La aproximación orbital consiste en describir a los electrones de un átomo polielectrónico mediante orbitales atómicos análogos a los que se obtienen resolviendo la ecuación de Schrödinger para los átomos hidrogenoides, es decir, orbitales 1s, 2s, 2p…. Asignar todos los electrones de un átomo a dichos orbitales es establecer la configuración electrónica del átomo. En lo que sigue, y mientras no se diga lo contrario, se discutirán las configuraciones de los elementos químicos cuando los átomos están aislados y en su estado energético fundamental.
Hay que tener en cuenta que, aunque habitualmente se emplean expresiones como “en cualquier orbital caben dos electrones”, “en el helio, dos electrones ocupan el orbital 2s”, “en el litio, el orbital 2s está semilleno”, ninguna de ellas tiene rigor, pues los orbitales no son compartimentos en los que se pueden alojar los electrones. Como se ha dicho, los orbitales son funciones matemáticas cuya representación requiere de un espacio de cuatro dimensiones, si bien se puede hacer una proyección de ella en el espacio de tres. En este sentido, cabe decir que un orbital define una región del espacio de tres dimensiones y que en esa región se encuentra el electrón descrito por ese orbital. Es ese el significado que tienen las frases anteriores y es el que debe entenderse cuando, en adelante, se usen.
El documento describe la Teoría de Repulsión de Pares de Electrones de Valencia (TRePEV) para predecir la geometría molecular de sustancias según el número de átomos enlazados y pares de electrones. Explica que la geometría depende del número de pares de electrones en torno al átomo central y los ángulos ideales entre enlaces. Proporciona ejemplos de moléculas con diferentes geometrías como lineal, angular, tetraédrica y octaédrica junto con sus ángulos característicos.
Práctica 3 (Obtención y reconocimiento de alcanos, alquenos y alquinos)Luis Morillo
Esta práctica tuvo como objetivo obtener experimentalmente un alcano, alqueno y alquino, y reconocer sus diferencias a través de reacciones. Se logró producir metano, etileno y acetileno mediante reacciones sencillas, y reconocerlos usando agua de bromo y permanganato de potasio, observando su comportamiento. El documento describe los materiales, procedimientos y observaciones realizadas.
Material utilizado en el curso de Química II de la Opción Semiescolarizada de la UAPUAZ, en el cual se vierten las recomendaciones de la Unión Internacional para la Química Pura y Aplicada para nombrar compuestos hidrocarbúricos, en su versión de 2004.
Este informe de laboratorio describe varias reacciones químicas realizadas. Se observó que la mezcla de óxido de calcio y agua formó una base, mientras que la mezcla de carbonato de calcio y ácido formó dióxido de carbono. También se observó que la mezcla de zinc y ácido clorhídrico produjo hidrógeno gaseoso. Finalmente, el informe concluye que las reacciones químicas son importantes en la vida y forman las sustancias necesarias para los seres vivos.
Reporte de la Práctica N° 5 del Laboratorio de Química Orgánica II de la Carrera de Ingeniería Química del Instituto Tecnológico de Minatitlán (ITMina).
Este documento trata sobre la estructura electrónica de los átomos. Introduce los conceptos de números cuánticos, orbitales atómicos, principio de exclusión de Pauli y orden de llenado de orbitales. Explica cómo se distribuyen los electrones en los diferentes niveles y orbitales de energía de acuerdo a su configuración electrónica.
El documento describe la síntesis de isómeros de penteno y buteno. Explica que el 1-penteno puede tener el doble enlace en la posición uno o dos, dando lugar al 1-penteno y 2-penteno. Luego describe los tres isómeros posibles de buteno con una cadena de cuatro carbonos y un grupo metilo, el 3-metil-1-buteno, 2-metil-2-buteno, y 2-metil-1-buteno.
El documento describe la Teoría de Repulsión de Pares de Electrones de Valencia (TRePEV) para predecir la geometría molecular de sustancias según el número de átomos enlazados y pares de electrones. Explica que la geometría depende del número de pares de electrones en torno al átomo central y los ángulos ideales entre enlaces. Proporciona ejemplos de moléculas con diferentes geometrías como lineal, angular, tetraédrica y octaédrica junto con sus ángulos característicos.
Práctica 3 (Obtención y reconocimiento de alcanos, alquenos y alquinos)Luis Morillo
Esta práctica tuvo como objetivo obtener experimentalmente un alcano, alqueno y alquino, y reconocer sus diferencias a través de reacciones. Se logró producir metano, etileno y acetileno mediante reacciones sencillas, y reconocerlos usando agua de bromo y permanganato de potasio, observando su comportamiento. El documento describe los materiales, procedimientos y observaciones realizadas.
Material utilizado en el curso de Química II de la Opción Semiescolarizada de la UAPUAZ, en el cual se vierten las recomendaciones de la Unión Internacional para la Química Pura y Aplicada para nombrar compuestos hidrocarbúricos, en su versión de 2004.
Este informe de laboratorio describe varias reacciones químicas realizadas. Se observó que la mezcla de óxido de calcio y agua formó una base, mientras que la mezcla de carbonato de calcio y ácido formó dióxido de carbono. También se observó que la mezcla de zinc y ácido clorhídrico produjo hidrógeno gaseoso. Finalmente, el informe concluye que las reacciones químicas son importantes en la vida y forman las sustancias necesarias para los seres vivos.
Reporte de la Práctica N° 5 del Laboratorio de Química Orgánica II de la Carrera de Ingeniería Química del Instituto Tecnológico de Minatitlán (ITMina).
Este documento trata sobre la estructura electrónica de los átomos. Introduce los conceptos de números cuánticos, orbitales atómicos, principio de exclusión de Pauli y orden de llenado de orbitales. Explica cómo se distribuyen los electrones en los diferentes niveles y orbitales de energía de acuerdo a su configuración electrónica.
El documento describe la síntesis de isómeros de penteno y buteno. Explica que el 1-penteno puede tener el doble enlace en la posición uno o dos, dando lugar al 1-penteno y 2-penteno. Luego describe los tres isómeros posibles de buteno con una cadena de cuatro carbonos y un grupo metilo, el 3-metil-1-buteno, 2-metil-2-buteno, y 2-metil-1-buteno.
Este documento proporciona instrucciones para dibujar estructuras de Lewis. Explica que se debe identificar el átomo central basado en su cantidad, electrones desapareados y electronegatividad. Luego se cuenta electrones de enlace y de valencia para colocar electrones restantes alrededor de los átomos siguiendo la regla del octeto. También describe enlaces múltiples y diferentes fuerzas intermoleculares como van der Waals, puentes de hidrógeno y sus características.
1. El documento resume 10 problemas relacionados con las leyes de los gases ideales. Explica cómo aplicar las leyes de Boyle, Charles, Gay-Lussac y la ley combinada para calcular volúmenes, presiones y temperaturas de gases dados sus condiciones iniciales.
Este documento trata sobre la nomenclatura y formación teórica de los ácidos oxácidos. Explica que los ácidos oxácidos se forman cuando un óxido no metálico reacciona con agua, formando compuestos con prefijos como meta, piro y orto según la cantidad de moléculas de agua. Luego detalla los procedimientos para determinar la fórmula de los ácidos oxácidos y su nomenclatura tradicional para diferentes no metales como los halógenos, anfígenos y nitrógen
El documento presenta un experimento sobre la reactividad de diferentes metales con agua. Se colocaron muestras de sodio, potasio, magnesio, aluminio, plomo, cobre y zinc en tubos de ensayo con agua y fenolftaleína. El sodio, potasio y magnesio reaccionaron rápidamente tornando la solución de color rosa. El aluminio, plomo y cobre no reaccionaron. El zinc reaccionó lentamente al calentar la mezcla. Las hipótesis sobre la relación entre la pos
El documento explica los números cuánticos (n, l, ml, s) que describen la configuración electrónica de los átomos según la mecánica cuántica. Detalla los principios que rigen cómo los electrones se distribuyen en los diferentes orbitales atómicos, como el principio de Aufbau, exclusión de Pauli, y máxima multiplicidad de Hund. También cubre cómo escribir configuraciones electrónicas y notaciones para cationes, aniones y usando símbolos de gases nobles.
El documento describe los diferentes tipos de compuestos inorgánicos y sus respectivas nomenclaturas. Explica que los compuestos inorgánicos pueden ser binarios, ternarios o cuaternarios, dependiendo del número de elementos que los componen. Además, detalla la nomenclatura de óxidos, hidruros, sales binarias, peróxidos e hidrácidos.
El documento proporciona información sobre la química del carbono y los polímeros. Explica que la química orgánica estudia los compuestos de carbono y que este elemento puede formar millones de compuestos debido a su versatilidad para formar enlaces simples, dobles y triples. También describe los principales tipos de enlaces, cadenas y grupos funcionales que definen las clases de compuestos orgánicos.
Este documento presenta cuatro métodos para igualar ecuaciones químicas: 1) Método al tanteo, 2) Método algebraico, 3) Método del cambio de valencia (redox), y 4) Método del ión electrón. Cada método sigue pasos específicos como escribir fórmulas correctamente, colocar coeficientes, identificar átomos, y verificar la igualdad de átomos para obtener la ecuación igualada.
El documento describe las diferentes fuerzas intermoleculares que mantienen unidas las moléculas, incluyendo las fuerzas de van der Waals como la dispersión de London, las interacciones dipolo-dipolo y los puentes de hidrógeno. Explica cómo estas fuerzas débiles determinan propiedades físicas como los puntos de fusión y ebullición al afectar la organización molecular en los estados sólido y líquido.
Inconvenientes de los modelos de Rutherford y BohrPaola Rey
El documento describe los inconvenientes del modelo atómico de Rutherford y cómo Niels Bohr propuso un nuevo modelo atómico para resolverlos. El modelo de Rutherford contradecía la teoría electromagnética de Maxwell y no explicaba satisfactoriamente los espectros atómicos. Bohr propuso que los electrones solo pueden orbitar a ciertas distancias del núcleo con valores cuánticos enteros de energía, y que la energía se libera en forma de luz cuando un electrón cambia de órbita.
Este documento presenta información sobre diferentes tipos de ruptura de enlaces químicos, incluyendo ruptura homolítica, heterolítica, reacciones radicales, iónicas y concertadas. También define términos clave como radicales libres, reactivos nucleófilos y electrófilos.
Este documento presenta información sobre los diferentes tipos de enlaces químicos, incluyendo enlaces iónicos, covalentes, metálicos y las propiedades asociadas con cada uno. Define los enlaces iónicos como la unión resultante de las fuerzas electrostáticas entre iones de carga opuesta, mientras que los enlaces covalentes involucran el compartir de electrones entre átomos no metálicos. Finalmente, explica que los enlaces metálicos surgen de la interacción entre iones positivos y una nube de electron
Numeros cuanticos y orbitales atomicosMariana Seda
Este documento describe los números cuánticos y orbitales atómicos. Explica que los números cuánticos (n, l, ml) especifican los estados de energía posibles de los electrones en un átomo y permiten deducir la forma y distribución espacial de probabilidad de los electrones en los orbitales atómicos. También introduce el número cuántico del espín y describe cómo cada conjunto único de números cuánticos (n, l, ml, ms) especifica la ubicación probable de un electrón particular en un átomo.
