Recuerda que lo átomos tienen un núcleo donde

se encuentran los protones y los neutrones, pero

alrededor del núcleo están los electrones girando

en las llamadas órbitas. Un átomo puede tener

varias órbitas alrededor de su núcleo y sobre las

cuales están girando sus electrones

La Configuración o Distribución electrónica nos dice

como están ordenados los electrones en los distintos

niveles de energía (órbitas), o lo que es lo mismo

como están distribuidos los electrones alrededor del

núcleo de su átomo ¿Cómo saber los electrones

que tienen los átomos en cada una de sus órbita?

Pues bien, eso es lo que se llama la configuración

electrónica de un elemento de la tabla periódica.

CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA

Debe respetar el principio de exclusión de Pauli. Este

principio dice que no existen 2 electrones con los

cuatro números cuánticos iguales, por lo tanto, cada

orbital puede contener solo 2 electrones, con espín

opuesto. También hay que tener en cuenta el

principio de la máxima multiplicidad o también

llamado “Principio de Hund” que dice como se

deben completar los orbitales.

Los electrones tienden a ocupar todos los orbitales

disponibles y solo una vez parcialmente ocupados

todos los orbitales (1 electrón por cada orbital), se

disponen en pares. Parece complicando pero

resultará más fácil una vez visto el lado práctico

Los electrones, de un átomo, que tengan la misma

energía se dice que están en el mismo nivel de

energía. Estos niveles de energía también se llaman

orbitales de energía.

ORBITALES DE ENERGÍA

En la actualidad la periferia del núcleo (su alrededor)

se divide en 7 niveles de energía diferentes,

numerados del 1 al 7, y en los que están distribuidos

los electrones, lógicamente en orden según su nivel

de energía. Los electrones con menos energía estarán

girando en el nivel 1.

Pero además cada nivel se divide en subniveles.

Estos subniveles en los que se divide cada nivel

pueden llegar a ser hasta 4. A estos 4 subniveles se

les llama: s, p, d, f.

Resumen: niveles de energía hay del 1 al 7 y

subniveles hay 4 el s, p, d y el f.

En la imagen en el nivel 1 (no se aprecia el círculo

en la imagen pero está ahí) solo se permiten 2

electrones girando en ese nivel y además solo tiene

un subnivel, el S. No hay ningún átomo que tenga

más de 2 electrones girando en el primer nivel de

energía (puede tener 1 o 2 átomos).

Si ahora pasamos al nivel 2, vemos que tiene 2

subniveles, lógicamente el s y el p. Pero claro en el

nivel s solo habrá como máximo 2 electrones y en el

p como máximo 6

OJO hay átomos que no tienen los 4 subniveles,

como veremos más adelante, y átomos que no tienen

los 7 niveles de energía, pueden tener menos. Esto es

precisamente lo que queremos averiguar, cuantos

niveles y subniveles de energía tiene un átomo

concreto y cuantos electrones tiene en cada uno de

estos subniveles y niveles, es decir su Configuración

Electrónica.

Además, hay algo muy importante, en cada subnivel

solo podemos tener un número máximo de

electrones. Esto hace que podamos saber el número

de electrones fácilmente, o lo que es lo mismo la

distribución electrónica.

En el subnivel s solo puede haber como máximo 2

electrones, en el p 6, en el d 10 y en el f 14. (en cada

nivel hay 4 más que en el nivel anterior, es fácil de

recordar). ¡¡importante niveles y subniveles!!!

Fíjate que fácil: En el nivel 1 hay un subnivel, en el

2, 2 subniveles, en el 3, 3 subniveles y en el 4 hay 4

subniveles. ¿Fácil NO?. Los últimos niveles un poco

diferentes, por ejemplo en el 5, hay 4 subniveles,

no puede tener más porque solo existen 4. Y ahora

vamos a contar al revés, en el nivel 6, 3 subniveles y

en el último nivel, el 7 solo habrá..¿Cuántos? Pues si,

habrá 2 subniveles.

