Guia-de-aprendizaje-de-configuración-electrónica-Josmar-1-y-4AB

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Departamento de Ciencias. Química 
 Profesora Josmar Blanco Machado 
 
 
GUÍA DE APRENDIZAJE DE QUÍMICA 
CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA 
 
 
Objetivos: Reconocer la configuración electrónica distinguiendo que se establece como una distribución de los 
electrones entre los diferentes orbitales atómicos. 
Identificar y explicar los principios de construcción que permiten explicar el comportamiento de los electrones en 
átomos multielectrónicos. Ejercitar la configuración electrónica de diversos elementos químicos considerando los 
números cuánticos. Asociar los niveles de energía con los números cuánticos y la posición del electrón dentro del 
átomo. 
Instrucciones: Utilizar tabla periódica, realizar guía en el cuaderno de clase. 
 
 
Configuración electrónica 
 
La configuración electrónica del átomo de un elemento corresponde a la ubicación de los 
electrones en los orbitales de los diferentes niveles de energía. Aunque el modelo de 
Scrödinger es exacto sólo para el átomo de hidrógeno, para otros átomos es aplicable el 
mismo modelo mediante aproximaciones muy buenas. 
La manera de mostrar cómo se distribuyen los electrones en un átomo, es a través de la 
configuración electrónica. El orden en el que se van llenando los niveles de energía es: 1s, 
2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p. El esquema de llenado de los orbitales atómicos, lo podemos 
tener utilizando la regla de la diagonal o diagrama de Moeller, para ello debes seguir 
atentamente la flecha del esquema comenzando en 1s; siguiendo la flecha podrás ir 
completando los orbitales con los electrones en forma correcta. 
 Figura 1: Diagrama de Moeller o regla de la diagonal 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Aplicando el mencionado cuadro de las diagonales la configuración electrónica estándar 
para cualquier átomo es la siguiente: 
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s2 4f14 5d10 6p6 7s2 5f14 6d10 7p6 
 
Más adelante se explicará cómo se llega a este enjambre de números y letras que 
perturba inicialmente, pero es simple de realizar. 
Escribiendo configuraciones electrónicas 
 
Para escribir la configuración electrónica de un átomo es necesario: 
 
1.- Saber el número de electrones que el átomo tiene; basta conocer el número atómico 
(Z) del átomo en la tabla periódica. Recuerda que el número de electrones en un átomo 
neutro es igual al número atómico (Z = p+). 
2.- Ubicar los electrones en cada uno de los niveles de energía, comenzando desde el nivel 
más cercano al núcleo (n = 1). 
3.- Respetar la capacidad máxima de cada subnivel (s = 2e-, p = 6e-, d = 10e- y f = 14e-). 
 
Además se debe respetar los siguientes postulados: 
Nombre del 
estudiante 
 
 
Curso: Fecha: _____/_____/2020 
 
 
 
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1.- Mínima energía de Aufbau: El principio de Aufbau contiene una serie de instrucciones 
relacionadas a la ubicación de electrones en los orbitales de un átomo. Los orbitales se 
“llenan” respetando los siguientes principios: 
Principio de mínima energía: Los electrones se ubican en los orbitales de más baja energía, 
por lo tanto, los de mayor energía se ocuparán sólo cuando los primeros hayan agotado su 
capacidad. Los electrones se ubican primero en los orbitales de menor energía. 
 
2.- Principio de exclusión de Pauli: orbitales son ocupados por un máximo de 2 electrones 
siempre con spin diferente. No pueden existir dos electrones que tengan los mismos 
números cuánticos. 
 
 
 
 
 
3.- Principio de máxima multiplicidad de Hund: en orbitales de la misma energía, los 
electrones entran de a uno, ocupando cada órbita con el mismo espín. Cuando se alcanza 
el semillenado, se produce el apareamiento con los espines opuestos. 
Ejemplo: la configuración electrónica del carbono (C) Z=6 es: 1s2 2s2 2p2 hay tres 
maneras de colocar los electrones del subnivel 2p que son: 
 
 
 
 
Sin embargo, solo uno sigue la regla de Hund. 
 
