Práctica de Química: 1H 1s1 16S [Ne], 3s2 3px2 3py1 3pz1 8O 1s2, 2s2 2px2 2py1 2pz1 56Ba [Xe], 6s2 15P [Ne], 3s2 3px1 3py1 3pz1 13Al [Ne], 3s2 3p1 5B [He], 2s2 2p1 20Ca [Ar], 4s2 11Na [Ne], 3s1 17Cl [Ne], 3s2 3px2 3py2 3pz1 19 K [Ar], 4s1 87Fr [Rn], 7s1 3Li [He], 2s1 6C [He], 2s2 2px1 2py1 37Rb [Kr], 5s1 12Mg [Ne], 3s2 24Cr [Kr], 3d5 4s1 26Fe [Ar], 4s2 3dx2 3dy2 3dz2 14Si [Ne], 3s2 3px1 3py1

¿Qué es la configuración electrónica?

La configuración electrónica de un átomo es la distribución de los electrones en los subniveles de energía del átomo. La configuración electrónica de un átomo se obtiene escribiendo en orden ascendente de energía los símbolos de los subniveles ocupados indicando el número de electrones que contiene. El número de electrones que ocupan los subniveles de un átomo neutral debe ser igual al número atómico del elemento.

Para escribir la configuración electrónica de un átomo es necesario observar el
principio de Aufbau, el cual establece que los electrones del átomo se van añadiendo a los subniveles en orden ascendente de energía. Es decir, cada electrón entra en el subnivel de menor energía disponible hasta que este nivel esté lleno, entonces el próximo electrón entra en el subnivel que le sigue en energía. El arreglo así obtenido corresponde al estado de más baja energía posible del átomo y se conoce como el estado raso.

NOTACIÓN ESPECTRAL: Es la representación esquemática de la distribución de los electrones de un átomo, de acuerdo con el modelo atómico de Bohr. Los electrones tienden a ocupar orbítales de energía mínima. La siguiente figura muestra el orden de llenado de los orbítales.

ORBITALES	ELECTRONES MÁXIMOS POR NIVEL

En resumen:

La configuración electrónica es el modo en el cual los electrones están ordenados en un átomo.

CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA
1 s2	El primer número indica el nivel energético o número cuántico principal		Representación de las órbitas mediante casilleros cuánticos
	La letra indica el subnivel energético
	El superíndice la cantidad de electrones del subnivel.

Electrones apareados

Electrón desapareado

Citas bibliogáficas:

http://www.pucpr.edu/titulov/componente_quimica/configuraci%C3%B3n-electr%C3%B3nica.pdf

http://encyclopedie-es.snyke.com/articles/configuracion_electronica.html

http://es.wikipedia.org/wiki/Configuraci%C3%B3n_electr%C3%B3nica#Regla_de_octeto

http://www.cespro.com/Materias/MatContenidos/Contquimica/QUIMICA_INORGANICA/Estructura_electronicaatomo.htm
http://www.brujula.net/wiki/Configuraci%C3%B3n_electr%C3%B3nica.html

¿Cómo se desarrolla una configuración electrónica?

¿Qué son orbítales y sus clases?

Las orbitales es el lugar, donde probablemente se encuentra el electrón.

Clases:

Orbital atómico

“ El término "orbital atómico" se usa al menos en dos sentidos en química cuántica:

Orbital molecular

“ En química cuántica, los orbitales moleculares son los orbitales (funciones matemáticas que describen los estados que los electrones) que pueden tener en las moléculas. Los orbitales moleculares se construyen por combinación lineal de orbitales atómicos ”. (3)

Citas bibliográficas:

1) Orbital atómico ( De Wikipedia, la enciclopedia libre )

http://es.wikipedia.org/wiki/Orbital

2) Orbital atómico ( De Wikipedia, la enciclopedia libre ) http://es.wikipedia.org/wiki/Orbital_at%C3%B3mico

3) Orbital molecular ( De Wikipedia, la enciclopedia libre ) http://es.wikipedia.org/wiki/Orbital_molecular

ORBITAL ATÓMICO s

ORBITAL ATÓMICO px

ORBITAL ATÓMICO py

ORBITAL ATÓMICO pz

Podemos decir que un orbital atómico es una zona del espacio donde existe una alta probabilidad (superior al 90%) de encontrar al electrón. Esto supone considerar al electrón como una nube difusa de carga alrededor del núcleo con mayor densidad en las zonas donde la probabilidad de que se encuentre dicho electrón es mayor.