Este documento describe diferentes tipos de enlaces químicos. Explica que los enlaces químicos son las fuerzas que unen los átomos y que existen tres tipos principales: enlace iónico, enlace covalente y enlace metálico. Describe las características de cada uno, incluyendo que los enlaces iónicos involucran la transferencia de electrones entre un metal y un no metal, mientras que los enlaces covalentes involucran la compartición de electrones entre no metales. También explica conceptos como la regla del oct
Este documento presenta el modelo atómico de Bohr. Describe brevemente la biografía de Niels Bohr y su contribución al desarrollo de un modelo atómico que explica la estabilidad del átomo de hidrógeno. Explica que Bohr propuso que los electrones solo pueden orbitar el núcleo a distancias y energías específicas, lo que previene que los electrones pierdan energía de forma continua. Este modelo revolucionó la comprensión de la estructura atómica en ese momento.
El documento describe el modelo atómico de Thomson propuesto en 1904. Según este modelo, el átomo está compuesto por electrones negativos distribuidos uniformemente dentro de una esfera positiva. Thomson realizó experimentos que demostraron que los rayos catódicos estaban compuestos de partículas cargadas negativamente llamadas "corpúsculos". Si bien este modelo pudo explicar algunos fenómenos, predecía incorrectamente la distribución de la carga positiva y no explicaba la tabla periódica.
Este documento presenta una lección sobre reacciones químicas. Explica conceptos como ecuaciones químicas, evidencias de reacciones, clasificación de reacciones (por naturaleza de los reactantes, variación de energía, variación del estado de oxidación), y métodos para balancear ecuaciones químicas. Cubre temas como reacciones de adición, descomposición, desplazamiento, doble desplazamiento, exotérmicas, endotérmicas y redox.
Este documento describe los isómeros estructurales de hidrocarburos sencillos como el butano, pentano y hexano. Explica sus estructuras tridimensionales, fórmulas desarrolladas, fórmulas moleculares y propiedades físicas como los puntos de ebullición y fusión. También cubre las formas geométricas de las moléculas de carbono y los diferentes tipos de enlaces de carbono en compuestos como alcanos, alquenos y alquinos.
Este documento explica cómo calcular la densidad y la masa molecular de un gas utilizando la fórmula del gas ideal. Define la densidad como la relación entre la masa y el volumen de un gas, y la masa molecular como la relación entre la masa y las moles de un gas. Explica cómo usar la fórmula del gas ideal para relacionar estas propiedades con la presión, temperatura y volumen del gas. Luego, presenta ejemplos numéricos para calcular la densidad y masa molecular de diferentes gases en condiciones dadas.
El modelo atómico de Bohr fue el primero en introducir la cuantización y explicar la estabilidad de la materia y los espectros discretos observados en los gases. Se basó en el modelo atómico de Rutherford y postuló que los electrones solo pueden orbitar en órbitas definidas alrededor del núcleo sin radiar energía, y que el átomo solo radia o absorbe energía cuando los electrones cambian de órbita.
La configuración electrónica de un átomo corresponde a la distribución de sus electrones en los diferentes niveles de energía orbitales atómicos, siguiendo un orden específico. Se muestra cómo se llenan los orbitales y cómo escribir la configuración electrónica de un átomo a partir de su número atómico, respetando la capacidad máxima de cada subnivel. Se explican algunas aparentes anomalías en la distribución de electrones de ciertos elementos debido a que otras configuraciones son más estables energéticamente.
La configuración electrónica de un átomo corresponde a la distribución de sus electrones en los diferentes niveles de energía orbitales atómicos, siguiendo un orden específico. Se muestra cómo se llenan los orbitales y cómo escribir la configuración electrónica de un átomo a partir de su número atómico, respetando la capacidad máxima de cada subnivel. Se explican algunas aparentes anomalías en la distribución de electrones de ciertos elementos debido a que otras configuraciones son más estables energéticamente.
Este documento proporciona instrucciones para dibujar estructuras de Lewis. Explica que se debe identificar el átomo central basado en su cantidad, electrones desapareados y electronegatividad. Luego se cuenta electrones de enlace y de valencia para colocar electrones restantes alrededor de los átomos siguiendo la regla del octeto. También describe enlaces múltiples y diferentes fuerzas intermoleculares como van der Waals, puentes de hidrógeno y sus características.
1. El documento resume 10 problemas relacionados con las leyes de los gases ideales. Explica cómo aplicar las leyes de Boyle, Charles, Gay-Lussac y la ley combinada para calcular volúmenes, presiones y temperaturas de gases dados sus condiciones iniciales.
Este documento trata sobre la nomenclatura y formación teórica de los ácidos oxácidos. Explica que los ácidos oxácidos se forman cuando un óxido no metálico reacciona con agua, formando compuestos con prefijos como meta, piro y orto según la cantidad de moléculas de agua. Luego detalla los procedimientos para determinar la fórmula de los ácidos oxácidos y su nomenclatura tradicional para diferentes no metales como los halógenos, anfígenos y nitrógen
El documento presenta un experimento sobre la reactividad de diferentes metales con agua. Se colocaron muestras de sodio, potasio, magnesio, aluminio, plomo, cobre y zinc en tubos de ensayo con agua y fenolftaleína. El sodio, potasio y magnesio reaccionaron rápidamente tornando la solución de color rosa. El aluminio, plomo y cobre no reaccionaron. El zinc reaccionó lentamente al calentar la mezcla. Las hipótesis sobre la relación entre la pos
El documento explica los números cuánticos (n, l, ml, s) que describen la configuración electrónica de los átomos según la mecánica cuántica. Detalla los principios que rigen cómo los electrones se distribuyen en los diferentes orbitales atómicos, como el principio de Aufbau, exclusión de Pauli, y máxima multiplicidad de Hund. También cubre cómo escribir configuraciones electrónicas y notaciones para cationes, aniones y usando símbolos de gases nobles.
El documento describe los diferentes tipos de compuestos inorgánicos y sus respectivas nomenclaturas. Explica que los compuestos inorgánicos pueden ser binarios, ternarios o cuaternarios, dependiendo del número de elementos que los componen. Además, detalla la nomenclatura de óxidos, hidruros, sales binarias, peróxidos e hidrácidos.
El documento proporciona información sobre la química del carbono y los polímeros. Explica que la química orgánica estudia los compuestos de carbono y que este elemento puede formar millones de compuestos debido a su versatilidad para formar enlaces simples, dobles y triples. También describe los principales tipos de enlaces, cadenas y grupos funcionales que definen las clases de compuestos orgánicos.
Este documento presenta cuatro métodos para igualar ecuaciones químicas: 1) Método al tanteo, 2) Método algebraico, 3) Método del cambio de valencia (redox), y 4) Método del ión electrón. Cada método sigue pasos específicos como escribir fórmulas correctamente, colocar coeficientes, identificar átomos, y verificar la igualdad de átomos para obtener la ecuación igualada.
El documento describe las diferentes fuerzas intermoleculares que mantienen unidas las moléculas, incluyendo las fuerzas de van der Waals como la dispersión de London, las interacciones dipolo-dipolo y los puentes de hidrógeno. Explica cómo estas fuerzas débiles determinan propiedades físicas como los puntos de fusión y ebullición al afectar la organización molecular en los estados sólido y líquido.
Inconvenientes de los modelos de Rutherford y BohrPaola Rey
El documento describe los inconvenientes del modelo atómico de Rutherford y cómo Niels Bohr propuso un nuevo modelo atómico para resolverlos. El modelo de Rutherford contradecía la teoría electromagnética de Maxwell y no explicaba satisfactoriamente los espectros atómicos. Bohr propuso que los electrones solo pueden orbitar a ciertas distancias del núcleo con valores cuánticos enteros de energía, y que la energía se libera en forma de luz cuando un electrón cambia de órbita.
Este documento presenta información sobre diferentes tipos de ruptura de enlaces químicos, incluyendo ruptura homolítica, heterolítica, reacciones radicales, iónicas y concertadas. También define términos clave como radicales libres, reactivos nucleófilos y electrófilos.
Este documento presenta información sobre los diferentes tipos de enlaces químicos, incluyendo enlaces iónicos, covalentes, metálicos y las propiedades asociadas con cada uno. Define los enlaces iónicos como la unión resultante de las fuerzas electrostáticas entre iones de carga opuesta, mientras que los enlaces covalentes involucran el compartir de electrones entre átomos no metálicos. Finalmente, explica que los enlaces metálicos surgen de la interacción entre iones positivos y una nube de electron
Numeros cuanticos y orbitales atomicosMariana Seda
Este documento describe los números cuánticos y orbitales atómicos. Explica que los números cuánticos (n, l, ml) especifican los estados de energía posibles de los electrones en un átomo y permiten deducir la forma y distribución espacial de probabilidad de los electrones en los orbitales atómicos. También introduce el número cuántico del espín y describe cómo cada conjunto único de números cuánticos (n, l, ml, ms) especifica la ubicación probable de un electrón particular en un átomo.
Este documento describe diferentes tipos de enlaces químicos. Explica que los enlaces químicos son las fuerzas que unen los átomos y que existen tres tipos principales: enlace iónico, enlace covalente y enlace metálico. Describe las características de cada uno, incluyendo que los enlaces iónicos involucran la transferencia de electrones entre un metal y un no metal, mientras que los enlaces covalentes involucran la compartición de electrones entre no metales. También explica conceptos como la regla del oct
Este documento presenta el modelo atómico de Bohr. Describe brevemente la biografía de Niels Bohr y su contribución al desarrollo de un modelo atómico que explica la estabilidad del átomo de hidrógeno. Explica que Bohr propuso que los electrones solo pueden orbitar el núcleo a distancias y energías específicas, lo que previene que los electrones pierdan energía de forma continua. Este modelo revolucionó la comprensión de la estructura atómica en ese momento.
El documento describe el modelo atómico de Thomson propuesto en 1904. Según este modelo, el átomo está compuesto por electrones negativos distribuidos uniformemente dentro de una esfera positiva. Thomson realizó experimentos que demostraron que los rayos catódicos estaban compuestos de partículas cargadas negativamente llamadas "corpúsculos". Si bien este modelo pudo explicar algunos fenómenos, predecía incorrectamente la distribución de la carga positiva y no explicaba la tabla periódica.
Este documento presenta una lección sobre reacciones químicas. Explica conceptos como ecuaciones químicas, evidencias de reacciones, clasificación de reacciones (por naturaleza de los reactantes, variación de energía, variación del estado de oxidación), y métodos para balancear ecuaciones químicas. Cubre temas como reacciones de adición, descomposición, desplazamiento, doble desplazamiento, exotérmicas, endotérmicas y redox.
Este documento describe los isómeros estructurales de hidrocarburos sencillos como el butano, pentano y hexano. Explica sus estructuras tridimensionales, fórmulas desarrolladas, fórmulas moleculares y propiedades físicas como los puntos de ebullición y fusión. También cubre las formas geométricas de las moléculas de carbono y los diferentes tipos de enlaces de carbono en compuestos como alcanos, alquenos y alquinos.
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El modelo atómico de Bohr fue el primero en introducir la cuantización y explicar la estabilidad de la materia y los espectros discretos observados en los gases. Se basó en el modelo atómico de Rutherford y postuló que los electrones solo pueden orbitar en órbitas definidas alrededor del núcleo sin radiar energía, y que el átomo solo radia o absorbe energía cuando los electrones cambian de órbita.
La configuración electrónica de un átomo corresponde a la distribución de sus electrones en los diferentes niveles de energía orbitales atómicos, siguiendo un orden específico. Se muestra cómo se llenan los orbitales y cómo escribir la configuración electrónica de un átomo a partir de su número atómico, respetando la capacidad máxima de cada subnivel. Se explican algunas aparentes anomalías en la distribución de electrones de ciertos elementos debido a que otras configuraciones son más estables energéticamente.