Antes de comenzar a escribir configuraciones electrónicas recordemos algunos conceptos 
que debes manejar: 
 Existen 7 niveles de energía o capas donde pueden situarse los electrones, 
numerados del 1, el más interno o cercano al núcleo, al 7, el más externo o lejano 
del núcleo. 
 Cada nivel tiene sus electrones repartidos en distintos subniveles, que pueden ser 
de cuatro tipos: s, p, d, f. 
 En cada subnivel hay un número determinado de orbitales que pueden contener, 
como máximo, 2 electrones cada uno. De esta manera tenemos: 
 1 orbital tipo s 
 3 orbitales p 
 5 orbitales d 
 7 del tipo f. 
De esta forma el número máximo de electrones que admite cada subnivel es: 
 2 en el s 
 6 en el p (2 electrones x 3 orbitales) 
 10 en el d (2 electrones x 5 orbitales) 
 14 en el f (2 electrones x 7 orbitales) 
 
La configuración electrónica en la corteza de un átomo, es la distribución de sus 
electrones en los distintos niveles y orbitales. Los electrones se van situando en los 
diferentes niveles y subniveles por orden de energía creciente hasta completarlos. 
 
“Es importante saber cuántos electrones existen en el nivel más externo de un átomo 
pues son los que intervienen en los enlaces con otros átomos para formar compuestos, 
estos últimos electrones se denominan ELECTRONES DE VALENCIA”. 
Lo descrito anteriormente sobre La distribución de orbitales y número de electrones 
posibles en los 4 primeros niveles de energía se resume en la siguiente tabla: 
 
 
 
 
 
 
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Niveles de energía 1 2 3 4 
Subniveles s s p s p d s p d f 
Número de orbitales de cada tipo 1 1 3 1 3 5 1 3 5 7 
Denominación de los orbitales 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d 4f 
Número máximo de electrones en los 
orbitales 
2 2 - 6 2 - 6 - 10 2- 6- 10- 14 
Número máximo de electrones por 
nivel 
2 8 18 32 
 
 
La configuración electrónica en la corteza de un átomo es la distribución de sus electrones 
en los distintos niveles y orbitales. Los electrones se van situando en los diferentes niveles 
y subniveles por orden de energía creciente hasta completarlos. Es importante saber 
cuántos electrones existen en el nivel más externo de un átomo pues son los que 
intervienen en los enlaces con otros átomos para formar compuestos. 
 
 
Para poder realizar la configuración electrónica se debe establecer el siguiente 
protocolo: 
1. Identificar el número de electrones del átomo o ión por configurar. 
2. Escribir la estructura de configuración. El orden de llenado corresponde al principio de 
mínima energía. 
3. Completa la configuración electrónica asignando a cada subnivel el máximo de 
electrones posibles. (Los electrones siempre trataran de estar lo más cercano al núcleo). 
4. Existen 4 formas de escribir la configuración electrónica: 
a. Global: se disponen los electrones según capacidad de nivel y subniveles. 
b. Global externa: también se le denomina configuración electrónica resumida. Se indica 
en un corchete el gas noble anterior al elemento configurado y posteriormente los niveles 
y subniveles que no están incluidos en ese gas noble y pertenecen al elemento 
configurado. Este tipo de configuración es muy útil cuando el interés está concentrado en 
conocer los electrones más externos o lejanos al núcleo, es decir, los que se ubican en la 
capa más externa, llamados electrones de valencia. 
c. Por orbital detallada: se indica la ubicación de los electrones por orbital. 
d. Diagrama de orbitales: se simboliza cada orbital con una línea o casillero, usando 
flechas para representar la disposición del espín de cada electrón. 
 
Ejemplo: Na, número atómico = 11 
1. Configuración global: 
 1s2 2s2 2p6 3s1 
2. Configuración global externa: 
 [Ne] 3s1 
3. Configuración detallada por orbital: 
 1s2 2s2 2px2py2pz23s1 
4. Diagrama por orbital: 
 
 
 
 
 
 
 
 
Configuración electrónica de iones 
Un ión, es un átomo con carga eléctrica, el cual se forma por la pérdida o ganancia de uno 
o más electrones. 
 
 
 
 
 
 
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Por ejemplo: 
 
1) El Na neutro (sin carga eléctrica) tiene un número atómico igual a 11, es decir, tiene 11 
protones y por lo tanto 11 electrones. Al perder 1 electrón quedará con un electrón 
menos que el número de protones, quedando con 11 protones y 10 electrones. De esta 
manera tendrá una carga positiva más y se simbolizará Na+. 
 
2) El Cl neutro tiene un número atómico igual a 17, es decir, tiene 17 protones y por lo 
tanto 17 electrones. Cuando se ioniza el Cl gana un electrón quedando con 17 protones y 
18 electrones. De esta forma tendrá una carga negativa y se simbolizará Cl-. 
 