Para que la ecuación de Schrödinger tenga significado físico es necesario imponerle unas restricciones que son conocidas como números cuánticos, que se simbolizan de la misma forma que los obtenidos en el modelo atómico de Bohr:

Números cuánticos
n:	número cuántico principal
l:	número cuántico del momento angular orbital
m:	número cuántico magnético
s:	número cuántico del spin electrónico.

Estos números cuánticos sólo pueden tomar ciertos valores permitidos:

Valores permitidos
para n:	números enteros 1, 2, 3,…
para l:	números enteros desde 0 hasta (n-1)
para m:	todos los números enteros entre +l y -l incluido el 0
para s:	sólo los números fraccionarios -1/2 y +1/2

Los valores del número cuántico n indican el tamaño del orbital, es decir su cercanía al núcleo.
Los valores del número cuántico l definen el tipo de orbital:

• Si l = 0 el orbital es del tipo s
• Si l = 1 los orbitales son del tipo p
• Si l = 2 los orbitales son del tipo d
• Si l = 3 los orbitales son del tipo f

Las letras s, p, d, f identificativas de los tipos de orbitales proceden de los nombres que recibieron los distintos grupos de líneas espectrales relacionadas con cada uno de los orbitales:

• sharp : líneas nítidas pero de poca intensidad
• principal : líneas intensas
• difuse : líneas difusas
• fundamental : líneas frecuentes en muchos espectros

Son posibles otros tipos de orbitales como g, h, ...pero los elementos que conocemos, en sus estado fundamental, no presentan electrones que cumplan las condiciones cuánticas necesarias para que se den estos otros tipos de orbitales.
Los valores del número cuántico m hacen referencia a la orientación espacial del orbital.
El cuarto número cuántico, s, que define a un electrón en un átomo hace referencia al momento angular de giro del mismo.

El conjunto de los cuatro números cuánticos definen a un electrón, no pudiendo existir en un mismo átomo dos electrones con los cuatro números cuánticos iguales, por lo que una vez definido el tamaño, el tipo y la orientación de un orbital con los tres primeros números cuánticos, es decir los valores de n, l y m, sólo es posible encontrar un máximo de dos electrones en dicha situación que necesariamente tendrán valores diferentes de su número cuántico de spin.

Veamos los orbitales posibles según el valor de los números cuánticos:

Si n = 1 entonces el número cuantico l sólo puede tomar el valor 0 es decir sólo es posible encontrar un orbital en el primer nivel energético en el que puede haber hasta dos electrones (uno con spin +1/2 y otro con spin -1/2). Este orbital, de apariencia esférica, recibe el nombre de 1s:

Si n = 2 , el número l puede tomar los valores 0 y 1, es decir son posibles los tipos de orbitales s y p. En el caso de que sea l = 0, tenemos el orbital llamado 2s en el que caben dos electrones (uno con spin +1/2 y otro con spin -1/2):

Si l = 1 tendremos orbitales del tipo p de los que habrá tres diferentes según indicarían los tres valores (+1, 0, -1) posibles del número cuántico m, pudiendo albergar un máximo de dos electrones cada uno, con valores de spin +1/2 y -1/2, es decir seis electrones como máximo:

Si n = 3 son posibles tres valores del número cuántico l: 0,1 y 2. Si l = 0 tendremos de nuevo un orbital del tipo s:

si l = 1 tendremos los tres orbitales del tipo p:

y si l = 2 los orbitales serán del tipo d, de los que habrá cinco diferentes según indican los cinco valores posibles (+2, +1, 0, -1, -2) para el número cuántico m y que podrán albergar un total de diez electrones:

Si n = 4, son posibles cuatro tipos de orbitales diferentes:

De tipo s (para l = 0):

