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Configuración electrónica

Electron Configuration

Los electrones no entran en cualquier orbital: ocupan su sitio siguiendo tres reglas, una tras otra. El principio de Aufbau llena primero los orbitales de menor energía, el principio de exclusión de Pauli admite como mucho dos electrones de espín opuesto por orbital y la regla de Hund reparte un electrón en cada orbital de igual energía antes de formar parejas. Con esas tres reglas basta el número atómico para escribir la configuración, y los electrones desapareados que quedan dan pistas sobre el magnetismo y el enlace. En el diagrama cada casilla es un orbital y las flechas hacia arriba y hacia abajo son dos electrones de espín opuesto, así que al subir Z se sigue el orden en que se llenan las casillas.

¿Qué casilla se llena primero?

💡 Como inquilinos que ocupan un edificio
①Se llena primero la planta más baja (1s). Nadie sube mientras quede sitio abajo: es el principio de Aufbau
②Cada habitación admite dos inquilinos como máximo, y mirando en sentidos opuestos. La ↑ y la ↓ juntas en una casilla son el principio de exclusión de Pauli
③Si una planta tiene varias habitaciones, cada una recibe un inquilino antes de que alguien comparta. El oxígeno pone un electrón en cada una de las tres casillas 2p y el cuarto se empareja en la primera, de modo que quedan 2 desapareados
④Aplicando las tres reglas en orden, cualquier átomo tiene una única configuración en estado fundamental

Llenar subiendo Z

6
🔍 Elementos en los que conviene detenerse
①Z = 1 (H): 1s¹. Un único electrón ocupa la casilla más baja
②Z = 6 (C): 1s² 2s² 2p². Los dos electrones 2p no comparten casilla, se reparten en dos, y hay 2 desapareados
③Z = 10 (Ne): el 2p está lleno y no queda ninguno desapareado, por eso el neón es un gas noble casi inerte
④Z = 19 (K): las casillas 3d están vacías y aun así el electrón 19 va al 4s, porque el 4s tiene menos energía que el 3d
⑤Z = 24 (Cr) y 29 (Cu) son excepciones: un electrón 4s pasa al 3d, que queda lleno a medias o del todo

Las tres reglas

Principio de Aufbau
1s → 2s → 2p → 3s → 3p → 4s → 3d → 4p
Los orbitales se llenan en orden creciente de energía
Principio de exclusión de Pauli
Como máximo 2 electrones por orbital (↑↓)
En un átomo no puede haber dos electrones con los cuatro números cuánticos iguales
Regla de Hund
Orbitales de igual energía → primero uno en cada uno, espines paralelos
Separados, los electrones se repelen menos y la energía baja
💡 Los desapareados cambian el comportamiento
①Los átomos con electrones desapareados son paramagnéticos: un imán los atrae, y con más desapareados la atracción es mayor
②Si todos los electrones están apareados, el átomo es diamagnético y el imán lo repele débilmente
③Los elementos de un mismo grupo tienen la misma configuración de valencia (todo el grupo 1 termina en ns¹), por eso reaccionan de forma parecida
④En los metales de transición el 4s y el 3d tienen energías cercanas: pueden ceder electrones de ambos y presentan varios estados de oxidación

Practícalo

Ejemplo 1
Escribe la configuración electrónica en estado fundamental del sodio (Na, número atómico 11).
1
Coloca 11 electrones empezando por el orbital de menor energía: 2 en 1s, 2 en 2s, 6 en 2p, y el último va al 3s.
1s² 2s² 2p⁶ 3s¹
2
Suma los superíndices y comprueba que coinciden con el número atómico.
2 + 2 + 6 + 1 = 11
▸ 1s² 2s² 2p⁶ 3s¹
El último electrón queda solo en el 3s, al comienzo de una capa nueva. El sodio cede ese electrón con facilidad, y por eso es un metal del grupo 1 muy reactivo.
Ejemplo 2
Halla la configuración electrónica en estado fundamental del oxígeno (O, número atómico 8) y su número de electrones desapareados.
1
Coloca los 8 electrones según el principio de Aufbau.
1s² 2s² 2p⁴
2
Según la regla de Hund, pon uno de los cuatro electrones 2p en cada una de las tres casillas y empareja el último en la primera.
2p: ↑↓ ↑ ↑ → 2 electrones desapareados
▸ 1s² 2s² 2p⁴, 2 electrones desapareados
Cuatro electrones 2p no se meten en dos casillas formando dos parejas. El oxígeno del primer diagrama muestra justo esta distribución.

Resumen

Máximo de electrones por capa
Capa de número cuántico principal n: como máximo 2n²
n = 1 → 2, n = 2 → 8, n = 3 → 18, n = 4 → 32
Máximo de electrones por subcapa
s = 2, p = 6, d = 10, f = 14
Una subcapa de número cuántico azimutal l tiene 2l + 1 orbitales y admite 2(2l + 1) electrones
Tipo de simulacro KICE 2022 Química I, adaptado
¿Qué elemento tiene la configuración en estado fundamental 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁵?
①F
②Ne
③Na
④Cl
⑤Ar
▸ ④ Cl
1
La suma de los superíndices es el número de electrones, es decir, el número atómico.
2
2 + 2 + 6 + 2 + 5 = 17, así que se elige el elemento de número atómico 17.
número atómico 17 → Cl (cloro)
🎯 Puntos clave
①La configuración se escribe en orden de llenado y la suma de los superíndices debe dar el número atómico
②El 4s se llena antes que el 3d
③Las capas o subcapas llenas, como en He, Ne y Ar, son estables
④Los desapareados se cuentan dibujando casillas con la regla de Hund: p³ tiene 3 y p⁴ tiene 2
⑤Los cationes pierden primero los electrones de la capa más externa: el Na⁺ pierde el 3s¹ y queda 1s² 2s² 2p⁶
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