3) El ión Al+3 indica que ha perdido 3 electrones. El Al neutro tiene un número atómico 
igual a 13, es decir, tiene 13 protones y 10 electrones. 
4) El ión Mg+2 indica que ha perdido 2 electrones. El Mg neutro tiene un número atómico 
igual a 12, es decir, tiene 12 protones y 10 electrones. 
5) El ión S-2 indica que ha ganado 2 electrones. El S neutro tiene un número atómico igual 
a 16, es decir, tiene 16 protones y 18 electrones. 
 
 
Con la información suministrada estas en la capacidad de: 
Desarrollar los siguientes ejercicios: 
 
1. Realice la configuración electrónica para los siguientes elementos: 
a. Flúor. 
b. Potasio. 
c. Carbono. 
d. Azufre. 
e. Criptón. 
f. Argón. 
g. Magnesio. 
h. Neón. 
 i. Nitrógeno. 
j. Cloro. 
 
2. Según la configuración electrónica de los átomos neutros y de los iones, ¿Qué 
cambios experimentan los átomos al convertirse en los siguientes iones? 
a. Cl Cl- 
b. Ca Ca2+ 
c. S S2- 
d. K K+ 
e. O O2- 
f. Mg Mg2+ 
 
3. Establece el grupo y electrones de valencia de las siguientes configuraciones 
electrónicas y diga cual es el nombre del elemento en cada caso. 
 
a) [He] 2s2 2p4 
b) [He] 2s2 2p1 
c) [He] 2s2 2p6 
d) [Ne] 3s2 3p5 
 
 
 
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4. Determine la configuración electrónica de los siguientes elementos, escribiendo en cada caso la 
configuración global, configuración electrónica externa, nivel, periodo, elemento 
 
a) Flúor c) Magnesio e) Argón 
b) Potasio d) Azufre f) Criptón 
 
 
5. Determine la configuración electrónica de los siguientes iones: 
 
a) Li+ b) F- c) Mg2+ d) Al3+ e) Ca2+ 
 
6. Señale cuantos Electrones de Valencia presentan los siguientes elementos: 
 
a) Potasio 
b) Magnesio 
 
 
7. Determina la alternativa que responde correctamente a los siguientes planteamientos: 
 
a) ¿Cuál es el número de electrones de valencia según la configuración 1s2 2s2 2p1 ? 
 a. 2 
b. 1 
c. 3 
d. 5 
e. 4 
 
b) Respecto a la configuración electrónica de [Ar] 4s1, es correcto que: 
 
a. Corresponde a un gas noble. 
b. Tiene todos sus orbitales llenos. 
c. Posee 19 electrones. 
d. Posee 4 orbitales llenos. 
e. Posee 4 orbitales tipo s con 1 e- 
 
 
c)¿Cuál es el valor del número atómico y el nombre del elemento cuya configuración electrónica es [Ne] 3s2 
3p2? a. 13, Aluminio. 
 b. 15, Fósforo. 
 c. 14, Silicio. 
 d. 10, Neón. 
 
8. La configuración electrónica de átomo de hierro es: 
 Fe [Ar] 3d64s2 
a) Cual es el numero atómico del hierro? 
b) Realice la configuración electronica del ion Fe3+ 
c) Represente la forma de llenado del subnivel “d” del átomo de Fe. 
 
9. El átomo de Telurio (Te) tiene Z = 52. 
a) Realice la configuración electrónica por niveles y subniveles de energía. 
b) Cuantos niveles, subniveles y orbítales posee este átomo. 
 
 
 
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10. Escribe la configuración electrónica global, global externa y diagrama de orbitales de los elementos 1 al 36 de 
número atómico. 
 
 
Elemento Conf. Global Conf. global externa Diagrama de orbitales 
1 H 
2 He 
3 Li 
4 Be 
5 B 
6 C 
7 N 
8 O 
9 F 
10 Ne 
11 Na 
12 Mg 
13 Al 
14 Si 
15 P 
16 S 
17 Cl 
18 Ar 
19 K 
20 Ca 
21 Sc 
22 Ti 
23 V 
24 Cr 
25 Mn 
26 Fe 
27 Co 
28 Ni 
29 Cu 
30 Zn 
31 Ga 
32 Ge 
33 As 
34 Se 
35 Br 
36 Kr 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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11. Escribe la configuración electrónica global y diagrama de orbitales de los siguientes iones: 
 
 
IÓN 
Número de 
electrones 
Configuración global Diagrama de orbitales 
Na+ 
 
 
 
Cl- 
 
 
 
Al 3+ 
 
 
 
Mg2+ 
 
 
 
Ca2+ 
 
 
 
S2-