De tipo p (para l = 1):

De tipo d (para l = 2):

De tipo f (para l = 3) de los que habrá siete diferentes según indican los siete valores posibles (+3, +2, +1, 0 -1, -2, -3) del número cuántico m, que podrán albergar un total de catorce electrones:

Las primeras orbitas inferiores de átomos de hidrógeno mostradas como secciones transversales con código de color que muestra la probabilidad de densidad

Orbital s

El orbital s tiene simetría esférica alrededor del núcleo atómico. En la figura siguiente se muestran dor formas alternativas de representar la nube electrónica de un orbital s: en la primera, la probabilidad de encontrar al electrón (representada por la densidad de puntos) disminuye a medida que nos alejamos del centro; en la segunda, se representa el volumen esférico en el que el electrón pasa la mayor parte del tiempo. Principalmente por la simplicidad de la representación es ésta segunda forma la que usualmente se emplea. Para valores del número cuántico principal mayores que uno, la función densidad electrónica presenta n-1 nodos en los que la probabilidad tiende a cero, en estos casos, la probabilidad de encontrar al electrón se concentra a cierta distancia del núcleo.

Orbital p

La forma geométrica de los orbitales p es la de dos esferas achatadas hacia el punto de contacto (el núcleo atómico) y orientadas según los ejes de coordenadas. En función de los valores que puede tomar el tercer número cuántico m_l (-1, 0 y 1) se obtienen los tres orbitales p simétricos respecto a los ejes x, z e y. Análogamente al caso anterior, los orbitales p presentan n-2 nodos radiales en la densidad electrónica, de modo que al incrementarse el valor del número cuántico principal la probabilidad de encontrar el electrón se aleja del núcleo atómico.

Orbital d

Los orbitales d tienen una forma más diversa: cuatro de ellos tienen forma de 4 lóbulos de signos alternados (dos planos nodales, en diferentes orientaciones del espacio), y el último es un doble lóbulo rodeado por un anillo (un doble cono nodal). Siguiendo la misma tendencia, presentan n-3 nodos radiales.

Orbital f

Los orbitales f tienen formas aún más exóticas, que se pueden derivar de añadir un plano nodal a las formas de los orbitales d. Presentan n-4 nodos radiales.

Citas bibliográficas:

http://es.wikipedia.org/wiki/Electr%C3%B3n

http://www.fortunecity.com/campus/dawson/196/orbitales.htm

http://www.cnice.mecd.es/eos/MaterialesEducativos/mem2002/quimica/orbita.html

http://es.wikipedia.org/wiki/Orbital

http://www1.ceit.es/Asignaturas/quimica/Curso0/MC+orbitales.htm

¿Qué son números cuánticos y cuales son sus clases?

Los números cuánticos determinan la región del espacio-energía de mayor probabilidad para encontrar a un electrón. El desarrollo de la Teoría Cuántica fue realizado por Plank, Maxwell, Schrödinger, Pauling, Heisenberg, Einstein, De Broglie y Boltzmann.

n = número cuántico principal (1, 2, 3, ...) (niveles de energía)

l = momento cinético ( 0, 1, ... n-1) (desde cero hasta ene menos uno)

m = magnético (-l, ... 0, ... +l) (desde menos ele, pasando por cero, hasta ele)

s = spin (±½) (mas-menos un medio)

Descripción de los Números Cuánticos:

n =	Número Cuántico Principal: Proporciona el Nivel y la distancia promedio relativa del electrón al Núcleo. n posee valores de 1, 2, 3,....
l =	Número Cuántico Azimutal: Proporciona el subnivel. cada orbital de un subnivel dado es equivalente en energía, en ausencia de un campo magnético. l posee valores desde 0 hasta n-1.
m =	Número Cuántico Magnético: Define la orientación del Orbital. m posee valores desde -l pasando por 0 hasta +l
s =	Número Cuántico de Spin: Define el giro del Electrón. s posee valores de +1/2 y -1/2.

