{"id":18530,"date":"2023-11-03T10:22:39","date_gmt":"2023-11-03T13:22:39","guid":{"rendered":"http:\/\/elbibliote.com\/resources\/articulosdestacados\/?p=18530"},"modified":"2023-11-03T10:22:39","modified_gmt":"2023-11-03T13:22:39","slug":"configuracion-electronica-principios-y-fundamentos","status":"publish","type":"post","link":"https:\/\/elbibliote.com\/resources\/articulosdestacados\/?p=18530","title":{"rendered":"Configuraci\u00f3n electr\u00f3nica: principios y fundamentos"},"content":{"rendered":"

Las propiedades qu\u00edmicas de todos los elementos dependen de la corteza electr\u00f3nica\u00a0de los \u00e1tomos que lo constituyen. Por esta raz\u00f3n es importante conocer los principios para la distribuci\u00f3n de electrones en los diversos niveles y subniveles de energ\u00eda, cuya representaci\u00f3n abreviado se conoce como “configuraci\u00f3n electr\u00f3nica”.<\/em><\/span><\/p>\n

\"\"
Toda la materia est\u00e1 formada por part\u00edculas de peque\u00f1o tama\u00f1o conocidas como “\u00e1tomos”.<\/figcaption><\/figure>\n

Estructura del \u00e1tomo<\/h2>\n

El \u00e1tomo es la unidad fundamental de un elemento y, por lo tanto, la unidad constituyente m\u00e1s peque\u00f1a de toda la materia. Est\u00e1 formado por part\u00edculas m\u00e1s peque\u00f1as o subat\u00f3micas llamadas protones<\/strong>, neutrones<\/strong>\u00a0y electrones<\/strong>.<\/p>\n

    \n
  • Los protones<\/strong> tienen carga positiva (+)<\/strong>.<\/li>\n
  • Los neutrones<\/strong> tienen carga neutra (0)<\/strong>.<\/li>\n
  • Los electrones<\/strong> tienen carga negativa (\u2212)<\/strong>.<\/li>\n<\/ul>\n

    El \u00e1tomo consta de un n\u00facleo positivo<\/strong>, donde se encuentran los protones y los neutrones; y una corteza electr\u00f3nica<\/strong> por donde giran los electrones organizados en \u00f3rbitas.<\/p>\n

    \"\"
    \u00c1tomo con 6 protones, 6 neutrones y 6 electrones. Los electrones se organizan en distintos niveles de energ\u00eda; en el primero (n = 1) hay 2 electrones y en el segundo (n = 2) hay 4 electrones.<\/figcaption><\/figure>\n
    \n

    \u00bfQu\u00e9 son los niveles de energ\u00eda?<\/strong><\/p>\n

    Son las capas en los que se reparten los electrones de un \u00e1tomo. Mientras mayor sea el valor del nivel de energ\u00eda (n = 1, 2, 3, …), mayor ser\u00e1 la distancia entre el electr\u00f3n en el orbital de un \u00e1tomo y el n\u00facleo; por lo tanto, el orbital es de mayor tama\u00f1o. As\u00ed, los orbitales del nivel de energ\u00eda 3 (n = 3) son m\u00e1s grandes que los orbitales del nivel de energ\u00eda 2 (n = 2).<\/p>\n<\/div><\/div>\n

    orbitales at\u00f3micos<\/h2>\n

    Los orbitales at\u00f3micos son regiones en las que hay alta probabilidad de hallar un electr\u00f3n<\/strong> y poseen una determinado nivel de energ\u00eda. Si bien los distintos tipos de orbitales no tienen forma definida es posible imaginar una forma particular de acuerdo a la distancia entre el n\u00facleo del \u00e1tomo y la posible localizaci\u00f3n del electr\u00f3n. Seg\u00fan su forma, los orbitales se nombran con las letras s<\/em>, p<\/em>, d<\/em>, f<\/em>, …<\/p>\n

    Orbitales s<\/em><\/h3>\n

    Se caracteriza por tener una forma esf\u00e9rica que aumenta de tama\u00f1o al aumentar el nivel de energ\u00eda.<\/p>\n

