1. TEMA: CONFIGURACIÓNELECTRONICA
Unidad temática: Configuración Electrónica
Objetivo General: Desarrollar e Identificar la configuraciónelectrónica de los elementos de la
Tabla Periódica, a partir de los númeroscuánticos del ultimo electrón,
electrones de valencia y la relación con los grupos y periodos
Contenidos: Configuración electrónica de los 10 primeros elementos tabla periódica (regla de
las diagonales)
Relación de configuraciónelectrónica con númeroscuánticos.
Electrones del último nivel (electrones de valencia).
Relación de configuraciónelectrónica con ubicación del elemento en tabla
Periódica.
Sector: Química Docente:
Nombre alumno: Curso: Fecha:
CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA
La organización de los electrones dentro del átomo requiere de una serie de reglas básicas que
Responden a los “principios de la TeoríaCuántica” y queda representados por la Configuración
Electrónica.
La configuraciónelectrónica de un átomo se entiende como “La distribución de los electrones en
losdiferentes niveles y orbitales de un átomo”.
¿Cómo se escribe la configuración electrónica?
- Para describir la configuración electrónica de un átomo es necesario:
➔Saber el número de electrones que el átomo tiene, es decir el númeroatómico (Z)
➔Ubicar a los electrones en cada uno de los niveles de energía comenzando por el primer
nivel(mínimaenergía) que es el más cercano al núcleo (n = 1), y siguiendo luego el
“Diagramallenado de los orbitales”
➔Los orbitales se llenan según la regla de la máxima multiplicidad (nunca utilice el siguiente
Nivel si el anterior no está lleno).
➔Respetar la capacidad máxima de electrones en cada nivel y orbital atómicos de cada
átomo.
➔Los electrones ubicados en el último nivel de energíaserán los electrones de Valencia.
La distribución de los electrones en los orbitales se realiza considerando tres principios
Fundamentales:
✔Principio de mínima energía. Establece que los electrones van llenando primero los
orbitalesde menor energía.
✔Principio de exclusión de Pauli. Establece que cada orbital acepta como máximo 2
electronesque deben tener espines contrarios.

2. ✔Principio de máxima multiplicidad de Hund. .Establece que en orbitales de la
mismaenergía, los electrones entran de a uno, ocupando cada orbital con electrones con el
mismoespín. Cuando se alcanza el semillenado, recién se ubican los electrones con espines
opuestos.
PARA RECORDAR:
Representación de los electrones en niveles y orbitales de energía en la Configuraciónelectrónica
El esquema de llenado de los orbitales atómicos de un elemento lo podemos obtener utilizando la
reglade las diagonales, para ello debes seguir la flecha del esquema comenzando por 1s y
siguiendo laflecha podrás ir completando los orbitales con los electrones en forma correcta.
Recordemos que el númeromáximo de electrones en los subniveles es:
S:2 electrones
p:6 electrones
d: 10 electrones
F : 14 electrones

3. O también puedes usar la secuencia de llenado de orbitales entregada a continuación.
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s2 4f14 5d10 6p6 7s2 5f14 6d10 7p6
EJEMPLO Nº 1
Configuración electrónica del CLORO (17Cl):
Debemos dar la distribuciónelectrónica para el elemento CLORO, que como su númeroatómico
indicatiene 17 electrones. Para ello seguimos la regla de las diagonales, como se representa más
arriba.En el ejemplo del CLORO seria: 1 s2, continuando con la siguiente diagonal tengo 2s2, como
siguiendola diagonal no tengo otro dato busco la siguiente diagonal y tengo 2 p6, siguiendo la
diagonal tengo 3 s2y finalmente 3p6
Siempre se deben ir sumando los superíndices, que indican la cantidad de electrones. Si sumo los
Superíndices del ejemplo, obtengo 18, quiere decir que tengo un electrón de mas, ya que mi suma
Correcta debe dar 17, por lo que al final debo corregir para que quede 3 p5.
Ahora, si analizamos detenidamente lo que pasa en cada orbital, podemos ver que:
✔En el subnivel s Del1º nivel los dos electrones se encuentran en el orbital tipo s
✔En el subnivel s Del2º nivel los dos electrones se encuentran en el orbital tipo s.
✔En el subnivel p Del2º nivel los seis electrones se encuentran de dos en dos en cada
orbitaltipo p
✔En el subnivel s Del3º nivel los dos electrones en el orbital s.
✔En el orbital tipo p Del3º nivel los cinco electrones se encuentran de dos en dos en los
orbitalespx y py, pero en el orbital pz solo existe un electrón, o sea:
Ejemplo Nº 2
Configuraciónelectrónica del elemento Sodio (11Na):
11Na quiere decir que el Sodio tiene 11 electrones y entonces se ha de configurar siguiendo
eldiagrama de energía hasta llegar a contar 11 electrones, o sea:
11Na = Sodio (Z = 11): 1s2 2s2 2p6 3s1

