El documento resume conceptos básicos de la configuración electrónica, incluyendo: 1) cómo varían el radio atómico, iónico, energía de ionización y afinidad electrónica a través de la tabla periódica; 2) los números cuánticos y su relación con los orbitales atómicos; y 3) el orden de llenado de orbitales según la regla de Hund y excepciones a esta regla. También explica la configuración electrónica externa y su importancia para entender las propiedades químicas de los

1. Configuración
electrónica-
Uniones QuímicasMario Ariel Aranda
Fundación Docencia e Investigación para la salud
Técnico Superior en Radiología

2. Tabla Periódica-Repaso

3. Radio Atómico
Disminuye en un mismo
periodo de izquierda a derecha
Al aumentar el número de
electrones y de protones hace
que aumenten las fuerzas
atractivas
Aumenta en un mismo grupo
de arriba abajo.
Al aumentar el número de niveles
energéticos aumenta el tamaño.
Se define como la distancia más corta entre dos átomos contiguos de una
sustancia elemental

4. Radio Iónico
Su variación en la tabla
periódica es equivalente
al de los radios atómicos.
Un anión, al ganar
electrones presenta un
aumento en la repulsión
entre los electrones, lo
que hace que el radio
aniónico sea mayor que
el atómico.
Un catión, al perder electrones presenta una disminución de la repulsión entre
los electrones, lo que hace que el radio del catión sea menor que el atómico.

5. Energía de Ionización
Es la energía necesaria para arrancar un electrón de un átomo en estado gaseoso.
En general, la energía de ionización varía de la forma:
Este comportamiento es cierto para los
elementos del mismo grupo. Al descender
en el grupo los electrones se encuentran
en niveles energéticos superiores, están
más alejados de los núcleos y por tanto
es más sencillo arrancarlos.
En los elementos del mismo periodo este
comportamiento no es siempre cierto, si
bien al desplazarse hacia la derecha en
un mismo periodo, al existir más
electrones en los mismos orbitales estos
están más atraídos por el núcleo y por
tanto es más difícil arrancarles un
electrón.

6. Afinidad Electrónica
Es la energía que se desprende cuando un átomo en estado gaseoso acepta un
electrón
En general, la Afinidad Electrónica varía de la forma:
Este comportamiento es cierto para
los elementos del mismo
grupo, excepto para los elementos
del grupo 2 y los del grupo del
nitrógeno. Al descender en el grupo
los electrones se encuentran en
niveles energéticos
superiores, están más alejados de
los núcleos, los núcleos atraen
menos a los electrones y por tanto
desprenden menos energía al
aceptar un nuevo electrón.
Al desplazarse hacia la derecha en
un mismo periodo, al existir más
electrones en los mismos orbitales
estos están más atraídos por el
núcleo y por tanto es más fácil que
atraigan a un nuevo electrón un
electrón.

7. Electronegatividad
Marca la capacidad de un átomo a atraer electrones.
En general, la Electronegatividad varía de la forma:
Al descender en un mismo
grupo, los electrones están más
alejados del núcleo por lo que las
fuerzas de atracción son
menores.
Al desplazarnos a la derecha en
un mismo periodo, los electrones
están mas cerca del núcleo y más
atraídos por él.

8. Números Cuánticos
• En la Mecánica Cuántica se necesitan tres números
cuánticos para describir la posición de los electrones
alrededor del núcleo y un cuarto número cuántico que
describe el comportamiento de un electrón.
• Número cuántico principal (n). Puede tomar
valores n = 1, 2, 3,...
• Este número está relacionado con la distancia
promedio entre el núcleo y el electrón.
Mayor distancia —› mayor energía —› menor
estabilidad
• Número cuántico del momento angular (l). Puede
tomar valores l = 0, 1, 2, ..., n - 1
• Este número indica la forma de los orbitales

