Configuraciones electrónicas, orbitales y estructuras de Lewis

Q: ¿Cuál es la configuración electrónica del azufre (Z = 16) y cuántos electrones de valencia tiene?

Siguiendo el orden de llenado: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p4, que suma 2 + 2 + 6 + 2 + 4 = 16; abreviada, [Ne] 3s2 3p4. Su nivel más externo es el 3, con 2 + 4 = 6 electrones: tiene 6 electrones de valencia. El electrón diferenciante está en el 3p, así que pertenece al bloque p, en el grupo 16.

Q: ¿Cuántos electrones desapareados tiene el fósforo (Z = 15) según la regla de Hund?

Su configuración es 1s2 2s2 2p6 3s2 3p3. Los subniveles 1s, 2s, 2p y 3s están llenos, con todos sus electrones apareados. Los 3 electrones del 3p se reparten, según la regla de Hund, uno en cada orbital y con el mismo espín: [↑] [↑] [↑]. Por eso el fósforo tiene 3 electrones desapareados.

Q: ¿Por qué la configuración del cobre es [Ar] 3d¹⁰ 4s¹ y no [Ar] 4s² 3d⁹?

La regla de Madelung predice [Ar] 4s2 3d9, pero la configuración medida, que registra el NIST, es [Ar] 3d10 4s1: un electrón del 4s pasa al 3d. Los subniveles 4s y 3d tienen energías muy parecidas, y un subnivel d completamente lleno da una configuración de menor energía. Es una de las anomalías conocidas, como la del cromo, [Ar] 3d5 4s1.

Q: ¿En qué subnivel está el electrón diferenciante del potasio (Z = 19) y en qué grupo y período está?

La configuración del potasio es 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1 = [Ar] 4s1. Por la regla de Madelung, el 4s se llena antes que el 3d, así que el último electrón entra en el 4s: ese es el electrón diferenciante. Su nivel más alto es el 4 (período 4) y tiene 1 electrón de valencia (grupo 1, metales alcalinos).

Esta lección es parte de Temario de Química de Décimo año Lección 6 de 14

Por Andrea del Carmen actualizado el 27 de octubre de 2026 11 min de lectura

Los electrones de un átomo no están desordenados: ocupan niveles, subniveles y orbitales siguiendo unas pocas reglas. Escribir dónde está cada uno, la configuración electrónica, permite explicar por qué un elemento está en cierto lugar de la tabla periódica y cómo se va a enlazar con otros.

En esta lección vas a escribir configuraciones en el sistema nlx, dibujar diagramas de orbitales con flechas, reconocer el electrón diferenciante y los electrones de valencia, entender las anomalías del cromo y del cobre, y representar átomos y compuestos con estructuras de Lewis.

Definición

La configuración electrónica es la distribución de los electrones de un átomo en sus niveles y subniveles de energía. En el sistema nlx, cada subnivel se escribe con el número del nivel n (1, 2, 3…), la letra del subnivel l (s, p, d o f) y, como superíndice, el número de electrones x. Por ejemplo, 3p⁵ significa cinco electrones en el subnivel p del nivel 3.

Niveles, subniveles y orbitales#

Cada nivel de energía n se divide en subniveles, y cada subnivel en orbitales. En un orbital caben como máximo dos electrones, así que la capacidad de cada subnivel depende de cuántos orbitales tiene:

Subnivel	Orbitales	Electrones como máximo	Aparece desde el nivel
s	1	2	n = 1
p	3	6	n = 2
d	5	10	n = 3
f	7	14	n = 4

Los subniveles explican la forma de la tabla periódica, que se divide en bloques: el bloque s son los grupos 1 y 2 (más el helio); el bloque p, los grupos 13 al 18; el bloque d, los grupos 3 al 12, y el bloque f, los lantanoides y los actinoides. Así, la tabla de la Real Sociedad de Química del Reino Unido (RSC) ubica el sodio en el bloque s, el cloro en el p y el hierro en el d.