La configuración electrónica de un átomo corresponde a la distribución de sus electrones en los diferentes niveles de energía orbitales atómicos, siguiendo un orden específico. Se muestra cómo se llenan los orbitales y cómo escribir la configuración electrónica de un átomo a partir de su número atómico, respetando la capacidad máxima de cada subnivel. Se explican algunas aparentes anomalías en la distribución de electrones de ciertos elementos debido a que otras configuraciones son más estables energéticamente.
Instituta mixto deversificado tecnologico del sur orienteVictor Zetino
Este documento describe dos métodos químicos de separación: la osmosis inversa y la destilación de crudo. La osmosis inversa es un proceso de filtración que revierte el proceso natural de osmosis para separar principalmente sales minerales del agua. La destilación de crudo utiliza calor para separar los diversos componentes del petróleo crudo a través de un proceso de destilación fraccionada, lo que es fundamental para producir gasolina y otros productos petrolíferos. Ambos métodos son muy útiles para la sociedad.
El documento describe la configuración electrónica de los átomos. Explica que los electrones se distribuyen en orbitales atómicos de acuerdo con cuatro números cuánticos y el principio de exclusión de Pauli, el cual establece que no pueden haber dos electrones en el mismo estado cuántico. También describe la notación utilizada para representar las configuraciones electrónicas y cómo se llenan los orbitales siguiendo el orden de sus energías relativas.
El documento explica la configuración electrónica de los átomos. Los electrones se distribuyen en diferentes orbitales atómicos según su nivel de energía. El orden en que se llenan los niveles es 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, etc. La configuración electrónica muestra cómo están distribuidos los electrones de un átomo en particular. El número de valencia se refiere a los electrones en el último nivel incompleto de un átomo, los cuales forman enlaces con otros átomos.
El documento describe la estructura atómica moderna, incluyendo el modelo de mecánica cuántica, los números cuánticos, y los principios de Aufbau, Exclusión de Pauli y Hund. Explica cómo se escribe la configuración electrónica de los elementos usando estos conceptos.
1) La guía explica la configuración electrónica de los átomos y cómo se distribuyen los electrones en los diferentes niveles y orbitales energéticos.
2) Se describe el orden en que se llenan los orbitales y se presenta un diagrama para determinar la configuración electrónica de cualquier átomo.
3) Es importante conocer la configuración electrónica, especialmente los electrones de valencia, para entender cómo se unen los átomos y formar compuestos.
El documento describe los números cuánticos y sus valores, las formas de los orbitales atómicos, y cómo se escriben las configuraciones electrónicas de los átomos usando los números cuánticos y siguiendo las reglas de llenado de orbitales.
El documento describe los números cuánticos y sus valores que determinan las características de los orbitales atómicos como su tamaño, forma y orientación espacial. Explica cómo los electrones se distribuyen en los orbitales siguiendo las reglas de llenado cuántico para formar las configuraciones electrónicas de los elementos.
Este documento contiene 15 ejercicios resueltos sobre el sistema periódico de los elementos. Los ejercicios cubren temas como las configuraciones electrónicas de los elementos, las propiedades periódicas como el radio atómico y la electronegatividad, los isótopos, las energías de ionización, entre otros. El documento provee las soluciones detalladas a cada ejercicio para explicar los conceptos fundamentales del sistema periódico.
1) Erwin Schrödinger dedujo la ecuación de Schrödinger en 1926 para describir el comportamiento de los electrones en los átomos.
2) La solución de esta ecuación es la función de onda, que representa la probabilidad de encontrar un electrón en una región del espacio llamada orbital.
3) La ecuación de Schrödinger tiene soluciones infinitas que se identifican con cuatro números cuánticos que describen los posibles estados de un electrón.
El documento describe la configuración electrónica de los átomos según la mecánica cuántica. Explica que la configuración electrónica indica cómo los electrones se organizan en capas y orbitales atómicos de acuerdo con sus números cuánticos, y que esto determina las propiedades químicas de los elementos. También describe la notación utilizada para representar las configuraciones electrónicas y cómo esta estructura electrónica explica la tabla periódica.
El documento describe los diferentes tipos de enlaces químicos, incluyendo enlaces iónicos, covalentes y metálicos. Explica cómo los átomos y moléculas se unen para alcanzar una configuración de baja energía a través del intercambio y compartición de electrones. También describe las estructuras electrónicas de las moléculas y cómo la geometría molecular depende de los pares de electrones y la hibridación de orbitales.
La configuración electrónica es la manera en la cual los electrones se estruc...Mara' Cordova
La configuración electrónica describe cómo los electrones se estructuran en los átomos y moléculas de acuerdo con los niveles y orbitales cuánticos. El principio de exclusión de Pauli establece que no pueden haber dos electrones en el mismo estado cuántico. La distribución de electrones sigue el diagrama de Moeller, colocando los electrones en los orbitales de menor a mayor energía.
La configuración electrónica indica cómo los electrones se organizan en los orbitales de un átomo según el modelo de capas electrónicas. Es importante porque determina las propiedades químicas de los átomos y su posición en la tabla periódica. La distribución electrónica sigue el principio de Aufbau, llenando primero los orbitales de menor energía y solo con un máximo de dos electrones por orbital. Esto permite describir la estructura electrónica de los elementos.
El documento describe los conceptos fundamentales de la configuración electrónica y los números cuánticos, incluyendo la estructura atómica, los modelos atómicos, los cuatro números cuánticos y cómo se usan para describir la ubicación de los electrones. Explica que los electrones ocupan los orbitales de menor energía según el principio de construcción y otros principios como la exclusión de Pauli y la regla de Hund.
El documento describe los fundamentos de la estructura electrónica de los átomos, incluyendo la teoría cuántica, los orbitales atómicos, números cuánticos, formas de orbitales, principio de exclusión de Pauli, y configuraciones electrónicas. Explica que los electrones se disponen en orbitales caracterizados por números cuánticos en lugar de órbitas definidas, y que las configuraciones electrónicas describen cómo los electrones se distribuyen en los orbitales atómicos según su energía.
1. El documento describe los pasos para crear un diagrama de Bohr para representar la estructura atómica, incluyendo dibujar el núcleo, trazar los anillos de órbita según la tabla periódica, y colocar los electrones en cada órbita de acuerdo a su capacidad máxima.
2. También explica cómo crear un diagrama de Lewis para el sodio usando su número atómico para determinar la distribución de sus 11 electrones en 3 órbitas.
3. Finalmente, resume que
El documento presenta un examen de Física y Química que incluye 7 preguntas sobre temas atómicos como teorías atómicas, estructura del átomo, enlaces iónicos y covalentes. Las preguntas requieren definir conceptos clave, completar tablas periódicas, discutir afirmaciones y describir características de los enlaces.
El documento proporciona una introducción a los conceptos fundamentales de la química orgánica, incluyendo la estructura atómica, los enlaces químicos, y las propiedades de los átomos como el radio atómico y la electronegatividad. Explica que la química orgánica estudia compuestos de carbono y cómo se pueden sintetizar compuestos orgánicos. También describe la estructura del átomo, los orbitales atómicos, y cómo se llenan los electrones siguiendo el principio de
Similar to 2.2. Configuración electrónica y sistema periódico (20)
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Algunos contenidos:
Estudio de funciones orgánicas.
Nomenclatura y formulación orgánica según las normas de la IUPAC.
Funciones orgánicas de interés: oxigenadas y nitrogenadas, derivados halogenados, tioles, perácidos. Compuestos orgánicos polifuncionales.
Tipos de isomería.
Tipos de reacciones orgánicas.
Principales compuestos orgánicos de interés biológico e industrial: materiales polímeros y medicamentos Macromoléculas y materiales polímeros.
Polímeros de origen natural y sintético: propiedades. Reacciones de polimerización.
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Se tratan estos temas:
1. Concepto de infección.
2. Mecanismos de defensa orgánica.
2.1. Inespecíficos. Barreras naturales y respuesta inflamatoria.
2.2. Específicos. Concepto de respuesta inmunitaria.
3. Concepto de inmunidad y de sistema inmunitario.
3.1. Componentes del sistema inmunitario: moléculas, células y órganos.
3.2. Concepto y naturaleza de los antígenos.
3.3. Tipos de respuesta inmunitaria: humoral y celular.
4. Respuesta humoral.
4.1. Concepto, estructura y tipos de anticuerpos.
4.2. Células productoras de anticuerpos: linfocitos B.
4.3. Reacción antígeno-anticuerpo.
5. Respuesta celular.
5.1. Concepto.
5.2. Tipos de células implicadas: linfocitos T, macrófagos.
6. Respuestas primaria y secundaria. Memoria inmunológica.
7. Tipos de inmunidad.
7.1. Congénita y adquirida.
7.2. Natural y artificial.
7.3. Pasiva y activa.
7.4. Sueros y vacunas. Importancia en la lucha contra las enfermedades infecciosas.
8. Disfunciones y deficiencias del sistema inmunitario.
8.1. Hipersensibilidad (alergia).
8.2. Autoinmunidad.
8.3. Inmunodeficiencias. El SIDA y sus efectos en el sistema inmunitario.
9. El trasplante de órganos y los problemas de rechazo: células que actúan.
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Selección de preguntas del bloque 3 ( Genética y evolución) del examen de Biología de la Prueba de Acceso a las Universidades de Madrid.
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1. La genética molecular o química de la herencia.
1.1. Identificación del ADN como portador de la información genética.
1.1.1. ADN y cromosomas.
1.1.2. Concepto de gen.
1.1.3. Conservación de la información: la replicación del ADN. Etapas de la replicación.
1.1.4. Diferencias entre el proceso replicativo de eucariotas y procariotas.
1.2. El ARN.
1.2.1. Tipos y funciones.
1.2.2. La expresión de los genes.
1.2.3. Transcripción y traducción genética en procariotas y eucariotas.
1.3. El código genético en la información genética.
1.4. Alteraciones de la información genética.
1.4.1. Concepto de mutación y tipos.
1.4.2. Los agentes mutagénicos.
1.4.3. Consecuencias de las mutaciones.
1.4.3.1. Consecuencias evolutivas y aparición de especies.
1.4.3.2. Efectos perjudiciales: mutaciones y cáncer.
2. Genética mendeliana.
2.1. Conceptos básicos de herencia biológica.
2.1.1. Genotipo y fenotipo.
2.2. Aportaciones de Mendel al estudio de la herencia.
2.2.1. Leyes de Mendel.
2.2.2. Cruzamiento prueba y retrocruzamiento.
2.2.3. Ejemplos de herencia mendeliana en animales y plantas.
2.3. Teoría cromosómica de la herencia.
2.3.1. Los genes y los cromosomas.
2.3.2. Relación del proceso meiótico con las leyes de Mendel.
2.3.3. Determinismo del sexo y herencia ligada al sexo e influida por el sexo.
3. Evolución.
3.1. Pruebas de la evolución.
3.2. Darwinismo.
3.3. Neodarwinismo o teoría sintética de la evolución.
3.4. La selección natural.
3.5. La variabilidad intraespecífica. La mutación y la reproducción sexual como fuente de variabilidad.
3.6. Evolución y biodiversidad.
Prueba de Acceso a la Universidad - Biología - Bloque 2. La célula viva, morf...Triplenlace Química
Selección de preguntas del bloque 2 ( La célula viva, morfología, estructura y fisiología celular) del examen de Biología de la Prueba de Acceso a las Universidades de Madrid.
