Pregrado
  1. Química general  1.1. Introducción a la Química  1.2. Estructura atómica  1.2.1. Partículas subatómicas  1.2.2. Modelo Atómico  1.2.3. Números cuánticos  1.2.4. Configuración Electrónica  1.2.5. Tendencias periódicas  1.2.6. Isotopes and their applications  1.3. Enlace químico  1.3.1. Enlace iónico  1.3.2. Enlaces covalentes  1.3.3. Enlace Metálico  1.3.4. Hibridación  1.3.5. Geometría molecular y teoría VSEPR  1.3.6. Polaridad del enlace y momento dipolar  1.4. Estequiometría  1.4.1. Concepto de mol  1.4.2. Fórmula empírica y molecular  1.4.3. Reactante limitante y reactante en exceso  1.4.4. Porcentaje de Rendimiento y Pureza  1.4.5. Cálculo de dilución  1.5. Estados de la materia  1.5.1. Leyes de los Gases  1.5.2. Materia y Fuerzas Intermoleculares  1.5.3. Estructuras Sólidas y Cristalinas  1.5.4. Diagrama de fases  1.5.5. Plasma y fluido supercrítico  1.6. Reacciones químicas  1.6.1. Tipos de Reacciones Químicas  1.6.2. Balanceo de ecuaciones químicas  1.6.3. Reacciones termoquímicas  1.6.4. Perfiles de energía de reacción  1.7. Soluciones y mezclas  1.7.1. Unidades de concentración  1.7.2. Propiedades del síndrome  1.7.3. Solubilidad y Reglas de Solubilidad  1.7.4. La ley de Henry y la ley de Raoult  1.7.5. Coeficiente de partición  1.8. Equilibrio químico  1.8.1. La ley de acción de masas  1.8.2. El principio de Le Chatelier  1.8.3. Cociente de reacción  1.8.4. Para usar esta calculadora en línea para la constante de equilibrio, ingrese la constante de equilibrio (Eq.) y presione el botón de calcular. Aquí es cómo se puede explicar el cálculo de la constante de equilibrio con los valores de entrada dados -> 0.05 = 0.05/0.  1.8.5. Equilibrio ácido-base  1.9. Ácidos y bases  1.9.1. Definiciones de Arrhenius, Brønsted–Lowry y Lewis  1.9.2. pH y pOH  1.9.3. Titulación ácido-base  1.9.4. Solución Buffer  1.9.5. Indicador ácido-base  1.9.6. Polyprotic Acids and Bases  1.10. Electroquímica  1.10.1. reacciones redox  1.10.2. Celdas Galvánicas y Electrolíticas  1.10.3. Ecuación de Nernst  1.10.4. Electrólisis  1.10.5. Leyes de Faraday de la electrólisis  1.11. Termodinámica  1.11.1. Leyes de la Termodinámica  1.11.2. Entalpía, entropía y energía libre de Gibbs  1.11.3. Espontaneidad de las reacciones  1.11.4. Ciclos termodinámicos (Ley de Hess, ciclo de Carnot)  1.12. Cinética  1.12.1. La ley de velocidad y el orden de reacción  1.12.2. Energía de Activación y Catalizador  1.12.3. Teoría de colisiones  1.12.4. Mecanismo de reacción  1.12.5. Teoría del estado de transición
  2. Química orgánica  2.1. Estructura y relaciones  2.1.1. Hibridación en Compuestos de Carbono  2.1.2. Resonancia y aromatización  2.1.3. Orbitales moleculares  2.1.4. Efectos inductivo y mesomérico  2.2. Hidrocarburos  2.2.1. Hidrocarburos  2.2.2. Alqueno  2.2.3. Alquinos  2.2.4. Compuestos aromáticos  2.2.5. Cicloalcanos y Conformación  2.3. Grupo Funcional  2.3.1. Alcoholes y fenoles  2.3.2. Éteres y epóxidos  2.3.3. Aldehídos y cetonas  2.3.4. Ácidos carboxílicos y derivados  2.3.5. Aminas  2.3.6. Ésteres y amidas  2.3.7. Tioles y sulfuros  2.4. Estereoscópico  2.4.1. Isomería en Estereoquímica  2.4.2. Quiralidad y actividad óptica  2.4.3. Análisis estructural  2.4.4. Diastereómeros y Enantiómeros  2.5.1. Reacciones de sustitución  2.5.2. Reacciones de eliminación  2.5.3. Reacciones de adición  2.5.4. Reacciones radicales  2.5.5. Reacciones de reordenamiento  2.5.6. Reacciones Pericíclicas  2.6. Espectroscopía y análisis estructural  2.6.1. Espectroscopía Infrarroja  2.6.2. Espectroscopía por resonancia magnética nuclear  2.6.3. Espectrometría de masas  2.6.4. Espectroscopia UV-visible  2.6.5. Cristalografía de rayos X  2.7. Química de polímeros  2.7.1. Polímeros de Adición y Condensación  2.7.2. Mecanismo de polimerización  2.7.3. Polímero biodegradable  2.7.4. Polímeros conductores e inteligentes
  3. Química inorgánica  3.1. Química de coordinación  3.1.1. Ligandos y compuestos de coordinación  3.1.2. Teoría del campo cristalino  3.1.3. Teoría de Orbitales Moleculares en Compuestos de Coordinación  3.1.4. Distorsión de Jahn–Taylor  3.2. Química del grupo principal  3.2.1. Metales alcalinos y alcalinotérreos  3.2.2. Halógenos y Gases Nobles  3.2.3. Los metales de transición y sus complejos  3.2.4. Lantánidos y Actínidos  3.3. Solid state chemistry  3.3.1. Redes cristalinas y celdas unitarias  3.3.2. Defectos en sólidos  3.3.3. Propiedades eléctricas y magnéticas  3.3.4. Superconductividad  3.4. Química bioinorgánica  3.4.1. Iones metálicos en biología  3.4.2. Reacciones enzimáticas con metales  3.4.3. Intoxicación por metales y desintoxicación  3.4.4. Metaloproteínas y Metaloenzimas
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  6. Química Industrial  6.1. Petroquímica  6.2. Principios de ingeniería química  6.3. Química Verde  6.4. Farmacéuticos y Síntesis de Medicamentos
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Configuración Electrónica


