Este documento explica conceptos fundamentales de la configuración electrónica como la radiación electromagnética, los números cuánticos, el modelo atómico de Bohr y la teoría cuántica. Describe las características básicas de las ondas electromagnéticas y cómo se relacionan con la estructura atómica y la posición de los elementos en la tabla periódica.

1. 74
UNIDAD DE
COMPETENCIA 5
CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA
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“Inteligencia, Rectitud y Grandeza”

2. 74
UNIDAD DE COMPETENCIA 5: Comprender la importancia de la
configuración electrónica para la ubicación de los elementos en la
tabla periódica.
La radiación electromagnética
Los científicos han estudiado la energía y la luz durante siglos, y han propuesto
varios modelos para explicar cómo se transfiere la energía de un lugar a otro.
una forma en que viaja la energía por el espacio es la radiación
electromagnética. Como ejemplo de radiación electromagnética tenemos a la
luz solar, los rayos X en el consultorio del dentista, los microondas de los
hornos, las ondas de radio y televisión y el calor radiante de la chimenea.
Aunque estos ejemplos parecen muy diferentes, son similares en ciertos
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“Inteligencia, Rectitud y Grandeza”

3. aspectos importantes. Cada uno muestra un comportamiento ondulatorio y
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todos viajan a la misma velocidad en un vacío (3.00 x 108 m/s).
Las ondas tienen tres características básicas:
Longitud de onda (lambda, λ). Es la distancia entre dos máximos (o
valles) consecutivos en una onda, como se muestra en la figura.
http://www.cientec.or.cr/ciencias/radiaciones.html
Frecuencia (un). Define cuantas ondas pasan por un punto en particular
en un segundo. Su unidad en el SI es el hertz o hercio (Hz), equivalente a
un (ciclo) s-1.
Velocidad (v). Nos dice cual es la rapidez con que una onda atraviesa el
espacio.
La relación de la longitud de onda con la frecuencia es la siguiente:
λ=c/ν
donde c es la velocidad de la luz.(c= 3 · 108 m/s).
Calcula la frecuencia de cada una de las radiaciones siguientes:
a) radiación ultravioleta de longitud de onda, λ= 5 · 10-8 m
b) radiación de longitud de onda, λ= 2 · 10-4 m
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“Inteligencia, Rectitud y Grandeza”

4. La luz es una forma de radiación electromagnética y usualmente se clasifica
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por su longitud de onda, como vemos en la figura.
http://www.obarenes.net/~Fisica/1B6atoenla_archivos/image002.jpg
Planck postuló que la emisión de radiación electromagnética se produce en
forma de quot;paquetesquot; o quot;cuantosquot; de energía (fotones). Esto significa que la
radiación no es continua, es decir, los átomos no pueden absorber o emitir
cualquier valor de energía, sino sólo unos valores concretos. La energía
correspondiente a cada uno de los quot;cuantosquot; se obtiene multiplicando su
frecuencia, ν, por la constante de Planck, h (h=6,626·10-34 Julios · segundo).
E=h·ν
Modelo atómico de Bohr
Los científicos en su búsqueda por entender las propiedades de la radiación
electromagnética, empezaron a acumular evidencias de que los átomos
pueden irradiar luz.
El físico danés Niels Bohr (Premio Nobel de Física 1922), propuso un nuevo
modelo atómico que se basa en tres postulados:
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“Inteligencia, Rectitud y Grandeza”

