El documento describe la configuración electrónica de los electrones en átomos, utilizando números cuánticos para identificar sus estados energéticos. Se detalla el principio de construcción de Aufbau, la exclusión de Pauli, y la regla de máxima multiplicidad de Hund para la distribución de electrones. Además, se incluye un resumen de la configuración electrónica de los 30 primeros elementos del sistema periódico.

1. QUÍMICA MENCIÓN
QM-04
CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA
2013

2. LOS NÚMEROS CUÁNTICOS: DESCRIPCIONES DEL ELECTRÓN
Como consecuencia del principio de indeterminación (Heisenberg) se deduce que no podemos dar
una descripción de la posición y movimiento de los electrones en el lenguaje de la física clásica.
Existe una física nueva, llamada “mecánica cuántica” que entrega una representación más
satisfactoria de las partículas con masa despreciable.
Los electrones de un átomo poseen propiedades energéticas distintas, razón por la cual, siempre
son distinguibles. En otras palabras, todos los electrones de un átomo son distintos a pesar de su
masa y carga iguales.
La situación energética de cada uno está definida por cuatro estados cuánticos. A cada estado
cuántico le corresponde un número, de modo que hay 4 números asociados a cada electrón. Estos
números identifican y describen la situación energética de cada electrón que orbita.
NÚMEROS n,  , m y s
n: número cuántico principal
Determina el nivel energético de la región que
ocupa el electrón. Cuanto mayor sea n, mayor
es la energía de la nube electrónica. Cabe
hacer notar que el movimiento de los
electrones en estos niveles no es uniforme y
la forma circular es sólo ilustrativa de éstas
divisiones.
Sus valores van desde el 1 en adelante, según
el nivel donde se encuentre el electrón
(originalmente se designó con letras).
2

3.  : número cuántico secundario o azimutal
Determina la forma de la nube electrónica. Físicamente corresponde a la zona más probable
donde encontrar al electrón. Toma valores asociados a n, que van desde 0 (cero) hasta n-1. A
cada letra le corresponde un número, por lo tanto
Si n=1
entonces
Si n=2
entonces
Si n=3
= 0
= 0 y 1
= 0, 1 y 2
entonces
Orbital s: (  = 0)
Orbitales p: (  = 1)
Orbitales d: (  = 2)
Orbitales f: (  = 3)
Si sólo utilizáramos los números cuánticos principal (n) y azimutal (), nos quedaría una tabla
como la siguiente (de difícil lectura)
n
1
2
3
4

0
021
03132
0414243
Al reemplazar los valores de = 0, 1, 2, 3; por las letras s,p,d,f respectivamente se obtiene la
siguiente secuencia ordenada de orbitales y electrones por nivel
1
2
3
4
s
s2p
s3p3d
s 4 p 4 d4 f
3

4. m: número cuántico magnético
Determina la orientación espacial de la nube electrónica en respuesta al campo magnético ejercido
por el núcleo atómico. Éste número magnético depende del azimutal y toma valores desde -
hasta + pasando por cero.
Si = 0, entonces m=0 (Un valor del número cuántico magnético, una orientación)
Si = 1, entonces m=-1, 0, +1 (3 valores para el número cuántico magnético, corresponden
tres orientaciones).
Si = 2, entonces m=-2,-1,0,+1,+2 (Cinco valores del número cuántico magnético, cinco
orientaciones)
4

5. Si = 3, entonces m=-3,-2,-1,0,+1,+2,+3 (Siete valores del número cuántico magnético, siete
orientaciones)
s: número cuántico de Spin
El estudio de los electrones revela la existencia de tres
campos magnéticos distintos, el primero está asociado al
movimiento del electrón en torno del núcleo y los otros
dos son interpretados como movimientos de rotación del
electrón respecto a su propio eje.
Si el electrón fuese considerado como una esfera, tendría
dos sentidos de rotación: horario y antihorario.
Se acostumbra a asociar a esos dos sentidos de rotación
(que en realidad son los dos campos magnéticos
anteriormente referidos) dos números, cuyos valores son
+½ ó -½.
5

