1. 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.

2. 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.

3. Ejemplo REGLA DE HUND
El arreglo mas estable de electrones en las subcapas es
aquel con el mayor numero de spines paralelos.
8C
SI
1s2 2s2 2p2
NO
8C
1s2 2s2 2p2
NO
8C
1s2 2s2 2p2

4. 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.

5. La regla del serrucho
Es una regla mnemotécnica para recordar el
orden del llenado de los orbitales.
Puedes hacerlo siguiendo los siguientes pasos:

6. • 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.

7. • Dibuja 4 columnas y 7 filas.
• Asigna a cada columna s, p, d y f.
• Asigna a cada fila números del 1 al 7.
• En cada s p d
casillero
f
escribe 1s, 2s 1 1 s2
… según
corresponda. 2 2 s2 2p 6
• Coloca los
3 3 s2 3p 6 3 d10
superíndices 4 4 s2 4p 6 4 d10 4 f14
2, 6, 10 y 14 a
s, p, d y f 5 5 s2 5p 6 5 d10 5 f14
respectiva- 6 6 s2 6p 6 6 d10 6 f14
mente.
7 7 s2 7p 6 7 d10 7 f14

8. El serrucho
1s2 Traza flechas en el
2s2 2p6 sentido indicado
de arriba hacia
3s2 3p6 3d10 abajo.
4s2 4p6 4d10 4f14 Y escribe los
5s2 5p6 5d10 5f14 orbitales que vayas
atravesando así:
6s2 6p6 6d10 6f14
7s2 7p6 7d10 7f14
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10

9. Ejemplo
(Z = 27), con el diagrama obtendríamos:
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d7 →
(2 + 2 + 6 + 2 + 6 + 2 + 7 = 27)
3d 7 número de ē totales
n en el subnivel 3d
nivel 3
el subnivel d tiene
5 orbitales.
l
cada orbital
subnivel 3d
contiene hasta 2 ē.

10. 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

11. Llenado de orbitales
Los ē se representan en un orbital mediante flechas.
Hacia arriba indica spin +½. Hacia abajo indica -½
↑↓ Electrones
apareados
Cuando hay un par de ē en
posición antiparalela.
↑ Electrón Cuando hay un solo ē el spin
desapareado es +½, se dibuja hacia arriba.

12. Ejercicios

13. Llenado de orbitales
(Z = 8) : 1s2 2s2 2p4
-1 0 +1
Números cuánticos del último electrón
( 2,1,-1,-½ )

14. configuraciones electrónicas de tres elementos
del grupo IIA
período
2 Be (Z = 4) 1s2 2s2
3 Mg (Z = 12) 1s2 2s2 2p6 3s2
4 Ca (Z = 20) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2

15. EXCEPCIONES
29Cu
4p 3d
4s
29Cu 3d10 4s1
4p 3d
4s
24Cr
4p 3d
4s
24Cr 3d5 4s1
4p 3d
4s

16. Configuraciones electrónicas y Tabla periódica

17. 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 IA
N° de ē en la última capa 7 1

18. 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.

19. 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.

20. 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 S4+ O2-3]0
= 2(+1) + 1(+4) + 3(-2) = 0

21. 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

22. 6. Los metales alcalinos (grupo IA) siempre
participan con número de oxidación 1+.
Ejemplos
NaH [Na1+ H1-]0
K3PO4 [K1+3 P5+ O2-4]0
7. Los metales alcalino térreos (grupo IIA) siempre
participan con número de oxidación 2+.
Ejemplos
MgCl2 [Mg2+ Cl1-2]0

23. 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