    Los orbitales s<\/em> tienen capacidad para 2 electrones<\/strong><\/span>.<\/p>\n\n\n\n\n
    \"\"<\/td>\n\"\"<\/td>\n\"\"<\/td>\n<\/tr>\n
    orbital 1s<\/em><\/td>\norbital 2s<\/em><\/td>\norbital 3s<\/em><\/td>\n<\/tr>\n<\/tbody>\n<\/table>\n

    Orbitales <\/span>p<\/em><\/p>\n

    Podemos imaginar a los orbitales p<\/em> como dos l\u00f3bulos ubicados uno del lado opuesto del otro. Existen tres tipos de orbitales p<\/em>: px<\/sub><\/em>, py<\/sub><\/em> y pz<\/sub><\/em>, cuyos sub\u00edndices representan los ejes sobre los cuales se orientan los orbitales.<\/p>\n

    Los orbitales p<\/em> tienen capacidad para 6 electrones<\/strong><\/span>, 2 electrones por cada orientaci\u00f3n.<\/p>\n\n\n\n\n
    \"\"<\/td>\n\"\"<\/td>\n\"\"<\/td>\n<\/tr>\n
    orbital py<\/sub><\/em><\/td>\norbital px<\/sub><\/em><\/td>\norbital pz<\/sub><\/em><\/td>\n<\/tr>\n<\/tbody>\n<\/table>\n

    Orbitales d<\/em> y otros de mayor energ\u00eda<\/h3>\n

    Estos orbitales tienen forma de l\u00f3bulos en cinco orientaciones diferentes. Los orbitales con mayor energ\u00eda que los orbitales d<\/em> se representan con las letras f<\/em>, g<\/em>, h<\/em>, …<\/p>\n

    Los orbitales d<\/em> tienen capacidad para 10 electrones<\/strong><\/span>, 2 electrones por cada orientaci\u00f3n.<\/p>\n\n\n\n\n
    \"\"<\/td>\n\"\"<\/td>\n\"\"<\/td>\n<\/tr>\n
    orbital dz<\/sub>2<\/sup><\/em><\/td>\norbital dxz<\/sub><\/em><\/td>\norbital dxy<\/sub><\/em><\/td>\n<\/tr>\n<\/tbody>\n<\/table>\n

     <\/p>\n\n\n\n\n
    \"\"<\/td>\n\"\"<\/td>\n<\/tr>\n
    orbital dyz<\/sub><\/em><\/td>\norbital dx2<\/sup>-y2<\/sup><\/sub><\/em><\/td>\n<\/tr>\n<\/tbody>\n<\/table>\n

    Cabe destacar que a medida que aumenta el nivel de energ\u00eda tambi\u00e9n aumenta la capacidad de contener orbitales, por ejemplo, en n = 1 solo encontramos orbitales s<\/em>, en n = 2 orbitales s<\/em> y p<\/em>, y en n = 3 orbitales s<\/em>, p<\/em> y d<\/em>, y as\u00ed sucesivamente. A manera de resumen podemos organizar esta informaci\u00f3n en una tabla como la siguiente:<\/p>\n\n\n\n\n\n\n\n\n\n\n\n\n\n
    Nivel de energ\u00eda<\/strong><\/span><\/td>\nOrbitales<\/strong><\/span><\/td>\nCapacidad electr\u00f3nica del orbital<\/strong><\/span><\/td>\nCapacidad electr\u00f3nica del nivel<\/strong><\/span><\/td>\n<\/tr>\n
    1<\/strong><\/td>\ns<\/em><\/td>\n2<\/td>\n2<\/td>\n<\/tr>\n
    2<\/strong><\/td>\ns<\/em><\/td>\n2<\/td>\n8<\/td>\n<\/tr>\n
    p<\/em><\/td>\n6<\/td>\n<\/tr>\n
    3<\/strong><\/td>\ns<\/em><\/td>\n2<\/td>\n18<\/td>\n<\/tr>\n
    p<\/em><\/td>\n6<\/td>\n<\/tr>\n
    d<\/em><\/td>\n10<\/td>\n<\/tr>\n
    4<\/strong><\/td>\ns<\/em><\/td>\n2<\/td>\n32<\/td>\n<\/tr>\n
    p<\/em><\/td>\n6<\/td>\n<\/tr>\n
    d<\/em><\/td>\n10<\/td>\n<\/tr>\n
    f<\/em><\/td>\n14<\/td>\n<\/tr>\n<\/tbody>\n<\/table>\n
    \"\"
    La forma en la que se organizan los electrones alrededor del n\u00facleo at\u00f3mico determina el tipo de enlace en las sustancias y sus propiedades qu\u00edmicas.<\/figcaption><\/figure>\n