6. VALORES PERMITIDOS PARA LOS NÚMEROS CUÁNTICOS
Capa
n

m
Número de
electrones
distribuidos
TOTAL
K
1
0(s)
0
2
2
L
2
0(s)
1(p)
0
-1,0,+1
2
6
8
M
3
0(s)
1(p)
2(d)
0
-1,0,+1
-2,-1,0,+1,+2
2
6
10
4
0(s)
1(p)
2(d)
3(f)
0
-1,0,+1
-2,-1,0,+1,+2
-3,-2,-1,0,+1,+2,+3
2
6
10
14
N
6
18
32

7. PRINCIPIO DE CONSTRUCCIÓN (AUFBAU)
MÍNIMA ENERGÍA
Todos los electrones que forman parte de un átomo adoptan los 4 números cuánticos que les
permiten tener la menor energía posible.
Puede afirmarse que, por regla general, los números cuánticos más bajos describen electrones de
menor energía que los números cuánticos altos. Así el electrón con menor energía será aquel que
tenga los siguientes números cuánticos:
n = 1

= 0
m = 0
s
= +½
CONVENIO
Se asigna +½ al spin del primer electrón en un átomo.
El orden en que son ocupados los orbitales puede encontrarse empleando una regla
empírica sencilla, ésta es, que los electrones entran generalmente en aquel orbital que
tenga el valor mínimo posible para la suma (n +). Así, el orbital 4s (con n = 4 y  = 0;
4+0 = 4) se llena antes que el 3d (con n = 3 y  = 2; 3+2 =5).
En caso que resultara igual la suma en ambos casos, se llenará primero el que tenga el
valor más bajo de “n”.
Ejemplo:
3d
4p
3 + 2 = 5
4 + 1 = 5
Se llena primero el orbital 3 d (ya que n es menor).
CONFIGURACIÓN ESTABLECIDA
7

8. EXCLUSIÓN DE PAULI
“No pueden existir en un mismo átomo 2 o más electrones con sus cuatro números cuánticos
iguales”.
Sí pueden existir 2 electrones con tres números cuánticos iguales pero el cuarto debe ser distinto.
Por cada orbital existen sólo 2 electrones en movimiento. Por consiguiente, de este principio se
deduce el máximo de electrones por cada tipo de orbital.
Los electrones se distribuyen de a pares:
2 en 1 orbital llamado s
6 en 3 orbitales llamados p (px, py y pz)
10 en 5 orbitales llamados d (dxy, dxz, dyz, dx2 -y2 y dz2 )
Las capacidades máximas de cada orbital son:
ORBITAL
s
p
d
f
VALOR DE 
0
1
2
3
Nº MÁXIMO DE ELECTRONES
2
6
10
14
8

9. MÁXIMA MULTIPLICIDAD DE HUND
Cuando los electrones penetran en un nivel de valores dados de “n” y “”, los valores de “s”
mantienen el mismo signo, o sea, igual spin (llamado spin paralelo) hasta que se haya
semicompletado la capacidad, sólo entonces se inicia el apareamiento. Dicho de otro modo, sólo
cuando se haya semicompletado un nivel de energía con los electrones, la regla de Hund permite
el apareamiento y por tanto y por tanto completar el nivel electrónico.
Por ejemplo, aplicando el principio de Hund para la configuración np4, sería
INCORRECTO
CORRECTO
9