El orden de llenado: Aufbau y la regla de Madelung#

Según el principio de Aufbau (palabra alemana que significa «construcción»), los electrones ocupan primero los subniveles de menor energía. Para saber cuál tiene menos energía se usa la regla de Madelung: se suma n + l (con s = 0, p = 1, d = 2 y f = 3) y se llena primero el subnivel con la suma menor; si dos sumas son iguales, va primero el de menor n. Por ejemplo, el 4s (4 + 0 = 4) se llena antes que el 3d (3 + 2 = 5), y el 3d antes que el 4p (4 + 1 = 5), porque tiene menor n.

Fórmula

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

Orden de llenado según la regla de Madelung. En el cuaderno suele recordarse con el diagrama de las diagonales.

Ejemplo. Escribe la configuración electrónica del sodio (Z = 11).

Solución. Se reparten 11 electrones en orden: 1s² 2s² 2p⁶ 3s¹. La suma de los superíndices da 2 + 2 + 6 + 1 = 11. En forma abreviada se escribe el gas noble anterior entre corchetes: [Ne] 3s¹, la misma configuración que registran el NIST y la RSC.

Ejemplo. Escribe la configuración electrónica del hierro (Z = 26) y la del bromo (Z = 35).

Solución. Hierro: 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s² 3d⁶, porque 2 + 2 + 6 + 2 + 6 + 2 + 6 = 26; abreviada, [Ar] 4s² 3d⁶. El NIST la escribe [Ar] 3d⁶ 4s², ordenando por nivel: es la misma. Bromo: 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s² 3d¹⁰ 4p⁵, que suma 35; abreviada, [Ar] 3d¹⁰ 4s² 4p⁵.

Diagramas de orbitales: el principio de Pauli y la regla de Hund#

En un diagrama de orbitales cada orbital se dibuja como una casilla y cada electrón, como una flecha: ↑ o ↓ según su espín. Dos reglas deciden cómo se colocan:

Principio de exclusión de Pauli. Según la Fundación Nobel, Wolfgang Pauli lo formuló en 1925: dos electrones de un átomo no pueden tener los cuatro números cuánticos iguales. Por eso en una casilla caben como máximo dos flechas, y deben ir en sentidos opuestos (↑↓).
Regla de Hund. En los orbitales de un mismo subnivel, los electrones se colocan primero uno en cada orbital, con flechas en el mismo sentido, y solo después se aparean.

Elemento	Configuración	Diagrama del subnivel 2p	Electrones desapareados
Carbono (Z = 6)	1s² 2s² 2p²	[↑] [↑] [ ]	2
Nitrógeno (Z = 7)	1s² 2s² 2p³	[↑] [↑] [↑]	3
Oxígeno (Z = 8)	1s² 2s² 2p⁴	[↑↓] [↑] [↑]	2
Flúor (Z = 9)	1s² 2s² 2p⁵	[↑↓] [↑↓] [↑]	1
Neón (Z = 10)	1s² 2s² 2p⁶	[↑↓] [↑↓] [↑↓]	0

Ejemplo. Dibuja el diagrama de orbitales completo del oxígeno y explica por qué no es [↑↓] [↑↓] [ ] en el 2p.

Solución. 1s [↑↓], 2s [↑↓], 2p [↑↓] [↑] [↑]. Los cuatro electrones 2p se colocan primero uno en cada orbital (tres flechas ↑) y el cuarto se aparea en el primero. La opción [↑↓] [↑↓] [ ] respeta el principio de Pauli, pero viola la regla de Hund, porque aparea electrones dejando un orbital vacío del mismo subnivel.

El electrón diferenciante y los electrones de valencia#

El electrón diferenciante es el último que se coloca al seguir el orden de llenado: es el que diferencia a un elemento del anterior en la tabla. Su subnivel indica el bloque del elemento. Los electrones de valencia son los del nivel más externo, el de mayor n, y son los que participan en los enlaces. En los elementos representativos coinciden con el grupo: 1 y 2 en los grupos 1 y 2, y el número del grupo menos 10 en los grupos 13 al 18 (el helio tiene 2). En los metales de transición el conteo es más complejo, porque también intervienen los electrones d.

