Configuración Electrónica

• Es la forma como los electrones están distribuidos en los diferentes orbitales.

• Esta distribución determina las principales propiedades de un átomo.

• Los ē se llenan primero los orbitales de menor energía (mas cercano al núcleo) hasta el de mas energía, siguiendo un orden determinado.

Reglas para determinar la distribución de ē

Principio de exclusión de Pauli.

• Establece que en un átomo determinado no hay dos electrones que tengan exactamente los mismos 4 números cuánticos.

Regla de Hund

• El arreglo mas estable de electrones en una subcapa ó subnivel es aquella con el mayor número de spines paralelos.

Ejemplo REGLA DE HUND

El arreglo mas estable de electrones en las subcapas es

aquel con el mayor numero de spines paralelos.

8C 1s2 2p2 2s2

2p2 1s2 2s2

2p2 1s2 2s2

SI

NO

NO

8C

8C

Otras Reglas

• Cada capa o nivel (n), contiene n subcapas o subniveles.

• Cada subcapa o subnivel (l) contiene (2l +1) orbitales.

• Solo puede colocarse un máximo de 2 ē en cada orbital.

• El número máximo de ē en cada capa es 2n2. Donde n es el número de capa.

La regla del serrucho

Es una regla mnemotécnica para recordar el

orden del llenado de los orbitales.

Puedes hacerlo siguiendo los siguientes pasos:

• Los orbitales se van llenando con ē ocupándose primero los de menor energía.

• Por ejemplo:

El subnivel 3d tiene mas energía que el 4s, entonces se llena primero 3d y después 4s.

• Estos elementos con 3d incompleto se llaman metales de transición.

14 f 7 10 d 7 6 p 7 2 s 7 7

14 f 6 10 d 6 6 p 6 2 s 6 6

14 f 5 10 d 5 6 p 5 2 s 5 5

14 f 4 10 d 4 6 p 4 2 s 4 4

10 d 3 6 p 3 2 s 3 3

6 p 2 2 s 2 2

2 s 1 1

f d p s

• Dibuja 4 columnas y 7 filas.

• Asigna a cada columna s, p, d y f.

• Asigna a cada fila números del 1 al 7.

• Coloca los

superíndices

2, 6, 10 y 14 a

s, p, d y f

respectiva-

mente.

• En cada

casillero

escribe 1s, 2s

… según

corresponda.

El serrucho

1s2

2s2 2p6

3s2 3p6 3d10

4s2 4p6 4d10 4f14

5s2 5p6 5d10 5f14

6s2 6p6 6d10 6f14

7s2 7p6 7d10 7f14

Traza flechas en el

sentido indicado

de arriba hacia

abajo.

Y escribe los

orbitales que vayas

atravesando así:

4d10 5s2 4p6 3d10 4s2 3p6 3s2 2p6 2s2 1s2

Ejemplo

(Z = 27), con el diagrama obtendríamos:

1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d7 →

(2 + 2 + 6 + 2 + 6 + 2 + 7 = 27)

3d7 n

l

número de ē totales

en el subnivel 3d nivel 3

subnivel 3d

el subnivel d tiene

5 orbitales.

cada orbital

contiene hasta 2 ē.

Notación abreviada

Se escribe indicando el kernell o configuración

del gas noble inmediatamente precedente,

entre corchetes y posteriormente solo lo

restante.

Para (Z = 27):

Gas noble anterior 18Ar 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6

Entonces para Z = 27 → [Ar]18 4s2 3d7

Llenado de orbitales

↑↓

↑

Electrones

apareados

Electrón

desapareado

Cuando hay un par de ē en

posición antiparalela.

Cuando hay un solo ē el spin

es +½, se dibuja hacia arriba.

Los ē se representan en un orbital mediante flechas.

Hacia arriba indica spin +½. Hacia abajo indica -½

Ejercicios

Llenado de orbitales

(Z = 8) : 1s2 2s2 2p4

Números cuánticos del último electrón

( 2,1,-1,-½ )

-1 0 +1

Be (Z = 4) 1s2 2s2

Mg (Z = 12) 1s2 2s2 2p6 3s2

Ca (Z = 20) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2

configuraciones electrónicas de tres elementos

del grupo IIA

2

3

4

período

4 s 4 p 3 d

24Cr

4 s 4 p 3 d

24Cr

3 d 4 s 4 p

29Cu

4 s 4 p 3 d

29Cu 3d10 4s1

3d5 4s1

EXCEPCIONES

Configuraciones electrónicas y Tabla periódica

Valencia

• Es la capacidad de combinación de un átomo.

• Se relaciona con el número de electrones de

valencia o de la última capa.

• Son valores sin carga y único para cada elemento.

Ejemplo:

Elemento Cloro Sodio

grupo VII A I A

N° de ē en la última capa 7 1

Número de oxidación (n.o.)

• Se llama también estado de oxidación e.o.

• Es el número de ē que un elemento gana,

pierde o comparte al combinarse.

• En compuestos iónicos simples corresponde a la

carga del ión.

• En compuestos covalentes se siguen algunas

convenciones arbitrarias.

• Algunos elementos tienen un único n.o.

• Los elementos con mas de un valor de n.o. usan

diferentes valores de n.o. según el caso.

• Se encuentran listados en la tabla periódica.

Reglas para asignar el n.o.

1. El número de oxidación de cualquier elemento

libre no combinado es 0.

n.o. se escribe

Na → 0 Na0

Incluye a las moléculas diatómicas de gases:

n.o. se escribe

H2 → 0 H20

Las cargas

neutras de

valor 0

(verde) en

general no se

escriben.

2. Para un ión monoatómico simple la carga

corresponde a su número de oxidación. Ejemplo: Na1+ → 1

3. Para un ión poliatómico la carga corresponde a la

suma de los números de oxidación de los átomos

constituyentes. Ejemplo: SO3

= [S+4 O-23]

2- = 1(+4) + 3(-2) = -2

4. La suma de los números de oxidación de todos

los átomos constituyentes de compuestos iónicos

o covalentes es igual a cero.

Na2SO3 [Na1+2 S

4+ O2-3]

0

= 2(+1) + 1(+4) + 3(-2) = 0

5. El hidrógeno siempre participa con número de

oxidación 1+ excepto cuando se combina con

elementos del grupo IA.

En este caso su n.o. es 1-.

HF [H1+ F1-]0

NaH [Na1+ H1-]0

6. Los metales alcalinos (grupo IA) siempre

participan con número de oxidación 1+.

Ejemplos

NaH [Na1+ H1-]0

K3PO4 [K1+3 P

5+ O2-4]

0

7. Los metales alcalino térreos (grupo IIA) siempre

participan con número de oxidación 2+.

Ejemplos

MgCl2 [Mg2+ Cl1-2]

0

9. El oxígeno se combina con n.o. 2- excepto

cuando forma peróxidos en cuyo caso su n.o. es

1-.

Ejemplo: Cr2O72-

[Cr6+2

O2-7]

2-

10.Los elementos del grupo IIIA participan con

n.o. 3+.

Excepto el talio, Tl cuyo n.o. principal es 1+.

GaBr3 [Ga3+ Br1-3]

0