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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Configuración electrónica de los elementos


El concepto de configuración electrónica en química es fundamental para entender cómo los elementos interactúan, forman enlaces y participan en reacciones químicas. La configuración electrónica de un elemento describe la distribución de sus electrones entre diferentes orbitales atómicos. En esta lección comprensiva, profundizaremos en los detalles de la configuración electrónica, proporcionando descripciones textuales y representaciones visuales para facilitar la comprensión.

¿Qué es la configuración electrónica?

La configuración electrónica se refiere a la disposición específica de los electrones en los orbitales de un átomo o molécula. Los electrones se distribuyen en los orbitales alrededor del núcleo de una manera determinada por varias reglas, incluyendo el principio de exclusión de Pauli, la regla de Hund y el principio de Aufbau. Comprender la configuración electrónica ayuda a predecir las propiedades químicas de los elementos, su ubicación en la tabla periódica y su reactividad.

Principios que rigen la configuración electrónica

Principio de Aufbau

El principio de Aufbau, derivado de la palabra alemana "aufbauen" que significa "construir", establece que los electrones llenan los orbitales atómicos comenzando por el nivel de energía más bajo disponible antes de llenar niveles superiores. Esto es similar a llenar un contenedor desde el fondo antes de subir. El orden de llenado se basa en los niveles de energía crecientes de los orbitales.

Principio de exclusión de Pauli

El principio de exclusión de Pauli, formulado por Wolfgang Pauli, estipula que no hay dos electrones en un átomo que puedan tener el mismo conjunto de cuatro números cuánticos. En términos simples, un orbital atómico puede contener un máximo de dos electrones, y los giros de estos electrones deben ser opuestos.

Regla de Hund

Según la regla de Hund, cada orbital en un subnivel obtiene un electrón antes de que cualquier orbital reciba un segundo electrón. Esto reduce la repulsión electrón-electrón y hace que la configuración electrónica sea más estable.

Estructura de la configuración electrónica

Las configuraciones electrónicas a menudo se representan usando una notación que muestra el nivel de energía, el tipo de orbital y el número de electrones en esos orbitales. Por ejemplo:

1s2 2s2 2p6

Desglosamos esta notación:

  • 1s2 - Esto representa dos electrones en el orbital 1s.
  • 2s2 - Esto representa dos electrones en el orbital 2s.
  • 2p6 - Esto representa seis electrones en los orbitales 2p.

Visualización de las capas de electrones

La distribución de electrones en diferentes capas se puede ver a través de la siguiente ilustración:

Ejemplo: El helio (He) tiene la configuración 1s2. El neón (Ne) tiene la configuración 1s2 2s2 2p6.

Escritura de la configuración electrónica

Guía paso a paso

  1. Identificar el número atómico del elemento. Esto te indica el número total de electrones.
  2. Usar el principio de Aufbau para colocar electrones en los orbitales en orden de nivel de energía creciente.
  3. Aplicar la regla de Hund para distribuir electrones en los orbitales del mismo subnivel.
  4. Recordar el principio de exclusión de Pauli, asegurándose de que no haya más de dos electrones por orbital.

Ejemplo

1. Hidrógeno (H)

Número Atómico: 1

Configuración: 1s1

2. Carbono (C)

Número Atómico: 6

Configuración: 1s2 2s2 2p2

Aquí, distribuimos los electrones 2p de acuerdo con la regla de Hund, colocando un electrón en cada orbital p antes de emparejar.

3. Sodio (Na)

Número Atómico: 11

Configuración: 1s2 2s2 2p6 3s1

Diagrama de orbitales

Los diagramas de orbitales representan visualmente la disposición de los electrones en los orbitales de un átomo. Usan cajas para representar orbitales y flechas para indicar electrones y sus giros. Lo siguiente describe cómo dibujar un diagrama de orbitales:

1. Comprensión de los orbitales

Según el principio de exclusión de Pauli, cada orbital puede albergar un máximo de dos electrones con giros opuestos. Los diferentes tipos de orbitales incluyen:

  • Orbitales s: esféricos, pueden albergar 2 electrones.
  • Orbitales p: Forma de pesa, cada subnivel p tiene 3 orbitales, puede albergar un total de 6 electrones.
  • Orbitales d: Forma más compleja, pueden albergar 5 orbitales por subnivel d, 10 electrones en total.
  • Orbitales f: Forma compleja, pueden albergar 7 orbitales por subnivel f, un total de 14 electrones.

2. Pasos para dibujar un diagrama de orbitales

  1. Escribir la configuración electrónica del elemento.
  2. Dibujar cajas o líneas para cada orbital y llenarlas con electrones, indicados por flechas.
  3. Seguir la regla de Hund llenando cada orbital con un electrón antes de duplicarlo.
  4. Asegurarse de que los giros de los electrones estén indicados por flechas hacia arriba (↑) y hacia abajo (↓) en el mismo orbital.

3. Ejemplo de un diagrama de orbitales

Ejemplo: Oxígeno (O) - número atómico 8

Configuración: 1s2 2s2 2p4

Diagrama de orbitales:

1s ↑↓   
2s ↑↓   
2P ↑ ↑ ↑↓

Explicación: Los orbitales 1s y 2s se llenan primero, con dos electrones cada uno. En los orbitales 2p, seguimos la regla de Hund, colocando un electrón en cada orbital p antes de emparejar en la tercera caja.

Ejemplo: Cloro (Cl) - número atómico 17

Configuración: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5

Diagrama de orbitales:

1s ↑↓
2s ↑↓
2P ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓
3s ↑↓
3p ↑↓ ↑↓ ↑

Explicación: El diagrama de orbitales sigue la misma lógica: inicialmente llenando los orbitales de baja energía y luego distribuyendo los electrones en los orbitales 3p de acuerdo con la regla de Hund.

Conclusión

Entender las configuraciones electrónicas es vital para predecir y explicar el comportamiento químico de los elementos. Esto implica aplicar principios como el principio de Aufbau, el principio de exclusión de Pauli y la regla de Hund. Al observar las disposiciones de electrones a través de notación numérica y diagramas de orbitales, los estudiantes pueden obtener una comprensión comprensiva de las estructuras atómicas y los fundamentos de la química.


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