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Los electrones de un átomo no están en cualquier sitio: ocupan orbitales con energías concretas, y lo hacen siguiendo unas reglas precisas. La configuración electrónica es la lista de qué orbitales ocupan. De ella dependen las propiedades químicas del elemento, su posición en la tabla periódica, los enlaces que forma y los iones que da.

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Lo que vas a aprender

  • Los cuatro números cuánticos y qué describe cada uno.
  • Los tipos de orbitales y cuántos electrones caben.
  • El orden de llenado (diagrama de Moeller).
  • El principio de exclusión de Pauli y la regla de Hund.
  • La configuración abreviada, la de los iones y las excepciones.
  • La relación con la tabla periódica.

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Fundamentos teóricos

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Números cuánticos

Los orbitales se pueden ver en el simulador de orbitales del hidrógeno.

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Subniveles

El nivel nn admite como máximo 2n22n^2 electrones.

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Orden de llenado: Aufbau y diagrama de Moeller

Los electrones ocupan primero los orbitales de menor energía. La energía crece con n+ln + l (y, a igual n+ln + l, con nn). El orden resultante se recuerda con el diagrama de Moeller (las diagonales): 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s 4f 5d 6p 7s 5f 6d 7p1s\ 2s\ 2p\ 3s\ 3p\ 4s\ 3d\ 4p\ 5s\ 4d\ 5p\ 6s\ 4f\ 5d\ 6p\ 7s\ 5f\ 6d\ 7p Fíjate en que el 4s4s se llena antes que el 3d3d.

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Principio de exclusión de Pauli

En un átomo no puede haber dos electrones con los cuatro números cuánticos iguales. Consecuencia: cada orbital admite dos electrones, con espines opuestos.

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Regla de Hund

En orbitales de la misma energía (los tres pp, los cinco dd), los electrones se colocan primero de uno en uno con el mismo espín, y solo después se aparean. Un átomo con electrones desapareados es paramagnético (lo atrae un imán).

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Configuración abreviada

Se escribe el gas noble anterior entre corchetes y se añaden los electrones que faltan: el sodio es [Ne] 3s1[\text{Ne}]\,3s^1.

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Iones

  • Aniones: se añaden electrones al último subnivel. Cl−\text{Cl}^-: [Ne] 3s2 3p6[\text{Ne}]\,3s^2\,3p^6.
  • Cationes: se quitan electrones del nivel con mayor nn primero (el 4s4s antes que el 3d3d). Fe2+\text{Fe}^{2+}: [Ar] 3d6[\text{Ar}]\,3d^6, no [Ar] 4s2 3d4[\text{Ar}]\,4s^2\,3d^4.

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Excepciones

Los subniveles dd semillenos (d5d^5) o llenos (d10d^{10}) son especialmente estables: Lo mismo pasa con molibdeno, plata y oro.

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Relación con la tabla periódica

  • El periodo es el número nn más alto.
  • El bloque (s, p, d, f) es el último subnivel que se llena.
  • Los electrones de valencia (los del último nivel) determinan el grupo y la química: todos los del grupo 1 terminan en ns1ns^1 y todos los halógenos en ns2np5ns^2np^5.

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Ejemplos resueltos

Ejemplo 1 · Oxígeno (Z = 8)

1s2 2s2 2p41s^2\,2s^2\,2p^4. Por la regla de Hund, en los tres orbitales 2p2p hay un par y dos electrones desapareados: el oxígeno es paramagnético. Periodo 2, grupo 16.
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d61s^2\,2s^2\,2p^6\,3s^2\,3p^6\,4s^2\,3d^6, o [Ar] 4s2 3d6[\text{Ar}]\,4s^2\,3d^6. Periodo 4, bloque d, grupo 8.
Fe2+\text{Fe}^{2+}: se quitan los dos 4s4s: [Ar] 3d6[\text{Ar}]\,3d^6. Fe3+\text{Fe}^{3+}: uno más del 3d3d: [Ar] 3d5[\text{Ar}]\,3d^5, semilleno y muy estable. Por eso el hierro se oxida con facilidad a Fe³⁺.
Un átomo neutro tiene la configuración [Kr] 5s2 4d10 5p3[\text{Kr}]\,5s^2\,4d^{10}\,5p^3. Electrones: 36+2+10+3=5136 + 2 + 10 + 3 = 51. Es el antimonio (Sb), periodo 5, grupo 15.
El último electrón del cloro (3p53p^5): n=3n = 3, l=1l = 1. Con Hund, el quinto electrón pp es el segundo del primer orbital: ml=−1m_l = -1 (o el que se tome como primero), ms=−12m_s = -\frac12.

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Errores frecuentes

  • Llenar el 3d3d antes que el 4s4s. Sigue el diagrama de Moeller.
  • Quitar los electrones del 3d3d al formar cationes de metales de transición. Se quitan primero los 4s4s.
  • Poner más de dos electrones en un orbital o más de seis en un subnivel pp.
  • Aparear electrones antes de tiempo al dibujar los diagramas de orbitales.
  • Olvidar las excepciones del cromo y el cobre.

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Preguntas frecuentes

No. Esa imagen (el modelo de Bohr) se abandonó hace un siglo. Un orbital es una región donde hay una probabilidad alta de encontrar al electrón, descrita por una función de onda. El “espín” tampoco es un giro literal: es una propiedad cuántica intrínseca.
Porque tienen su último nivel completo (ns2np6ns^2np^6, ocho electrones; o 1s21s^2 en el helio), una configuración muy estable. Los demás elementos tienden a ganar, perder o compartir electrones para conseguir una configuración parecida: es la regla del octeto, base del enlace químico.

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Temas relacionados

Tabla periódica

Bloques, periodos y propiedades.

Orbitales del hidrógeno

Las formas de los orbitales en 3D.

Enlace químico

Cómo se unen los átomos.
Última modificación el 12 de octubre de 2026