Se tratan estos temas:
1. La célula: unidad de estructura y función.
2. Esquematización de diferentes estructuras y orgánulos celulares
3. Célula procariótica y eucariótica.
4. Células animales y vegetales.
5. Célula eucariótica: componentes estructurales y funciones. Importancia de la compartimentación celular.
5.1. Membranas celulares: composición, estructura y funciones.
5.2. Pared celular en células vegetales.
5.3. Citosol y ribosomas. Citoesqueleto. Centrosoma. Cilios y flagelos.
5.4. Orgánulos celulares: mitocondrias, peroxisomas, cloroplastos, retículo endoplasmático, complejo de Golgi, lisosomas y vacuolas.
5.5. Núcleo: envoltura nuclear, nucleoplasma, cromatina y nucleolo. Niveles de organización y compactación del ADN.
6. Célula eucariótica: función de reproducción.
6.1. El ciclo celular: interfase y división celular.
6.2. Mitosis: etapas e importancia biológica.
6.3. Citocinesis en células animales y vegetales.
6.4. La meiosis: etapas e importancia biológica.
7. Célula eucariótica: función de nutrición.
7.1. Concepto de nutrición. Nutrición autótrofa y heterótrofa.
7.2. Ingestión.
7.2.1. Permeabilidad celular: difusión y transporte.
7.2.2. Endocitosis: pinocitosis y fagocitosis.
7.3. Digestión celular
7.4. Exocitosis y secreción celular.
7.5. Metabolismo.
7.5.1. Conceptos de metabolismo, catabolismo y anabolismo.
7.5.2. Aspectos generales del metabolismo: reacciones de oxidorreducción y ATP.
7.5.3. Estrategias de obtención de energía: energía química y energía lumínica.
7.5.4. Características generales del catabolismo celular: convergencia metabólica y obtención de energía.
7.5.4.1. Glucólisis.
7.5.4.2. Fermentación.
7.5.4.3. ß-oxidación de los ácidos grasos.
7.5.4.4. Respiración aeróbica: ciclo de Krebs, cadena respiratoria y fosforilación oxidativa.
7.5.5. Características generales del anabolismo celular: divergencia metabólica y necesidades energéticas.
7.5.5.1. Concepto e importancia biológica de la fotosíntesis para el mantenimiento de la vida sobre la Tierra.
7.5.5.2. Etapas de la fotosíntesis y su localización en células procariotas y eucariotas.
7.5.6. Quimiosíntesis.
7.5.7. Integración del catabolismo y del anabolismo.
Prueba de Acceso a la Universidad - Biología - Bloque 1. La base molecular y ...Triplenlace Química
Selección de preguntas del bloque 1 (Base molecular y fisicoquímica de la vida) del examen de Biología de la Prueba de Acceso a las Universidades de Madrid.
Se tratan estos temas:
1. Composición de los seres vivos: bioelementos y biomoléculas.
1.1. Concepto.
1.1. Clasificación, teniendo en cuenta la proporción en la que entran a formar parte de los seres vivos.
1.1. Bioelementos más característicos de cada grupo anterior y su función.
2. El agua y las sales minerales.
2.1. El agua.
2.1.1. Estructura.
2.1.2. Propiedades físico-químicas.
2.1.3. Funciones biológicas.
2.1.4. Disoluciones acuosas. Difusión, ósmosis y diálisis.
2.2. Sales minerales.
2.2.1. Clasificación.
2.2.2. Funciones generales en los organismos.
3. Glúcidos.
3.1. Concepto y clasificación.
3.2. Monosacáridos: estructura y funciones.
3.3. Enlace glucosídico. Disacáridos y polisacáridos.
4. Lípidos.
4.1. Concepto y clasificación.
4.2. Ácidos grasos: estructura y propiedades.
4.3. Triacilglicéridos y fosfolípidos: estructura, propiedades y funciones.
4.4. Carotenoides y esteroides: propiedades y funciones.
5. Proteínas.
5.1. Concepto e importancia biológica.
5.2. Aminoácidos. Enlace peptídico.
5.3. Estructura de las proteínas.
5.4. Funciones de las proteínas.
6. Enzimas.
6.1. Concepto y estructura.
6.2. Mecanismo de acción y cinética enzimática.
6.3. Regulación de la actividad enzimática: temperatura, pH, inhibidores.
7. Vitaminas: concepto, clasificación y carencias.
8. Ácidos nucleicos.
8.1. Concepto e importancia biológica.
8.2. Nucleótidos. Enlace fosfodiéster. Funciones de los nucleótidos.
8.3. Tipos de ácidos nucleicos. Estructura, localización y funciones.
Prueba de Acceso a la Universidad - Química - Bloque 1. Estructura atómica y ...Triplenlace Química
Ejercicios modelo de Química de la prueba de acceso a la Universidad (Selectividad). Parte 1. Estructura atómica, configuración electrónica, sistema periódico y propiedades de los elementos, enlace químico, geometría de las moléculas.
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Nomenclatura de Química Inorgánica según las reglas de la IUPAC para estudiantes de Bachillerato, Acceso a la Universidad y Química de primer curso universitario.
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Metales de transición y metalurgia
Los metales de transición son los elementos químios que comúnmente conocemos propiamente como “metales”: hierro, plata, mercurio, wolframio… Tienen muchas propiedades en común. Sus números de oxidación más típicos son 2+ y 3+. Muchos son coloreados, lo que deben a su particular configuración electrónica (especialmente a los orbitales d). Forman aleaciones unos con otros. Entre ellos se encuentran los elementos químicos de puntos de fusión más elevados. Se obtienen por reducción (con C en muchos casos) o electrolíticamente.
Introducción a los compuestos de coordinación
Los compuestos de coordinación o complejos están formados generalmente por un átomo central (normalmente un catión metálico) y, unido a él por enlaces coordinados, átomos o grupos de átomos llamados ligandos. El número de ligandos es el número de coordinación. Los complejos suelen ser coloreados y para un mismo átomo central su color depende de la naturaleza de los ligandos y del número de ellos y se explica por la llamada teoría del campo cristalino.
3.4. Enlace covalente - Teoria de orbitales moleculares.pptxTriplenlace Química
A diferencia de la teoría del enlace de valencia, basada en el concepto de orbitales localizados entre dos átomos, la teoría de orbitales moleculares considera que los electrones de enlace se encuentran en orbitales formados entre varios (2, 3, 4…) átomos de la molécula. Por ejemplo, en el benceno los 6 orbitales 2p de los 6 C pueden formar varios orbitales moleculares que unen al mismo tiempo a los 6 átomos de C. Un orbital molecular sería como uno atómico pero en vez de tener un solo núcleo acoge a varios (en el ejemplo citado del benceno los orbitales moleculares aludidos tendrían 6 núcleos).
Principios de Quimica y Estructura - ENA1 - Ejercicio 12 Formula empirica a ...Triplenlace Química
Fórmula empírica de un compuesto a partir de datos de combustión del mismo] Una muestra de 1,367 g de un compuesto orgánico se quemó en una corriente de aire para obtener 3,002 g de CO2 y 1,640 g de H2O. Si el compuesto original contenía solo C, H y O, ¿cuál su fórmula empírica? (Datos: Ar(C) = 12,011; Ar(H) = 1,008; Ar(O) = 15,999)
Principios de Quimica y Estructura - ENA3 - Ejercicio 03 Energia de ionizaci...Triplenlace Química
La longitud de onda del fotón que emite un átomo al pasar de un estado de número cuántico principal n2 a un estado inferior n1 viene dada por: (1/λ) = RZ2[(1/n1)2 – (1/n2)2], siendo R la constante de Rydberg, que para el deuterio (2H) vale 109707 cm-1. Calcular la energía mínima necesaria en eV para separar el electrón del núcleo de deuterio cuando el átomo se halla en su estado fundamental. (Datos: constante de Planck: 6,63·10^-34 Js; velocidad de la luz: 3·10^8 ms-1; 1 J = 6,242·10^18 eV).
Tecnicas instrumentales en medio ambiente 06 - tecnicas cromatograficasTriplenlace Química
La mayor dificultad con que el analista se encuentra cuando se ha de estudiar muestras ambientales suele ser su tremenda complejidad. Aunque existen tratamientos químicos que pueden aislar los analitos de interés, lo mejor es llevar a cabo un tratamiento fisicoquímico: la cromatografía. Hay muchas y variadas técnicas cromatográficas, pero el objetivo de todas es separar las sustancias que forman una mezcla y enviarlas secuencialmente a un detector para que las determine y cuantifique. En general, estas técnicas se pueden clasificar en varias familias: cromatografía de gases, de líquidos, mediante fluidos supercríticos y en capa fina.
Todas se basan en el mismo fenómeno: permitir que las sustancias que forman una mezcla entren en contacto con dos fases (un líquido y un gas, un sólido y un líquido, etc.). Una de las fases es estática (no se mueve) y tenderá a retener las sustancias en mayor o menor grado; la otra, móvil, tenderá a arrastrarlas. Cada sustancia química tiene distinta tendencia a ser retenida y a ser arrastrada. Dicho más correctamente, cada sustancia tiene distinto coeficiente de distribución entre las dos fases. El coeficiente de distribución es una medida de la tendencia relativa a quedar en una fase u otra.
Se opera de modo que en una primera etapa se deja que las sustancias que forman la mezcla entren en contacto con la fase estática. Cada sustancia de la mezcla tendrá una mayor o menor afinidad por esta fase. Después se hace pasar la otra fase, que arrastrará en mayor grado las sustancias menos afines por la primera. Típicamente, el proceso se lleva a cabo en una columna. Dentro de ella está fijada la fase estática y a través de ella se hace pasar la fase móvil, que se llama eluyente.
En cromatografía de gases la fase móvil es un gas llamado portador. La otra suele ser un líquido adsorbido sobre un sólido (cromatografía de gases gas-líquido) o, bastante menos comúnmente, un sólido (cromatografía de gases gas-sólido).
La técnica ofrece unos excelentes resultados cuando se acopla con un espectrómetro de masas porque cada sustancia que va eluyendo puede ser fácilmente identificada. También se obtiene mucha información cuando se acopla al cromatógrafo un espectrómetro IR o uno de RMN.
La cromatografía de gases se aplica sobre todo a muestras orgánicas volátiles o volatilizables por derivatización. Pueden estar en estado sólido, líquido o, por supuesto, gas, pero muestras líquidas y sólidas deben vaporizarse previamente. La modalidad de gas-sólido permite detectar y cuantificar gases atmosféricos, por ejemplo.
En cromatografía de líquidos la fase móvil es líquida. Las columnas son mucho más cortas que en gases. El control de la temperatura no es tan crítico, pero sí ha de serlo el de la presión. Se ejercen presiones muy altas para hacer pasar la fase móvil (un líquido) a través de la estática (un sólido). Se aplica a especies no volátiles o térmicamente inestables.
Tecnicas instrumentales en medio ambiente 05 - espectrometria de masasTriplenlace Química
La espectrometría de masas puede ser atómica o molecular. La espectrometría atómica analiza los elementos químicos de una muestra, mientras que la molecular identifica y cuantifica las moléculas presentes. Existen diversos métodos de ionización que determinan el tipo de espectro obtenido.
Resumenes de quimica inorganica descriptiva 01 - hidrogeno, alcalinos y alc...Triplenlace Química
El hidrógeno: propiedades, reactividad, obtención, usos
En esta presentación se explican las propiedades del hidrógeno y se da cuenta de su importancia industrial, por ejemplo para la fabricación de dos compuestos muy utilizados como el amoniaco y el ácido clorhídrico. Se resumen los métodos de obtención de este gas (electrolisis, gas de síntesis…) y sus usos (además de los mencionados, el refinado del petróleo, la obtención de grasas saturadas y de metanol…). También se habla de su reactividad (formación de hidruros y reducción de óxidos).