4. ¿Cómo se lee esta información?
Se interpreta de la siguiente manera: el elemento Sodio posee 3 niveles de energía
- En el primer nivel se ubican 2 electrones en un orbital tipo s.
- En el segundo nivel se ubican 8 electrones 2 electrones están en el orbital tipo s y los otro 6
Electronesse ubican en el orbital tipo p (px,py,pz).
- En el tercer nivel solo se ubica 1 electrónen el orbital tipo s.
Nosotros sabemos que en el orbital tipo s caben 2 electrones como máximo, pero si
nosotroshubiésemos colocado 2 entonces habríamos ubicado 12 electrones y ese no es el Z del
sodio, por lo
Tanto, en el último orbital solo se colocara la cantidad de electrones que haga falta para completar el
Zque es igual a 11.
Ejemplo Nº 3:
Identificación de númeroatómico, ultimo nivel de energía, ultimo subnivel que seforma, electrones de
valencia en una configuraciónelectrónica.
Respuesta:
a) nombre: Cloro (Cl)
b) Númeroatómico:17
c) El último nivel de energía:3
d) último subnivel que se forma: p
e) electrones de valencia: 2 + 5 = 7

5. ACTIVIDAD 1:
Desarrolle la configuraciónelectrónica de los 10 primeros elementos de la tabla periódica utilizando la
regla de las diagonales o la secuencia de llenado de orbitales, como se presenta más arriba y la
información dada en los ejemplos:
ACTIVIDAD 2:
Completa la siguiente tabla con configuraciones electrónicas y diagrama deorbitales. Usar información
obtenida en la actividad 1

6. ACTIVIDAD 3.
Complete la siguiente tabla usando el ejemplo dado y la información obtenida en la ACTIVIDAD 1.
DETERMINACIÓN DE GRUPO y PERIODO DE LOS ELEMENTO.
Para determinar el grupo y el periodo al que pertenece el elemento, es necesario también, considerar
laconfiguraciónelectrónica del elemento, es decir:
➔El PERIODO de un elemento corresponde al númerocuántico principal, o sea, al último
nivelde energía ocupado por el electrón en ese átomo.
➔El GRUPO del elemento se determina a través del númerocuánticosecundario, o sea del
ultimoorbital ocupado por el electrón en ese átomo y entonces corresponderá considerar que:

7. a) si el elemento termina su configuración en el orbital tipos o tipo p, entonces
corresponde al grupo A o grupo de los Elementos Representativos.
b) si el elemento termina su configuración en el orbital tipod o tipo f, entonces
corresponde al grupo B o grupo de los Elementos de Transición.
Ejemplo Nº 4
Consideremos el caso de elemento Cloro ya estudiado, su configuraciónelectrónica es:
Cloro (Z = 17):17Cl: 1 s2 2 s2 2 p6 3 s2 3 p5
Ultimo nivel de energía ocupado es el n = 3; por lo tanto, pertenece al Periodo 3
Ultimo orbital de energía ocupado es el tipo p; por lo tanto, pertenece al Grupo A
Ejemplo Nº 5:
El elemento Sodio
Sodio (Z = 11): 11 Na:1s2 2s2 2p6 3s1
Ultimo nivel de energía ocupado es el n = 3; por lo tanto, pertenece al Periodo 3
Ultimo orbital de energía ocupado es el tipo s; por lo tanto, pertenece al Grupo A
ACTIVIDAD 4:
Determine el periodo, grupo y la familia para los siguientes elementos usando la
Información obtenida en losejemplos 4y 5

8. TEMA: Propiedades Periódicas
Unidad temática: Propiedades Periódicas
Objetivo General: Identificar la relación de tamaño y energía de los ätomos.
Contenidos:Radio atómico, Energía de ionización, electroafinidad, electronegatividad
Sector: Química Docente:
Nombre alumno: Curso: Fecha:
Los elementos químicos presentan una serie de propiedades que cambian regularmente en la Tabla
Periódica; estas son las llamadas Propiedades Periódicas.
Estas propiedades dependen fundamentalmente de la configuración electrónica de los elementos
químicos.
Las propiedades periódicas se pueden clasificar por relaciones de tamaño y de energía de la
siguiente manera:

9. La distribución de los electrones, protones y neutrones dentro de un átomo se muestra en la siguiente
figura:

10. Dentro del átomo se establecen
fuerzas entre las partículas que
presentan la misma carga, son las
llamadas fuerzas de repulsión. Y
las fuerzas entre partículas de
diferente carga eléctrica, se
denomina fuerzas de atracción.
Relaciones tamaño
A.- Volumen atómico: Cantidad de centímetros cúbicos que ocupa un mol átomo.
En la tabla periódica el volumen varía:
Disminuye de izquierda a derecha, esto ocurre porque al aumentar la cantidad de
electrones en un mismo nivel también aumenta la cantidad de protones, logrando que la
atracción del núcleo sobre el último electrón sea cada vez mayor, provocando una
contracción de la nube electrónica, por consiguiente una disminución en el volumen del
átomo.
Ejemplo:
Grupo I-A II- A III- A IV- A V- A VI- VII-
A A
Período:
2
Aumenta en un grupo de acuerdo al incremento de su número atómico, esto ocurre por
el aumento en la cantidad de niveles de energía, produciendo un aumento de la distancia
entre el núcleo y el último electrón.
Período Grupo
I- A
1
2
3
4