9. Números Cuánticos
• Número cuántico magnético (ml). Puede
tomar valores ml = l…+1, 0, -1…-l
• Este número describe la orientación del orbital
en el espacio
• Número cuántico de spin electrónico
(ms). Puede tomar dos valores ms = +1/2, -1/2
• Este número describe el campo magnético que
genera un electrón cuando rota sobre si
mismo.
1s(n=1, l=0); 2s (n=2, l=0); 2p (n=2, l=1)

10. Orbitales atómicos

11. Ejemplo
• Para n= 1; l= 0; ml=0
• Para n= 2; l= 0 y 1; ml= -1, 0, -1 (Px, Py, Pz)
+ S
• Para n= 3; l=0, 1 y 2; ml= -2, -1, 0, +1, +2
(Px, Py, Pz) +S +d
• Para n=4 ? tarea

12. Principio de exclusión de Pauli
• Dos electrones en un átomo no pueden tener
los cuatro números cuánticos iguales
• Si dos electrones tienen iguales n, l y ml por
tanto se encuentran en el mismo orbital
• Es necesario que un electrón tenga un ms =1/2
y el otro un ms = -1/2

13. Ejemplos:
He(2 electrones):
n = 1, l = 0, ml = 0 ms = +1/2, -
1/2
1s2
Ne(10 electrones):
n = 1, l = 0, ml = 0 ms = +1/2, -
1/2
1s2
n = 2, l = 0, ml = 0 ms = +1/2, -
1/2
2s2
n = 2, l = 1, ml = -1 ms = +1/2, -
1/2
2px
n = 2, l = 1, ml = 0 ms = +1/2, -
1/2
2py
n = 2, l = 1, ml = 1 ms = +1/2, -
1/2
2pz
La configuración electrónica será: 1s22s22p6 o bien [He]2s22p6
Repasando…

14. Configuración electrónica

15. Orden de llenado de los orbitales
atómicos. Regla de Hund
El orden de llenado
de los orbitales se
hace en orden
creciente de
energía. Según se
muestra en la
figura.

16. Configuración electrónica
La configuracion más estable en los subniveles es aquella que tenga mayor multiplicidad.
La multiplicidad se define como:
P = 2S+1 Donde:
Caso A:
Caso B:
A es mas estable que B
Supongamos 2 electrones en los orbitales p, existen dos posibilidades

17. Regla de Hund
• Esta regla dice: Que el orden de llenado de
un subnivel es aquel en el que hay el
máximo de números de orbitales
semillenos. Los electrones de estos
orbitales tienen spínes paralelos

18. Configuración electrónica
Excepciones a la regla de llenado.
Los orbitales semilleros presentan una estabilidad extra.

19. Configuración electrónica
Externa
1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 4f, 5d, 6p, 7s, 5f
La configuración electrónica de los electrones que pertenecen a los niveles
más externos forma la configuración electrónica externa ( CEE ). Consiste
en escribir cómo se encuentran distribuidos los electrones en la parte más
externa de un átomo.

20. Configuración electrónica externa
Ejemplos:
7N CE: 1s2, 2s2, 2p3 CEE: 2s2, 2p3
48Cd CE: 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 4s2, 3d10, 4p6, 5s2, 4d10 CEE: 5s2, 4d10
35Br CE: 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 4s2, 3d10, 4p5 CEE: 4s2, 4p5
26Fe CE: 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 4s2, 3d6 CEE: 4s2, 3d6

21. Ejemplos sencillos
Configuración electrónica de los elementos del segundo periodo.

22. Ejemplos sencillos
Configuración electrónica de Metales de Transición.

23. La configuración electrónica en
iones monoatómicos
Los electrones se añaden o se quitan de subniveles del nivel de energía más alto.

24. Y en la tabla Periódica…

25. Problemas
1-Hallar la configuración electrónica y diagrama de
orbitales de:
a) Manganeso
b) Azufre
c) Níquel
2-Indicar la CEE de cada caso anterior
3-Indicar los números cuánticos de el/los electrón/es del
Orbital P de la CEE de cada caso anterior
4-Ubicar en la tabla periódica el elemento cuya CEE es:
3s1
Indicar grupo y periodo, número de protones, neutrones y
electrones del ión que es mas probable que forme
5-Para el nitrógeno, indicar: configuración electrónica,
diagrama de orbitales y números cuánticos de cada
electrón.