Los metales alcalinos; sus propiedades y reactividad
En esta presentación se explican las propiedades de los metales alcalinos. Dentro de ella, un vídeo muestra su alta reactividad con el agua. Se mencionan sus métodos de obtención (particularmente de sus sales fundidas) y sus compuestos más importantes (óxidos, peróxidos, superóxidos, hidróxidos y carbonatos. Se resumen los dos procesos clásicos más importantes para la obtención del carbonato sódico: el Solvay y el Leblanc.
Los metales alcalinotérreos: propiedades y reactividad
En esta preparación se hace un somero repaso a las propiedades de los metales alcalinotérreos, así como a su obtención, reactividad y usos. Se resaltan las características más peculiares del berilio, el magnesio, el calcio, el estroncio, el bario y el radio. Se destacan entre sus compuestos importantes sus óxidos, sus carbonatos y sus sulfatos. Como curiosidad, se explica la formación natural de estalactitas y estalagmitas.
Business Plan -rAIces - Agro Business Techjohnyamg20
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Soluciones Examen de Selectividad. Geografía junio 2024 (Convocatoria Ordinar...Juan Martín Martín
Criterios de corrección y soluciones al examen de Geografía de Selectividad (EvAU) Junio de 2024 en Castilla La Mancha.
Soluciones al examen.
Convocatoria Ordinaria.
Examen resuelto de Geografía
conocer el examen de geografía de julio 2024 en:
https://blogdegeografiadejuan.blogspot.com/2024/06/soluciones-examen-de-selectividad.html
http://blogdegeografiadejuan.blogspot.com/
4. Como se ha dicho, la aproximación orbital consiste en describir a los electrones de un átomo polielectrónico
mediante orbitales atómicos análogos a los que se obtienen resolviendo la ecuación de Schrödinger [1.10]
para los átomos hidrogenoides, es decir, orbitales 1s, 2s, 2p…. Asignar todos los electrones de un átomo a
dichos orbitales es establecer la configuración electrónica del átomo. En lo que sigue, y mientras no se diga lo
contrario, se discutirán las configuraciones de los elementos químicos cuando los átomos están aislados y en
su estado energético fundamental.
Hay que tener en cuenta que, aunque habitualmente se emplean expresiones como “en cualquier orbital
caben dos electrones”, “en el helio, dos electrones ocupan el orbital 2s”, “en el litio, el orbital 2s está
semilleno”, ninguna de ellas tiene rigor, pues los orbitales no son compartimentos en los que se pueden
alojar los electrones. Como se ha dicho, los orbitales son funciones matemáticas cuya representación
requiere de un espacio de cuatro dimensiones, si bien se puede hacer una proyección de ella en el espacio
de tres. En este sentido, cabe decir que un orbital define una región del espacio de tres dimensiones y que en
esa región se encuentra el electrón descrito por ese orbital. Es ese el significado que tienen las frases
anteriores y es el que debe entenderse cuando, en adelante, se usen.
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5. La configuración electrónica del
hidrógeno se dice que es 1s1 porque
el único electrón de este átomo
viene caracterizado cuánticamente
por un orbital 1s. El “1” que figura
en el superíndice de “1s1” quiere
decir “1 electrón”. Por su lado, la
configuración del helio es 1s2, lo que
quiere decir que su función de onda
bielectrónica puede basarse en el
producto 1s 1s dado que cada uno
de sus dos electrones viene descrito
por un orbital 1s. En cuanto al litio,
como ya se ha avanzado anterior-
mente, la configuración de su estado
fundamental es 1s2 2s.
A veces es útil escribir las
configuraciones electrónicas de
formas más gráficas, como las dos
que se muestran en la figura 2.6.
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Fig. 2.6. Dos formas gráficas de representar las configuraciones electrónicas
del H (𝑍 = 1), el He (𝑍 = 2) y el Li (𝑍 = 3). Abajo se han representado los
orbitales 1s para el H y el He y los 1s y 2s del Li. La máxima probabilidad
electrónica en los orbitales 2s se extiende más lejos del núcleo que en los 1s;
por eso el círculo que simboliza al orbital 2s en el Li tiene más diámetro que el
del orbital 1s. Las flechas a veces se representan por puntos. Cuando un
orbital tiene dos electrones (como el 2s del He y el Li), las flechas o puntos que
los representan también pueden ponerse juntos ().
2.1. 1. Formas de representar las configuraciones electrónicas
6. Obsérvese en la figura anterior que las flechas que representan a los electrones 1s del helio y el litio se han
dibujado de forma antiparalela. Con ello se quiere dar a entender que uno de los electrones, el representado por
, tiene número cuántico de espín 𝑚 𝑠 = 1/2, y el otro () tiene 𝑚 𝑠 = −1/2, ya que se debe cumplir el principio
de exclusión de Pauli, enunciado en 2.1.2.3, según el cual dos electrones de un átomo no pueden tener los cuatro
números cuánticos iguales (los otros tres números cuánticos de los electrones 2s sí son iguales: 𝑛 = 2, 𝓁 = 0 y
𝑚 𝓁 = 0).
Nótese también que, en el litio, el círculo que representa al orbital 2s tiene más diámetro que el del 1s. Esto es
debido a que el máximo de probabilidad electrónica de los orbitales 2s se encuentra más lejos del núcleo que el
de los orbitales 1s, como puede comprobarse en la figura 1.24. Es como decir que los orbitales 2s son “más
grandes” que los 1s (y los 3s mayores que los 2s, etc.).
Por otra parte, como la configuración electrónica del litio solo se diferencia de la del helio en el orbital 2s, la
configuración del Li se acostumbra a escribir también así: [He] 2s1. Más abajo se verá que esto se llama
configuración abreviada. La del berilio (Be), que tiene cuatro electrones (𝑍 = 4), puede escribirse [He] 2s2.
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7. Sigue al berilio en número de electrones el boro (B, 𝑍 = 5). Por el principio de exclusión, este elemento no
puede tener un tercer electrón caracterizado por un orbital 2s, ya que entonces en dicho orbital habría dos
electrones con los cuatro números cuánticos iguales. Hay que recurrir, entonces, al siguiente orbital en energía,
que, según se sabe por experimentos espectroscópicos, es el 2p. La configuración electrónica del boro es, por
ello: 1s2 2s2 2p1. Gráficamente se puede representar así:
1s
2s
−
−
2p
−
−
En ocasiones conviene diferenciar los tres orbitales 2p: 2px, 2py y 2pz. En ese caso, el esquema anterior se puede
detallar más así:
1s
2s
2p 𝑥
−
2p 𝑦
−
2p 𝑧
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8. 2.1.2. Principio de construcción según la regla
(𝒏 + 𝓵, 𝒏)
En lo que se acaba de explicar para el boro se basa el
llamado principio de construcción (conocido también
por la expresión alemana Aufbauprinzip). Consiste en
imaginar que un elemento de número atómico 𝑍 se
“construye” partiendo del elemento de número
atómico 𝑍 − 1 y agregándole un electrón. Dicho
electrón hay que asignarlo al orbital disponible cuyo
valor de la suma de números cuánticos (𝑛 + 𝓁) sea lo
más baja posible; en caso de que varios orbitales
tengan el mismo valor de (𝑛 + 𝓁) se debe optar por el
que tenga menor valor de 𝑛. Por esto, a este criterio
se le llama regla (𝒏 + 𝓵, 𝒏), también conocida como
de Madelung. El principio de construcción es análogo
al llenado de varios depósitos a partir de uno
principal, como se ilustra en la figura 2.7. Es fácil
comprender, por ejemplo, que el depósito 5p no
puede llenarse hasta que no lo haya hecho
completamente el 4d.
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Fig. 2.7. Analogía del llenado de orbitales con el
llenado de depósitos de agua (los orbitales) que
están a distintas alturas desde un depósito general.
Se comprende, por ejemplo, que el agua tiene que
entrar antes en el depósito 4f que en el 5d.
9. El orbital 4d corresponde a 𝑛 = 4 y 𝓁 =
2; el 5p, a 𝑛 = 5 y 𝓁 = 1. Por lo tanto,
ambos tienen el mismo valor de (𝑛 + 𝓁),
pero el 4d se llena antes porque tiene un
valor de 𝑛 menor que el 5p.
La regla (𝑛 + 𝓁, 𝑛) se puede traducir en
este orden de “llenado” de los orbitales:
1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p,
6s, 4f, 5d, 6p, 7s, 5f, 6d, 7p… [2.17]
Pero como no es fácil de memo-rizar se
recurre habitualmente a un diagrama
mnemotécnico como el de la figura 2.8,
que muestra el orden de “llenado” según
se siguen las flechas de abajo arriba y de
derecha a izquierda.
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Fig. 2.8. Orden de
“llenado” de los
orbitales según la
regla (𝑛 + 𝓁, 𝑛) del
principio de
construcción. Se
sigue el sentido de
las flechas
empezando por la
inferior. Una vez
alcanzado el
extremo de una
flecha, se continúa
con la
inmediatamente
superior, desde su
origen. Así por
ejemplo, tras
llenarse el orbital
4p se llena el 5s y a
continuación el 4d.A la hora de aplicar la regla hay que
tener en cuenta que los orbitales s se
“llenan” con 2 electrones; los p, con 6;
los d, con 10; y en los f, con 14.
10. 2.1.3. Regla de Hund
El carbono (C; 𝑍 = 6) tiene una unidad de número atómico más que el boro (𝑍 = 5), por lo que la configuración
del C se podría obtener agregando un electrón a la configuración que ya se ha predicho para el B, con lo que se
estaría aplicando el principio de construcción. Por esa razón, a este electrón se le llama diferenciador. Este
electrón debería colocarse en el orbital 2p, pues en la configuración del boro dicho orbital solo contiene un
electrón, lo que le permite alojar cinco más. Ahora bien, cabe pensar si el electrón se colocará en el orbital 2px, de
forma antiparalela al que ya tenía el boro:
1s
2s
2p 𝑥
−
2p 𝑦
−
2p 𝑧
o bien se situará de forma paralela en otro de los orbitales p:
1s
2s
2p 𝑥
2p 𝑦
−
2p 𝑧
Esto último es lo que sucede, ya que debe cumplirse la llamada regla de Hund, según la cual, cuando se están
llenando orbitales de igual energía (como los tres orbitales 2p), los electrones tienden a colocarse con sus espines
paralelos siempre que sea posible, consiguiendo así el átomo una mayor estabilidad energética. Desde un punto
de vista clásico, esta regla se puede entender considerando que dos electrones en orbitales diferentes de la
misma energía experimentan menos repulsión culombiana, por lo que la configuración es más estable que si se
encontrara en el mismo orbital.
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11. Escrita de forma más simple, la configuración del carbono es 1s2 2s2 2p2. A partir de ella se puede construir la del
siguiente elemento (nitrógeno, N, 𝑍 = 7), que es:
1s
2s
2p 𝑥
2p 𝑦
2p 𝑧
Si entra un electrón más (oxígeno, O, 𝑍 = 8) ya no es posible que se coloque con espín paralelo a los otros;
necesariamente tiene que ser antiparalelo:
1s
2s
2p 𝑥
2p 𝑦
2p 𝑧
Sigue a estos elementos el flúor (F, 𝑍 = 9), cuya configuración es 1s2 2s2 2p5. Después viene el neón (Ne, 𝑍 = 10),
elemento para el que los orbitales 2p quedan colmados:
1s
2s
−
2p
−
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12. De forma sencilla, la configuración del Ne se escribe 1s2 2s2 2p6. La figura 2.9 muestra cómo quedarían estos
orbitales distribuidos en el espacio.