5. Primer Postulado: Los electrones giran alrededor del núcleo en órbitas
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estacionarias sin emitir energía.
Segundo Postulado: Los electrones solo pueden girar alrededor del núcleo en
aquellas órbitas para las cuales el momento angular del electrón es un múltiplo
entero de h/2p.
siendo quot;hquot; la constante de Planck, m la masa del electrón, v su velocidad, r el
radio de la órbita y n un número entero (n=1, 2, 3, ...) llamado número cuántico
principal, que vale 1 para la primera órbita, 2 para la segunda, etc.
Tercer postulado: Cuando un electrón pasa de una órbita externa a una más
interna, la diferencia de energía entre ambas órbitas se emite en forma de
radiación electromagnética.
Mientras el electrón se mueve en cualquiera de esas órbitas no radia energía,
sólo lo hace cuando cambia de órbita. Si pasa de una órbita externa (de mayor
energía) a otra más interna (de menor energía) emite energía, y la absorbe
cuando pasa de una órbita interna a otra más externa. Por tanto, la energía
absorbida o emitida será:
En resumen podemos decir que los electrones se disponen en diversas órbitas
circulares que determinan diferentes niveles de energía.
Cada órbita se corresponde con un nivel energético que recibe el nombre de
número cuántico principal, se representa con la letra quot; n quot; y toma valores desde
1 hasta 7.
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“Inteligencia, Rectitud y Grandeza”

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http://www.liceopaula.com.ar/Areas/Exactas_y_natur/naturales/Quimica/Quimica-Estruct_atomica.htm
Las propiedades químicas de un elemento y su posición en la tabla periódica
dependen del comportamiento de los electrones dentro de los átomos. A su
vez, muchos de nuestros conocimientos del comportamiento de los electrones
dentro de los átomos se basan en la espectroscopia. Niels Bohr contribuyo en
gran parte a nuestro conocimiento de la estructura atómica: 1) al sugerir los
niveles cuantizados de energía de los electrones y 2) al demostrar que el
espectro de las líneas se debe a la radiación de pequeños incrementos de
energía (los cuantos de Planck) cuando los electrones pasan de un nivel de
energía a otro.
El modelo atómico actual se basa en la mecánica cuántica ondulatoria fundada
entre otros por Heisenberg (1925) y Schröedinger (1926).
Veamos en seguida en forma elemental algunos de los principios que
fundamentan dicha mecánica.
Teoría de De Broglie
Tradicionalmente, los electrones se han considerado como partículas, y por
tanto un haz de electrones sería algo claramente distinto de una onda. Louis de
Broglie propuso (1923) eliminar esta distinción: un haz de partículas y una onda
son esencialmente el mismo fenómeno; simplemente, dependiendo del
experimento que realicemos, observaremos un haz de partículas u
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“Inteligencia, Rectitud y Grandeza”

7. observaremos una onda. Así, el electrón posee una longitud de onda (que es
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un parámetro totalmente característico de las ondas).
Según la hipótesis de De Broglie, cada partícula en movimiento lleva asociada
una onda, de manera que la dualidad onda-partícula puede enunciarse de la
siguiente forma: una partícula de masa m que se mueva a una velocidad v
puede, en condiciones experimentales adecuadas, presentarse y comportarse
como una onda de longitud de onda.
cuanto mayor sea la cantidad de movimiento (mv) de la partícula menor será la
longitud de onda (λ), y mayor la frecuencia (ν) de la onda asociada.
Esta idea, que en un principio era una simple propuesta teórica, fue confirmada
experimentalmente en 1927, cuando se consiguió que haces de electrones
experimentasen un fenómeno muy característico de las ondas: la distorsión de
la onda al atravesar una rendija muy estrecha (difracción).
Imagen ilustrativa de la dualidad onda-partícula,
en el cual se puede ver cómo un mismo fenómeno
puede tener dos percepciones distintas.
http://es.wikipedia.org/wiki/Dualidad_onda_corp%C3%BAsculo
Números cuánticos
El estudio del átomo debe efectuarse con base en los últimos adelantos
científicos y aunque el modelo actual es un modelo matemático de alta
complejidad, trataremos de lograr su representación visual lo más fielmente
posible.
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“Inteligencia, Rectitud y Grandeza”

