Distribución electrónica

ANOMALÍAS DE LA CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA

En los primeros niveles de la docencia de la Química enseñamos a los estudiantes un método sencillo para escribir la distribución de los electrones en orbitales en cada elemento químico, es decir, lo que se llama su configuración electrónica. Se trata del diagrama de Moeller o regla de la lluvia:

Este diagrama refleja el orden en que los electrones van ocupando los orbitales atómicos de los átomos. Los nombres de los orbitales están escritos en el interior de cada uno de los cuadrados que los representan: 1s, 2s,2p…, con arreglo a esta nomenclatura.

El número o coeficiente que figura en  cada orbital se llama número cuántico principal, n. 

La letra del nombre de cada orbital responde al llamado número cuántico azimutal, l, existiendo el siguiente convenio de asignación: 

para l = 0 el orbital se nomina s; 

cuando l = 1, p;

cuando l = 2, d;

cuando l = 3, f;

cuando l = 4, g, etc. 

Por ejemplo, un orbital 7d tiene de número cuántico principal 7 y de número cuántico azimutal 2.

Por otro lado, en los orbitales tipo scaben 2 electrones; en los p, 6; en los d, 10; en los f, 14; en los g, 18… 

El diagrama de Moeller es simplemente una aplicación de la llamada regla de Madelung según la cual el orden de ocupación de los orbitales atómicos sigue las siguientes normas: 

Se llenan primero los orbitales de menor valor n+l; 

Para dos orbitales con el mismo valor n+l, se llena primero el de menor n 

Es decir, la regla establece que el orden de ocupación es el siguiente:

1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 4f, 5d, 6p, 7s, 5f, 6d, 7p, 8s, 5g, 6f, 7d, 8p, 9s…

que es el mismo que señalan las flechas del diagrama de Moeller.

Si un átomo tiene un solo electrón, este se colocará en el orbital 1s, pero si tiene 5, dos de ellos se colocarán en el1s (pues en el orbital s no caben más que dos electrones) otros dos en el 2s y el restante en el 2p.

Configuración electrónica

En general, para escribir la configuración electrónica de un elemento químico determinado solo hay que conocer su número de electrones, es decir, su número atómico, Z, el cual se obtiene inmediatamente de la tabla periódica. Basta ir colocando los Z electrones en el orden indicado por las flechas del diagrama.
Por ejemplo, siguiendo esa regla podemos construir fácilmente la configuración electrónica del lantano (Z = 57):
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d105p6 6s2 4f1

Pero la regla de Moeller es eso, una regla, y como toda regla tiene sus excepciones. Y muchas, por desgracia. Entre otros elementos, el lantano es una excepción, ya que su configuración electrónica verdadera no es la anterior, sino esta otra:
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d105p6 6s2 5d1

Excepciones a la regla de Madelung

La verdadera configuración electrónica de un elemento químico solo se puede conocer empíricamente gracias a la ciencia de la espectroscopía, que permite medir en el laboratorio las energías electrónicas reales. En virtud de experimentos espectroscópicos se ha llegado a la conclusión de que existen las siguientes excepciones en las configuraciones electrónicas de los elementos en relación con las configuraciones teóricas indicadas por el diagrama de Moeller:

Z	Elemento	Configuración electrónica
24	Cromo	1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1 3d5
28	Níquel(*)	1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1 3d9
29	Cobre	1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1 3d10
41	Niobio	1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p65s1 4d4
42	Molibdeno	1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p65s1 4d5
44	Rutenio	1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p65s1 4d7
45	Rodio	1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p65s1 4d8
46	Paladio	1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p64d10
47	Plata	1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p65s1 4d10
57	Lantano	1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p65s2 4d10 5p6 6s2 5d1
58	Cerio	1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p65s2 4d105p6 6s2 4f1 5d1
64	Gadolinio	1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p65s2 4d10 5p6 6s2  4f7 5d1
78	Platino	1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p65s2 4d10 5p6 6s1 4f14 5d9
79	Oro	1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p65s2 4d10 5p6 6s1 4f14 5d10
89	Actinio	1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p65s2 4d10 5p6 6s2 4f14 5d10 6p67s2 6d1
90	Torio	1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p65s2 4d10 5p6 6s2 4f14 5d10 6p67s2 6d2
91	Protactinio	1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p65s2 4d10 5p6 6s2 4f14 5d10 6p67s2 5f2 6d1
92	Uranio	1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p65s2 4d10 5p6 6s2 4f14 5d10 6p67s2 5f3 6d1
93	Neptunio	1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p65s2 4d10 5p6 6s2 4f14 5d10 6p67s2 5f4 6d1
96	Curio	1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p65s2 4d10 5p6 6s2 4f14 5d10 6p67s2 5f7 6d1
103	Lawrencio	1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p65s2 4d10 5p6 6s2 4f14 5d10 6p67s2 5f14 7p1

(*) La configuración del níquel es controvertida. Hay autores que aseguran que no constituye una excepción y que su configuración es la indicada por el diagrama de Moeller: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d8.