Citas bibliográficas:

http://encyclopedie-es.snyke.com/articles/configuracion_electronica.html

http://www.acienciasgalilei.com/qui/formularios/form-atomo-ncuanticos.htm#confi-elec

http://www.brujula.net/wiki/Configuraci%C3%B3n_electr%C3%B3nica.html

http://www.fortunecity.com/campus/dawson/196/cuantica.htm

http://es.wikipedia.org/wiki/Configuraci%C3%B3n_electr%C3%B3nica#Regla_de_octeto

http://personal5.iddeo.es/pefeco/Tabla/configuracion.htm

Principio de explicación de Pauli.

Observa el tipo y el número de átomos que tiene el compuesto, a partir de su fórmula química.

· Determina el número de electrones de valencia que tiene cada átomo, para lo cual puedes utilizar su posición en la tabla periódica. Con esta información también conoces el número total de electrones de valencia que vas a utilizar para construir la estructura de puntos.

· Dibuja una propuesta de esqueleto para el compuesto. Para ello une a los átomos presentes entre sí con líneas rectas (éstas representan pares de electrones compartidos, o sea, enlaces sencillos). Este paso puede resultar difícil, ya que no es común contar con suficiente información para esbozar el esqueleto. Sin embargo, y a menos que tengas alguna otra información, asume que en moléculas sencillas que tienen un átomo de un elemento y varios átomos de otro, el átomo único está en el centro.

· Coloca los puntos alrededor de los átomos de tal manera que cada uno tenga ocho electrones (para cumplir con la regla del octeto). Recuerda que el hidrógeno es una excepción y tan sólo tendrá dos puntos.

· Verifica que el número total de electrones de valencia esté plasmado en tu estructura. Si no es el caso, posiblemente se trate de un compuesto que no satisface la regla del octeto (ve la sección “Limitaciones de la regla del octeto”).

Como un ejemplo del empleo de estas reglas, en la Tabla 5 se resume la determinación de la estructura de puntos del cloroformo, CHCl₃. El compuesto cumple con la regla del octeto y al completar los octetos de carbono y cloros nos encontramos con los 26 electrones de valencia en total.

Definicones:

Dos electrones de un mismo átomo tendrán al menos uno de los números cuánticos distintos.

Dos electrones del mismo átomo no pueden tener los mismos números cuánticos idénticos y por lo tanto un orbital no puede tener más de dos electrones

Citas bibliográficas:

http://www.fortunecity.com/campus/dawson/196/cuantica.htm

http://www.cespro.com/Materias/MatContenidos/Contquimica/QUIMICA_INORGANICA/Estructura_electronicaatomo.htm

http://personal5.iddeo.es/pefeco/Tabla/configuracion.htm

http://www.maloka.org/f2000/elements_as_atoms/electron_config.html

http://www.astro.puc.cl/~dante/cursofia2000/apuntes/node115.html

http://www.cneq.unam.mx/adela/archivos/Enlace%20Qu%EDmico.htm

Reglas de configuración electrónica.

Principio de Incertidumbre de Heisenberg:

“Es imposible determinar simultáneamente la posición exacta y el momento exacto del electrón”

Regla de Hund:

En un mismo subnivel, los electrones no se aparean hasta que no haya un electrón en cada órbita.

Número atómico(Z):

Indica el número de protones que tiene un átomo en el núcleo, el cual es igual a la cantidad de electrones, ya que la materia es eléctricamente neutra. La cantidad de protones varía según el elemento.

Citas bibliográficas:

http://www.cespro.com/Materias/MatContenidos/Contquimica/QUIMICA_INORGANICA/Estructura_electronicaatomo.htm

http://www.fortunecity.com/campus/dawson/196/cuantica.htm

Qué son enlaces químicos y clases.

Una de las características de la materia es que en ella los átomos de los distintos elementos están combinados entre sí, uniéndose por los llamados enlaces químicos. De hecho, la práctica totalidad de los átomos conocidos se pueden enlazar, con ellos mismos o con otros átomos distintos, formando las distintas substancias existentes en el universo.

Todos los enlaces químicos son realizados mediante los electrones externos de los átomos, ya que los núcleos no intervienen en los mismos. Existen tres tipos principales de enlaces químicos:

PROPIEDADES DE LOS ENLACES.