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Fig. 2.9. A la izquierda, distribución espacial aproximada de los orbitales del neón. Los orbitales 1s y 2s (color negro) de simetría
esférica, se han dibujado en sección. Cada uno contiene dos electrones de espines antiparalelos (). Se dice que están apareados.
Estos electrones se dibujan en un lugar arbitrario del orbital, pero lo “ocupan” todo (ya que se puede decir que los electrones son el
orbital). En naranja se ha dibujado en perspectiva el perfil del orbital 2px; en verde, la sección del 2py; en azul, la del 2pz. Estos tres
orbitales son mutuamente perpendiculares. Cada uno “aloia” un par de electrones. A la derecha, el mismo esquema, pero
dibujando los orbitales en forma de 8 (que no es realista, aunque es como se presenta habitualmente en los libros de texto para
facilitar su visualización).
13. Triplenlace.com
Llenos los orbitales 1s, 2s y 2p, los siguientes según el principio de construcción son los 3s y 3p, como puede
verse en el diagrama (𝑛 + 𝓁 , 𝑛) de la figura 2.8. En dichos orbitales “caben” 8 electrones en total, por lo que 8
elementos químicos podrán formar su configuración electrónica “colocando” electrones en ellos. Se trata del
sodio (Na, 𝑍 = 11), magnesio (Mg, 𝑍 = 12), aluminio (Al, 𝑍 = 13), silicio (Si, 𝑍 = 14), fósforo (P, 𝑍 = 15),
azufre (S, 𝑍 = 16), cloro (Cl, 𝑍 = 17) y argón (Ar, 𝑍 = 18). Las configuraciones electrónicas del primero y el
último citados son:
Na:
1s
2s
−
2p
−
3s
−
3p
−
Ar:
1s
2s
−
2p
−
3s
−
3p
−
Escritas de forma más sencilla son: Na: 1s2 2s2 2p6 3s1; Ar: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6.
14. 2.1.4. Periodicidad de la configuración electrónica
Es posible escribir una tabla cuyo criterio de organización de sus columnas sea el orbital en el que se coloca el
electrón diferenciador al aplicar la regla (𝑛 + 𝓁 , 𝑛) y el número de electrones de dicho orbital. Una tabla de estas
características con los elementos considerados hasta ahora es la siguiente (los huecos se irán rellenando
posteriormente):
Obsérvese que los elementos de la fila 3 van llenando orbitales de modo análogo a como lo hacen los de la 2. Es
decir, se produce una repetición periódica de la forma de llenar los orbitales. Esa es una de las razones de que a
esta tabla se le llame periódica. Cada fila de ella constituye un periodo. Hasta ahora se han escrito tres,
numerados 1, 2 y 3. Como se verá, todos los elementos de un periodo 𝑛 tienen orbitales 𝑛𝑠 como parte de su
configuración. Así, el Li o el C (periodo 2) tienen orbitales 2s, el Na o el Al (periodo 3), 3s, etc.
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s1 s2 p1 p2 p3 p4 p5 p6
1
1
H
2
He
2
3
Li
4
Be
5
B
6
C
7
N
8
O
9
F
10
Ne
3
11
Na
12
Mg
13
Al
14
Si
15
P
16
S
17
Cl
18
Ar
Fig. 2.10. Algunos elementos químicos ordenados según la configuración del último orbital que se llena siguiendo la regla (𝑛 +
𝓁, 𝑛). Sobre el símbolo de cada elemento, su el número atómico, 𝑍, que va creciendo de izquierda a derecha y de arriba abajo.
15. El cuarto periodo de la tabla periódica empieza con el potasio (K, 𝑍 = 19). Según el diagrama (𝑛 + 𝓁 , 𝑛) de la
figura 2.8, el electrón que lo diferencia del argón debe colocarse en el orbital 4s. Por lo tanto, su configuración
electrónica es 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1 o, en notación abreviada [Ar] 4s1. (La configuración abreviada de cualquier
elemento se construye tomando como base la del elemento situado en la última posición del periodo anterior a
aquel en que se encuentre el elemento en cuestión. Así, para escribir la configuración electrónica de los
elementos Na, Mg, Al, Si, P, S y Cl debe usarse como base la del Ne –figura 2.10–).
Sigue al potasio el calcio (Ca, 𝑍 = 20), cuya configuración, siguiendo el principio de construcción, es 1s2 2s2 2p6
3s2 3p6 4s2. A continuación viene el escandio (Sc, 𝑍 = 21). El diagrama (𝑛 + 𝓁 , 𝓁) de la figura 2.8 indica que su
electrón diferenciador lo colocará en uno de los 5 orbitales 3d, prediciéndose esta configuración 1s2 2s2 2p6 3s2
3p6 4s2 3d1 o, de forma abreviada, [Ar] 4s2 3d1. Ahora bien, sobre este elemento (y los que le siguen) hay que
hacer una puntualización.
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16. 2.2.5. Ordenación energética de los orbitales
En principio, cada elemento en su estado fundamental coloca sus electrones en los orbitales que tengan la menor
energía posible, ya que es de esperar que de ese modo la energía total será la mínima que se pueda lograr y el
átomo será más estable. Es sabido que en el calcio el orbital 4s tiene menos energía que el 3d. Por eso, la
configuración del calcio es [Ar] 4s2 y no [Ar] 3d2.
Se podría pensar, entonces, que en el escandio, como el electrón diferenciador se coloca en un orbital 3d,
también se cumple que este orbital es más energético que el 4s. Pero no es así: en el Sc, el orbital 4s tiene más
energía que el 3d. Esto puede suscitar dos interrogantes:
1. Si en el escandio el orbital 3d tiene menos energía que el 4s, ¿por qué su configuración no es [Ar] 3d3?
2. ¿Significa esta inversión energética entre los orbitales 4s y 3d al pasar del Ca al Sc algún fallo o excepción de la
regla (𝑛 + 𝓁 , 𝑛)?
El principio que gobierna la ocupación de los orbitales es que la energía total del átomo sea la menor posible.
Debido a fuertes repulsiones entre los electrones d, la energía total del escandio es más baja en una configuración
[Ar] 3d1 4s2 que en una configuración [Ar] 3d3 a pesar de que el orbital 4s sea más energético que el 3d en este
átomo (y en la mayoría de los elementos).
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17. Por otro lado, la utilidad de la regla (𝑛 + 𝓁 , 𝑛) no es predecir el orden de energía de los orbitales (aunque lo haga
correctamente para el Ca y los elementos que le preceden), sino servir de criterio para aplicar el principio de
construcción de las configuraciones electrónicas. Lo que la regla señala es el orbital en el que se debe coloca el
electrón diferenciador del átomo cuya configuración electrónica se está prediciendo; en el caso del escandio el
electrón se coloca en el orbital 3d que es el que le corresponde, pues el 4s ya estaba completado en el Ca.
El principio de construcción no es más que un procedimiento ficticio para ayudar a predecir configuraciones
electrónicas, concretamente la de un elemento de número atómico 𝑍 a partir de la del elemento de número
atómico 𝑍 − 1. Por ejemplo, la del Sc a partir de la de Ca. Para ello, se imagina que a la distribución electrónica
que tiene el átomo de Ca se le agrega un electrón adicional. Pero ese proceder no generaría un átomo de Sc;
faltaría introducir un protón al núcleo de Ca (y, eventualmente, neutrones). El Ca es el Ca y el Sc es el Sc. Son
estructuralmente diferentes y estas diferencias son la base del hecho de que los orbitales 3d y 4s tengan un orden
energético opuesto en ambos elementos.
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18. El procedimiento imaginario de “llenado” secuencial de los orbitales siguiendo la regla (𝑛 + 𝓁, 𝑛) mediante el
diagrama de la figura 2.8 proporciona correctamente, en general, la distribución de los electrones en orbitales
(aunque tiene excepciones, como se verá más adelante), pero no el orden energético. Pero predecir la ordenación
energética de estos orbitales es muy difícil porque cada elemento sigue su propio orden, como pude comprobarse
para el H, el Ne y el Hg en la figura 2.4. No obstante, se ha comprobado que la mayoría de los elementos químicos
sigue mejor el orden energético (𝑛, 𝓁) (es decir, menor energía cuanto más bajo sea 𝑛, y a igualdad de 𝑛 más bajo
𝓁) que el orden (𝑛 + 𝓁 , 𝑛). Por eso, y dado que esta última ordenación no tiene un significado físico especial,
muchas publicaciones dan la configuración según el orden (𝑛, 𝓁), y, así, escriben la del escandio como [Ar] 3d1 4s2
en vez de [Ar] 4s2 3d1. Más adelante se verá que emplear este el criterio de ordenación (𝑛, 𝓁) tiene una ventaja
adicional. En este libro se usan ambos indistintamente, según sea más adecuado dependiendo del contexto.
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19. 2.2.6. Apantallamiento y penetración
La razón de que los orbitales de cada elemento sigan su propio
orden específico de energía reside en dos fenómenos: el
apantallamiento y la penetración. El primero ya fue tratado en
el apartado 2.1.2.1. Es el efecto que ejercen los electrones que
están más cerca del núcleo sobre los que están más lejos. Los
más externos “sienten” una carga nuclear efectiva menor que
la de los internos, ya que estos hacen de “pantalla”. La pantalla
ejerce, además, una repulsión culombiana. Ambos fenómenos
se manifiestan en un incremento de energía. Como los átomos
hidrogenoides solo tienen un electrón, no hay que considerar
el apantallamiento y por eso en estos átomos los orbitales s, p,
d y f correspondientes a un mismo número cuántico 𝑛 tienen
la misma energía. Pero en los átomos multielectrónicos la
degeneración se rompe, lo que provoca que para un
determinado valor de 𝑛 el orden energético de los orbitales
sea s < p < d < f. Esto es así porque los orbitales s son más
penetrantes que los p, estos que los d, y estos que los f. La
explicación puede visualizarse en la figura 2.11, obtenida
combinado imágenes de las correspondientes densidades
electrónicas radiales que aparecen en la figura 1.24.
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Fig. 2.11. Comparación de los gráficos de densidad
electrónica radial de los orbitales hidrogenoides 1s, 2s y
2p.
20. El orbital 2s penetra en la región del 1s más que el 2p. Esto significa que el 2s queda menos apantallado por los
electrones del orbital 1s y provoca que su energía sea menor que la del 2p. Lo mismo se puede argumentar para
todos los orbitales 𝑛s respecto a los 𝑛p, e igualmente para los 𝑛p respecto a los 𝑛d, y los 𝑛d respecto a los 𝑛f. En
cualquier caso, debe tenerse en cuenta que los niveles de energía de los orbitales tienden a aproximarse unos a
otros al aumentar 𝑛, lo cual hace más probables las desviaciones de las reglas por parte de algunos elementos.
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21. 2.2.7. Configuraciones electrónicas irregulares
Después del escandio, los elementos que siguen van “llenando” los orbitales 3d. Las configuraciones que siguen se
van a escribir por el orden (𝑛 + 𝓁 , 𝑛) del principio de construcción. Así, la del titanio (Ti,𝑍 = 22) es 1s2 2s2 2p6 3s2
3p6 4s2 3d2 y la del vanadio (V, 𝑍 = 23) es 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d3. Sin embargo, la del cromo (Cr, 𝑍 = 24) no es
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d4, como cabría esperar por el orden de llenado (𝑛 + 𝓁 , 𝑛), sino 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1 3d5,
según se demuestra por datos experimentales espectroscópicos. Sencillamente, por motivos complejos, la
segunda configuración electrónica escrita es más estable que la primera.
