VOLVER A LOS ARTÍCULOSLas propiedades químicas de todos los elementos dependen de la corteza electrónica de los átomos que lo constituyen. Por esta razón es importante conocer los principios para la distribución de electrones en los diversos niveles y subniveles de energía, cuya representación abreviado se conoce como “configuración electrónica”.
Estructura del átomo
El átomo es la unidad fundamental de un elemento y, por lo tanto, la unidad constituyente más pequeña de toda la materia. Está formado por partículas más pequeñas o subatómicas llamadas protones, neutrones y electrones.
- Los protones tienen carga positiva (+).
- Los neutrones tienen carga neutra (0).
- Los electrones tienen carga negativa (−).
El átomo consta de un núcleo positivo, donde se encuentran los protones y los neutrones; y una corteza electrónica por donde giran los electrones organizados en órbitas.
¿Qué son los niveles de energía?
Son las capas en los que se reparten los electrones de un átomo. Mientras mayor sea el valor del nivel de energía (n = 1, 2, 3, …), mayor será la distancia entre el electrón en el orbital de un átomo y el núcleo; por lo tanto, el orbital es de mayor tamaño. Así, los orbitales del nivel de energía 3 (n = 3) son más grandes que los orbitales del nivel de energía 2 (n = 2).
orbitales atómicos
Los orbitales atómicos son regiones en las que hay alta probabilidad de hallar un electrón y poseen una determinado nivel de energía. Si bien los distintos tipos de orbitales no tienen forma definida es posible imaginar una forma particular de acuerdo a la distancia entre el núcleo del átomo y la posible localización del electrón. Según su forma, los orbitales se nombran con las letras s, p, d, f, …
Orbitales s
Se caracteriza por tener una forma esférica que aumenta de tamaño al aumentar el nivel de energía.
Los orbitales s tienen capacidad para 2 electrones.
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| orbital 1s | orbital 2s | orbital 3s |
Orbitales p
Podemos imaginar a los orbitales p como dos lóbulos ubicados uno del lado opuesto del otro. Existen tres tipos de orbitales p: px, py y pz, cuyos subíndices representan los ejes sobre los cuales se orientan los orbitales.
Los orbitales p tienen capacidad para 6 electrones, 2 electrones por cada orientación.
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| orbital py | orbital px | orbital pz |
Orbitales d y otros de mayor energía
Estos orbitales tienen forma de lóbulos en cinco orientaciones diferentes. Los orbitales con mayor energía que los orbitales d se representan con las letras f, g, h, …
Los orbitales d tienen capacidad para 10 electrones, 2 electrones por cada orientación.
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| orbital dz2 | orbital dxz | orbital dxy |
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| orbital dyz | orbital dx2-y2 |
Cabe destacar que a medida que aumenta el nivel de energía también aumenta la capacidad de contener orbitales, por ejemplo, en n = 1 solo encontramos orbitales s, en n = 2 orbitales s y p, y en n = 3 orbitales s, p y d, y así sucesivamente. A manera de resumen podemos organizar esta información en una tabla como la siguiente:
| Nivel de energía | Orbitales | Capacidad electrónica del orbital | Capacidad electrónica del nivel |
| 1 | s | 2 | 2 |
| 2 | s | 2 | 8 |
| p | 6 | ||
| 3 | s | 2 | 18 |
| p | 6 | ||
| d | 10 | ||
| 4 | s | 2 | 32 |
| p | 6 | ||
| d | 10 | ||
| f | 14 |
Configuración electrónica
La información dada en la tabla anterior puede ilustrarse gráficamente en un esquema conocido como “regla Möller”, “regla de las diagonales” o “método de la lluvia”. Este se utiliza en el llenado de arriba hacia abajo de los subniveles de un átomo en la dirección y sentido que señalan las flechas.
Recordemos que el número de electrones de un átomo en su estado fundamental es igual a su número atómico (Z). Así, la configuración electrónica del átomo de hidrógeno (Z = 1) en estado fundamental es 1s1, donde:
Por lo tanto, podemos decir que el electrón del átomo de hidrógeno está en un orbital s del nivel de energía 1. La expresión 1s1 se lee “uno ese uno”.
¿Cómo escribir la configuración electrónica de un átomo?
- Litio (Li)
El número atómico (Z) del Li es 3, por lo tanto, el átomo de Li tiene 3 electrones en su estado fundamental. Para escribir su configuración electrónica empezamos a contar desde el primer nivel de energía hasta llegar a los 3 electrones.
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Empezamos con 1s2 y seguimos hasta llegar a 2s, orbital en el que caben 2 electrones. Como solo falta un electrón para llegar a 3, escribimos la designación del orbital con un solo electrón, es decir, 2s1.
Configuración electrónica de Li → 1s2 2s1 |
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- Carbono (C)
Como el número atómico (Z) de C es 6, los electrones de este átomo son 6. Así que contamos de forma progresiva en el diagrama hasta llegar a 6 electrones.
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Si iniciamos con 1s2 y luego pasamos por 2s2 ya tenemos 4 electrones. Como faltan 2 electrones seguimos hasta 2p y escribimos la designación del orbital con 2 electrones: 2p2.