1. Propiedades de las sustancias iónicas:
   • Las sustancias iónicas se encuentran en la naturaleza formando redes cristalinas, por tanto son sólidas.
   • Su dureza es bastante grande, y tienen por lo tanto puntos de fusión y ebullición altos.
   • Son solubles en disolventes polares como el agua.
   • Cuando se tratan de sustancias disueltas tienen una conductividad alta.
2. Propiedades de los compuestos covalentes.
   • Los compuestos covalentes suelen presentarse en estado líquido o gaseoso aunque también pueden ser sólidos. Por lo tanto sus puntos de fusión y ebullición no son elevados.
   • La solubilidad de estos compuestos es elevada en disolventes polares, y nula su capacidad conductora.
   • Los sólidos covalentes macromoleculares, tienen altos puntos de fusión y ebullición, son duros, malos conductores y en general insolubles.
3. Los enlaces metálicos:
   • Suelen ser sólidos a temperatura ambiente, excepto el mercurio, y sus puntos de fusión y ebullición varían notablemente.
   • Las conductividades térmicas y eléctricas son muy elevadas.
   • Presentan brillo metálico.
   • Son dúctiles y maleables.
   • Pueden emitir electrones cuando reciben energía en forma de calor.

Enlaces iónicos:

Este enlace se produce entre un metal y un no metal, y se caracteriza por la transferencia de electrones, donde el metal tiende a ceder electrones y el no metal tiende a recibirlos hasta completar 8 electrones en la última capa, por la regla del octeto.

Características:

• Son solubles en agua.
• Se ioizan al ponerse en contacto con el agua y conducen la corriente eléctrica.
• Cuando están fundidos a elevadas temperaturas también conducen la corriente eléctrica.
• Son los enlaces más fuertes que existen.

Por ejemplo, durante la reacción del sodio con el cloro:

Sodio (en la derecha) pierde su única valencia de electrones al cloro (a la derecha),

resultando en

un ión de sodio cargado positivamente (izquierda) y un ión de cloro cargado negativamente (derecha).

Molécula Iónica del Cloruro de Sodio

Enlace Covalente

• Este enlace se produce entre dos no metales y la característica principal es la compartición de pares electrónicos.
• La diferencia de electronegatividades debe ser menor o igual que 1.7 y el carácter iónico porcentual debe ser menor o igual que el 50%.
• Si los no metales que se unen son diferentes, entonces el enlace covalente será polar.
• La diferencia de electronegatividades debe ser diferentes de cero.

Enlaces Polares y No-Polares En realidad, hay dos sub tipos de enlaces covalente. La molécula H₂ es un buen ejemplo del primer tipo de enlace covalente el enlace no polar. Ya que ambos átomos en la molécula H₂ tienen una igual atracción (o afinidad) hacia los electrones, los electrones que se enlazan son igualmente compartidos por los dos átomos, y se forma un enlace covalente no polar. Siempre que dos átomos del mismo elemento se enlazan, se forma un enlace no polar .

Un enlace polar se forma cuando los electrones son desigualmente compartidos entre dos átomos. Los enlaces polares covalentes ocurren porque un átomo tiene una mayor afinidad hacia los electrones que el otro (sin embargo, no tanta como para empujar completamente los electrones y formar un ión). En un enlace polar covalente, los electrones que se enlazan pasarán un mayor tiempo alrededor del átomo que tiene la mayor afinidad hacia los electrones. Un buen ejemplo del enlace polar covalente es el enlace hidrógeno - oxígeno en la molécula de agua.

Las moléculas de agua contienen dos átomos de hidrógeno (dibujados en rojo) enlazados a un átomo de oxígeno (en azul). El oxígeno, con seis electrones de valencia, necesita dos electrones adicionales para completar su envoltura de valencia. Cada hidrógeno contiene un electrón. Por consiguiente el oxígeno comparte los electrones de dos átomos de hidrógeno para completar su propia envoltura de valencia, y en cambio, comparte dos de sus propios electrones con cada hidrógeno, completando la envoltura de valencia H.