8. Esto nos lo explicaremos al describir los cuatro números que se indican con las
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letras: n, l, m, s.
Número cuántico espacio-energético fundamental:
Se relaciona con el tamaño del volumen que ocupa un electrón. Se representa
con la letra “n”. Sus valores son enteros y positivos del uno en adelante, pero
para los elementos conocidos actualmente van del 1 al 7. Indica el nivel de
energía en el que se halla el electrón.
Número cuántico por forma:
Determina el subnivel y se relaciona con la forma del orbital. Se representa con
la letra “l”. Sus valores van de 0 (cero) a n-1 y se le asigna las letras s, p, d, f.
Número cuántico por orientación:
Se relaciona con las orientaciones que pueden tener los orbitales. Se
representa con la letra “m”. Sus valores van de –l a +l pasando por 0. Como se
observa los valores de “m” dependen de los valores de l.
Número cuántico por giro (spin):
Se relaciona con el giro o movimiento de rotación que el electrón efectúa sobre
su propio eje. Como el giro del electrón solamente podrá ser en un sentido o en
sentido contrario, este número cuántico se relaciona con la posibilidad de que
una orientación del orbital acepto o no al electrón diferencial. Se representa por
“s”. Sus valores con +1/2 y -1/2, o ↑↓.
En cada orientación del orbital puede haber como máximo como dos
electrones. Así por ejemplo:
Los orbitales “s” con una orientación, podrán tener como máximo dos
electrones. Esto se representa como s2, donde el exponente indica el número
de electrones.
Los orbitales “p” con tres orientaciones tendrán como máximo seis electrones
(p6).
Los orbitales “d” con cinco orientaciones tendrán como máximo diez
electrones (d10).
Los orbitales “f” con siete orientaciones tendrán como máximo catorce
electrones (f14).
El número de subniveles de cada nivel energético está determinado por los
diferentes valores de “l”, de ahí que:
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“Inteligencia, Rectitud y Grandeza”

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Nivel Subniveles
n=1 1s
n=2 2s 2p
n=3 3s 3p 3d
n=4 4s 4p 4d 4f
n=5 5s 5p 5d 5f
n=6 6s 6p 6d
n=7 7s 7p
N l m s
1 0 (s) 0 (una orientación) 2e-
2 0 (s) 0 (una orientación) 2e-
1 (p) -1, 0, +1 (tres orientaciones) 6e-
3 0 (s) 0 (una orientación) 2e-
1 (p) -1, 0, +1 (tres orientaciones) 6e-
2 (d) -2, -1, 0, +1, +2 (cinco orientaciones) 10e-
4 0 (s) 0 (una orientación) 2e-
1 (p) -1, 0, +1 (tres orientaciones) 6e-
2 (d) -2, -1, 0, +1, +2 (cinco orientaciones) 10e-
3 (f) -3, -2, -1, 0, +1, +2, +3 (siete orientaciones) 14e-
Forma y tamaño de los orbitales
La imagen de los orbitales consiste en una representación del orbital mediante
superficies límite que engloban una zona del espacio donde la probabilidad de
encontrar al electrón es del 99%. La extensión de estas zonas depende
básicamente del número cuántico principal, n, mientras que su forma viene
determinada por el número cuántico secundario, l.
Los orbitales s (l=0) tienen forma esférica. La extensión de este orbital
depende del valor del número cuántico principal, así un orbital 3s tiene la
misma forma pero es mayor que un orbital 2s.
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“Inteligencia, Rectitud y Grandeza”