Principio de exclusión de Pauli - Principio de Aufbau - Regla de Hund

Principio de exclusion de Pauli

“Dos electrones en un átomo no pueden tener los cuatro números cuánticos iguales”

Si dos electrones tienen iguales n, l y m por tanto se encuentran en el mismo orbital, por lo tanto es necesario que un electrón tenga un s =+1/2 y el otro un s = -1/2

Anlicemos el siguiente ejemplo:


Principio de de llenado progresivo Aufbau (en alemán)
Los electrones pasan a ocupar los orbitales de menor energía, y progresivamente se van llenando los orbitales de mayor energía.
Según el principio de Aufbau, la configuración electrónica de un átomo se expresa mediante la secuencia siguiente:
1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d….sigue

La regla del serrucho nos ayuda a llenar adecuadamente esta serie.




Regla de Hund
Los orbitales con igual nivel de energía ( se refiere a orbitales con el mismo número cuántico n y el mismo número cuántico l), se llenan progresivamente de manera que siempre exista un mayor número de electrones desapareados.
Para comprender esto analicemos a los orbitales 2p, se tienen que llenar con 4 electrones, entonces:

Gracias a la nueva regla del octeto, se logra reconocer los intensos efectos que ejerce la regla de Hund sobre el principio de Madelung en el relleno de los niveles de energía distintos al subnivel que se viene llenando, este reconocimiento ayuda la explicación de cada una de las anomalías en la configuración electrónica. Este artículo justifica la regla de máxima multiplicidad de Hund, de acuerdo al grado de acercamiento espacial que existe entre los distintos llenados en orbitales de diferentes niveles de energía en el átomo. Al llenarse los orbitales en un subnivel de energía como los 3 orbitales p, los 5 orbitales d o los 7 orbitales f, los electrones en algunos átomos se irán distribuyendo de forma progresiva y ordenada siempre que sea posible, con sus espines paralelos, inicialmente sin importar la orientación que tengan los espines electrónicos en el subsiguiente nivel de energía que en la mayoría de los casos es el subnivel s pero en otras es el subnivel d, esta libertad del espín es permitida solo hasta cierta distancia de cercanía que se presente entre el subnivel que se vienen llenando con el subsiguiente nivel atómico. La configuración de mayor estabilidad es cuando están presentes los dos niveles con espines paralelos. Decimos algunos elementos porque esto es cierto solo para los subniveles d y p que se vienen llenando pero que no están ubicados después de los lantánidos o actínidos como es el caso del platino, porque en ese caso se cumple es la regla de Hund contraria es decir: comienzan a llenarse los orbitales pero primero en forma apareada, sin importar el espín subsiguiente ordenadamente se van llenando hasta llegar acercarse en el llenado del tercer orbital del subnivel d, momento en que la cercanía con el ssubsiguiente ocasiona inversamente a un “Hund modificado” por ejemplo en el platino. Este trabajo con la regla de Hund extendida al siguiente nivel, también explica la ionización en los metales de transición.

Balanceo de ecuaciones redox por el mètodo iòn-electròn

Balanceo de las ecuaciones Redox

Las reacciones electroquímicas se pueden balancear por el método ion-electrón donde la reacción global se divide en dos semirreacciones (una de oxidación y otra de reducción), se efectúa el balance de carga y elemento, agregando H⁺, OH⁻,H₂O y/o electrones para compensar los cambios de oxidación. Antes de empezar a balancear se tiene que determinar en que medio ocurre la reacción, debido a que se procede de una manera en particular para cada medio.

Medio Ácido

Se explicará por medio de un ejemplo, cuando una sal magnésica reacciona con Bismutato de Sodio.

• El primer paso es escribir la reacción sin balancear:

• Luego se divide en dos semirreacciones:

• Cada semirreación se balancea de acuerdo con el número y tipo de átomos y cargas. Como estamos en medio ácido los iones H⁺ se agregan para balancear los átomos de H y se agrega H₂O para balancear los átomos de O.

• Finalmente se multiplica cada semirreacción por un factor para que se cancelen los electrones cuando se sumen ambas semireacciones.

• Reacción Balanceada:

• En algunos casos es necesario agregar contraiones para terminar de balancear la ecuación. Para este caso, si se conociera el anión de la sal magnésica, ese seria el contraión. Se agrega por igual de ambos lados de la ecuación lo necesario para terminar de balancearla.

Medio Alcalino

También se explicará por medio de un ejemplo, cuando el Permanganato de potasio reacciona con el Sulfito de sodio.