10. LA CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA
El llenado de los niveles energéticos con electrones considerando el principio de construcción se
conoce como “CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA”. Para el llenado con electrones debemos
considerar los dos primeros números cuánticos, n y , el resto es seguir la lógica planteada por el
principio de Aufbau. El diagrama de Pauling es una ayuda para la asignación, así por ejemplo:
Capas
R
Q
P
O
N
M
L
K
Niveles
8
7
6
5
4
3
2
1
Máximo nº e por nivel
8s
7s
6s
5s
4s
3s
2s
1s
7p
6p
5p
4p
3p
2p
6d
5d
4d
3d
2
8
18
32
32
18
8
2
5f
4f
El orden de llenado de los orbitales sigue un orden específico que se resume en un esquema
denominado diagrama de de moeller.
Por ejemplo, un átomo con 8 electrones (Z = 8), tiene una configuración electrónica 1s 2 2s2 2p4,
los números cuánticos correspondientes se obtienen al analizar al último electrón de la
configuración;
4
2p
l=1
n=2
px
py
pz
-1
0
+1
1 electrón
p
4
2 electrones
3 electrones
4 electrones
m = -1
10
s = -1/2

11. La siguiente tabla muestra las configuraciones electrónicas de los 30 primeros elementos del
sistema periódico:
1
H
1 s1
2
He
1 s2
3
Li
1 s2 , 2 s1
4
Be
1 s2 , 2 s2
5
B
1 s2 , 2 s2
2 p1
6
C
1 s2 , 2 s2
2 p2
2
7
N
1 s , 2 s
2 p3
8
O
1 s2 , 2 s2
2 p4
9
F
1 s2 , 2 s2
2 p5
2
2
10 Ne
1 s , 2 s
2 p6
11 Na
1 s2 , 2 s2
2 p6 ,
3 s1
12 Mg
1 s2 , 2 s2
2 p6,
3 s2
2
2
13 Al
2
1 s , 2 s
2 p , 3 s2
3 p1
14 Si
1 s2 , 2 s2
2 p6 , 3 s2
3 p2
15 P
1 s2 , 2 s2
2 p6 , 3 s2
3 p3
2
2
6
6
2
3 p4
3 p5
16 S
1 s , 2 s
2 p , 3 s
17 Cl
1 s2 , 2 s2
2 p6 , 3 s2
2
2
6
2
3 p6
18 Ar
1 s , 2 s
2 p , 3 s
19 K
1 s2 , 2 s2
2 p6 , 3 s2
3 p6 ,
4 s1
20 Ca
1 s2 , 2 s2
2 p6 , 3 s2
3 p6 ,
4 s2
2
2
6
2
6
3 p ,
4 s2
3 d1
21 Sc
1 s , 2 s
2 p , 3 s
22 Ti
1 s2 , 2 s2
2 p6 , 3 s2
3 p6 ,
4 s2
3 d2
23 V
1 s2 , 2 s2
2 p6 , 3 s2
3 p6 ,
4 s2
3 d3
2
2
6
2
6
3 p ,
4 s
1
3 d5-- *
24 Cr
1 s , 2 s
2 p , 3 s
25 Mn
1 s2 , 2 s2
2 p6 , 3 s2
3 p6 ,
4 s2 3 d5
26 Fe
1 s2 , 2 s2
2 p6 , 3 s2
3 p6 ,
4 s2 3 d6
2
2
6
2
6
3 p ,
4 s2 3 d7
27 Co
1 s , 2 s
2 p , 3 s
28 Ni
1 s2 , 2 s2
2 p6 , 3 s2
3 p6 ,
4 s2 3 d8
29 Cu
1 s2 , 2 s2
2 p6 , 3 s2
3 p6 ,
4 s1
30 Zn
2
2
1 s , 2 s
6
2 p , 3 s
2
6
3 p ,
4 s
2
3 d10-- *
3 d10
Los asteriscos que aparecen en los elementos Cr y Cu, señalan que sucede una pequeña irregularidad en favor de la estabilidad del elemento; el orbital d “le quita”
un electrón al orbital “s” para semicompletar y completar los orbitales “d”. Se produce entonces una promoción electrónica desde un orbital s a un orbital d.
DMTR-QM04
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