26. Isoelectrónico
• La palabra “isoelectrónico” significa “igual
cantidad de electrones”. Entonces dos
especies químicas son isolectrónicas si
poseen ambas el mismo número de
electrones.
• Por ejemplo: el catión 19K+ ( 18 electrones ) es
isoelectrónico con el átomo 18Ar ( 18
electrones ).
Propiedades magnéticas: Átomos paramagnéticos: son aquellos que son
fuertemente atraídos por un campo magnético a causa de disponer de
electrones desapareados. Diamagnéticos: son repelidos por un campo
magnético por tener todos sus electrones apareados

27. Regla del Octeto
• Lewis observo que los átomos de los gases
nobles son muy estables al disponer de una
configuración electrónica externa particular
• Sugirió que los átomos pueden adquirir
estabilidad compartiendo electrones con otros
átomos o cediéndolos, formando enlaces, y
adquiriendo la estructura electrónica del gas
noble mas próximo.Los átomos forman uniones hasta rodearse de 8 electrones en su
capa más externa, para tener la misma configuración electrónica del
gas noble más cercano a ellos en la tabla.
Las excepciones a esta regla son: el H ( gana un solo electrón, y
tiene la CE del He ), el Li (que pierde un electrón para ser como el
He) y el Be ( que pierde 2 electrones )

28. Problemas
1- Ubicar en la tabla periodica (Grupo, periodo y nombre
del elemento) el elemento X, sabiendo que forma un
catión X3+ isoelectronico con 10Ne
• Indicar configuración electrónica de cada especie
indicando la CEE
2- Señala cuáles de estas afirmaciones son correctas.
a) En el subnivel f caben 10 electrones como máximo
b) En el nivel tercero nos encontraremos con tres
subniveles: s, p, d y f
c) Los electrones no pueden estar en cualquier sitio,
deben encontrarse en determinadas posiciones /
órbitas. Entre medias nunca podrán estar.

29. 3- La configuración electrónica de un elemento es 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5.
Con esta única información determinar
I) el grupo al que pertenece el elemento en la tabla periódica
II) el número atómico del elemento
III) el período al que pertenece el elemento en la tabla periódica.
4- La configuración electrónica de un elemento es 1s22s22p2. Con esta
información se puede afirmar que dicho elemento
• I) tiene cuatro electrones de valencia
• II) tiene incompleto su segundo nivel
• III) se ubica en el grupo cuarto de la tabla periódica
5- Los elementos con símbolos genéricos V, W, X, Y y Z responden a las
siguientes características:
• V: configuración electrónica 1s22s22p63s23p64s1
• W: pertenece al 2 do período grupo III A.
• X: Z= 54
• Y: configuración electrónica 1s22s22p63s23p5
• Z: es un alcalino térreo del cuarto período.
• a)Ordene V, W, Y y Z según el orden creciente de electronegatividad.

30. 6- Completar
el
siguiente
cuadro:
Símbol
o
Z A p e- N Configuració
n
Electróni
ca
C 6 6
Fe 56 26
S 32 16
K+ 20 1s22s22p63s2
3p6
O-2 10 8
Mn 25 55
Ag 108 [Kr] 5s2 4d9
Rb+ 85 37
Zn 30 357-El elemento M forma un ion estable isoelectrónico con el anión X2-.
El isótopo 40M tiene 21 neutrones en su núcleo.
a) Indicar símbolo y carga de dicho ion de M
b) Indicar la C.E.E. del elemento X

31. Uniones Químicas
Se define la unión química como la fuerza que actúa entre dos átomos
o grupos de átomos con intensidad suficiente como para mantenerlos
juntos en una especie diferente