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Los orbitales p (l=1) están formados por dos lóbulos idénticos que se
proyectan a lo largo de un eje. La zona de unión de ambos lóbulos coincide
con el núcleo atómico. Hay tres orbitales p (m=-1, m=0 y m=+1) de idéntica
forma, que difieren sólo en su orientación a lo largo de los ejes x, y o z.
Los orbitales d (l=2) también están formados por lóbulos. Hay cinco tipos de
orbitales d (que corresponden a m=-2, -1, 0, 1, 2).
Los orbitales f (l=3) también tienen un aspecto multilobular. Existen siete tipos
de orbitales f (que corresponden a m=-3, -2, -1, 0, +1, +2, +3).
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Una vez descritos los cuatro números cuánticos, podemos utilizarlos para
describir la estructura electrónica del átomo de hidrógeno: El electrón de
un átomo de hidrógeno en el estado fundamental se encuentra en el nivel
de energía más bajo, es decir, n=1, la primera capa principal contiene sólo
un orbital s, el número cuántico orbital es l=0. El único valor posible para
el número cuántico magnético es ml=0. Cualquiera de los dos estados de
spin es posible para el electrón. Así podríamos decir que el electrón de un
átomo de hidrógeno en el estado fundamental está en el orbital 1s y se
representa mediante la notación: 1s1
en donde el superíndice 1 indica un electrón en el orbital 1s. Ambos
estados de espín están permitidos, pero no designamos el estado de
espín en esta notación.
Principio de Heisenberg
Enunció el llamado principio de incertidumbre o principio de indeterminación,
según el cual es imposible medir simultáneamente, y con precisión absoluta, el
valor de la posición y la cantidad de movimiento de una partícula.
“No es posible conocer al mismo tiempo la posición y la velocidad de un
electrón”
Lo anterior nos lleva a considerar únicamente la probabilidad de encontrar al
electrón en cierta región del espacio que rodea al núcleo.
En realidad el electrón puede estar en cualquier sitio alrededor del núcleo,
menos en el núcleo mismo: hay regiones de ese espacio en donde es muy
probable encontrarlo y otras en donde es muy poco probable localizarlo.
Las regiones del espacio que rodean al núcleo y en donde la probabilidad de
encontrar al electrón es mayor, se llaman orbitales.
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Distribución y configuración electrónica
Escribir la configuración electrónica de un átomo consiste en indicar cómo se
distribuyen sus electrones entre los diferentes orbitales en las capas
principales y las subcapas. Muchas de las propiedades físicas y químicas de
los elementos pueden relacionarse con las configuraciones electrónicas.
Esta distribución se realiza apoyándonos en tres reglas: energía de los
orbitales, principio de exclusión de Pauli y regla de Hund.
Energía de los orbitales
Los electrones ocupan los orbitales de forma que se minimice la energía del
átomo. El orden exacto de llenado de los orbitales se estableció
experimentalmente, principalmente mediante estudios espectroscópicos y
magnéticos, y es el orden que debemos seguir al asignar las configuraciones
electrónicas a los elementos. El orden de llenado de orbitales es:
1s22s22p63s23p64s23d104p65s24d105p66s24f145d106p67s25f146d107p6
Para recordar este orden más fácilmente se puede utilizar el diagrama
siguiente:
http://www.liceopaula.com.ar/Areas/Exactas_y_natur/naturales/Quimica/Quimica-Estruct_atomica.htm
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13. Empezando por la línea superior, sigue las flechas y el orden obtenido es el
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mismo que en la serie anterior.
En un determinado átomo los electrones van ocupando, y llenando, los
orbitales de menor energía; cuando se da esta circunstancia el átomo se
encuentra en su estado fundamental. Si el átomo recibe energía, alguno de sus
electrones más externos pueden saltar a orbitales de mayor energía, pasando
el átomo a un estado excitado.
Principio de exclusión de Pauli
“En un átomo no puede haber dos electrones con los cuatro números cuánticos
iguales”.
Los tres primeros número cuánticos, n, l y ml determinan un orbital específico.
Dos electrones, en un átomo, pueden tener estos tres números cuánticos