Irregularidades de este tipo no ocurren solo en el cromo, sino, al menos, en otros 19 elementos de la tabla
periódica. En un curso introductorio se pueden obviar, pero no está de más decir que pueden racionalizarse por las
proximidades energéticas entre los orbitales y los grados de apantallamiento y penetración.
Sigue al cromo el manganeso (Mn, 𝑍 = 25), cuya configuración (𝑛 + 𝓁 , 𝑛) también termina en d5 ([Ar] 4s2 3d5),
como la del cromo, si bien este comportamiento ya es regular. Siguen el hierro (𝑍 = 26): [Ar] 4s2 3d6; el cobalto
(𝑍 = 27): [Ar] 4s2 3d7; y el níquel (𝑍 = 28): [Ar] 4s2 3d8. El siguiente, el cobre (Cu, 𝑍 = 29) constituye una nueva
irregularidad: en vez de ser su configuración [Ar] 4s2 3d9 es: [Ar] 4s1 3d10. La ocupación de los orbitales por los
electrones del cobre, ordenados ahora de menor a mayor energía, sería:
1s
2s
−
2p
−
3s
−
3p
−
−
−
3d
−
−
4s
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22. 2.2.7. Configuraciones electrónicas irregulares
Después del escandio, los elementos que siguen van “llenando” los orbitales 3d. Las configuraciones que siguen se
van a escribir por el orden (𝑛 + 𝓁 , 𝑛) del principio de construcción. Así, la del titanio (Ti,𝑍 = 22) es 1s2 2s2 2p6 3s2
3p6 4s2 3d2 y la del vanadio (V, 𝑍 = 23) es 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d3. Sin embargo, la del cromo (Cr, 𝑍 = 24) no es
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d4, como cabría esperar por el orden de llenado (𝑛 + 𝓁 , 𝑛), sino 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1 3d5,
según se demuestra por datos experimentales espectroscópicos. Sencillamente, por motivos complejos, la
segunda configuración electrónica escrita es más estable que la primera.
Irregularidades de este tipo no ocurren solo en el cromo, sino, al menos, en otros 19 elementos de la tabla
periódica. En un curso introductorio se pueden obviar, pero no está de más decir que pueden racionalizarse por las
proximidades energéticas entre los orbitales y los grados de apantallamiento y penetración.
Sigue al cromo el manganeso (Mn, 𝑍 = 25), cuya configuración (𝑛 + 𝓁 , 𝑛) también termina en d5 ([Ar] 4s2 3d5),
como la del cromo, si bien este comportamiento ya es regular. Siguen el hierro (𝑍 = 26): [Ar] 4s2 3d6; el cobalto
(𝑍 = 27): [Ar] 4s2 3d7; y el níquel (𝑍 = 28): [Ar] 4s2 3d8. El siguiente, el cobre (Cu, 𝑍 = 29) constituye una nueva
irregularidad: en vez de ser su configuración [Ar] 4s2 3d9 es: [Ar] 4s1 3d10. La ocupación de los orbitales por los
electrones del cobre, ordenados ahora de menor a mayor energía, sería:
1s
2s
−
2p
−
3s
−
3p
−
−
−
3d
−
−
4s
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23. El elemento siguiente es el zinc (Zn, 𝑍 = 30). Su electrón diferenciador se coloca en la vacante del orbital 4s,
quedando su configuración: [Ar] 4s2 3d10.
A partir del anterior, los demás elementos que siguen, desde el de 𝑍 = 31 al de 𝑍 = 36, van “llenando” los
orbitales 4p, que son los que vienen tras los 4s en el ordenamiento (𝑛 + 𝓁 , 𝑛). El que completa el periodo 4 es el
kriptón (Kr), que podrá utilizarse de base para escribir la configuración de los elementos del periodo 5. La figura
2.12 muestra cómo queda por el momento la tabla que se está construyendo.
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s1 s2 d1 d2 d3 d4 d5 d6 d7 d8 d9 d10 p1 p2 p3 p4 p5 p6
1
1
H
2
He
2
3
Li
4
Be
5
B
6
C
7
N
8
O
9
F
10
Ne
3
11
Na
12
Mg
13
Al
14
Si
15
P
16
S
17
Cl
18
Ar
4
19
K
20
Ca
21
Sc
22
Ti
23
V
24
Cr
25
Mn
26
Fe
27
Co
28
Ni
29
Cu
30
Zn
31
Ga
32
Ge
33
As
34
Se
35
Br
36
Kr
Fig. 2.12. Los cinco primeros periodos de la tabla periódica construida mediante el principio (𝑛 + 𝓁 , 𝑛) (por lo tato,
asignándose al Cr y al Cu configuraciones regulares).
24. 2.2.8. Bloques s, p, d, f
Si se continúa el proceso de construcción, en el quinto periodo vienen primero dos elementos cuyas
configuraciones (𝑛 + 𝓁 , 𝑛) tendrán como último orbital el 5s. Se trata del rubidio (Rb, 𝑍 = 37), [Kr] 5s1, y el
estroncio (Sr, 𝑍 = 38), [Kr] 5s2). Tras ellos, como se observa en la figura 2.8, llegarán elementos que irán
“llenando” los orbitales 4d y después los 5p. Así se llegará al extremo derecho del quinto periodo, en el que está
colocado el xenón (Xe, 𝑍 = 54, 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6).
Los dos primeros elementos del sexto periodo colocarán sus electrones diferenciadores en el orbital 6s (cesio, Cs,
𝑍 = 55, [Xe] 6s1; bario, Ba, 𝑍 = 56, [Xe] 6s2). Después, como se ve el diagrama de la figura 2.8, empezará a
ocuparse el nivel 4f. Para dicho nivel (y el 5f) están reservados los huecos de las tablas periódicas parciales que se
han ido mostrando hasta ahora. En la figura 2.13 (página siguiente) se muestra la tabla completa, con los 118
elementos conocidos en la fecha de edición de este libro.
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25. Los elementos que se encuentran en las columnas s1 y s2 forman el denominado bloque s de la tabla periódica. Se
caracterizan porque el electrón diferenciador de un elemento respecto al anterior se coloca en un orbital s. Los
elementos de las columnas p1 a p6 constituyen el bloque p, y todos tienen en común que los electrones
diferenciadores van a orbitales p o, dicho de otro modo, que la configuración (𝑛 + 𝓁 , 𝑛) acaba en un orbital p. Los
elementos de las columnas d1 a d10 son el bloque d porque los electrones diferenciadores de estos elementos se
colocan en orbitales d; es decir, su configuración electrónica (𝑛 + 𝓁 , 𝑛) acaba en un orbital d. Finalmente, los
elementos de las columnas f1 a f14 forman el bloque f por razón análoga a las anteriores.
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s1 s2 f1 f2 f3 f4 f5 f6 f7 f8 f9 f10 f11 f12 f13 f14 d1 d2 d3 d4 d5 d6 d7 d8 d9 d10 p1 p2 p3 p4 p5 p6
1
1
H
2
He
2
3
Li
4
Be
5
B
6
C
7
N
8
O
9
F
10
Ne
3
11
Na
12
Mg
13
Al
14
Si
15
P
16
S
17
Cl
18
Ar
4
19
K
20
Ca
21
Sc
22
Ti
23
V
24
Cr
25
Mn
26
Fe
27
Co
28
Ni
29
Cu
30
Zn
31
Ga
32
Ge
33
As
34
Se
35
Br
36
Kr
5
37
Rb
38
Sr
39
Y
40
Zr
41
Nb
42
Mo
43
Tc
44
Ru
45
Rh
46
Pd
47
Ag
48
Cd
49
In
50
Sn
51
Sb
52
Te
53
I
54
Xe
6
55
Cs
56
Ba
57
La
58
Ce
59
Pr
60
Nd
61
Pm
62
Sm
63
Eu
64
Gd
65
Tb
66
Dy
67
Ho
68
Er
69
Tm
70
Yb
71
Lu
72
Hf
73
Ta
74
W
75
Re
76
Os
77
Ir
78
Pt
79
Au
80
Hg
81
Tl
82
Pb
83
Bi
84
Po
85
At
86
Rn
7
87
Fr
88
Ra
89
Ac
90
Th
91
Pa
92
U
93
Np
94
Pu
95
Am
96
Cm
97
Bk
98
Cf
99
Es
100
Fm
101
Md
102
No
103
Lr
104
Rf
105
Db
106
Sg
107
Bh
108
Hs
109
Mt
110
Ds
111
Rg
112
Cn
113
Nh
114
Fl
115
Mc
116
Lv
117
Ts
118
Og
Fig. 2.13. Tabla periódica ordenada según el principio de construcción (𝑛 + 𝓁 , 𝑛). En colores, los bloques s (verde), p
(naranja), d (azul) y f(gris).
26. A cada fila de la tabla de la figura 2.13 se le llama grupo o familia. Los grupos de los bloques s y p contienen los
llamados elementos representativos o elementos de los grupos principales. Los elementos del bloque d se llaman
de transición, y los del grupo f, de transición interna.
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27. 2.2.9. Obtención de la configuración a partir de la posición de un elemento en la tabla periódica
A partir de la ordenación de los elementos en filas y columnas de la figura 2.13 se puede obtener fácilmente la
configuración electrónica de cualquier elemento sin necesidad de acudir al diagrama (𝑛 + 𝓁, 𝑛); basta estudiar su
posición y ver cómo se llega a él desde el H siguiendo el camino indicado por el aumento del número atómico, 𝑍.
Algunos ejemplos:
• El silicio (Si, 𝑍 = 14) se encuentra en el tercer periodo y dentro del bloque p. Para llegar a él desde el H hay que
pasar por los elementos del bloque s del primer periodo (es decir, el H y el He, ambos de configuración 1s), los
del bloque s del segundo periodo (Li y Be, de configuración terminada en 2s), los del bloque p de este mismo
segundo periodo (B, C, N, O, F, Ne, con configuración acabada en 2p), los del bloque s del tercer periodo (Na y
Mg, cuya configuración termina en 3s) y, ya en el bloque p del tercer periodo, el Si es el segundo de dicho
bloque (columna p2). Su configuración es, entonces: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p2.
• El arsénico (As, 𝑍 = 33) está en el periodo 4, bloque p (columna p3). Para llegar a él hay que pasar por los
elementos 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s y 3d. Su configuración es: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p3.
• Para llegar al einstenio (Es, 𝑍 = 99, periodo 7, bloque f, columna f11) hay que pasar por los elementos 1s, 2s,
2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 4f, 5d, 6p y 7s. Su configuración es 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10
5p6 6s2 4f14 5d10 6p6 7s2 5f11.
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28. 2.2.10. Subcapas, capas, electrones de valencia
Todos los orbitales con el mismo valor del número cuántico principal 𝑛 pero diferente valor de 𝓁 constituyen una
subcapa. Por ejemplo, el arsénico tiene 8 subcapas: 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 3d, 4s y 4p.
Por otra parte, cuando se representa en un mismo gráfico la densidad electrónica radial correspondiente a varios
orbitales, como en la figura 2.11, se observa que para ciertas distancias del núcleo, medidas en todas las
direcciones radiales, la densidad electrónica total es elevada, mientras que para otras distancias es baja.
