Ejemplo de Configuración Electrónica

La configuración electrónica es la descripción de cómo están organizados los electrones en un átomo. Fue propuesta inicialmente por Niels Bohr en 1923, quien se basó en el modelo atómico de Bohr para determinar en qué orden y cantidades estaban los electrones sujetos a sus respectivos orbitales.

Al día de hoy, la configuración electrónica de Bohr ya no se utiliza, por no dar una referencia de los orbitales y de las energías que los identificaban. Fue años después que se estableció definitivamente la distribución de los electrones en los subniveles y los orbitales de un átomo. La configuración electrónica pasó a regirse según el diagrama de Moeller, que es la siguiente tabla:

La notación de la configuración electrónica se desarrolla en forma diagonal, de arriba abajo y de la derecha a la izquierda (se siguen las celdas sombreadas y blancas). Escribiendo esta secuencia, queda:

1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 4f, 5d, 6p, 7s, 5f, 6d, 7p, 6f, 7d, 7f

A esta serie se le llama principio de construcción o principio de Aufbau. Se van a repartir entre todos los términos los electrones de un átomo. El número de electrones de un átomo se sabe con el número atómico, representado con la letra Z. Por ejemplo, el número atómico del hidrógeno es 1, así que tiene un electrón. El del calcio es 20, así que tiene 20 electrones.

Para escribir la configuración electrónica, se escribe la localización del orbital y, como un superíndice, el número de electrones que hay en ese orbital. En primera instancia, la localización se pone en la forma nl, es decir, el número cuántico principal “n” seguido por el número cuántico secundario “l”, de ese orbital. Y como superíndice, el número de electrones ahí.

Cada subnivel, que puede representarse por las letras s, p, d, f, tiene un determinado número de electrones que puede contener:

• El s puede contener 2 electrones.
• El p puede contener 6 electrones.
• El d puede contener 10 electrones.
• El f puede contener 14 electrones.

Ejemplos de configuración electrónica

• Hidrógeno (H) (Z=1): 1s¹
• Helio (He) (Z=2): 1s²
• Calcio (Ca) (Z=20): 1s², 2s², 2p⁶, 3s², 3p⁶, 4s²
• Cesio (Cs) (Z=55): 1s², 2s², 2p⁶, 3s², 3p⁶, 4s², 3d¹⁰, 4p⁶, 5s², 4d¹⁰, 5p⁶, 6s¹
• Francio (Fr) (Z=87): 1s², 2s², 2p⁶, 3s², 3p⁶, 4s², 3d¹⁰, 4p⁶, 5s², 4d¹⁰, 5p⁶, 6s², 4f¹⁴, 5d¹⁰, 6p⁶, 7s¹
• Hierro (Fe) (Z=26): 1s², 2s², 2p⁶, 3s², 3p⁶, 4s², 3d⁶
• Osmio (Os) (Z=76): 1s², 2s², 2p⁶, 3s², 3p⁶, 4s², 3d¹⁰, 4p⁶, 5s², 4d¹⁰, 5p⁶, 6s², 4f¹⁴, 5d⁶
• Mercurio (Hg) (Z=80): 1s², 2s², 2p⁶, 3s², 3p⁶, 4s², 3d¹⁰, 4p⁶, 5s², 4d¹⁰, 5p⁶, 6s², 4f¹⁴, 5d¹⁰
• Cadmio (Cd) (Z=48): 1s², 2s², 2p⁶, 3s², 3p⁶, 4s², 3d¹⁰, 4p⁶, 5s², 4d¹⁰
• Zinc (Zn) (Z=30): 1s², 2s², 2p⁶, 3s², 3p⁶, 4s², 3d¹⁰
• Silicio (Si) (Z=14): 1s², 2s², 2p⁶, 3s², 3p²
• Bromo (Br) (Z=35): 1s², 2s², 2p⁶, 3s², 3p⁶, 4s², 3d¹⁰, 4p⁵
• Antimonio (Sb) (Z=51): 1s², 2s², 2p⁶, 3s², 3p⁶, 4s², 3d¹⁰, 4p⁶, 5s², 4d¹⁰, 5p³
• Iridio (Ir) (Z=77): 1s², 2s², 2p⁶, 3s², 3p⁶, 4s², 3d¹⁰, 4p⁶, 5s², 4d¹⁰, 5p⁶, 6s², 4f¹⁴, 5d⁷
• Carbono (C) (Z=6): 1s², 2s², 2p²
• Azufre (S) (Z=16): 1s², 2s², 2p⁶, 3s², 3p⁴
• Xenón (Xe) (Z=54): 1s², 2s², 2p⁶, 3s², 3p⁶, 4s², 3d¹⁰, 4p⁶, 5s², 4d¹⁰, 5p⁶
• Plomo (Pb) (Z=82): 1s², 2s², 2p⁶, 3s², 3p⁶, 4s², 3d¹⁰, 4p⁶, 5s², 4d¹⁰, 5p⁶, 6s², 4f¹⁴, 5d¹⁰, 6p²
• Argón (Ar) (Z=18): 1s², 2s², 2p⁶, 3s², 3p⁶
• Cobalto (Co) (Z=27): 1s², 2s², 2p⁶, 3s², 3p⁶, 4s², 3d⁷