Elemento	Configuración abreviada	Electrón diferenciante	Electrones de valencia	Grupo
Sodio (11)	[Ne] 3s¹	3s	1	1
Magnesio (12)	[Ne] 3s²	3s	2	2
Aluminio (13)	[Ne] 3s² 3p¹	3p	3	13
Azufre (16)	[Ne] 3s² 3p⁴	3p	6	16
Cloro (17)	[Ne] 3s² 3p⁵	3p	7	17
Hierro (26)	[Ar] 4s² 3d⁶	3d	Metal de transición	8

Ejemplo. Para el calcio (Z = 20), indica el electrón diferenciante, los electrones de valencia, el período y el grupo.

Solución. Configuración: 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s² = [Ar] 4s². El último electrón entra en el 4s: el electrón diferenciante está en el nivel n = 4, subnivel s (l = 0), así que el calcio es del bloque s. Tiene 2 electrones en el nivel más externo: 2 electrones de valencia. Su nivel más alto es el 4, así que está en el período 4, y por sus 2 electrones de valencia, en el grupo 2.

Las anomalías: el cromo y el cobre#

La regla de Madelung acierta en la mayoría de los casos, pero tiene excepciones conocidas. Siguiéndola, el cromo (Z = 24) sería [Ar] 4s² 3d⁴ y el cobre (Z = 29), [Ar] 4s² 3d⁹. Sin embargo, la tabla de configuraciones del estado fundamental del NIST, que recoge datos medidos, da:

Elemento	Según la regla de Madelung	Configuración real (NIST)
Cromo (24)	[Ar] 4s² 3d⁴	[Ar] 3d⁵ 4s¹
Cobre (29)	[Ar] 4s² 3d⁹	[Ar] 3d¹⁰ 4s¹
Molibdeno (42)	[Kr] 5s² 4d⁴	[Kr] 4d⁵ 5s¹
Plata (47)	[Kr] 5s² 4d⁹	[Kr] 4d¹⁰ 5s¹

En los cuatro casos, un electrón del subnivel s pasa al d. La explicación que se da en este nivel es que los subniveles 4s y 3d (o 5s y 4d) tienen energías muy parecidas, y que un subnivel d semilleno (d⁵) o lleno (d¹⁰) le da al átomo una configuración de menor energía. El molibdeno y la plata están en los mismos grupos que el cromo y el cobre, y repiten la anomalía. Hay más excepciones, sobre todo entre los metales de transición: el NIST registra, por ejemplo, la del paladio, [Kr] 4d¹⁰, sin electrones 5s.

Ejemplo. Dibuja los subniveles 4s y 3d del cromo y cuenta sus electrones desapareados.

Solución. Configuración real: [Ar] 3d⁵ 4s¹. Diagrama: 4s [↑] y 3d [↑] [↑] [↑] [↑] [↑]. Cada uno de los seis electrones está solo en su orbital, así que hay 6 electrones desapareados. Se comprueba el total: 18 del argón + 5 + 1 = 24 electrones.

Las estructuras de Lewis#

El símbolo de Lewis de un átomo es su símbolo químico rodeado de puntos, uno por cada electrón de valencia; a partir del quinto, los puntos se van apareando. El sodio lleva 1 punto; el carbono, 4 puntos sin aparear; el nitrógeno, 5 (un par y 3 solos); el oxígeno, 6 (dos pares y 2 solos), y el cloro, 7 (tres pares y 1 solo). Según la regla del octeto, los átomos tienden a quedar con 8 electrones de valencia (el hidrógeno, con 2) compartiendo electrones, en los enlaces covalentes, o transfiriéndolos, en los iónicos.

Se suman los electrones de valencia de todos los átomos.
Se coloca en el centro el átomo que forma más enlaces (nunca el hidrógeno) y se une a los demás con enlaces simples; cada enlace usa 2 electrones.
Con los electrones que quedan se completan los octetos de los átomos de afuera, como pares libres.
Si al átomo central le faltan electrones, se convierten pares libres de sus vecinos en enlaces dobles o triples.