COLEGIO MILITAR GENERAL

GUSTAVO MATAMOROS D´CO

"Formamos Hombres Nuevos Para Una Colombia Mejor"

FECHA:

AREA : CIENCIAS NATURALES Y

MEDIO AMBIENTE

HORAS DE CLASE :

SEMANALES

GRADO:7º

ASIGNATURA: QUIMICA PERIODO 3

ESTUDIANTE: DOCENTE: DALFY YARIMA LÒPEZ ROJAS

Además, si hay un subnivel siempre será el s, si hay

2 serán el s y el p, si hay 3 serán el s, el p y el d, y si

hay 4 subniveles serán el s, el p, el d y el f.

Concretemos más nivel a nivel

Primero hay que completar los orbitales s del nivel

sucesivo antes de completar los d. Esto se debe a que

experimentalmente se ha observado que tal

configuración hace que el átomo tenga una energía

global lo más baja posible. Por ejemplo, el 4s se

completa antes del 3d y el 5s antes del 4d (salvo

excepciones) Ejemplo.

Un elemento X con Z=30, su configuración será la

siguiente: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 No siempre

es respetado el método aufbau, en algunos elementos

que van del Sc a Zn se observan algunas

“anomalías”. Mientras los orbitales 3d se completan,

su energía disminuye acercándose a la energía de los

orbitales 4s para luego pasar a ser más baja.

Concretemos más nivel a nivel:

- Primero de todo, recordar que en el subnivel s solo

puede haber como máximo 2 electrones, en el p 6, en

el d 10 y en el f 14. En cada nivel tendremos:

- En el nivel 1 solo hay un subnivel, y lógicamente

será el s.

- El nivel 2 hay 2 subniveles, el s y el p.

- En el nivel 3 hay 3 subniveles el s, el p y el d.

- En el nivel 4 hay 4 subniveles, el s, el p, el d y el f.

Pero OJO el nivel 5 tiene 4 subniveles también, pero

en el nivel 6 solo tiene 3 (hasta el d) y en el 7 solo

dos subniveles el s y el p.

Fíjate como quedarían cada nivel:

OJO antes de llegar a un nivel superior

tendremos que rellenar los niveles más bajo de

energía de electrones. Para llegar al nivel 2p,

primero tenemos que llenar de electrones el 1s (con

2 electrones), el 2s (con otros 2) y luego ya

llenaríamos el 2p con un máximo de hasta 6, como

ya sabemos.

Según esta tabla podríamos saber....

¿Cuantos electrones máximos Podemos tener en

cada Nivel de Energía? - En el nivel 1 solo soporta hasta orbitales s

(subnivel), por lo tanto, podríamos tener como

máximo 2 electrones.

- En el 2, hasta p, por lo tanto, podríamos tener 2 de

s y 6 de p, en total 8 electrones.

- En el 3, hasta d, por lo tanto, 2 de s, 6 de p y 10 de

d= 18.

- en el 4, hasta f, por lo tanto, 2 de s, 6 de p, 10 de d

y 14 de f = 32.

- En el 5, hasta f igual es decir 32.

- En el 6, hasta d (comienzas a perder energía) puede

tener como máximo 18 electrones.

- En el 7, hasta p, como máximo 8 electrones.

Como podemos apreciar ningún átomo tendrá una

configuración 6f, por ejemplo, pero si 4f en su

configuración.

Bien pues ahora si supiéramos cuantos electrones

tiene un elemento concreto de la tabla periódica,

ya podríamos saber cómo se distribuyen esos

electrones alrededor de su núcleo. El número de

electrones que tiene el átomo de cada una de los

elementos diferentes que conocemos viene en

la tabla periódica de los elementos, es su número

atómico o Z. es muy fácil. De todas formas veremos

cómo ni siquiera debemos saber esto para hacer la

configuración electrónica de un elemento, aunque es

mejor entenderlo.

Veamos algunos ejemplos. Imaginemos el Helio.

