este nombre deriva de la
palabra valor, ya que por valencia se entiende la capacidad que tiene un átomo para combinarse con otros. En
general, la capa de valencia determina en bastante grado las propiedades químicas de los átomos y su forma de
combinarse con otros. Al menos, esto sucede claramente en los elementos de los bloques s y p (los sombreados en
colores verde y naranja en tabla de la figura 2.13), si bien en los del bloque d también la subcapa d más externa
tiene una gran influencia en las propiedades químicas y el enlace. Cuando un elemento tiene la capa de valencia
completa, se dice que la capa está cerrada. Los gases nobles (grupo más a la derecha de la tabla periódica) tienen
configuración de capa cerrada, y ese hecho es responsable de su gran estabilidad y, consecuentemente, falta de
reactividad.
Y se llaman electrones de valencia a aquellos que se encuentran en las capas de valencia, si bien es mejor
considerar como tales a todos los electrones capaces de participar en la formación de un enlace con otro átomo.
Estos electrones se encuentran en las subcapas más externas y tienen mucha energía. Por ejemplo, en los
elementos de transición, los electrones de valencia suelen ser los 𝑛s y los (𝑛 − 1)d. De hecho, estos últimos son
responsables de muchas propiedades interesantes de estos elementos, más que los 𝑛s.
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2.2.11. Configuraciones de iones
A partir de los elementos neutros, quitando o agregando electrones se pueden obtener sus iones. Si se eliminan
electrones, se obtienen iones con carga positiva o cationes; si se añaden, iones con carga negativa o aniones. Por
ejemplo, si al einstenio neutro, Es, se le retiran dos electrones se obtiene el catión Es2+, pero si se le suman tres se
obtiene el anión Es3–.
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2.2.11.1. Configuración de cationes
Más arriba se adelantó que escribir la configuración electrónica de los elementos en el orden (𝑛 , 𝓁) tenía una
ventaja. Esta es que a partir de dicha ordenación es muy fácil obtener la configuración electrónica de los
cationes de cualquier elemento, al menos los de los grupos principales y los metales de transición.
Por ejemplo, la configuración electrónica del plomo (Pb, 𝑍 = 82) ordenada según el criterio (𝑛 , 𝓁) es:
Pb: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s2 4p6 4d10 4f14 5s2 5p6 5d10 6s2 6p2
Para obtener la configuración de sus cationes hay que quitar los electrones siguiendo el orden inverso al escrito,
es decir, empezando por los 6p y siguiendo por los 6s. Parte de la lógica de este comportamiento puede
buscarse en el hecho de que el orbital 6p es, en general, más energético que el 6s, y este más que el 5d. Como
los electrones más energéticos tienen una unión más débil con el núcleo, es esperable que salgan los primeros.
Así, las configuraciones de los dos cationes más habituales del Pb son:
Pb2+: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s2 4p6 4d10 4f14 5s2 5p6 5d10 6s2
Pb4+: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s2 4p6 4d10 4f14 5s2 5p6 5d10

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Considérese ahora un elemento de transición como el mercurio (𝑍 = 80), cuya ordenación según el criterio (𝑛 ,
𝓁) es:
Hg: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s2 4p6 4d10 4f14 5s2 5p6 5d10 6s2
Estas serían las configuraciones de dos cationes del mercurio:
Hg+: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s2 4p6 4d10 4f14 5s2 5p6 5d10 6s1
Hg2+: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s2 4p6 4d10 4f14 5s2 5p6 5d10
Como regla mnemotécnica general, muy útil para obtener las configuraciones de cationes, si 𝑛 es el número
cuántico principal con valor más alto de la configuración del elemento, los electrones se pierden en el siguiente
orden (siempre que los orbitales señalados contengan electrones):
𝑛p, 𝑛s, (𝑛 − 1)d, (𝑛 − 1)p
Así, según el bloque, los elementos pierden los electrones de este modo:
• Bloque s: primero los 𝑛s; después los (𝑛 − 1)p.
• Bloque p: primero los 𝑛p; después los 𝑛s.
• Bloques d y f: primero los 𝑛s; después los (𝑛 − 1)d.
Estas reglas tienen sus excepciones. Por ejemplo, la cumplen todos los cationes conocidos de carga 2+ del
bloque d, pero varios iones de carga 1+ de dicho bloque se forman de un modo que se aparta de la regla.