    Configuraci\u00f3n electr\u00f3nica<\/h2>\n

    La informaci\u00f3n dada en la tabla anterior puede ilustrarse gr\u00e1ficamente en un esquema conocido como “regla M\u00f6ller”, “regla de las diagonales” o “m\u00e9todo de la lluvia”. Este se utiliza en el llenado de arriba hacia abajo de los subniveles de un \u00e1tomo en la direcci\u00f3n y sentido que se\u00f1alan las flechas.<\/p>\n

    \"\"
    Regla de Moeller para escribir la configuraci\u00f3n electr\u00f3nica del \u00e1tomo de un elemento.<\/figcaption><\/figure>\n

    Recordemos que el n\u00famero de electrones de un \u00e1tomo en su estado fundamental es igual a su n\u00famero at\u00f3mico (Z)<\/em>.<\/strong> As\u00ed, la configuraci\u00f3n electr\u00f3nica del \u00e1tomo de hidr\u00f3geno (Z<\/em> = 1) en estado fundamental es 1s<\/em>1<\/sup><\/strong>, donde:<\/p>\n

    \"\"<\/p>\n

    Por lo tanto, podemos decir que el electr\u00f3n del \u00e1tomo de hidr\u00f3geno est\u00e1 en un orbital s<\/em> del nivel de energ\u00eda 1. La expresi\u00f3n 1s<\/em>1<\/sup> se lee “uno ese uno”.<\/p>\n

    \u00bfSab\u00edas qu\u00e9?<\/div>
    El estado fundamental,\u00a0tambi\u00e9n llamado “estado basal”, es el estado de menor energ\u00eda en el que se puede encontrar un \u00e1tomo.<\/div><\/div>\n

    \u00bfC\u00f3mo escribir la configuraci\u00f3n electr\u00f3nica de un \u00e1tomo?<\/h3>\n
      \n
    • Litio (Li)<\/strong><\/li>\n<\/ul>\n

      El n\u00famero at\u00f3mico (Z<\/em>) del Li es 3, por lo tanto, el \u00e1tomo de Li tiene 3 electrones en su estado fundamental. Para escribir su configuraci\u00f3n electr\u00f3nica empezamos a contar desde el primer nivel de energ\u00eda hasta llegar a los 3 electrones.<\/p>\n\n\n\n
      \n

      Empezamos con 1s<\/em>2<\/sup>\u00a0y seguimos hasta llegar a 2s<\/em>, orbital en el que caben 2 electrones. Como solo falta un electr\u00f3n para llegar a 3, escribimos la designaci\u00f3n del orbital con un solo electr\u00f3n, es decir, 2s<\/em>1<\/sup>.<\/p>\n

       <\/p>\n

      Configuraci\u00f3n electr\u00f3nica de Li\u00a0\u2192 1s<\/em>2<\/sup> 2s<\/em>1<\/sup><\/span><\/span><\/td>\n

      		\"\"<\/td>\n<\/tr>\n<\/tbody>\n<\/table>\n
      \n
        \n
      • Carbono (C)<\/strong><\/li>\n<\/ul>\n

        Como el n\u00famero at\u00f3mico (Z<\/em>) de C es 6, los electrones de este \u00e1tomo son 6. As\u00ed que contamos de forma progresiva en el diagrama hasta llegar a 6 electrones.<\/p>\n\n\n\n
        \n

        Si iniciamos con 1s<\/em>2<\/sup> y luego pasamos por 2s<\/em>2<\/sup> ya tenemos 4 electrones. Como faltan 2 electrones seguimos hasta 2p<\/em>\u00a0y escribimos la designaci\u00f3n del orbital con 2 electrones: 2p<\/em>2<\/sup>.<\/p>\n

         <\/p>\n

        Configuraci\u00f3n electr\u00f3nica de C\u00a0\u2192 1s<\/em>2<\/sup> 2s<\/em>2<\/sup> 2p<\/em>2<\/sup><\/span><\/span><\/td>\n