Sabemos que tiene 2 electrones. ¿Cómo estarán

distribuidos?. Sencillo. El primer nivel permite 2

átomos, pues ahí estarán sus dos electrones. Además

el primer nivel solo permite un subnivel, el s, y en

este subnivel puede tener un máximo de 2 electrones.

Conclusión estarán girando alrededor del nivel 1

y sus dos electrones estarán en el subnivel s, del

nivel de energía 1.

Cuando queremos hacer la configuración

electrónica de un elemento concreto, por ejemplo

la de Helio del caso anterior, tendremos que tener

una forma de expresarlo y que todo el mundo

utilice la misma forma. se hace así

Si te fijas en la imagen, se pone un número que nos

dice de qué nivel de energía estamos hablando,

detrás y en minúscula, la letra del subnivel de ese

nivel del que estamos hablando, y un exponente

sobre la letra del subnivel que nos dice el número

de electrones que hay en ese subnivel. En este caso

como es el subnivel s nunca podría tener un

exponente mayor de 2, ya que son los máximos

electrones que puede tener este subnivel. Tenemos la

configuración electrónica del Helio

La más fácil será la del Hidrógeno, que tiene un

electrón. Será 1s1 .

¿Y si tiene 3 electrones? Por ejemplo el caso del

Litio (Li). Tendrá 2 electrones en el primer nivel (son

los máximos), y uno en el segundo. ¿Cómo lo

expresamos?

1s2 2s1 En el nivel de energía 1 y subnivel s = 2

electrones, ya estaría llena por lo que pasamos al

nivel 2. En este nivel estará el electrón que nos falta

por acomodar. Lo acomodamos en el primer subnivel

del nivel 2. El primer subnivel de un nivel es siempre

el s, el segundo el p, el tercero el d y el cuarto el f.

Luego 2s1 significa nivel 2 subniveles s con un

electrón. Ya tenemos los 3 electrones del Litio en su

sitio y expresada correctamente su configuración

electrónica.

Si tuviéramos más electrones iríamos poniendo el

cuarto en el nivel 2 y en el subnivel s (que ya sabemos

que entran 2), pero si tuviéramos 5 tendríamos que

poner el quinto en el nivel 2 pero en la capa p. Así

sucesivamente.

Pero para esto es mejor utilizar un esquema muy

sencillo, ya que algunas veces, antes del llenar algún

subnivel posible de un nivel, se llena un subnivel de

otro nivel superior.

El orden en el que se van llenando los niveles de

energía es: 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p. OJO Fíjate

que antes de llenarse el nivel 3 por completo, se

empieza a llenar el nivel 4. (Pasa del 3s, 3p al 4s y

no al 3d). Pero tranquilo para esto hay un

esquema muy sencillo.

El esquema de llenado de los orbitales atómicos, lo

podemos tener utilizando la regla de la diagonal.

Deberás seguir atentamente la flecha del esquema

comenzando en 1s; siguiendo la flecha podrás ir

completando los orbitales con los electrones en

forma correcta.

Es importante recordar que los orbitales se van

llenando en el orden en que aparecen, siguiendo esas

diagonales, empezando siempre por el 1s.

Con esta simple regla, sabiéndose la imagen anterior

es muy fácil sacar la configuración electrónica de

cualquier elemento. Veamos cómo se hace

definitivamente.

Configuración Electrónica de los Elementos

Recuerda que en cada subnivel hay un número

máximo de electrones s = 2e-, p = 6e-, d = 10e- y f

=14e-

En el subnivel s solo puede haber como máximo

2 electrones, en el p 6, en el d 10 y en el f 14.

Si hacemos la configuración electrónica de un átomo

de un elemento con 10 electrones (número atómico

que se saca de la tabla periódica, es el Neón)

siguiendo la regla de la diagonal su configuración.

