Grado 11
  1. Conceptos básicos de química  1.1. Importancia de la Química  1.2. Naturaleza y alcance de la química  1.3. leyes de la combinación química  1.3.1. Ley de conservación de la masa  1.3.2. La ley de las proporciones definidas  1.3.3. Ley de las proporciones múltiples  1.3.4. Ley de los volúmenes de gases  1.3.5. Ley de Avogadro  1.4. La teoría atómica de Dalton  1.5. Concepto de mol y masa molar  1.6. Composición porcentual  1.7. Fórmula empírica y molecular  1.8. Estequiometría y Cálculos Estequiométricos  1.9. Concepto de reactivo limitante
  2. Estructura del átomo  2.1. Descubrimiento del electrón, protón y neutrón  2.2. Modelo Atómico  2.2.1. Modelo de Thomson  2.2.2. El modelo de Rutherford  2.2.3. Modelo de Bohr  2.3. Modelo mecánico cuántico del átomo  2.4. Doble naturaleza de la materia y la radiación  2.5. El principio de incertidumbre de Heisenberg  2.6. Numeros cuánticos  2.7. Orbitales atómicos y sus formas  2.8. Configuración electrónica de los elementos  2.9. Aufbau principle  2.10. El principio de exclusión de Pauli  2.11. Regla de máxima multiplicidad de Hund  2.12. La hipótesis de De Broglie  2.13. Efecto fotoeléctrico
  3. Clasificación de elementos y periodicidad en propiedades  3.1. Desarrollo histórico de la tabla periódica  3.2. Ley Periódica Moderna y Tabla Periódica  3.3. Tendencias periódicas en propiedades  3.3.1. Radio Atómico e Iónico  3.3.2. Entalpía de ionización  3.3.3. Entalpía de ganancia de electrones  3.3.4. Electronegatividad  3.3.5. Valencia  3.3.6. Propiedades Metálicas y No Metálicas  3.3.7. Estados de oxidación  3.4. Propiedades Inusuales de los Primeros Elementos
  4. Enlace Químico y Estructura Molecular  4.1. Enfoque de Kossel-Lewis sobre el enlace químico  4.2. Enlace iónico o electrovalente  4.3. Enlace covalente y sus características  4.4. Parámetros de enlace  4.5. Teoría VSEPR  4.6. Teoría del enlace de valencia  4.7. Hibridación y sus tipos  4.8. Teoría del orbital molecular  4.8.1. Orden de enlace y estabilidad  4.9. Enlace de hidrógeno
  5. Estados de la materia  5.1. Fuerzas intermoleculares  5.2. Leyes de los gases  5.2.1. La ley de Boyle  5.2.2. La ley de Charles  5.2.3. La Ley de Avogadro  5.2.4. La ley de Dalton de las presiones parciales  5.2.5. La ley de difusión de Graham  5.3. Ecuación del Gas Ideal y Aplicaciones  5.4. Gases reales y desviaciones del comportamiento ideal  5.5. Teoría cinética molecular de los gases  5.6. Licuefacción de gases  5.7. Propiedades de los líquidos  5.8. Tensión superficial y viscosidad
  6. Thermodynamics  6.1. Sistema y entorno  6.2. Tipos de sistemas en termodinámica  6.3. Types of procedures  6.4. Primera ley de la termodinámica  6.5. Energía interna y entalpía  6.6. Capacidad calorífica y calor específico  6.7. La ley de Hess de la suma constante de calor  6.8. Entalpía de disociación de enlace  6.9. Entalpía de formación y combustión  6.10. Entalpía de disolución y neutralización  6.11. Espontaneidad y la segunda ley de la termodinámica  6.12. Energía libre de Gibbs y sus aplicaciones