La configuración electrónica es un concepto fundamental en química que describe la distribución de electrones en las capas y subcapas de electrones de un átomo. Este tema es importante para entender las propiedades químicas de los elementos, su reactividad y la estructura de la tabla periódica.

Entendiendo la configuración electrónica

Para comprender el concepto de configuración electrónica, es necesario entender la estructura del átomo. Un átomo consiste en un núcleo que contiene protones y neutrones, con electrones orbitando fuera del núcleo en nubes o capas de electrones. Estos electrones se disponen de manera que minimicen sus niveles de energía, resultando en patrones específicos.

Principios básicos

Principio de Aufbau

Según el principio de Aufbau, los electrones ocupan el nivel de energía más bajo disponible. El orden de llenado de las subcapas se determina por sus niveles de energía crecientes. Los electrones llenarán los orbitales comenzando desde el nivel de energía más bajo hasta el nivel de energía más alto.

Principio de exclusión de Pauli

El principio de exclusión de Pauli dicta que no hay dos electrones en un átomo que puedan tener el mismo conjunto de cuatro números cuánticos. En resumen, un orbital puede contener un máximo de dos electrones con espines opuestos.

Regla de Hund

Según la regla de Hund, los electrones llenarán los orbitales degenerados - aquellos de igual energía - primero de manera individual, y luego se emparejan. Esto reduce la repulsión electrón-electrón dentro de los orbitales, llevando a una configuración más estable.

Capas y subcapas de electrones

Los electrones se distribuyen alrededor del núcleo en niveles de energía específicos o capas, que pueden dividirse en subcapas llamadas s, p, d y f. Cada subcapa puede contener un cierto número de electrones:

  • Subcapa s: 2 electrones
  • Subcapa p: 6 electrones
  • Subcapa d: 10 electrones
  • Subcapa f: 14 electrones

Orden de llenado de subcapas electrónicas

El orden de llenado puede recordarse usando la tabla periódica o la regla diagonal, a menudo expresada a través de un gráfico de configuración electrónica. Aquí hay una versión simplificada:

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

Consideremos un ejemplo visual de cómo podría ser la configuración electrónica para algunos elementos.