        		\"\"<\/td>\n<\/tr>\n<\/tbody>\n<\/table>\n
          \n
        • \n
          \n

          Magnesio (Mg)<\/strong><\/li>\n<\/ul>\n

          El n\u00famero at\u00f3mico (Z<\/em>) del Mg es 12, por lo que debemos repetir el mismo procedimiento de los ejemplos anteriores hasta llegar a 12 electrones.<\/p>\n\n\n\n
          Tras llenar los primeros 10 electrones hasta el 2p<\/em>6<\/sup>, seguimos con 3s<\/em>2<\/sup> y de ese modo ya se tienen los 12 electrones correspondientes al \u00e1tomo en su estado fundamental.<\/p>\n

           <\/p>\n

          Configuraci\u00f3n electr\u00f3nica de Mg\u00a0\u2192 1s<\/em>2<\/sup> 2s<\/em>2<\/sup> 2p<\/em>6<\/sup> 3s<\/em>2<\/sup><\/span><\/span><\/td>\n

          		\"\"<\/td>\n<\/tr>\n<\/tbody>\n<\/table>\n

          Configuraci\u00f3n electr\u00f3nica de los primero 15 elementos de la tabla peri\u00f3dica<\/h3>\n\n\n\n\n\n\n\n\n\n\n\n\n\n\n\n\n\n\n
          Elemento<\/strong><\/span><\/td>\nS\u00edmbolo<\/strong><\/span><\/td>\nN\u00famero at\u00f3mico (Z<\/em>)<\/strong><\/span><\/td>\nN\u00famero de electrones en estado fundamental<\/strong><\/span><\/td>\nConfiguraci\u00f3n electr\u00f3nica<\/strong><\/span><\/td>\n<\/tr>\n
          Hidr\u00f3geno<\/td>\nH<\/td>\n1<\/td>\n1<\/td>\n1s<\/em>1<\/sup><\/strong><\/td>\n<\/tr>\n
          Helio<\/td>\nHe<\/td>\n2<\/td>\n2<\/td>\n1s<\/em>2<\/sup><\/strong><\/td>\n<\/tr>\n
          Litio<\/td>\nLi<\/td>\n3<\/td>\n3<\/td>\n1s<\/em>2<\/sup> 2s<\/em>1<\/sup><\/strong><\/td>\n<\/tr>\n
          Berilio<\/td>\nBe<\/td>\n4<\/td>\n4<\/td>\n1s<\/em>2<\/sup> 2s<\/em>2<\/sup><\/strong><\/td>\n<\/tr>\n
          Boro<\/td>\nB<\/td>\n5<\/td>\n5<\/td>\n1s<\/em>2<\/sup> 2s<\/em>2<\/sup> 2p<\/em>1<\/sup><\/strong><\/td>\n<\/tr>\n
          Carbono<\/td>\nC<\/td>\n6<\/td>\n6<\/td>\n1s<\/em>2<\/sup> 2s<\/em>2<\/sup> 2p<\/em>2<\/span><\/sup><\/strong><\/td>\n<\/tr>\n
          Nitr\u00f3geno<\/td>\nN<\/td>\n7<\/td>\n7<\/td>\n1s<\/em>2<\/sup> 2s<\/em>2<\/sup> 2p<\/em>3<\/sup><\/strong><\/td>\n<\/tr>\n
          Ox\u00edgeno<\/td>\nO<\/td>\n8<\/td>\n8<\/td>\n1s<\/em>2<\/sup> 2s<\/em>2<\/sup> 2p<\/em>4<\/span><\/sup><\/strong><\/td>\n<\/tr>\n
          Fl\u00faor<\/td>\nF<\/td>\n9<\/td>\n9<\/td>\n1s<\/em>2<\/sup> 2s<\/em>2<\/sup> 2p<\/em>5<\/span><\/sup><\/strong><\/td>\n<\/tr>\n
          Ne\u00f3n<\/td>\nNe<\/td>\n10<\/td>\n10<\/td>\n1s<\/em>2<\/sup> 2s<\/em>2<\/sup> 2p<\/em>6<\/span><\/sup><\/strong><\/td>\n<\/tr>\n
          Sodio<\/td>\nNa<\/td>\n11<\/td>\n11<\/td>\n1s<\/em>2<\/sup> 2s<\/em>2<\/sup> 2p<\/em>6<\/span><\/sup>\u00a0<\/span>3s<\/em>1<\/sup><\/strong><\/td>\n<\/tr>\n
          Magnesio<\/td>\nMg<\/td>\n12<\/td>\n12<\/td>\n1s<\/em>2<\/sup> 2s<\/em>2<\/sup> 2p<\/em>6<\/span><\/sup>\u00a0<\/span>3s<\/em>2<\/span><\/sup><\/strong><\/td>\n<\/tr>\n
          Aluminio<\/td>\nAl<\/td>\n13<\/td>\n13<\/td>\n1s<\/em>2<\/sup> 2s<\/em>2<\/sup> 2p<\/em>6<\/span><\/sup>\u00a0<\/span>3s<\/em>2<\/span><\/sup> 3p<\/em>1<\/sup><\/strong><\/td>\n<\/tr>\n
          Silicio<\/td>\nSi<\/td>\n14<\/td>\n14<\/td>\n1s<\/em>2<\/sup> 2s<\/em>2<\/sup> 2p<\/em>6<\/span><\/sup>\u00a0<\/span>3s<\/em>2<\/span><\/sup> 3p<\/em>2<\/span><\/sup><\/strong><\/td>\n<\/tr>\n
          F\u00f3sforo<\/td>\nP<\/td>\n15<\/td>\n15<\/td>\n1s<\/em>2<\/sup> 2s<\/em>2<\/sup> 2p<\/em>6<\/span><\/sup>\u00a0<\/span>3s<\/em>2<\/span><\/sup> 3p<\/em>3<\/sup><\/strong><\/td>\n<\/tr>\n<\/tbody>\n<\/table>\n