Concretamente, en dicha figura 2.11 se distinguen dos zonas de elevada densidad: una correspondiente al orbital
1s, a unas 2 unidades de distancia del núcleo, y otra que corresponde conjuntamente a los orbitales 2s y 2p, a
unas 5 unidades de distancia. La interpretación que puede darse a estos hechos es que cabe considerar la
existencia de “capas” alrededor del núcleo, a ciertas distancias de él, en las que la densidad electrónica es
especialmente alta. Esto se ha comprobado experimentalmente por espectroscopía. En lenguaje espectroscópico,
a la capa correspondiente al orbital 1s de la figura 2.11 se le denomina K, y a la formada conjuntamente por los
orbitales 2s y 2p, se le llama L. En general, se puede decir de forma aproximada que cada conjunto de subcapas
correspondiente a un determinado valor del número cuántico principal 𝑛 forma una capa. Así, se dice que el
orbital 1s es la capa K; los 2s y 2p forman la L; los 3s, 3p y 3d, la M; los 4s, 4p, 4d, 4f, la capa N, y así sucesivamente
(capas O, P, Q…). Si de la figura 1.24 se extraen los orbitales hidrogenoides 1s, 2s, 2p, 3s, 3p y 3d y se representan
juntos se puede comprobar cómo, efectivamente, se agrupan formando capas electrónicas según el valor de 𝑛:
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29. La capa K, correspondiente a 𝑛 = 1 solo puede contener dos electrones (los correspondientes al orbital 1s). La L
(𝑛 = 2), 8 electrones, dos de ellos en el orbital 2s y seis en el orbital 2p. La M (𝑛 = 3) puede albergar 18
electrones (dos en 3s, seis en 3p, diez en 3d). Es fácil comprobar que el número máximo de electrones que puede
contener cada capa es 2𝑛2. Así, la capa O, que corresponde a 𝑛 = 4, puede contener como máximo 32 electrones.
Por ejemplo, el elemento lutecio (𝑍 = 71, 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s2 4f14 5d1) tiene esos 32
electrones máximos en la capa O (formada por las subcapas 4s, 4p, 4d, y 4f). Sin embargo, el praseodimio solo
tiene 21 electrones en la capa O (1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s2 4f3).
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Fig. 2.14. A la izquierda, capas de orbitales hidrogenoides correspondientes a 𝑛 = 1 (capa K), 𝑛 = 2 (capa L) y 𝑛 = 3 (capa M). A
la derecha, capas predichas en el sodio (configuración 1s2 2s2 2p6 3s1) por cálculos teóricos.
30. A la capa más externa (la de mayor valor de 𝑛) se le suele llamar capa de valencia. Este nombre deriva de la
palabra valor, ya que por valencia se entiende la capacidad que tiene un átomo para combinarse con otros. En
general, la capa de valencia determina en bastante grado las propiedades químicas de los átomos y su forma de
combinarse con otros. Al menos, esto sucede claramente en los elementos de los bloques s y p (los sombreados en
colores verde y naranja en tabla de la figura 2.13), si bien en los del bloque d también la subcapa d más externa
tiene una gran influencia en las propiedades químicas y el enlace. Cuando un elemento tiene la capa de valencia
completa, se dice que la capa está cerrada. Los gases nobles (grupo más a la derecha de la tabla periódica) tienen
configuración de capa cerrada, y ese hecho es responsable de su gran estabilidad y, consecuentemente, falta de
reactividad.
Y se llaman electrones de valencia a aquellos que se encuentran en las capas de valencia, si bien es mejor
considerar como tales a todos los electrones capaces de participar en la formación de un enlace con otro átomo.
Estos electrones se encuentran en las subcapas más externas y tienen mucha energía. Por ejemplo, en los
elementos de transición, los electrones de valencia suelen ser los 𝑛s y los (𝑛 − 1)d. De hecho, estos últimos son
responsables de muchas propiedades interesantes de estos elementos, más que los 𝑛s.
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31. 2.2.11. Configuraciones de iones
A partir de los elementos neutros, quitando o agregando electrones se pueden obtener sus iones. Si se eliminan
electrones, se obtienen iones con carga positiva o cationes; si se añaden, iones con carga negativa o aniones. Por
ejemplo, si al einstenio neutro, Es, se le retiran dos electrones se obtiene el catión Es2+, pero si se le suman tres se
obtiene el anión Es3–.
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2.2.11.1. Configuración de cationes
Más arriba se adelantó que escribir la configuración electrónica de los elementos en el orden (𝑛 , 𝓁) tenía una
ventaja. Esta es que a partir de dicha ordenación es muy fácil obtener la configuración electrónica de los
cationes de cualquier elemento, al menos los de los grupos principales y los metales de transición.
Por ejemplo, la configuración electrónica del plomo (Pb, 𝑍 = 82) ordenada según el criterio (𝑛 , 𝓁) es:
Pb: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s2 4p6 4d10 4f14 5s2 5p6 5d10 6s2 6p2
Para obtener la configuración de sus cationes hay que quitar los electrones siguiendo el orden inverso al escrito,
es decir, empezando por los 6p y siguiendo por los 6s. Parte de la lógica de este comportamiento puede
buscarse en el hecho de que el orbital 6p es, en general, más energético que el 6s, y este más que el 5d. Como
los electrones más energéticos tienen una unión más débil con el núcleo, es esperable que salgan los primeros.
Así, las configuraciones de los dos cationes más habituales del Pb son:
Pb2+: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s2 4p6 4d10 4f14 5s2 5p6 5d10 6s2
Pb4+: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s2 4p6 4d10 4f14 5s2 5p6 5d10
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Considérese ahora un elemento de transición como el mercurio (𝑍 = 80), cuya ordenación según el criterio (𝑛 ,
𝓁) es:
Hg: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s2 4p6 4d10 4f14 5s2 5p6 5d10 6s2
Estas serían las configuraciones de dos cationes del mercurio:
Hg+: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s2 4p6 4d10 4f14 5s2 5p6 5d10 6s1
Hg2+: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s2 4p6 4d10 4f14 5s2 5p6 5d10
Como regla mnemotécnica general, muy útil para obtener las configuraciones de cationes, si 𝑛 es el número
cuántico principal con valor más alto de la configuración del elemento, los electrones se pierden en el siguiente
orden (siempre que los orbitales señalados contengan electrones):
𝑛p, 𝑛s, (𝑛 − 1)d, (𝑛 − 1)p
Así, según el bloque, los elementos pierden los electrones de este modo:
• Bloque s: primero los 𝑛s; después los (𝑛 − 1)p.
• Bloque p: primero los 𝑛p; después los 𝑛s.
• Bloques d y f: primero los 𝑛s; después los (𝑛 − 1)d.
Estas reglas tienen sus excepciones. Por ejemplo, la cumplen todos los cationes conocidos de carga 2+ del
bloque d, pero varios iones de carga 1+ de dicho bloque se forman de un modo que se aparta de la regla.
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2.2.11.2. Configuración de aniones
En general, la configuración de los aniones se obtiene siguiendo el principio de construcción. Así, como la
configuración del cloro (𝑍 = 17) es:
Cl: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5
la del ion Cl– (18 electrones) sería:
Cl–: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6
Nótese que la configuración del ion Cl– es la misma que la del Ar (𝑍 = 18). Esto es así porque ambas especies
químicas son isoelectrónicas, lo que quiere decir que tienen el mismo número de electrones. También es
isoelectrónico con las anteriores especies el ion K+, ya que el átomo neutro, K (𝑍 = 19) tiene 19 electrones y
configuración 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1, que se convierte en 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 para el K+ siguiendo las reglas de
configuración de cationes recién vista. En general, todas las especies isoelectrónicas de los elementos de los grupos
principales (bloques s y p) tienen la misma configuración.
Pero esta regla no suele pode aplicarse a los elementos de los grupos d y f. Por ejemplo, el catión de vanadio V2+
tiene configuración electrónica [Ar] 3d3 y, sin embargo, la configuración de su isoelectrónico escandio es [Ar] 3d1 4s2.
Esto es debido a que el primer átomo tiene carga y el segundo no, lo que afecta a las repulsiones electrónicas y a las
energías de los orbitales 3d y 4s, cuyo orden se puede invertir porque tienen valores muy parecidos. La explicación
de las supuestas irregularidades en las configuraciones siempre hay que buscarla en razones de estabilidad; las
configuraciones que se manifiestan son aquellas que proporcionar una energía total más baja al átomo.
35. 2.1.12. Configuración de estados excitados
Hasta aquí se ha hablado de configuraciones electrónicas de los estados fundamentales de los átomos. Pero un
átomo puede encontrase en muchos estados excitados. Por ejemplo, la configuración electrónica del estado
fundamental del carbono es:
1s
2s
2p 𝑥
2p 𝑦
−
2p 𝑧
pero se pueden considerar teóricamente infinitas configuraciones excitadas, como estas:
1s
2s
2p 𝑥
2p 𝑦
2p 𝑧
1s
2s
2p 𝑥
2p 𝑦
2p 𝑧
1s
2s
2p 𝑥
−
2p 𝑦
−
2p 𝑧
3𝑠
3p 𝑥
−
3p 𝑦
−
3p 𝑧
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36. Nótese que todas siguen principio de exclusión de Pauli, pero no es de obligado cumplimiento la regla de Hund en
los estados excitados. Recuérdese que esta regla establece que los electrones tienden a disponerse en distintos
orbitales si les es posible para disminuir fenómenos de apantallamiento y repulsiones culombianas y lograr así la
menor energía posible. Pero los estados excitados se caracterizan precisamente por poseer más energía que el
estado fundamental.
Ahora bien, en muchas ocasiones la diferencia de energía entre algunos estados excitados y el fundamental de un
elemento determinado no son demasiado grandes. Por ejemplo, no difieren en muchas kilocalorías las energías
del estado más estable del cobre ([Ar] 3d10 4s1) y el predicho por la regla (𝑛 + 𝓁, 𝑛) que es el [Ar] 3d9 4s2 y que,
paradójicamente, es un estado excitado. Hechos como este dan pie a hacer una consideración importante. En los
apartados anteriores se han discutido las configuraciones electrónicas de los estados fundamentales de los
átomos aislados. Se ha hecho así por su valor pedagógico. Pero estas configuraciones no tienen demasiada
significación en química porque los átomos normalmente forman parte de moléculas, y en las moléculas, en
muchas ocasiones, los átomos están mejor representados por un estado excitado que por el estado fundamental.
Sobre esto se incidirá en el tema 3.
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Fuentes
• Figura 2.4: Basada en datos tomados de Ira Levine: Physical Chemistry, 6ª ed. McGraw-Hill, 2009.
• MacQuarrie, Donald A.; Simon, John D.: Physical Chemistry: a molecular approach, University Science Books,
1997.
• Figura 2.14 (derecha): Atkins, Peter; De Paula, Julio: Physical Chemistry, 9ª ed. W. H. Freeman and Company,
2010.
• W. H. Eugen Schwarz: The Full Story of the Electron Configurations of the Transition Elements, Journal of
Chemical Education, 2010, 87, 444-448.
• Figura 2.8: Adaptada de Leland C. Allen, Eugene T. Knight: The Löwdin Challenge: Origin of the n + l, n
(Madelung) Rule for Filling the Orbital Configurations of the Periodic Table, International Journal of Quantum
Chemistry, 2002, 90, 80–88.
• Terry L. Meek, Leland C. Allen: Configuration irregularities: deviations from the Madelung rule and inversion of
orbital energy levels, Chemical Physics Letters 362 (2002) 362–364.