1. Configuración electrónica
La configuración electrónica es el modo en el cual los electrones están ordenados en un átomo.
Como los electrones son fermiones están sujetos al principio de exclusión de Pauli, que dice que dos fermiones no
pueden estar en el mismo estado cuántico a la vez. Por lo tanto, en el momento en que un estado es ocupado por un
electrón, el siguiente electrón debe ocupar un estado mecanocuántico diferente.
En un átomo, los estados estacionarios de la función de onda de un electrón (los estados que son función propia de
la ecuación de Schrödinger HΨ = EΨ en donde H es el hamiltoniano) se denominanorbitales, por analogía con la clásica
imagen de los electrones orbitando alrededor del núcleo; matemáticamente, sin embargo el orbital, lejos de la
concepción planetaria del átomo, es la zona del espacio que rodea a un núcleo atómico donde la probabilidad de
encontrar un electrón es máxima.
Estos estados tienen cuatro números cuánticos: n, l, ml y ms, siendo los dos primeros los más importantes. El principio
de exclusión de Pauli, afirma, en resumen que no puede haber dos electrones en un mismo átomo con los cuatro valores
de los números cuánticos iguales.
Valores de los números cuánticos.
El primer número cuántico n (llamado a veces número cuántico principal) corresponde a los diferentes niveles de
energía permitidos o niveles cuánticos; los valores que toma son 1, 2, 3, 4,... Para n=1 se tiene el nivel de menor
energía. En algunos casos (por ejemplo en espectroscopía de rayos X) también se denotan como K, L, M, N,...
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. A estos subniveles, por razones históricas, se les
asigna una letra, y hacen referencia al tipo de orbital (s, p, d, f):
Máximo número
Valor de l Letra
de electrones
0 s 2
1 p 6
2 d 10
3 f 14
4 g 18
Los valores que puede tomar l son: 0,..., (n-1), siendo n el número cuántico principal.
El tercer número cuántico, ml representa el número de orbitales que contiene el subnivel y puede tomar los valores
desde -l a l, habiendo por lo tanto un total de 2l+1 estados posibles. Cada uno de estos puede ser ocupado por dos
electrones con spines opuestos, lo que viene dado por el número cuántico ms, que puede valer +1/2 o -1/2. Esto da un
total de 2·(2l+1) electrones en total (tal como se puede ver en la tabla anterior).
En resumen, estos son los valores que pueden tomar los números cuánticos:
Número cuántico Significado Valores posibles
n Nivel 1, 2, 3,...
l Subnivel 0,..., (n-1)
ml Orbital -l,..., 0,...,+l
ms Spin -1/2, +1/2
Llenado de orbitales y notación.
Para obtener la configuración electrónica de un elemento, los estados se van ocupando por electrones según la energía
de estos estados, ocupándose primero los de menor energía. Por el hecho de que el estado 3d (n=3 y l=2) está más alto
en energía que el 4s (n=4 y l=0), existen los metales de transición; y como en el orbital d caben 10 electrones según la
primera tabla (o bien haciendo l=2 en 2(2l+1)=10), hay diez elementos en cada serie de transición. Lo mismo ocurre con
otros bloques de elementos que se pueden ver en la tabla periódica de los elementos.
Se suele emplear una regla mnemotécnica consistente en hacer una tabla en donde en la primera columna se escribe 1s,
2s, 3s,..., en la segunda columna, saltándose una fila, 2p, 3p,... y así sucesivamente. Los primeros niveles que se van

2. llenando con electrones son los que quedan más a la derecha y arriba de la tabla, como indica el sentido de las flechas
en el diagrama:
Orden de llenado de orbitales electrónicos y último electrón esperado en la tabla periódica.
Concretamente, en el diagrama se llenan hasta el 3d, comenzando la primera serie de transición. Si por ejemplo se
quiere saber la configuración electrónica del vanadio (Z=23), con el diagrama obtendríamos:
2 2 6 2 6 2 3
Llenado de orbitales: 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d (2 + 2 + 6 + 2 + 6 + 2 + 3 = 23).
Donde el primer número es el número cuántico principal, la letra es el segundo (tipo de orbital) y el superíndice es el
número de electrones que están en ese nivel. Sumando el número de electrones presente en cada orbital, obtenemos el
número de electrones del elemento (23); como puede apreciarse en este caso, el último orbita d no está lleno, sólo hay
tres electrones de 10 posibles.