configuracion electronica

1. Configuración Electrónica
Como se dijo con anterioridad, la actual tabla periódica (mostrada en la Imagen 10) está
ordenada según la configuración electrónica, pero, ¿qué es la configuración electrónica? La
configuración electrónica (o C.E) indica la posición de cada electrón dentro de la envoltura
nuclear, indicando en el nivel energético en el que éste se encuentra y en que orbital. Cada
electrón puede ser identificado específicamente gracias a sus cuatro números cuánticos, los
cuales son:
Número Cuántico principal (n): Corresponde al nivel energético en donde se encuentra el
electrón. Va desde 1 hacia arriba (1, 2, 3...)
Número Cuántico secundario o azimutal (l): Corresponde al orbital en donde se encuentra el
electrón. Se representa por s (0), p (1),d (2) y f (3).
Número Cuántico Magnético (m): Indica la orientación del orbital donde se encuentra el
electrón. Va desde -l hasta l (incluyendo el 0).
Número Cuántico de Spin o Giro (s): Este número cuántico se define tradicionalmente como el
giro que posee el electrón. Dos electrones con el mismo giro no pueden tener un
mismo m (solo se permiten dos electrones por m y deben tener spines (giros) opuestos). Se
identifican tradicionalmente como -1/2 y +1/2 o -1 y +1, en esta página web se utilizará la
primera identificación (-1/2 y +1/2).
Ahora para poder seguir avanzando en la configuración electrónica debemos conocer primero
unos ciertos principios que nos ayudarán a comprender mejor como se desarrolla este tema.
Dichos principios son:
Principio de Aufbau o de la menor energía: Este principio nos indica que todos los electrones
partirán "llenando" los orbitales de menor energía posible. Si el de menor energía esta lleno,
seguirán con el que le sigue en energía y así sucesivamente.
Principio de Hund o de la máxima multiplicidad: Este principio nos dice que en caso de que
existan orbitales atómicos con la misma energía, los electrones se distribuirán equitativamente
en cada uno y cuando todos tengan un electrón se empezaran a llenar con los que les falten.
Por ejemplo, si se tiene tres orbitales con la misma energía (denominados orbitales
degenerados), los electrones entrarán de tal manera que los primeros tres electrones entrarán
uno en cada orbital, todos con el mismo spin. Cuando esto ocurre se dice que el orbital (los
orbitales en este caso) se encuentra semi-lleno. Posteriormente, se completaran los orbitales
con los electrones que hagan falta para este efecto. Esto se comprenderá de mejor manera
más adelante, cuando se hagan algunos ejemplos.

2. Principio de exclusión de Pauli: Este principio nos dice que cada electrón posee una
combinación única de 4 números cuánticos que lo personaliza. No es posible que existan dos
electrones con los 4 números cuánticos iguales. Esto quiere decir, que sólamentepueden
existir dos electrones por orbital, ya que existen dos espines (+1/2 y -1/2).
Si se fijan arriba hablé de los orbitales degenerados o con energías iguales, pero, ¿de dónde
salen?, ¿cómo se sabe cuántos orbitales degenerados existen y quién los determina? Bueno la
respuesta a estas preguntas las da el número cuántico magnético, ya que él es el encargado de
indicarnos la orientación espacial de los orbitales. Ahora les colocaré un ejemplo para que
quede mucho más claro todo esto que hasta aquí suena algo enredado.
Por ejemplo, vamos a analizar los 6 electrones del átomo de carbono (C) (Imágen 9):
Imágen 9: Análisis de los 6 electrones del carbono en relación a sus números cuánticos.
Como se puede ver en la imágen de arriba, cada electrón esta individualmente identificado
por ciertos números cuánticos, y no existen dos electrones que se repitan los mismos cuatros
números (principio de exclusión), también se puede ver que los electrones 5 y 6 se encuentran
en orbitales degenerados, debido a que la orientación de los orbitales es distinta (máxima
multiplicidad). Segun la tabla el primer electrón entró en el de menor energía, el segundo, lo