          Diagrama de orbitales<\/h2>\n

          Los diagramas de orbitales son otra forma de mostrar la configuraci\u00f3n electr\u00f3nica, el cual plasma de forma m\u00e1s precisa la posici\u00f3n del esp\u00edn del electr\u00f3n. Los posibles giros de un electr\u00f3n son dos y se representan con flechas:<\/strong> una hacia arriba y otra hacia abajo<\/strong>. Cada caja representa un orbital. Por ejemplo:<\/p>\n\n\n\n
          H\u00a0\u2192\u00a0\"\"<\/span><\/td>\nHe\u00a0\u2192\u00a0\"\"<\/span><\/td>\n<\/tr>\n<\/tbody>\n<\/table>\n

          \u00bfSab\u00edas qu\u00e9?<\/div>
          El esp\u00edn, o momento angular de rotaci\u00f3n del electr\u00f3n, est\u00e1 relacionado con los dos movimientos de giros que puede tener el electr\u00f3n, los cuales se representan con flechas.<\/div><\/div>\n

          Regla para la distribuci\u00f3n de los electrones<\/h2>\n
            \n
          • \n

            Principio de exclusi\u00f3n de Pauli<\/strong><\/h3>\n<\/li>\n<\/ul>\n

            “Un orbital no puede tener m\u00e1s de dos electrones, cuyos espines deben tener valores opuestos, es decir, una flecha hacia arriba y otra hacia abajo”.<\/em><\/p>\n

            Observa las tres posibles maneras de organizar los 2 electrones en el orbital 1s<\/em> del helio (He). Solo el diagrama c) cumple con el principio de exclusi\u00f3n de Pauli.<\/p>\n\n\n\n\n\n
            <\/td>\na)<\/strong><\/td>\nb)<\/strong><\/td>\nc)<\/strong><\/td>\n<\/tr>\n
            He \u2192<\/span><\/td>\n\"\"<\/td>\n\"\"<\/td>\n\"\"<\/span><\/td>\n<\/tr>\n
            <\/td>\nIncorrecto<\/strong><\/td>\nIncorrecto<\/strong><\/td>\nCorrecto<\/strong><\/span><\/td>\n<\/tr>\n<\/tbody>\n<\/table>\n
              \n
            • \n

              Principio de m\u00e1xima multiplicidad de carga o regla de Hund<\/strong><\/h3>\n<\/li>\n<\/ul>\n

              “La distribuci\u00f3n electr\u00f3nica m\u00e1s estable es aquella que tiene la mayor cantidad de espines paralelos o no apareados”.<\/em><\/p>\n