iguales, pero si es así, deben tener valores diferentes del número cuántico de
espín. Podríamos expresar esto diciendo lo siguiente: en un orbital solamente
puede estar ocupado por dos electrones y estos electrones deben tener
espines opuestos.
Tengamos en cuenta que en las casas cuánticas podemos tener como máximo
2 electrones, según el Principio de Pauli. Veamos como denominamos a un par
de electrones o cuando hay uno solo por casillero.
Electrones Electrón
apareados desapareado
Regla de Hund
Al llenar orbitales de igual energía (los tres orbitales p, los cinco orbitales d, o
los siete orbitales f los electrones se distribuyen, siempre que sea posible, con
sus espines paralelos, es decir, desapareados.
Para representar la configuración electrónica de cualquier átomo mediante
casilleros cuánticos debo tener presente la regla de Hund.
Regla de Hund: En un mismo subnivel, los electrones no se aparean hasta
que no haya un electrón en cada orbital.
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14. Clasificación cuántica de los elementos y uso de Kernel
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Principio de Aufbau o regla de las diagonales
Para escribir las configuraciones electrónicas utilizaremos el principio Aufbau.
Aufbau es una palabra alemana que significa quot;construcción progresivaquot;;
utilizaremos este método para asignar las configuraciones electrónicas a los
elementos por orden de su número atómico creciente.
El número atómico nos indica la cantidad de electrones y de protones que tiene
un elemento.
La estructura electrónica o distribución de electrones en niveles indica como se
distribuyen los electrones en los distintos niveles de energía de un átomo.
El método del Kernel, es una abreviación de la configuración electrónica de un
gas noble. Los gases nobles son: helio (He), neón (Ne), argón (Ar), kriptón (Kr),
xenón (Xe) y radón (Rn).
Veamos por ejemplo como sería la configuración electrónica para Z=11-18, es
decir, desde Na hasta el Ar:
Cada uno de estos elementos tiene las subcapas 1s, 2s y 2p llenas. Como la
configuración 1s22s22p6 corresponde a la del neón, la denominamos
quot;configuración interna del neónquot; y la representamos con el símbolo químico del
neón entre corchetes, es decir, [Ne]. Los electrones que se sitúan en la capa
electrónica del número cuántico principal más alto, los más exteriores, se
denominan electrones de valencia. La configuración electrónica del Na se
escribe en la forma denominada quot;configuración electrónica abreviada interna
del gas noblequot; de la siguiente manera:
Na: [Ne] 3s1 (consta de [Ne] para la configuración interna del gas noble y 3s 1
para la configuración del electrón de valencia.
De manera análoga, podemos escribir la configuración electrónica para Mg, Al,
Si, P....
Mg: [Ne]3s2
Al: [Ne]3s23p1
Si: [Ne]3s23p2
P: [Ne]3s23p3
S: [Ne]3s23p4
Cl: [Ne]3s23p5
Ar: [Ne]3s23p6
Si vamos a desarrollar una configuración electrónica empleando este método,
debemos auxiliarnos de la tabla periódica y del principio de Aufbau, para de
esta manera, facilitarnos la configuración. Veamos unos ejemplos:
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15. Empleando el Kernel, realizar la configuración electrónica del bario (Ba).
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Obtención del número atómico del bario: ________
Gas noble que le antecede: ________
En la tabla periódica, buscamos en que nivel energético se encuentra el bario;
del principio de edificación progresiva copiamos solo los subniveles
correspondientes:
Nivel energético, n = 6
Subniveles que correspondiente 6s, 4f, 5d y 6d
Distribución de los electrones que le faltan al xenón en los subniveles obtenidos
para alcanzar el número atómico del bario:
Ba56 [Xe] 6s2
Criterios de Desempeño
Ejercicio 1.
Distribuye en niveles los electrones de los siguientes átomos y determina sus 4
números cuánticos.
1H 10Ne
2He 11Na
3Li 12Mg
4Be 13Al
5B 14Si
6C 15P
7N 16S
8º 17Cl
9F 18Ar
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Ejercicio 2.
Empleando el kernel, realizar la configuración electrónica de los siguientes
átomos.
3Li
6C
9F
19K
20Ca
25Fe
35Br
37Rb
38Sr
54Xe
55Cs
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