Configuración electrónica de C → 1s2 2s2 2p2 |
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Magnesio (Mg)
El número atómico (Z) del Mg es 12, por lo que debemos repetir el mismo procedimiento de los ejemplos anteriores hasta llegar a 12 electrones.
| Tras llenar los primeros 10 electrones hasta el 2p6, seguimos con 3s2 y de ese modo ya se tienen los 12 electrones correspondientes al átomo en su estado fundamental.
Configuración electrónica de Mg → 1s2 2s2 2p6 3s2 |
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Configuración electrónica de los primero 15 elementos de la tabla periódica
| Elemento | Símbolo | Número atómico (Z) | Número de electrones en estado fundamental | Configuración electrónica |
| Hidrógeno | H | 1 | 1 | 1s1 |
| Helio | He | 2 | 2 | 1s2 |
| Litio | Li | 3 | 3 | 1s2 2s1 |
| Berilio | Be | 4 | 4 | 1s2 2s2 |
| Boro | B | 5 | 5 | 1s2 2s2 2p1 |
| Carbono | C | 6 | 6 | 1s2 2s2 2p2 |
| Nitrógeno | N | 7 | 7 | 1s2 2s2 2p3 |
| Oxígeno | O | 8 | 8 | 1s2 2s2 2p4 |
| Flúor | F | 9 | 9 | 1s2 2s2 2p5 |
| Neón | Ne | 10 | 10 | 1s2 2s2 2p6 |
| Sodio | Na | 11 | 11 | 1s2 2s2 2p6 3s1 |
| Magnesio | Mg | 12 | 12 | 1s2 2s2 2p6 3s2 |
| Aluminio | Al | 13 | 13 | 1s2 2s2 2p6 3s2 3p1 |
| Silicio | Si | 14 | 14 | 1s2 2s2 2p6 3s2 3p2 |
| Fósforo | P | 15 | 15 | 1s2 2s2 2p6 3s2 3p3 |
Diagrama de orbitales
Los diagramas de orbitales son otra forma de mostrar la configuración electrónica, el cual plasma de forma más precisa la posición del espín del electrón. Los posibles giros de un electrón son dos y se representan con flechas: una hacia arriba y otra hacia abajo. Cada caja representa un orbital. Por ejemplo:
H →  |
He →  |
Regla para la distribución de los electrones
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Principio de exclusión de Pauli
“Un orbital no puede tener más de dos electrones, cuyos espines deben tener valores opuestos, es decir, una flecha hacia arriba y otra hacia abajo”.
Observa las tres posibles maneras de organizar los 2 electrones en el orbital 1s del helio (He). Solo el diagrama c) cumple con el principio de exclusión de Pauli.
| a) | b) | c) | |
| He → |  |
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| Incorrecto | Incorrecto | Correcto |
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Principio de máxima multiplicidad de carga o regla de Hund
“La distribución electrónica más estable es aquella que tiene la mayor cantidad de espines paralelos o no apareados”.
Observa los distintos diagramas de orbitales en los que se muestra la distribución de electrones del átomo de carbono (C). Aunque los tres cumple con el principio de exclusión de Pauli solo el diagrama c) cumple con la regla de Hund y por lo tanto es el adecuado.
| a) | C →  |
Incorrecto |
| b) | C →  |
Incorrecto |
| c) | C →  |
Correcto |
Nota que se dibujan tres cajas para los orbitales p porque estos tienen tres orientaciones diferentes (px, py y pz) en las cuales caben 2 electrones respectivamente.
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Principio de Aufbau
“Mientras se añaden protones al núcleo del átomo de uno en uno, los electrones se suman de la misma forma en los orbitales atómicos”.
Por ejemplo, el tercer electrón del átomo de litio (Li) no puede acomodarse en el orbital 1s, así que se coloca en el siguiente orbital de menor nivel de energía, el 2s.
He → 
Li → 
Con excepción del hidrógeno y del helio, la configuración electrónica de todos los elementos puede ser representada por un kérnel de gas noble, el cual muestra entre corchetes el símbolo del gas noble que antecede a un elemento. Ejemplo:
| Símbolo de elemento | Número atómico (Z) | Configuración electrónica |
| H | 1 | 1s1 |
| He | 2 | 1s2 |
| Li | 3 | [He]2s1 |
| Be | 4 | [He]2s2 |
| B | 5 | [He]2s2 2p1 |
| C | 6 | [He]2s2 2p2 |
| N | 7 | [He]2s2 2p3 |
| O | 8 | [He]2s2 2p4 |
| F | 9 | [He]2s2 2p5 |
| Ne | 10 | [He]2s2 2p6 |
| Na | 11 | [Ne]3s1 |
| Mg | 12 | [Ne]3s2 |
| Al | 13 | [Ne]3s2 3p1 |
| Si | 14 | [Ne]3s2 3p2 |
| P | 15 | [Ne]3s2 3p3 |
¡a practicar!
Escribe la configuración electrónica de los siguientes elementos en su estado fundamental. En cada caso, realiza el diagrama de orbitales.
a) Calcio
b) Hierro
c) Zinc
d) Bromo
Respuestasa) Calcio
b) Hierro
c) Zinc
d) Bromo
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