              Observa los distintos diagramas de orbitales en los que se muestra la distribuci\u00f3n de electrones del \u00e1tomo de carbono (C). Aunque los tres cumple con el principio de exclusi\u00f3n de Pauli solo el diagrama c) cumple con la regla de Hund y por lo tanto es el adecuado.<\/p>\n\n\n\n\n\n
              a)<\/strong><\/td>\nC\u00a0\u2192\u00a0\"\"<\/span><\/td>\nIncorrecto<\/strong><\/td>\n<\/tr>\n
              b)<\/strong><\/td>\nC\u00a0\u2192\u00a0\"\"<\/span><\/td>\nIncorrecto<\/strong><\/td>\n<\/tr>\n
              c)<\/strong><\/td>\nC\u00a0\u2192\u00a0\"\"<\/span><\/td>\nCorrecto<\/strong><\/span><\/td>\n<\/tr>\n<\/tbody>\n<\/table>\n

              Nota que se dibujan tres cajas para los orbitales p<\/em> porque estos tienen tres orientaciones diferentes (p<\/em>x<\/sub>, p<\/em>y<\/sub> y p<\/em>z<\/sub>) en las cuales caben 2 electrones respectivamente.<\/p>\n

                \n
              • \n

                Principio de Aufbau<\/h3>\n<\/li>\n<\/ul>\n

                “Mientras se a\u00f1aden protones al n\u00facleo del \u00e1tomo de uno en uno, los electrones se suman de la misma forma en los orbitales at\u00f3micos”.<\/em><\/p>\n

                Por ejemplo, el tercer electr\u00f3n del \u00e1tomo de litio (Li) no puede acomodarse en el orbital 1s<\/em>, as\u00ed que se coloca en el siguiente orbital de menor nivel de energ\u00eda, el 2s<\/em>.<\/p>\n

                He\u00a0\u2192\u00a0\"\" <\/span><\/p>\n

                Li\u00a0\u2192\u00a0<\/span>\"\"<\/p>\n

                Con excepci\u00f3n del hidr\u00f3geno y del helio, la configuraci\u00f3n electr\u00f3nica de todos los elementos puede ser representada por un k\u00e9rnel de gas noble<\/strong>, el cual muestra entre corchetes el s\u00edmbolo del gas noble que antecede a un elemento. Ejemplo:<\/p>\n\n\n\n\n\n\n\n\n\n\n\n\n\n\n\n\n\n\n
                S\u00edmbolo de elemento<\/strong><\/span><\/td>\nN\u00famero at\u00f3mico (Z<\/em>)<\/strong><\/span><\/td>\nConfiguraci\u00f3n electr\u00f3nica<\/strong><\/span><\/td>\n<\/tr>\n
                H<\/td>\n1<\/td>\n1s<\/em>1<\/sup><\/strong><\/td>\n<\/tr>\n
                He<\/td>\n2<\/td>\n1s<\/em>2<\/sup><\/strong><\/td>\n<\/tr>\n
                Li<\/td>\n3<\/td>\n[He]2s<\/em>1<\/sup><\/strong><\/td>\n<\/tr>\n
                Be<\/td>\n4<\/td>\n[He]2s<\/em>2<\/sup><\/strong><\/td>\n<\/tr>\n
                B<\/td>\n5<\/td>\n[He]2s<\/em>2<\/sup> 2p<\/em>1<\/sup><\/strong><\/td>\n<\/tr>\n
                C<\/td>\n6<\/td>\n[He]2s<\/em>2<\/sup> 2p<\/em>2<\/span><\/sup><\/strong><\/td>\n<\/tr>\n
                N<\/td>\n7<\/td>\n[He]2s<\/em>2<\/sup> 2p<\/em>3<\/sup><\/strong><\/td>\n<\/tr>\n
                O<\/td>\n8<\/td>\n[He]2s<\/em>2<\/sup> 2p<\/em>4<\/span><\/sup><\/strong><\/td>\n<\/tr>\n
                F<\/td>\n9<\/td>\n[He]2s<\/em>2<\/sup> 2p<\/em>5<\/span><\/sup><\/strong><\/td>\n<\/tr>\n
                Ne<\/td>\n10<\/td>\n[He]2s<\/em>2<\/sup> 2p<\/em>6<\/span><\/sup><\/strong><\/td>\n<\/tr>\n
                Na<\/td>\n11<\/td>\n[Ne]3s<\/em>1<\/sup><\/strong><\/td>\n<\/tr>\n
                Mg<\/td>\n12<\/td>\n[Ne]3s<\/em>2<\/span><\/sup><\/strong><\/td>\n<\/tr>\n
                Al<\/td>\n13<\/td>\n[Ne]3s<\/em>2<\/span><\/sup> 3p<\/em>1<\/sup><\/strong><\/td>\n<\/tr>\n
                Si<\/td>\n14<\/td>\n[Ne]3s<\/em>2<\/span><\/sup> 3p<\/em>2<\/span><\/sup><\/strong><\/td>\n<\/tr>\n
                P<\/td>\n15<\/td>\n[Ne]3s<\/em>2<\/span><\/sup> 3p<\/em>3<\/sup><\/strong><\/td>\n<\/tr>\n<\/tbody>\n<\/table>\n
                \u00bfSab\u00edas qu\u00e9?<\/div>
                Los electrones m\u00e1s externos que se ubican luego del k\u00e9rnel del gas noble son llamados “electrones de valencia”.<\/div><\/div>\n