  7. Equilibrio  7.1. El concepto de equilibrio  7.2. Constante de equilibrio y sus aplicaciones  7.3. El principio de Le Chatelier  7.4. Equilibrio iónico en soluciones  7.5. Teoría de Ácidos y Bases  7.5.1. Concepto de Arrhenius  7.5.2. Concepto de Bronsted-Lowry  7.5.3. Concepto de Lewis  7.6. Escala de pH y pOH  7.7. Common ion effect  7.8. Hidrólisis de sales  7.9. Sistemas tampón y su mecanismo de acción  7.10. Equilibrio de solubilidad de sales poco solubles
  8. Reacciones Redox  8.1. Oxidation and reduction concepts  8.2. Número de oxidación y sus aplicaciones  8.3. Reacciones Redox en términos de transferencia de electrones  8.4. Balanceando reacciones redox (métodos de número de oxidación y ion-electrón)  8.5. Tipos de reacciones redox  8.6. Celdas Electroquímicas y Reacciones Redox
  9. Hidrógeno  9.1. Posición del Hidrógeno en la Tabla Periódica  9.2. Isótopos de hidrógeno  9.3. Preparación de Hidrógeno  9.4. Propiedades del Hidrógeno  9.5. Hidruros y su clasificación  9.6. Agua y agua pesada  9.7. El peróxido de hidrógeno y sus propiedades  9.8. Usos del hidrógeno y sus compuestos
  10. Elementos del bloque s (metales alcalinos y alcalinotérreos)  10.1. Elementos del Grupo 1 - Propiedades y Tendencias  10.2. Elementos del Grupo 2 - Propiedades y Tendencias  10.3. Propiedades inusuales del litio y berilio  10.4. Compuestos importantes del sodio y sus usos  10.5. Compuestos importantes de magnesio y calcio
  11. Algunos elementos del bloque p  11.1. Introducción General a los Elementos del Bloque p  11.2. Elementos del Grupo 13  11.2.1. Boro y sus compuestos  11.3. Elementos del Grupo 14  11.3.1. El carbono y sus alótropos  11.3.2. Compuestos Importantes de Carbono y Silicio
  12. Química Orgánica - Algunos Principios y Técnicas Básicas  12.1. Clasificación y Nomenclatura de Compuestos Orgánicos  12.2. Representación estructural de compuestos orgánicos  12.3. Clasificación de reacciones orgánicas  12.4. Efectos Electrónicos en Química Orgánica  12.4.1. Efecto inductivo  12.4.2. Efecto de resonancia  12.4.3. Hiperconjugación  12.5. Mecanismo de reacción y especies intermedias  12.6. Purificación y análisis cualitativo de compuestos orgánicos
  13. Hidrocarburos  13.1. Hidrocarburos  13.1.1. Preparación y Propiedades de los Alquenos  13.2. Alqueno  13.2.1. Preparación y Propiedades de los Alquenos  13.2.2. Reacciones de adición electrofílica  13.3. Alquinos  13.3.1. Preparación y Propiedades de Los Alquinos  13.4. Hidrocarburos aromáticos  13.4.1. Estructura y propiedades del benceno  13.4.2. Reacciones de sustitución electrofílica del benceno
  14. Química Ambiental  14.1. Contaminación Ambiental  14.2. Contaminación atmosférica y el efecto invernadero  14.3. Contaminación del agua y métodos de tratamiento  14.4. Contaminación del suelo y sus efectos  14.5. Residuos industriales y su tratamiento  14.6. Estrategias para el control de la contaminación