Quedaría así = 1s2 2s2 2p6

Explicación

Siguiendo el esquema empezamos por el nivel 1s el

cual lo llenamos con su número máximo de

electrones (2) y sería 2s2, como nos faltan 8

electrones más siguiendo el esquema pasamos al

nivel 2s, que también como es nivel s solo puede

tener 2 electrones, por lo tanto 2s2. Ahora pasamos

al nivel 2p que por ser nivel p puede tener como

máximo 6 electrones, precisamente los que nos faltan

para llegar a 10,por lo tanto sería 2p6. Al final queda:

1s2 2s2 2p6

¿Y si tuviera 9 electrones? pues muy sencillo igual

pero al llegar al nivel 2p solo pondríamos 5

electrones en ese nivel, 2p5 y quedaría 1s2 2s2 2p5.

el nivel 2p no se llena por completo.

Cuantos electrones tiene un átomo en su última

capa? Pues en el caso del de 10 electrones en su

última capa tendrá 6 electrones y el en el caso del 9,

en su última capa tendrá 5. Estos son sus

electrones de valencia.

Por cierto, el de 9 electrones es el Flúor (F) y el de

10 el Neón (Ne). Lo puedes comprobar en la tabla

periódica de los elementos.

Veamos algunos ejemplos más:

Configuración electrónica del Nitrógeno: Lo

primero miramos en la tabla periódica y tiene un

número atómico = 7. Con esto sacamos su

configuración:

Nitrógeno: 1s2 2s2 2p3

Aquí tienes más ejemplos. Te ponemos el Z o

número atómico primero (en negrita) y luego la

configuración electrónica.

Ejemplos de la Configuración Electrónica

Hidrógeno 1 = 1s1

Helio 2 = 1s2

Litio 3 = 1s2 2s1

Berilio 4 = 1s2 2s2

Boro 5 1s2 2s2 2p1 =

Carbono 6 = 1s2 2s2 2p2

Nitrógeno 7 = 1s2 2s2 2p3

Oxígeno 8 = 1s2 2s2 2p4

Flúor 9 = 1s2 2s2 2p5

Neón 10 = 1s2 2s2 2p6

Sodio 11 = 1s2 2s2 2p6 3s1

Magnesio 12 = 1s2 2s2 2p6 3s2

Aluminio 13 = 1s2 2s2 2p6 3s2 3p1

Silicio 14 = 1s2 2s2 2p6 3s2 3p2

Fósforo 15 = 1s2 2s2 2p6 3s2 3p3

Azufre 16 = 1s2 2s2 2p6 3s2 3p4

Cloro 17 = 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5

Argón 18 = 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6

Potasio 19 = 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1

Calcio 20 = 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2

ALGUNAS EXCEPCIONES DE LA

CONFIGURACIÓN ELECTRONICA:

La configuración del Cromo seria [Ar]4s2 3d4 ( con

[Ar] se indica la configuración electrónica del

Argón). Sin embargo, análisis espectrofotométricas y

químicas demuestran que Cr tiene 1 solo electrón en

el orbital 4s. Su configuración electrónica correcta es

[Ar] 4s1 3d5 Los elementos de Mn a Ni tienen las

configuraciones previstas con el método aufbau

porque es más fácil que se forme un par de electrones

en un orbital 4s que en un 3d.

Otras excepciones también son

Nb [Kr]4d45s1

Ru [Kr]4d75s1

Rh [Kr]4d85s1

Pd [Kr]4d10

W [Xe]4f145d4 6s²

Pt [Xe]4f145d96s1

ACTIVIDAD:

1. Lee detenidamente la guía realiza una síntesis o

Realiza un resumen de la información de la guía

2. Semana los niveles y su niveles de energía cuales

son y como se representan

3. Cuantos electrones caben en cada nivel

4. Cuantos en cada subnivel

5. En que consiste el Principio de Hund y que otro

nombre tiene

6. Realiza todos los gráficos.

7. Realiza la configuración electrónica de azufre,

carbono, yodo. mercurio. cobre. plata, oro silicio

potasio, calcio fosforo, bromo, oxigeno, flúor,

sodio. Helio hidrogeno y aluminio.

8. la página final tiene la configuración electrónica

de todos los elementos de la tabla periódica

imprímela y anéxala a tu cuaderno.