Configuración electrónica de un átomo

Introducción

Cuando ves que el sodio reacciona de forma parecida al potasio, o que el cloro y el flúor se comportan como "primos químicos", no es casualidad: se debe a cómo se organizan sus electrones. La configuración electrónica es, literalmente, el mapa de dónde está cada electrón de un átomo, y ese mapa explica casi todo lo que verás en química: la forma de la tabla periódica, qué elementos reaccionan entre sí y cómo se forman los enlaces.

En este artículo vas a aprender las reglas que rigen ese reparto, a escribir la configuración electrónica de cualquier átomo paso a paso, a usar su versión abreviada y a relacionarla con la posición de un elemento en la tabla periódica.

1. ¿Qué es la configuración electrónica?

La configuración electrónica indica cómo se distribuyen los electrones de un átomo en sus distintos niveles de energía y orbitales.

Por ejemplo, la del sodio (Na, Z = 11) es:

$1s^2\ 2s^2\ 2p^6\ 3s^1$

En un átomo neutro, el número de electrones coincide con el número atómico Z (que también es el número de protones). El sodio tiene Z = 11, así que tiene 11 electrones: 2 + 2 + 6 + 1 = 11.

2. Los orbitales y cuántos electrones caben en cada uno

Cada tipo de orbital agrupa un número distinto de "casillas" (orbitales individuales), y cada casilla admite como máximo 2 electrones:

3. Las tres reglas que rigen el llenado

• Principio de Aufbau (regla de Möller). Los electrones ocupan primero los orbitales de menor energía, siguiendo un orden concreto (lo ves completo en la siguiente sección).
• Principio de exclusión de Pauli. Cada orbital admite como máximo 2 electrones, y deben tener espines opuestos.
• Regla de Hund. Cuando hay varios orbitales de la misma energía (por ejemplo, los 3 orbitales del subnivel 2p), los electrones se colocan primero uno en cada orbital (con espines paralelos) antes de empezar a emparejarse.

El orden de llenado completo (diagrama de Möller)

El orden en el que se llenan los subniveles no sigue la numeración de los niveles, sino el de menor energía. Es el siguiente:

4. Cómo hacer una configuración electrónica paso a paso

Ejemplo 1: cloro (Z = 17)

Paso 1. El cloro tiene 17 electrones (Z = 17).

Paso 2. Los repartimos siguiendo el orden de llenado: 1s, 2s, 2p, 3s, 3p…

$1s^2\ 2s^2\ 2p^6\ 3s^2\ 3p^5$

Paso 3. Comprobamos que la suma de electrones coincide con Z:

$2+2+6+2+5=17$

Ejemplo 2: calcio (Z = 20)

Paso 1. El calcio tiene 20 electrones.

Paso 2. Seguimos el orden de llenado hasta completar los 20:

$1s^2\ 2s^2\ 2p^6\ 3s^2\ 3p^6\ 4s^2$

$2+2+6+2+6+2=20$

5. Casos especiales: cuando la regla de Möller no se cumple

El orden de Möller predice correctamente la configuración de casi todos los elementos, pero hay excepciones muy conocidas: el cromo y el cobre.

Para el cromo (Z = 24), Möller predice:

$4s^2\ 3d^4 \quad \text{(esperada)}$

Lo mismo ocurre con el cobre (Z = 29):

$4s^2\ 3d^9 \quad \text{(esperada)}$

Estas excepciones (y sus análogos en filas inferiores, como el molibdeno o la plata) aparecen con frecuencia en exámenes precisamente porque rompen la regla general: merece la pena memorizarlas.

6. Configuración electrónica abreviada

Para átomos con muchos electrones, escribir toda la configuración es tedioso. El atajo es partir del gas noble anterior en la tabla periódica (que representa todo el "núcleo" de electrones internos) y añadir solo los electrones de más, entre corchetes:

7. Electrones de valencia

Los electrones de valencia son los de la capa (nivel n) más externa, y son los que determinan el comportamiento químico del elemento: son los que participan en los enlaces.

Con la configuración abreviada es muy fácil contarlos: son los que están fuera de los corchetes.

• Na = [Ne] 3s¹ → 1 electrón de valencia.
• Cl = [Ne] 3s² 3p⁵ → 2 + 5 = 7 electrones de valencia.

8. Configuración electrónica y tabla periódica

• Periodo. Coincide con el nivel de energía (n) más externo ocupado.
• Grupo. En los elementos representativos, se relaciona con la configuración electrónica externa (los electrones de valencia).
• Bloque. Depende del tipo de orbital que se está llenando en último lugar (s, p, d o f).

Vamos a aplicarlo al cloro (Z = 17):

$1s^2\ 2s^2\ 2p^6\ 3s^2\ 3p^5$

• Nivel más externo: 3 → periodo 3.
• El último electrón entra en un orbital p → bloque p.
• Tiene 7 electrones de valencia (3s²3p⁵) → grupo 17.

9. Errores frecuentes

• ⚠️ Escribir el 3d antes que el 4s. El orden de llenado no sigue el número de nivel: el 4s se llena antes que el 3d, aunque 3 sea menor que 4.
• ⚠️ Olvidar las excepciones del cromo y el cobre. Son las más preguntadas precisamente porque no siguen la regla general: revísalas si el elemento tiene Z = 24, 29 o similares (Mo, Ag, Au…).
• ⚠️ Poner más de 2 electrones en un orbital. Viola el principio de exclusión de Pauli: revisa que ningún subíndice supere el máximo de su tipo de orbital (2, 6, 10 o 14).
• ⚠️ Confundir electrones de valencia con electrones totales. Los de valencia son solo los del nivel más externo, no todos los del átomo.
• ⚠️ No comprobar la suma final. Sumar todos los superíndices y comparar con Z es la forma más rápida de detectar un error antes de dar la configuración por buena.

10. 📌 En 30 segundos

1. Averigua Z (el número de electrones, si el átomo es neutro).
2. Reparte los electrones siguiendo el orden de Möller (1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d…).
3. Comprueba las excepciones conocidas (Cr, Cu y similares).
4. Suma los superíndices y verifica que coincide con Z.
5. Si quieres la versión abreviada, sustituye el core por el gas noble anterior entre corchetes.
6. Los electrones de valencia son los que quedan fuera de esos corchetes.