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Orbitales atómicos y sus formas


La estructura del átomo es uno de los temas más básicos en química. El estudio de los orbitales atómicos y sus formas nos permite entender la distribución de electrones alrededor del núcleo de un átomo. En términos simples, los orbitales atómicos son las regiones del espacio alrededor del núcleo donde es más probable encontrar electrones.

Históricamente, el concepto de orbitales atómicos surgió del desarrollo de la mecánica cuántica a principios del siglo XX. Introdujo una forma compleja pero hermosa de describir el comportamiento de los electrones en los átomos usando funciones de onda, un concepto basado en matemáticas avanzadas.

Conceptos básicos de los orbitales atómicos

Un orbital atómico es una función matemática que describe el comportamiento ondulatorio de un electrón en un átomo. Cada orbital puede contener hasta dos electrones, los cuales se identifican por sus espines. En química, clasificamos los orbitales en diferentes tipos – [s], [p], [d], y [f] – cada uno con formas específicas y números de electrones.

Orbitales s

Los orbitales s son el tipo más simple de orbitales atómicos. Tienen forma esférica, lo que significa que hay una probabilidad igual de encontrar un electrón en todas las direcciones desde el núcleo. Cada nivel de energía en un átomo tiene exactamente un orbital s.

Por ejemplo, el orbital 1s es el de menor energía, más cercano al núcleo, y forma parte del primer nivel de energía. El orbital 2s es similar en forma pero se encuentra en el segundo nivel de energía. Imaginemos la naturaleza esférica:

        
        
        S

Orbitales p

Los orbitales p son más complejos que los orbitales s y tienen forma de mancuerna. Hay tres orientaciones de orbitales p, nombradas como p x, p y y p z. Estos tres orbitales son perpendiculares entre sí y se encuentran en los planos x, y, y z, respectivamente.

La forma de los orbitales p se puede visualizar como sigue:

        
        
        
        P x

Cuando examinamos los electrones en los orbitales p, encontramos que están a un nivel de energía más alto que aquellos en los orbitales s. Cada orbital p puede tener un máximo de dos electrones.

Orbitales d

Aún más complejos son los orbitales d, que se encuentran en el tercer nivel de energía y superiores. Hay cinco orbitales d: d xy, d yz, d zx, d x²-y², y d z². Estos orbitales tienen varias formas, que están principalmente involucradas en la unión de metales de transición.

Un ejemplo de una configuración de orbital d xy:

        
        
        
        d xy

Cada orbital d contribuye a la diversa química de los metales de transición y puede contener hasta dos electrones por orbital.

Orbitales f

Los orbitales f son los más complejos, con siete orientaciones diferentes. Los orbitales f que se encuentran en el cuarto nivel de energía y más allá son importantes en la química de los lantánidos y actínidos. Sin embargo, no suelen participar en la química de los elementos más ligeros.

Los orbitales f son bastante complicados de representar visualmente, por lo que nos enfocamos principalmente en su importancia en escenarios de unión complejos en los elementos más pesados.

Números cuánticos y orbitales

Para comprender completamente los orbitales atómicos, nos basamos en los números cuánticos que describen las propiedades de estos orbitales y los electrones en ellos:

  • Número cuántico principal (n): Representa el nivel de energía del electrón en el átomo. Por ejemplo, n=1 para el primer nivel de energía.
  • Número cuántico azimutal (l): Relacionado con la forma del orbital. Para los orbitales s, p, d, f, l es 0, 1, 2, 3 respectivamente.
  • Número cuántico magnético (ml): Describe la orientación del orbital en el espacio. Su valor varía de -l a +l.
  • Número cuántico de espín (ms): Representa los dos posibles estados de espín de un electrón, ya sea +1/2 o -1/2.

Configuración electrónica

Comprender cómo se llenan los electrones en estos orbitales sigue un principio llamado el principio de Aufbau, donde los electrones ocupan primero los orbitales de menor energía. Esto ayuda a predecir configuraciones electrónicas, como:

        1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2

Esto muestra cómo se distribuyen los electrones en diferentes orbitales dentro de un átomo, y explica la estructura y reactividad de los elementos en la tabla periódica.

Importancia de las formas de los orbitales atómicos

La forma y tipo de los orbitales atómicos determinan muchas propiedades químicas, incluyendo la unión de átomos, la forma molecular y la formación de compuestos. Comprender los orbitales atómicos es esencial para profundizar en la química molecular, espectroscopía y cristalografía.

Por ejemplo, la orientación de los orbitales p en los átomos de carbono conduce a la formación de orbitales híbridos sp3, lo que explica las estructuras tetraédricas en compuestos orgánicos como el etano.

Conclusión

Los orbitales atómicos desempeñan un papel clave en la determinación de las propiedades químicas de cada elemento. Aunque el concepto puede comenzar desde una base matemática en mecánica cuántica, la visualización de las formas de los orbitales los hace una herramienta intuitiva y práctica para los químicos. Esta exploración ayuda a entender mejor la estructura fundamental de la materia y a predecir el comportamiento de los átomos y moléculas en reacciones químicas.

Conocer los orbitales atómicos y sus formas ayuda significativamente a aumentar nuestro conocimiento sobre varios procesos químicos y contribuye de manera significativa al desarrollo de nuevos materiales y reacciones en el campo de la química.


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Orbitales atómicos y sus formas

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