Este documento presenta información sobre la configuración electrónica de los átomos. Explica los números cuánticos y sus relaciones con las características de los electrones y orbitales atómicos. También describe los principios de Aufbau, Pauli y Hund que gobiernan cómo los electrones se distribuyen en los niveles y orbitales de energía de menor a mayor en los átomos. Finalmente, muestra ejemplos de cómo escribir las configuraciones electrónicas globales y detalladas por orbital para diferentes elementos.

1. “ AÑO DE LA PROMOCIÓN DE LA INDUSTRIA
RESPONSABLE Y COMPROMISO CLIMÁTICO”
• INSTITUCIÓN EDUCATIVA PÚBLICA:
“ARGENTINA”
• ÁREA CURRICULAR:
CIENCIA, TECNOLÓGIA Y AMBIENTE
• DOCENTE:
CORNELIO GONZALES TORRES
. TEMA:
CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA
• GRADO Y SECCIÓN:
3º ‘’C’’
• ALUMNAS:
-JULIET HIDALGO VELÁSQUEZ
- VALERIA YZAGUIRRE TORRES
LIMA-PERÚ 2014

2. CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA

3. Los sistemas de baja energía
son más estables . . . .
. . . . Los electrones en un
átomo tienden a asumir el
ordenamiento que le confiera
al átomo la menor energía
posible y la mayor estabilidad.

4. Números cuánticos
Las soluciones de la ecuación de onda depende de cuatro parámetros, n, l, ml y
s.
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.

5. 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

6. SUBNIVELES DE ENERGÍA
SUBNIVEL NOMBRE CARACTERÍSTICA
DEL ESPECTRO
s Sharp Nítidas pero de poca
intensidad
p Principal Líneas intensas
d Difuso Líneas difusas
f Fundamental Líneas frecuentes
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:

7. • 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 1100
4 32
s 22
p 66
d 1100
f 1144
5 32
s 22
p 66
d 1100
f 1144
6 18
s 22
p 66
d 1100

8. 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 exclusión de Pauli

9. Escribiendo configuraciones electrónicas
Para escribir la configuración electrónica de un átomo es
necesario:
Saber el número de electrones que el átomo tiene; basta conocer
el número atómico (Z) del átomo en la tabla periódica. Recuerda que el
número de electrones en un átomo neutro es igual al número atómico
(Z = p+).
Ubicar los electrones en cada uno de los niveles de energía,
comenzando desde el nivel más cercano al núcleo (n = 1).
Respetar la capacidad máxima de cada subnivel, así: S= 2e; P= 6e; d=
10e y f= 14e

10. Principio de
construcción o
Aufbau
Este principio considera
inicialmente un núcleo de
número atómico Z, y en cuyo
entorno deben ubicarse Z
cantidad de electrones, si se
trata de un átomo neutro. El
principio de Aufbau se
descompone a su vez en tres
principios básicos que son los
siguientes:

11. 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 6s 7s
2p 3p 4p 5p 6p 7p
3d 4d 5d 6d
4f 5f

12. Principio de
exclusión de Pauli
“En un átomo no pueden existir 2 electrones con los 4 números cuantiaos
iguales al menos deben diferenciar en uno de ellos”
En consecuencia, en un orbital (definido por n, l y m) solo puede haber
dos electrones (uno con espín s = + ½ y otro con s = -1/2).

13. 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.

14. PROPIEDAD
ES
MAGNÉTICA
S
Si la molécula tiene electrones
desapareados Þ paramagnética.
Si la molécula no tiene electrones
desapareados Þ diamagnética.

15. Configuración electrónica

16. Conf i gurac i ón Gl obal
La configuración global dispone los electrones
según las capacidades totales de los niveles y
subniveles de energía.
Ejemplos:
Z = 6 1s2 2s2 2p2 6 electrones = ( 2 + 2 + 2) Carbono
Z = 8 1s2 2s2 2p4 8 electrones = ( 2 + 2 + 4) Oxígeno

17. Configuración Global
Externa
En la configuración global externa se indica en un
corchete el gas noble anterior. Esta estructura es
muy útil cuando se desea tomar en cuenta sólo los
electrones más externos.
Z= 6 Carbono [He] 2s2 2p2
Z = 8 Oxígeno [He] 2s2 2p4

18. Configuración electrónica
detallada por orbital
En esta configuración se indica cuantos
electrones se ubican específicamente en cada
uno de los orbitales y niveles de energía del
átomo.
Ejemplos:
Z = 6 1s2 2s2 2px12py1 2pz 6 electrones (2 + 2+ 1 +1)
Z = 8 1s2 2s2 2px2 2py1 2pz1 8 electrones (2 + 2+ 2 +1+ 1)

19. DIAGRAMA DE ORBITALES
En los diagramas de orbitales se aprecia claramente el spin del electrón que
entra a cada orbital. Cuando los electrones entran en orbitales del mismo tipo
(orbitales p, d o f) lo hacen según la regla de máxima multiplicidad.
En este sistema se simbolizan los electrones dentro de cada orbital y se indica
con flechas hacia arriba o hacia abajo el spin del electrón.
Z = 6 1s2 2s2 2p2
•Z = 8 1s2 2s2 2p4

20. Configuración
electrónica del
oxígeno (8O)
# de electrones
8O = 1S22S22P4
Total de e- = 2 + 2 + 4 = 8
20

21. GRACIAS