11. 5
6
B.- Radio atómico ó radio metálicode los elementos, es decir, es el que presenta elátomo
dentro del elemento libre.
Diferente es el radio covalente, que es el radio presentadopor el átomo combinado, formando parte
de un enlace covalente simple y normal.
El radio atómico tiene directa relación con el volumen atómico, por lo tanto si aumenta el volumen
atómico también lo hará el radio atómico.
Dentro de la tabla periódica la variación del radio atómico es el siguiente:
Disminuye de izquierda a derecha, esto ocurre
porque al aumentar la cantidad de electrones en un
mismo nivel también aumenta la cantidad de protones,
logrando que la atracción del núcleo sobre el último
electrón cada vez vaya aumentando, provocando una
contracción de la nube electrónica, y por consiguiente
una disminución en el volumen del átomo.

12. Aumenta en un grupo de acuerdo al incremento de su número atómico, esto ocurre por
el aumento en la cantidad de niveles de energía, produciendo un aumento de la distancia
entre el núcleo y el último electrón.
C.- Radio covalente: es el radio presentadopor el átomo
combinado, formando parte de un enlace covalente simple y
normal.
Resumen:
1º. Los volúmenes atómicos aumentan en cada grupo, con el aumento del N° atómico.
2º. En un mismo período, los volúmenes atómicos disminuyen, desde los alcalinos (valormáximo), hasta
los metales de transición, aumentando luego gradualmente, hasta elgas noble correspondiente.
3º. Dentro de un grupo, el aumento de volumen es más marcado en los metales que enlos no metales.
4º. Los elevados volúmenes atómicos de los alcalinos explican su baja densidad, bajopunto de fusión y
escasa dureza (metales blandos). En cambio, los metales del grupoI- B (Cu, Ag, Au) que presentan
volúmenes atómicos más pequeños, son más densos,con mayor punto de fusión y más duros que los
alcalinos.
D.- Radio iónico: Corresponden a los radios de los aniones (iones carga negativa) y cationes
(iones carga positiva).
Aniones: El radio iónico en iones cargados negativamente es mayor que el radio atómico del
mismo elemento neutro. Esto se debe a que aumenta la cantidad de electrones dentro del átomo, lo
que hace que aumente la cantidad de orbitales ocupados sin embargo la cantidad de protones
(cargas positivas) permanece igual.

13. Cationes: En iones con carga positiva (catión), el radio iónico es menor que el radio atómico del
mismo elemento en estado neutro. Esto se debe a que disminuye la cantidad de electrones y la
cantidad de protones en el núcleo es la misma, provocando una contracción del átomo y por ende su
volumen disminuye.
En iones isoelectrónicos (iones con igual configuración electrónica) a medida que aumenta la carga
positiva menor es el radio iónico.
Esto ocurre porque mientras mayor es la carga positiva del ión también es mayor la cantidad de
protones presentes en el núcleo, provocando un aumento en la atracción núcleo- electrón y por ende
una disminución en el volumen iónico.

14. Serie isoelectrónica con el 18Ar
Resumen:
1° Para iones isoelectrónicos, el radio iónico es inversamente proporcional con el aumento de
la carga positiva.
2° Dentro de una serie de compuestos isoelectrónicos, el aumento de la carga iónica
setraduce en una disminución del radio iónico.
ACTIVIDAD:
1.- Ordena de mayor a menor según su volumen atómico a los siguientes átomos, para ello utiliza los
números atómicos de los elementos presentados a continuación:
A) Be, C, Ca y Rb
B) Mg, Cl, F y Sr
C) Na, Si, S, y O
D) Li, K, N y Ne
E) Ba, Be, O y F
2.- Ordena de mayor a menor según sus radios iónicos a los siguientes iones:
+ +2 – –1
A) Na , Mg , F , Cl
+ +2 –2 –2
B) Li , Be , O , S
+ –2 – +
C) Na , S , Cl , K
3.-Indique en cada uno de los siguientes pares cuál de las dos especies tiene mayor radio:
3- -
A) N ó F
- 2-
B) Cl ó S
2+ 3+
C) Fe ó Fe

15. + 2+
D) Cu ó Cu
-
E) Cl ó Cl
+
F) NaóNa
2+ 3+
G) Mg ó Al
+ 3+
H) Au ó Au
+ - 2+
4.- Escriba la configuración electrónica de los átomos o iones: Na ; F ; Ne ; Mg indicando qué
tienen en común estas especies. Clasifíquelos por orden creciente de sus radios, justificando esta
clasificación.
5.- Ordena de mayor a menor según sus electronegatividades a los siguientes átomos:
a) N, Na, Al y P
b) Be, C, O y Mg
c) F, Si, Cl y K
9.- ¿Cuál(es) de las siguientes propiedades aumenta(n) a mayor Z en un grupo?
a) Primer potencial de ionización
b) Radio covalente
c) Electronegatividad
10) Los elementos M,Q, R y T se encuentran ubicados en la tabla periódica del siguiente
modo.
a) Ordénelos según su EN creciente
b) ¿Cuál de ellos es el elemento más metálico y cuál el más no metálico?