32. Uniones Químicas

33. Electrones de Valencia
• Son los electrones que se encuentran en la
capa externa de la configuración electrónica
• El numero de electrones de valencia es igual al
numero de grupo en la tabla periódica
• Solo son los electrones de valencia los que
intervienen en una unión química
Ejemplo: átomo de F: 1S2 2S2 2P5
átomo de Na ?Electrones de valencia
Grupo VII

34. Estructura de Lewis
• Lo que hizo Lewis fue buscar una manera de
representar las uniones químicas de los
elementos mostrando alrededor del símbolo de
cada uno sus electrones externos o de
valencia
• Por ejemplo, para el oxígeno ( de símbolo
químico O y con 6 electrones externos o de
valencia ) la representación correcta sería:
• El Nitrógeno que está en la V:

35. Enlaces iónicos
• Este enlace se da cuando la diferencia de las
electronegatividades de los átomos que se unen es
muy grande ( igual o mayor que 2 ). Dicho de otra
manera, por lo general la unión iónica se da entre
un metal y un no metal.
• Por ejemplo, si buscamos la electronegatividad del
Potasio (K) es 0,8 y la del Bromo (Br) es 2,8. Entonces
como la diferencia es de 2, sabemos que su unión
será por enlace iónico
• Como resultado de una unión iónica quedarán dos
partículas, una positiva y otra negativa
• Como regla general, los metales forman cationes
perdiendo entre 1 y 3 electrones y los no metales
forman aniones, ganando entre 1 y 3 electrones.

36. Entonces, si queremos unir el K, que tiene 1 electrón externo, con el
Br, que tiene 7, sucederá lo siguiente:
KBr:
Las uniones iónicas se pueden dar con más de un catión o anión, como por
ejemplo:

37. Para practicar
• Hacer la estructura de Lewis para los
siguientes compuestos:
• a) NaCl b) KI c) FeBr3 d) Na2S e) MgCl2

38. Enlace covalente
• se da entre dos átomos que tienen una
diferencia de electronegatividad menor a 2 y
tienen electronegatividades altas.
• El enlace covalente se da entre dos átomos
de no metales, que pueden ser iguales o
distintos.
• En las uniones de este tipo no hay
transferencia de electrones, sino que los dos
átomos comparten los electrones del enlace.

39. Enlace covalente
• Puede pasar que se comparta un solo par de
electrones, como en el metano, o dos o tres
pares, dando lugar a la formación de enlaces
dobles o triples. En ese caso, las uniones se
simbolizan de la siguiente manera...

40. enlace covalente dativo o
coordinado
• En este caso, el par electrónico compartido es
de un solo átomo. O sea, un átomo “ sede ”
dos electrones a otro átomo, pero el otro
átomo no aporta electrones al enlace. Para ver
si se cumple el octeto no se cuenta los
electrones del átomo con el que se hace la
unión dativa.
• La unión dativa se ve, por ejemplo, en el SO3:SO3:

41. Para pensar
Como seria la Estructura de Lewis del siguiente
compuesto?
SO42-
Si en cambio el ión tuviese carga positiva, como
el NH4
+ ( ión amonio)

42. Para Practicar
• Hacer la estructura de Lewis y la desarrollada
para lo siguientes compuestos:
• a) H2
• b) NO2
-
• c) H2SO4
• D) HNO3

43. Características de los Compuestos
covalentes
• Polaridad del enlace
• Que un enlace sea polar o no polar depende
de la distancia a la que esté el par de
electrones que comparte una unión de los
núcleos de los átomos. Y esta distancia
depende de la electronegatividad de los
átomos que participan del enlace
• Uniones covalentes no polares: ocurren entre
átomos iguales o de electronegatividad muy
similar: H2, O2, Cl2 ,etc
• Uniones Covalentes polares: son aquellas en
las que intervienen elementos con

44. Para resumir

46. Resumen
Tipo de unión Diferencia de
electronegativid
ad
Ejemplos
Iónica Mayor a 2 Na+Cl- o K+Br-
Covalente polar Menor que 2 y
mayor que 0.4
HCl o H2O
Covalente no
polar
De 0.4 a 0 CH4 PH3