Sustancia	Electrones de valencia	Estructura	Pares libres
H₂O	2 · 1 + 6 = 8	H–O–H, dos enlaces simples	2, en el oxígeno
NH₃	5 + 3 · 1 = 8	Tres enlaces N–H	1, en el nitrógeno
CH₄	4 + 4 · 1 = 8	Cuatro enlaces C–H	Ninguno
CO₂	4 + 2 · 6 = 16	O=C=O, dos enlaces dobles	4, dos en cada oxígeno
N₂	2 · 5 = 10	N≡N, un enlace triple	2, uno en cada nitrógeno
NaCl	1 + 7 = 8	Na⁺ y [Cl]⁻: el sodio cede su electrón	4, en el ion cloruro

Ejemplo. Construye paso a paso la estructura de Lewis del dióxido de carbono, CO₂.

Solución. 1) Electrones de valencia: 4 del carbono + 2 · 6 de los oxígenos = 16. 2) Esqueleto O–C–O: usa 4 electrones; quedan 12. 3) Se completan los oxígenos con 3 pares cada uno: 12 electrones; quedan 0. 4) El carbono solo tiene 4 electrones a su alrededor, así que cada oxígeno convierte un par libre en un segundo enlace: O=C=O, con 2 pares libres en cada oxígeno. Comprobación: 2 enlaces dobles (8 electrones) + 4 pares libres (8 electrones) = 16, y los tres átomos cumplen el octeto.

Ponte a prueba#

¿Cuál es la configuración electrónica del azufre (Z = 16) y cuántos electrones de valencia tiene?#

Siguiendo el orden de llenado: 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁴, que suma 2 + 2 + 6 + 2 + 4 = 16; abreviada, [Ne] 3s² 3p⁴. Su nivel más externo es el 3, con 2 + 4 = 6 electrones: tiene 6 electrones de valencia. El electrón diferenciante está en el 3p, así que pertenece al bloque p, en el grupo 16.

¿Cuántos electrones desapareados tiene el fósforo (Z = 15) según la regla de Hund?#

Su configuración es 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p³. Los subniveles 1s, 2s, 2p y 3s están llenos, con todos sus electrones apareados. Los 3 electrones del 3p se reparten, según la regla de Hund, uno en cada orbital y con el mismo espín: [↑] [↑] [↑]. Por eso el fósforo tiene 3 electrones desapareados.

¿Por qué la configuración del cobre es [Ar] 3d¹⁰ 4s¹ y no [Ar] 4s² 3d⁹?#

La regla de Madelung predice [Ar] 4s² 3d⁹, pero la configuración medida, que registra el NIST, es [Ar] 3d¹⁰ 4s¹: un electrón del 4s pasa al 3d. Los subniveles 4s y 3d tienen energías muy parecidas, y un subnivel d completamente lleno da una configuración de menor energía. Es una de las anomalías conocidas, como la del cromo, [Ar] 3d⁵ 4s¹.

¿Cómo es la estructura de Lewis del amoníaco, NH₃?#

Primero se cuentan los electrones de valencia: 5 del nitrógeno + 3 · 1 de los hidrógenos = 8. El nitrógeno va en el centro, unido a cada hidrógeno por un enlace simple: 3 enlaces que usan 6 electrones. Los 2 electrones restantes forman un par libre sobre el nitrógeno. Así, el nitrógeno queda con 8 electrones (octeto) y cada hidrógeno con 2.

¿En qué subnivel está el electrón diferenciante del potasio (Z = 19) y en qué grupo y período está?#

La configuración del potasio es 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s¹ = [Ar] 4s¹. Por la regla de Madelung, el 4s se llena antes que el 3d, así que el último electrón entra en el 4s: ese es el electrón diferenciante. Su nivel más alto es el 4 (período 4) y tiene 1 electrón de valencia (grupo 1, metales alcalinos).