                \u00a1a practicar!<\/h2>\n

                Escribe la configuraci\u00f3n electr\u00f3nica de los siguientes elementos en su estado fundamental. En cada caso, realiza el diagrama de orbitales.<\/p>\n

                a) Calcio<\/p>\n

                b) Hierro<\/p>\n

                c) Zinc<\/p>\n

                d) Bromo<\/p>\n\n\n\n
                \n

                Respuestas<\/h3>\n

                a) <\/strong>Calcio<\/strong><\/span><\/p>\n

                 <\/p>\n

                  \n
                • S\u00edmbolo:<\/strong> Ca<\/li>\n
                • N\u00famero at\u00f3mico (Z<\/em>):<\/strong> 20<\/li>\n
                • Configuraci\u00f3n electr\u00f3nica:<\/strong>\u00a01s<\/em>2<\/sup> 2s<\/em>2<\/sup> 2p<\/em>6<\/sup>\u00a03s<\/em>2<\/sup> 3p<\/em>6<\/sup> 4s<\/em>2<\/sup>\u00a0\u2192 [Ar]4s<\/em>2<\/sup><\/span><\/li>\n
                • Diagrama de orbitales:<\/strong><\/li>\n<\/ul>\n

                  \"\"<\/p>\n

                  b) Hierro<\/span><\/strong><\/p>\n

                   <\/p>\n

                    \n
                  • S\u00edmbolo:<\/strong> Fe<\/li>\n
                  • N\u00famero at\u00f3mico (Z<\/em>):<\/strong> 26<\/li>\n
                  • Configuraci\u00f3n electr\u00f3nica:<\/strong>\u00a01s<\/em>2<\/sup> 2s<\/em>2<\/sup> 2p<\/em>6<\/sup>\u00a03s<\/em>2<\/sup> 3p<\/em>6<\/sup> 4s<\/em>2<\/sup> 3d<\/em>6<\/sup>\u00a0\u2192 [Ar]4s<\/em>2<\/sup> 3d<\/em>6<\/sup><\/span><\/li>\n
                  • Diagrama orbitales:\u00a0<\/strong><\/li>\n<\/ul>\n

                    \"\"<\/p>\n

                    c) Zinc<\/span><\/strong><\/p>\n

                     <\/p>\n

                      \n
                    • S\u00edmbolo:<\/strong> Zn<\/li>\n
                    • N\u00famero at\u00f3mico (Z)<\/em>:<\/strong> 30<\/li>\n
                    • Configuraci\u00f3n electr\u00f3nica:<\/strong>\u00a01s<\/em>2<\/sup> 2s<\/em>2<\/sup> 2p<\/em>6<\/sup>\u00a03s<\/em>2<\/sup> 3p<\/em>6<\/sup> 4s<\/em>2<\/sup> 3d<\/em>10<\/sup>\u00a0\u2192 [Ar]4s<\/em>2<\/sup> 3d<\/em>10<\/sup><\/span><\/li>\n
                    • Diagrama de orbitales:\u00a0<\/strong><\/li>\n<\/ul>\n

