> ## Documentation Index > Fetch the complete documentation index at: https://apuntes.simulab.es/llms.txt > Use this file to discover all available pages before exploring further. # Configuración electrónica: diagrama de Moeller, números cuánticos y reglas de llenado > Cómo escribir la configuración electrónica de un átomo o un ion: números cuánticos, orbitales s, p, d y f, principio de Aufbau y diagrama de Moeller, principio de exclusión de Pauli, regla de Hund, configuración abreviada con gas noble, excepciones (cromo y cobre), electrones de valencia y relación con la tabla periódica, con ejemplos resueltos. 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](https://apuntes.simulab.es/quimica/estructura-atomica/tabla-periodica.md), los enlaces que forma y los iones que da. ## 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. ## Fundamentos teóricos ### Números cuánticos | Número | Símbolo | Valores | Describe | | - | - | - | - | | Principal | $n$ | 1, 2, 3… | Nivel de energía y tamaño | | Secundario (azimutal) | $l$ | 0, …, $n - 1$ | Forma del orbital (subnivel) | | Magnético | $m_l$ | $-l, \dots, +l$ | Orientación | | De espín | $m_s$ | $+\frac12$, $-\frac12$ | Giro del electrón | Los orbitales se pueden ver en el simulador de [orbitales del hidrógeno](https://apuntes.simulab.es/fisica/cuantica/orbitales-hidrogeno.md). ### Subniveles | $l$ | Letra | Orbitales ($2l + 1$) | Electrones máximos | | - | - | - | - | | 0 | s | 1 | 2 | | 1 | p | 3 | 6 | | 2 | d | 5 | 10 | | 3 | f | 7 | 14 | El nivel $n$ admite como máximo $2n^2$ electrones. ### Orden de llenado: Aufbau y diagrama de Moeller Los electrones ocupan primero los orbitales de **menor energía**. La energía crece con $n + l$ (y, a igual $n + l$, con $n$). El orden resultante se recuerda con el **diagrama de Moeller** (las diagonales): $$ 1s\ 2s\ 2p\ 3s\ 3p\ 4s\ 3d\ 4p\ 5s\ 4d\ 5p\ 6s\ 4f\ 5d\ 6p\ 7s\ 5f\ 6d\ 7p $$ Fíjate en que el $4s$ se llena **antes** que el $3d$. ### 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. ### Regla de Hund En orbitales de la misma energía (los tres $p$, los cinco $d$), 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). ### Configuración abreviada Se escribe el gas noble anterior entre corchetes y se añaden los electrones que faltan: el sodio es $[\text{Ne}]\,3s^1$. ### Iones * **Aniones:** se añaden electrones al último subnivel. $\text{Cl}^-$: $[\text{Ne}]\,3s^2\,3p^6$. * **Cationes:** se quitan electrones del nivel con **mayor $n$** primero (el $4s$ antes que el $3d$). $\text{Fe}^{2+}$: $[\text{Ar}]\,3d^6$, no $[\text{Ar}]\,4s^2\,3d^4$. ### Excepciones Los subniveles $d$ semillenos ($d^5$) o llenos ($d^{10}$) son especialmente estables: | Elemento | Esperada | Real | | - | - | - | | Cromo (Cr, 24) | $[\text{Ar}]\,4s^2\,3d^4$ | $[\text{Ar}]\,4s^1\,3d^5$ | | Cobre (Cu, 29) | $[\text{Ar}]\,4s^2\,3d^9$ | $[\text{Ar}]\,4s^1\,3d^{10}$ | Lo mismo pasa con molibdeno, plata y oro. ### Relación con la tabla periódica * El **periodo** es el número $n$ 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 $ns^1$ y todos los halógenos en $ns^2np^5$. ## Ejemplos resueltos > [accordion] Ejemplo 1 · Oxígeno (Z = 8) > > $1s^2\,2s^2\,2p^4$. Por la regla de Hund, en los tres orbitales $2p$ hay un par y dos electrones desapareados: el oxígeno es paramagnético. Periodo 2, grupo 16. > [accordion] Ejemplo 2 · Hierro (Z = 26) > > $1s^2\,2s^2\,2p^6\,3s^2\,3p^6\,4s^2\,3d^6$, o $[\text{Ar}]\,4s^2\,3d^6$. Periodo 4, bloque d, grupo 8. > [accordion] Ejemplo 3 · Iones de hierro > > $\text{Fe}^{2+}$: se quitan los dos $4s$: $[\text{Ar}]\,3d^6$. $\text{Fe}^{3+}$: uno más del $3d$: $[\text{Ar}]\,3d^5$, semilleno y muy estable. Por eso el hierro se oxida con facilidad a Fe³⁺. > [accordion] Ejemplo 4 · Identificar el elemento > > Un átomo neutro tiene la configuración $[\text{Kr}]\,5s^2\,4d^{10}\,5p^3$. Electrones: $36 + 2 + 10 + 3 = 51$. Es el **antimonio** (Sb), periodo 5, grupo 15. > [accordion] Ejemplo 5 · Números cuánticos de un electrón > > El último electrón del cloro ($3p^5$): $n = 3$, $l = 1$. Con Hund, el quinto electrón $p$ es el segundo del primer orbital: $m_l = -1$ (o el que se tome como primero), $m_s = -\frac12$. ## Errores frecuentes * **Llenar el $3d$ antes que el $4s$.** Sigue el diagrama de Moeller. * **Quitar los electrones del $3d$ al formar cationes** de metales de transición. Se quitan primero los $4s$. * **Poner más de dos electrones en un orbital** o más de seis en un subnivel $p$. * **Aparear electrones antes de tiempo** al dibujar los diagramas de orbitales. * **Olvidar las excepciones** del cromo y el cobre. ## Preguntas frecuentes > [accordion] ¿Los electrones giran como planetas? > > 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. > [accordion] ¿Por qué los gases nobles casi no reaccionan? > > Porque tienen su último nivel completo ($ns^2np^6$, ocho electrones; o $1s^2$ 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](https://apuntes.simulab.es/quimica/estructura-atomica/enlace-quimico.md). ## Temas relacionados > [card] [Tabla periódica](https://apuntes.simulab.es/quimica/estructura-atomica/tabla-periodica.md) > > Bloques, periodos y propiedades. > [card] [Orbitales del hidrógeno](https://apuntes.simulab.es/fisica/cuantica/orbitales-hidrogeno.md) > > Las formas de los orbitales en 3D. > [card] [Enlace químico](https://apuntes.simulab.es/quimica/estructura-atomica/enlace-quimico.md) > > Cómo se unen los átomos. 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