El documento explica la distribución de electrones en los niveles de energía de un átomo. Describe que los electrones ocupan primero los orbitales de más baja energía, siguiendo los principios de mínima energía y exclusión de Pauli. Define los números cuánticos y cómo se representa una configuración electrónica.

5. Orbital:
Es una región del
espacio alrededor del
núcleo donde existe
una alta
probabilidad de
encontrar electrones.

6. ¿ Cómo están
distribuidos los
electrones de un átomo
entre sus niveles
energéticos ?

7. • Los niveles energéticos en un
átomo se pueden visualizar como
un hotel en el cual las mejores
habitaciones dobles están en el
primer piso.

8. ATOM’S HOTEL
Distribución de Electrones
por Niveles de Energía
Séptimo Nivel
Sexto Nivel
Quinto Nivel
Cuarto Nivel
Tercer Nivel
Segundo Nivel
Primer Nivel

9. ATOM’S HOTEL
Los electrones como
los inquilinos
tratarán de ocupar
primero las mejores
habitaciones del piso
1 y cuando se llene
todo el piso, los
demás inquilinos
comenzarán a ocupar
el segundo.

10. Núcleo
Niveles de Energía
Primero
Segundo
Tercero
Cuarto
Algunos niveles
de energía que
rodean a un
átomo son:

11. Repasemos algunos
conceptos y
principios necesarios
para representar las
configuraciones
electrónicas de los
átomos.

12. electron
neutron
proton
Cuando
trabajamos con
la
configuaración
electrónica de
un elemento la
partícula
principal es el
electrón.

13. Definición de configuración
electrónica:
Es la distribución de electrones
a través de los orbitales de un
átomo.

14. Niveles y subniveles
• Los niveles de energía tienen ciertos
subniveles como: s, p, d y f. EL
primer nivel de energía consta de un
solo subnivel(1s), el segundo nivel
tiene dos subniveles (2s y 2p), el nivel
3 posee tres subniveles(3s,3p y 3d) y
así sucesivamente.

15. Capacidad de electrones en cada
subnivel
Subnivel
Capacidad
de
electrones
s 2
p 6
d 10
f 14

16. Diagrama de relación entre
los niveles, subniveles y
orbitales
Veamos la
próxima página.

17. El principio de
exclusión de Pauli
establece que un
máximo de dos
electrones pueden
ocupar un mismo
orbital atómico, pero
si los electrones
tienen espines
opuestos.

18. El primer electrón se representa
con una flecha hacia arriba ,
describiendo el giro del electrón a
favor de las manecillas del reloj y el
segundo se representa con una flecha
hacia abajo, indicando que el espín del
electrón es en contra de las manecillas
del reloj.

19. Nitrógeno (Z=7)
1s2 2s2 2p3

20. 1s2 2s2 2p6 3s2 3p1
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6

21. Orden para llenar los
orbitales según la
Regla Diagonal:
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2
3d10 4p6 5s2 4d10 5p6
6s2 4f14 5d10 6p6 7s2
5f14 6d10 7p6

22. Si sigues la regla diagonal no hay razón
para que te exaltes o te sientas
inquieto(a).

23. Números cuánticos
 El modelo atómico de Bohr introdujo un
sólo número cuántico (n) para describir
una órbita. Sin embargo, la mecánica
cuántica, requiere de 3 números cuánticos
para describir al orbital (n, l, m,s):

24. Las variables de la función son
Los NUMEROS CUANTICOS
Para determinar la posición probable de un electrón en un átomo
dependemos de una función de onda u orbital.
n l m s
Indica la
energía de
los orbitales
Indica la
forma de
los orbitales
Indica la
orientación
espacial de
los orbitales
Indica el
sentido de
rotación del
electrón

25. Número cuántico principal (n):
 Representa al nivel de
energía y su valor es un
número entero positivo
(1, 2, 3, ....)
 Se le asocia a la idea
física del volumen del
orbital.
 n = 1, 2, 3, 4, .......

26. Número cuántico secundario o
azimutal (l):
 Identifica al subnivel de
energía del electrón y se
le asocia a la forma del
orbital.
 Sus valores dependen
del número cuántico
principal (n), es decir, sus
valores son todos los
enteros entre 0 y n - 1,
incluyendo al 0.
Tipo de
orbital
Valor
l
Nº
orbitales
Nº e-
s 0 1 2
p 1 3 6
d 2 5 10
f 3 7 14

27. Número cuántico magnético (m o
ml):
 Describe las
orientaciones espaciales
de los orbitales.
 Sus valores son todos
los enteros entre -l y +l,
incluyendo al 0.

28. Valor de m según el ingreso del
último electrón al orbital.

29. Número cuántico de spin (s o
ms):
 Informa el sentido del giro del electrón en un
orbital.
 Indica si el orbital donde ingreso el último
electrón está completo o incompleto.
 Su valor es +1/2 o -1/2

30. En una configuración electrónica, un electrón
puede ser representado simbólicamente por:
Los números cuánticos para el último electrón en este ejemplo serían:
n = 3 l = 1 m = -1 s = +1/2
3p1
Indica la cantidad de electrones
existentes en un tipo de orbital
Indica el número
cuántico secundario (l)
Indica el número
cuántico principal (n)

31. Configuración electrónica
 Corresponde a la
ubicación de los
electrones en los
orbitales de los
diferentes niveles de
energía.

32. Principios
de
construcción
Principio de
Mínima energía
Principio de
Exclusión de Pauli
Principio de
máxima
Multiplicidad
De Hund

33. Configuración electrónica y principios
que la regulan
 Principio de establece que
los electrones irán
ocupando los niveles de
más baja energía.
1. Principio de Construcción

34. Principio de exclusión de Pauling
 Establece que no pueden haber 2 electrones
con los cuatro números cuánticos iguales.
 Primer electrón
n= 1 l= 0 m= 0 s= +1/2
 Segundo electrón
n= 1 l= 0 m= 0 s= -1/2

35. Principio de máxima multiplicidad:
Regla de Hund
 Establece que para orbitales de igual energía, la
distribución más estable de los electrones, es aquella
que tenga mayor número de espines paralelos, es decir,
electrones desapareados. Esto significa que los
electrones se ubican uno en uno (con el mismo espin)
en cada orbital y luego se completan con el segundo
electrón con espin opuesto.

36. 11Na
 Configuración
electrónica para 11
electrones
1s2 2s2 2p6
3s1
Notación global

37. Notación global externa
 Es más compacta que la anterior.
 Se remplaza parte de la configuración
electrónica por el símbolo del gas noble de Z
inmediatamente anterior al elemento.
 Gases nobles: 2He; 10Ne; 18Ar; 36Kr; 54Xe; 86Rn.
1s2 2s2 2p6 3 s 1
(10Ne) 3s1

38. Configuración de iones
 Cationes: Átomos que pierden electrones
 Aniones: Átomos que ganan electrones.
11Na+
16S2-
1s2 2s2 2p6
(10Ne) 3s23p6
10 e-
18 e-

39. A. Identifica a que elemento pertenece
cada una de las siguientes
configuraciones:
1. 1s2 2s2 2p1=
2. 1s2 2s2 2p4=
3. 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6=
4. 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d1=

40. B. Escribe la configuración electrónica de
los siguientes elementos:
1. Galio (Z=31)
2. Niquel (Z=28)
3. Circonio (Z=40)
4. Indio (Z=49)