Ejemplos de configuraciones electrónicas

Hidrógeno:

1s1

El hidrógeno es el elemento más sencillo con un electrón. Ese electrón reside en la primera capa y subcapa s.

Helio:

1s2

El helio tiene dos electrones, que llenan completamente la primera capa en la subcapa 1s.

Carbono:

1s2 2s2 2p2

El carbono tiene seis electrones, los dos primeros de los cuales llenan la subcapa 1s, los siguientes dos llenan la subcapa 2s, y los últimos dos entran en la subcapa 2p.

Neón:

1s2 2s2 2p6

La segunda capa del neón está llena, haciéndolo un elemento muy estable debido a su capa de electrones externa completa, similar a los otros gases nobles.

Notación de configuración electrónica

En notación química, la configuración electrónica se representa declarando el número de electrones en cada capa. Por ejemplo, como se mencionó, la configuración del neón puede describirse como 1s2 2s2 2p6 Alternativamente, también puede representarse usando la notación de gas noble:

[He] 2s2 2p6

El símbolo [He] entre corchetes indica que el neón tiene la misma configuración de capa interna que el helio, y el resto del texto describe la configuración específica de la capa externa.

Configuración extendida y excepciones

Si bien la teoría de Aufbau generalmente predice con precisión el orden de llenado de las subcapas, pueden ocurrir excepciones, especialmente en los metales de transición. Las excepciones comunes incluyen elementos donde las configuraciones electrónicas terminarán con d4 o d9. En estos casos, los electrones de los orbitales s pueden promoverse a los orbitales d para obtener subcapas d medio llenas o completamente llenas, que son más estables.

Cromo:

Esperado: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d4 Real: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1 3d5

Aquí, un electrón de la subcapa 4s se usa para llenar el orbital d por completo o al menos hasta la mitad, proporcionando una mayor estabilidad.

Tabla periódica y configuración electrónica

Entender la configuración electrónica puede ayudar a explicar muchos aspectos de la tabla periódica, como por qué los elementos del mismo grupo tienen propiedades químicas similares. Los elementos del mismo grupo de la tabla periódica tienen el mismo número de electrones en su nivel de energía más externo, o capa de valencia, lo que determina en gran medida su comportamiento químico.

Representación visual de la configuración electrónica

Consideremos un diagrama que muestra los orbitales de los electrones y su llenado.

1s 2s 2P 2P 2P 3s

En esta ilustración, los diferentes rectángulos representan orbitales dentro de subcapas y proporcionan una representación diagramática de las posiciones de los electrones.

Conceptos importantes relacionados con la configuración electrónica

Las configuraciones electrónicas desempeñan un papel importante en varios fenómenos y aplicaciones químicas.

Electrones de valencia

Los electrones presentes en la capa más externa de un átomo se conocen como electrones de valencia. Estos electrones son importantes para determinar cómo los elementos interactúan y forman enlaces químicos.

Considere el sodio (Na) con la configuración:

1s2 2s2 2p6 3s1

La subcapa 3s tiene un solo electrón de valencia, que el sodio puede perder para alcanzar una configuración de gas noble estable, haciéndolo altamente reactivo.

Formación de iones

La configuración electrónica puede predecir la formación de iones en metales y no metales, ya que ganan o pierden electrones para lograr una capa externa completa.

Ejemplo de catión: Magnesio (Mg)

Original: 1s2 2s2 2p6 3s2 Ion (Mg2+): 1s2 2s2 2p6

Al perder dos electrones, el magnesio alcanza una configuración de gas noble estable. Por lo tanto, su estado de oxidación normal es +2.

Ejemplo de anión: Cloro (Cl)

Original: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5 Ion (Cl-): 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6

Al ganar un electrón, el cloro adquiere una capa completa externa, generalmente vista con carga -1.

Conclusión

Entender la configuración electrónica en química es esencial para explicar y predecir el comportamiento atómico, los enlaces y la formación de cationes y aniones. Aunque los principios pueden parecer complejos al principio, proporcionan información valiosa sobre la reactividad y las propiedades de los elementos. Con práctica y estudio, los patrones de configuración electrónica pueden convertirse en una herramienta esencial para entender la belleza de las interacciones químicas y la organización de la tabla periódica.


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