                      \"\"<\/p>\n

                      d) Bromo<\/span><\/strong><\/p>\n

                       <\/p>\n

                        \n
                      • S\u00edmbolo:<\/strong> Br<\/li>\n
                      • N\u00famero at\u00f3mico (Z<\/em>):<\/strong> 35<\/li>\n
                      • Configuraci\u00f3n electr\u00f3nica:<\/strong>\u00a01s<\/em>2<\/sup> 2s<\/em>2<\/sup> 2p<\/em>6<\/sup>\u00a03s<\/em>2<\/sup> 3p<\/em>6<\/sup> 4s<\/em>2<\/sup> 3d<\/em>10<\/sup> 4p<\/em>5<\/sup>\u00a0\u2192 [Ar]4s<\/em>2<\/sup> 3d<\/em>10<\/sup> 4p<\/em>5<\/sup><\/span><\/li>\n
                      • Diagrama de orbitales:<\/strong><\/li>\n<\/ul>\n

                        \"\"<\/td>\n<\/tr>\n<\/tbody>\n<\/table>\n

                         <\/p>\n","protected":false},"excerpt":{"rendered":"

                        Las propiedades qu\u00edmicas de todos los elementos dependen de la corteza electr\u00f3nica\u00a0de los \u00e1tomos que lo constituyen. Por esta raz\u00f3n es importante conocer lo principios para la distribuci\u00f3n de electrones en los diversos niveles y subniveles de energ\u00eda, cuya representaci\u00f3n abreviado se conoce como “configuraci\u00f3n electr\u00f3nica”.<\/p>\n","protected":false},"author":13,"featured_media":0,"comment_status":"closed","ping_status":"closed","sticky":false,"template":"","format":"standard","meta":{"footnotes":""},"categories":[21],"tags":[11981,10201,3178,11980,11979,11975,11965,8858,5084,11983,24,7149,3532,9445,9357,11966,3665,7370,825,730,11970,9361,11964,11974,5073,11962,2454,11971,11976,11982,9417,10052,11977,11967,11968,11978,9280,8702,5092,8505,828,8003,11963,11972,11973,5095,9100,6352,5090,4975,5094,5085,11969],"_links":{"self":[{"href":"https:\/\/elbibliote.com\/resources\/articulosdestacados\/index.php?rest_route=\/wp\/v2\/posts\/18530"}],"collection":[{"href":"https:\/\/elbibliote.com\/resources\/articulosdestacados\/index.php?rest_route=\/wp\/v2\/posts"}],"about":[{"href":"https:\/\/elbibliote.com\/resources\/articulosdestacados\/index.php?rest_route=\/wp\/v2\/types\/post"}],"author":[{"embeddable":true,"href":"https:\/\/elbibliote.com\/resources\/articulosdestacados\/index.php?rest_route=\/wp\/v2\/users\/13"}],"replies":[{"embeddable":true,"href":"https:\/\/elbibliote.com\/resources\/articulosdestacados\/index.php?rest_route=%2Fwp%2Fv2%2Fcomments&post=18530"}],"version-history":[{"count":65,"href":"https:\/\/elbibliote.com\/resources\/articulosdestacados\/index.php?rest_route=\/wp\/v2\/posts\/18530\/revisions"}],"predecessor-version":[{"id":20125,"href":"https:\/\/elbibliote.com\/resources\/articulosdestacados\/index.php?rest_route=\/wp\/v2\/posts\/18530\/revisions\/20125"}],"wp:attachment":[{"href":"https:\/\/elbibliote.com\/resources\/articulosdestacados\/index.php?rest_route=%2Fwp%2Fv2%2Fmedia&parent=18530"}],"wp:term":[{"taxonomy":"category","embeddable":true,"href":"https:\/\/elbibliote.com\/resources\/articulosdestacados\/index.php?rest_route=%2Fwp%2Fv2%2Fcategories&post=18530"},{"taxonomy":"post_tag","embeddable":true,"href":"https:\/\/elbibliote.com\/resources\/articulosdestacados\/index.php?rest_route=%2Fwp%2Fv2%2Ftags&post=18530"}],"curies":[{"name":"wp","href":"https:\/\/api.w.org\/{rel}","templated":true}]}}