Enlace Covalente Coordinado o Dativo

Se produce entre dos no metales y solamente uno de ellos aporta con el par de electrones, pero los dos lo comparten.

Enlace Metálico

Es propio de los metales y de sus aleaciones, y se caracteriza por la presencia de un enrejado cristalino que tiene nodos cargados positivamente y una nube electrónica permite la conducción de la corriente eléctrica y del calor.

Enlace Múltiple

Es propio de compuestos que tienen enlace simple, doble y triple.

Enlace de hidrógeno

Se produce un enlace de hidrógeno o puente de hidrógeno cuando un átomo de hidrógeno se encuentra entre dos átomos más electronegativos, estableciendo un vínculo entre ellos. El átomo de hidrógeno tiene una carga parcial positiva, por lo que atrae a la densidad electrónica de un átomo cercano en el espacio.

El enlace de hidrógeno es poco energético frente al enlace covalente corriente, pero su consideración es fundamental para la explicación de procesos como la solvatación o el plegamiento de proteínas.

Diferentes dadores de hidrógeno para formar enlaces de hidrógeno son:

• El grupo hidroxilo (OH)
• El grupo amino (NH)
• Un hidrocarburo (CH) (en el caso de los hidrocarburos, el enlace de hidrógeno es excepcionalmente débil, por la baja electronegatividad del carbono).

Diferentes dadores de electrones para formar enlaces de hidrógeno son:

• pares electrónicos solitarios de oxígeno, azufre nitrógeno, halógenos...

Citas bibliográficas:

http://www.cespro.com/Materias/MatContenidos/Contquimica/QUIMICA_INORGANICA/enlace_quimico.htm

http://html.rincondelvago.com/enlaces-quimicos.html

http://www.ciencia-ficcion.com/glosario/e/enlaquim.htm

http://enfenix.webcindario.com/profeweb/cieytec/enlaquim.phtml

http://www.cneq.unam.mx/adela/archivos/Enlace%20Qu%EDmico.htm

http://www.visionlearning.com/library/module_viewer.php?mid=55&l=s&c3=

http://es.wikipedia.org/wiki/Enlace_de_hidr%C3%B3geno

http://www.netcom.es/pilar_mu/enlace.htm

Reglas de enlaces químicos.

Regla del octeto

La regla del octeto dice que, la tendencia de los átomos de los elementos del sistema periódico, es completar sus últimos niveles de energía con una cantidad de electrones tal que adquieren configuración semejante a la de un gas noble. Esta regla es aplicable para la creación de enlaces entre los átomos:

CO2, con 2 enlaces dobles

En la figura se muestran los 4 electrones de valencia del Carbono, creando dos enlaces covalentes, con los 6 electrones de valencia de cada uno de los Oxígenos. La suma de los electrones de cada uno de los átomos son 8, llegando al octeto. Nótese que existen casos de moléculas con átomos que cumplen el octeto y son estables igualmente.

ESTRUCTURAS DE LEWIS, REGLA DEL OCTETO.

Lewis fue uno de los primeros en intentar proponer una teoría para explicar el enlace covalente, por ello creo notaciones abreviadas para una descripción más fácil de las uniones atómicas, que fueron las estructuras de Lewis. Para dibujar las estructuras de Lewis se puede seguir el siguiente método:

1. Se colocan los átomos de la molécula de la forma más simétrica posible.
2. Se determina el nº de electrones disponibles en la capa externa de los átomos de la molécula.A
3. Se calcula la capacidad total de electrones de las capas externas de todos los átomos de la molécula.N
4. El nº total de electrones compartidos es S=N-A
5. Se colocan los electrones S como pares compartidos entre los átomos que forman enlaces.
6. El resto de los electrones A-S se colocan como pares no compartidos para completar el octeto de todos los átomos.

Así lograríamos que todos los átomos unidos por enlaces covalentes tiendan a adquirir la estructura de los gases nobles, esta es la regla de Octeto.

Citas bibliográficas:

http://www.netcom.es/pilar_mu/enlace.htm

http://es.wikipedia.org/wiki/Regla_del_octeto

http://www.fortunecity.com/campus/dawson/196/uniones1.htm

Ejemplos.