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2.2.11.2. Configuración de aniones
En general, la configuración de los aniones se obtiene siguiendo el principio de construcción. Así, como la
configuración del cloro (𝑍 = 17) es:
Cl: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5
la del ion Cl– (18 electrones) sería:
Cl–: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6
Nótese que la configuración del ion Cl– es la misma que la del Ar (𝑍 = 18). Esto es así porque ambas especies
químicas son isoelectrónicas, lo que quiere decir que tienen el mismo número de electrones. También es
isoelectrónico con las anteriores especies el ion K+, ya que el átomo neutro, K (𝑍 = 19) tiene 19 electrones y
configuración 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1, que se convierte en 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 para el K+ siguiendo las reglas de
configuración de cationes recién vista. En general, todas las especies isoelectrónicas de los elementos de los grupos
principales (bloques s y p) tienen la misma configuración.
Pero esta regla no suele pode aplicarse a los elementos de los grupos d y f. Por ejemplo, el catión de vanadio V2+
tiene configuración electrónica [Ar] 3d3 y, sin embargo, la configuración de su isoelectrónico escandio es [Ar] 3d1 4s2.
Esto es debido a que el primer átomo tiene carga y el segundo no, lo que afecta a las repulsiones electrónicas y a las
energías de los orbitales 3d y 4s, cuyo orden se puede invertir porque tienen valores muy parecidos. La explicación
de las supuestas irregularidades en las configuraciones siempre hay que buscarla en razones de estabilidad; las
configuraciones que se manifiestan son aquellas que proporcionar una energía total más baja al átomo.

2.1.12. Configuración de estados excitados
Hasta aquí se ha hablado de configuraciones electrónicas de los estados fundamentales de los átomos. Pero un
átomo puede encontrase en muchos estados excitados. Por ejemplo, la configuración electrónica del estado
fundamental del carbono es:

1s

2s

2p 𝑥

2p 𝑦
−
2p 𝑧
pero se pueden considerar teóricamente infinitas configuraciones excitadas, como estas:

1s

2s

2p 𝑥

2p 𝑦

2p 𝑧

1s

2s

2p 𝑥

2p 𝑦

2p 𝑧

1s

2s

2p 𝑥
−
2p 𝑦
−
2p 𝑧

3𝑠

3p 𝑥
−
3p 𝑦
−
3p 𝑧
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Nótese que todas siguen principio de exclusión de Pauli, pero no es de obligado cumplimiento la regla de Hund en
los estados excitados. Recuérdese que esta regla establece que los electrones tienden a disponerse en distintos
orbitales si les es posible para disminuir fenómenos de apantallamiento y repulsiones culombianas y lograr así la
menor energía posible. Pero los estados excitados se caracterizan precisamente por poseer más energía que el
estado fundamental.
Ahora bien, en muchas ocasiones la diferencia de energía entre algunos estados excitados y el fundamental de un
elemento determinado no son demasiado grandes. Por ejemplo, no difieren en muchas kilocalorías las energías
del estado más estable del cobre ([Ar] 3d10 4s1) y el predicho por la regla (𝑛 + 𝓁, 𝑛) que es el [Ar] 3d9 4s2 y que,
paradójicamente, es un estado excitado. Hechos como este dan pie a hacer una consideración importante. En los
apartados anteriores se han discutido las configuraciones electrónicas de los estados fundamentales de los
átomos aislados. Se ha hecho así por su valor pedagógico. Pero estas configuraciones no tienen demasiada
significación en química porque los átomos normalmente forman parte de moléculas, y en las moléculas, en
muchas ocasiones, los átomos están mejor representados por un estado excitado que por el estado fundamental.
Sobre esto se incidirá en el tema 3.
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Fuentes
• Figura 2.4: Basada en datos tomados de Ira Levine: Physical Chemistry, 6ª ed. McGraw-Hill, 2009.
• MacQuarrie, Donald A.; Simon, John D.: Physical Chemistry: a molecular approach, University Science Books,
1997.
• Figura 2.14 (derecha): Atkins, Peter; De Paula, Julio: Physical Chemistry, 9ª ed. W. H. Freeman and Company,
2010.
• W. H. Eugen Schwarz: The Full Story of the Electron Configurations of the Transition Elements, Journal of
Chemical Education, 2010, 87, 444-448.
• Figura 2.8: Adaptada de Leland C. Allen, Eugene T. Knight: The Löwdin Challenge: Origin of the n + l, n
(Madelung) Rule for Filling the Orbital Configurations of the Periodic Table, International Journal of Quantum
Chemistry, 2002, 90, 80–88.
• Terry L. Meek, Leland C. Allen: Configuration irregularities: deviations from the Madelung rule and inversion of
orbital energy levels, Chemical Physics Letters 362 (2002) 362–364.

Bases de Estructura de la Materia y Química
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ÍNDICE

2.2. Configuración electrónica y sistema periódico

2.2. Configuración electrónica y sistema periódico

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