3. llenó (Principio de Pauling) y el tercero se situó en el que le seguí en energía (Principio de
Aufbau). Los niveles de energía de los orbitales, y los orbitales existentes en cada nivel
energético se muestran en la Imágen 11.
Si uno se da cuenta, la tabla de arriba es algo engorrosa cuando un átomo tenga más
electrones, por lo que se necesita un método más simplificado para escribir exactamente lo
mismo, es ahí donde se crea la configuración electrónica, la que para el ejemplo que hemos
puesto, sería como sigue:
1s2 2s2 2px1 py1 pz0
Nótese que, a pesar de que en el último orbital degenerado no existen electrones, de igual
manera se anota. Es importante recalcar que las lestras x, y, z que figuran abajo de los
orbitales p son pura convención, para poder tener una notación más clara y que el orden de
llenado (primero x, luego y, para finalizar en z) también es por convención, debido a que, como
los tres orbitales poseen la misma energía da lo mismo si un electrón entra en x, y o z.
Imágen 10: Tabla periódica actual (obtenida desde http://www.mcgraw-hill.es)

4. Imágen 11: Niveles energéticos de los orbitales atómicos según un diagrama de Moeller. La
cola de la flecha indica cual se llena primero, mientras que la punta indica cual se llena al
último. Se empieza desde abajo hacia arriba (obtenida desde http://www.xtec.es).
Enlaces Químicos
Un enlace químico corresponde a la fuerza que une o enlaza a dos átomos, sean estos iguales
o distintos. Los enlaces se pueden clasificar en tres grupos principales: enlaces iónicos, enlaces
covalentes y enlaces dativos. Los enlaces se producen como resultado de los movimientos de
los electrones de los átomos, sin importar el tipo de enlace que se forme. Pero no cualquier
elecrtrón, puede formar un enlace, sino solamente los electrones del último nivel energético
(más externo). A estos electrones se les llama electrones de valencia. En este capítulo
analizaremos las características de cada tipo de enlace, como también veremos diferentes
maneras de representarlos en el papel. Partiremos definiendo lo que es un enlace iónico.
Enlace iónico: Un enlace iónico se puede definir como la fuerza que une a dos átomos a través
de una cesión electrónica. Una cesión electrónica se da cuando un elemento electropositivo se
une con un elemento electronegativo. Mientras mayor sea la diferencia de electronegatividad

5. entre los elementos, más fuerte sera el enlace iónico. Se empieza a considerarque dos átomos
están unidos a través de un enlace iónico cuando sudiferencia de electronegatividad
es superior a 1.7. Un ejemplo de un compuesto unido a través de enlace iónico se muestra en
la Imágen 27, mientras que en la Imágen 28 se ve algunas maneras de escribir compuestos
unidos mediante este tipo de enlace.
Imágen 27: Vista 3D de la Molécula de NaCl (sal de mesa).
Na = Gris; Cl = Verde
Imágen 28: Formas de escribir una molécula que está unida mediante un enlace Iónico.

6. Enlace Covalente: El enlace covalente es la fuerza que une dos átomos mediante la
compartición de un electrón por átomo. Dentro de este tipo de enlace podemos encontrar dos
tipos: el enlace covalente polar y el enlace covalente apolar. El primer sub-tipo corresponde a
todos aquellos compuestos en donde la diferencia de electronegatividad de los átomos que lo
componen va desde 0 hasta 1.7 (sin considerar el 0). Los compuestos que son polares se
caracterizan por ser asimétricos, tener un momento dipolar (el momento dipolar es un factor
que indica hacia donde se concentra la mayor densidad electrónica) distinto a 0, son soiubles
en agua y otros solventes polares, entre otras características. Dos ejemplos se ven en
la Imágen 29 (a) y en la Imágen 29 (b), respectivamente. Por su parte, los compuestos que se
forman por medio de enlaces covalentes apolares, no presentan momento dipolar, la
diferencia de electronegativodad es igual a 0, son simétricos, son solubles en solventes
apolares (como el hexano), entre otras cosas. La diferencia de electronegatividad cero se da
cuando dos átomos iguales se unen entre sí, como por ejemplo la molécula de Nitrógeno o la
molécula de Cloro (ver Imágen 30 (a) e Imágen 30 (b) respectivamente).
Imágen 29: Densidades electrónicas en los siguientes compuestos polares: a) formaldehído (o
metanal); b) 1,2-difluoretano. El color blanco indica una escacez de electrones, de ahi vienen
respectivamente el color violeta, azul, verde y rojo (el cual indica mayor densidad electrónica).

7. (a) (b)
Imágen 30: Densidades electrónicas en a) la molécula de Nitrógeno; b) la molécula de Cloro. El
color blanco denota una escacez electrónica mientras que lo más violeta indica una zona más
rica en electrones.
(a) (b)
En la Imágen 31 se puede ver formas de escribir un enlace covalente. La imágen superior
corresponde a lo que se llama estructuras de Kekulé, mientras que la inferior se
denomina estructuras de Lewis. Se profundizará algo más esto cuando veamos ácido-base.

8. Imágen 31: Formas de dibujar un enlace covalente en el papel.
Enlace Covalente Coordinado o Dativo: Si bien se clasifica también como enlace covalente,
algunos químicos difieren de llamarlo así debido a que, como se dijo anteriormente, en un
enlace covalente, los dos átomos que forman dicho enlace aportan un electrón cada uno, es
por eso que se le coloca por separado. Este tipo de enlace se caracteriza porque el par
electrónico del enlace es entregado por un sólo átomo, el cual debe poseer a lo menos un par
de electrones libres sin enlazar (Como el Oxígeno, Nitrógeno o Cloro, por ejemplo). Otra
característica importante es que el átomo que acepta el par electrónico debe estar carente de
electrones (como el ión hidrógeno [más conocido como protón], el Aluminio, entre otros). Este
tipo de enlace es muy importante para el capítulo de ácidos-bases (que se verá a continuación)
debido a que una teoría ácido-base indica que un ácido es aquella sustancia química que es
capaz de aceptar un par electrónico y una base una sustancia capaz de compartirlos. También
los enlaces dativos sirven para poder comprender de mejor manera la disolución de sustancias
(tema que se verá más adelante). En la Imágen 32 (a) y en la Imágen 32 (b) se pueden ver dos
ejemplos de sustancias con un enlace dativo.
Imágen 32: Sustancias que contienen un enlace dativo (encerrado en el círculo naranja): a) ión
hidronio; b) ión tetracloruro de Aluminio.

9. (a) (b)
En la Imágen 33 se ven tres formas de escribir un enlace dativo, en este caso se usó de
ejemplo el ión hidronio. Por lo general se suele utilizar la estructura de Kekulé normal
(superior), aunque muchos prefieren usar esa especie de estructura de Kekulé modificada
(centro), ya que denota la presencia de un enlace con carácter distinto (en la imágen superior
se podría pensar que los 3 enlaces son de la misma naturaleza). La estructura de Lewis
(inferior) es poco usual, aún así es muy útil para ver comportamientos de solubilidad o ácido-
base.
Imágen 33: Formas de escribir un enlace covalente coordinado en el papel.

10. Con esto terminamos lo relacionado a enlaces químicos y tenemos las herramientas
suficientes para empezar a comprender mejor como funciona una reacción ácido-base. Pero
antes de eso, es necesario tener claro lo que es una disolución y cuáles son sus unidades de
medición.
REGLA DE OCTETO
Regla es un concepto que tiene diferentes significados. En este caso nos
interesa destacar su acepción como precepto o normativa. Octeto, por su parte,
es algo que está formado por ocho componentes.

11. La regla de octeto o regla del octeto es un
postulado que se emplea en el contexto de
la química. Se trata de la tendencia que
evidencian los átomos de completar su nivel
energético con ocho electrones para
alcanzar estabilidad.
El científico estadounidense Gilbert Newton Lewis fue quien, en 1917,
postuló la regla de octeto. Lewis advirtió que, al combinarse entre sí, los
átomos intentan lograr la configuración estructural que tiene el gas
noble ubicado más cerca en la tabla periódica de elementos.
Al observar esta tabla, se puede advertir que los gases nobles disponen de ocho
electrones en su última capa. La deducción llevó a Lewis a afirmar que esta
configuración es la de mayor estabilidad para cualquier clase de átomo.
La regla de octeto, en definitiva, indica que dos átomos iguales, al enlazarse,
desarrollan una organización específica para que, al constituirse el enlace por la
compartición de los pares de electrones, cada átomo adquiera la estructura de
un gas noble. Así, ambos átomos se encontrarán rodeados de
ocho electrones en su última capa energética.
Como en toda regla, la regla del octeto también tiene excepciones.
El oxígeno, el nitrógeno y el carbono son compuestos que no cumplen con
la mencionada regla ya que se organizan de manera diferente. De esta forma, al
formarse los enlaces, no se registra la tendencia de la regla de octeto.