• El primer paso es escribir la reacción sin balancear:

• Luego se divide en dos semirreacciones:

• Cada semirreación se balancea de acuerdo con el número y tipo de átomos y cargas. Como estamos en medio alcalino los OH⁻ se agregan para balancear los átomos de H y normalmente se agrega la mitad de moléculas de H₂O del otro lado de la semirreacción para balancear los átomos de O.

• Finalmente se multiplica cada semirreación por un factor para que se cancelen los electrones cuando se sumen ambas semireacciones.

Ecuación balanceada:

• Reacción Balanceada:

• En este caso se agregaron contraiones para terminar de balancear la ecuación (los cationes K⁺ y Na⁺)
• Tomado de https://es.wikipedia.org/wiki/Electroqu%C3%ADmica

Quìmica. Leyes que rigen los cambios quìmicos

Joseph Louis Proust

LEY DE LAS PROPORCIONES DEFINIDAS O COMPOSICIÒN CONSTANTE

Esta ley fue enunciada en 1799 por 

Joseph Louis Proust

(Angers, 1754- id., 1826) Químico francés. Emigrado a España, fue profesor en Segovia y en Salamanca y dirigió en Madrid un laboratorio que le hizo construir Carlos IV. Miembro de la Academia de Ciencias francesa, llevó a cabo numerosos trabajos de análisis de cuerpos compuestos y estableció la ley de las proporciones definidas.

Joseph Louis Proust comenzó a estudiar en el laboratorio de su padre, a la sazón farmacéutico, y al mismo tiempo en el colegio de los oratorianos de su ciudad natal. Continuó sus estudios en París, donde trabó amistad con Lavoisier y ganó en 1776, tras un brillante concurso, el puesto de farmacéutico jefe en el hospital de la Salpêtrière. Por aquella época publicó sus primeros trabajos e inició su labor docente en el museo de su amigo Pilâire de Rozier, en cuyas experiencias aerostáticas participó. Esta vocación por la enseñanza le haría abandonar París a fines de 1778 y establecerse en Vergara (Guipúzcoa) para desempeñar la cátedra de química en el Real Seminario Patriótico, fundado poco antes por la Real Sociedad Económica Vascongada de Amigos del País.

Regresó a su patria en 1780, hasta que años más tarde fue llamado por Carlos IV y designado, en 1785, profesor de química del Real Colegio o Academia Militar para Oficiales y Caballeros Cadetes de Artillería, instalada en el alcázar de Segovia desde 1763. Desde 1799 hasta 1806 dirigió el laboratorio que el rey le hizo construir en Madrid. Éste era el resultado de la fusión de sendos laboratorios dependientes de los ministerios de Estado y de Hacienda, dirigidos hasta entonces, respectivamente, por Pedro Gutiérrez Bueno y Francisco Chavaneau. En 1798 había contraído matrimonio con una compatriota, la aristócrata Ana Rosa de Chatelain D’Aubigne, refugiada en España a raíz de la persecución de la aristocracia que instauró la Convención (1792-1795), y con ella regresó a Francia a fines de 1806, cansado y posiblemente enfermo. Allí se enteró, en 1808, del saqueo de su laboratorio durante el levantamiento popular producido en Madrid contra el invasor francés, así como de la pérdida de su empleo.

Tras una breve estancia en París fijó su residencia en su región natal, concretamente en el pueblo de Craon. Fueron años de penuria económica y, al mismo tiempo, de importantes logros científicos: en 1808 descubrió el azúcar de uva o glucosa, después de que Napoleón I invitara a todos los químicos franceses a buscar una nueva sustancia que remediara la escasez de edulcorantes causada por la guerra. Sin embargo, ya en España Proust había anticipado este descubrimiento (1799), e incluso había publicado en Madrid su obra Ensayo sobre el azúcar de uva (1806). Para la investigación y producción de dicha sustancia recibió, en 1810, una subvención que no terminó de remediar su maltrecha situación económica.

Las reiteradas negativas del gobierno español de Fernando VII ante la petición por parte de Proust de una pensión o al menos de algunas compensaciones, así como algunos problemas familiares, aumentaron aún más la natural introversión del sabio francés, que vivió aislado en su casa de Craon hasta finales de 1817. Poco antes, en 1816, había tenido lugar el primer reconocimiento oficial de sus méritos científicos al ser nombrado académico de número de la Academia de Ciencias de París. Sin embargo, la muerte de su esposa, ocurrida al año siguiente, hizo que Proust se retirara de forma definitiva a su ciudad natal y viviera el resto de sus días en total aislamiento, ni siquiera perturbado por sus nombramientos como caballero de la Legión de Honor (1819), miembro de la Real Academia de Ciencias de Nápoles (1819) y miembro asociado no residente de la Real Academia de Medicina de París (1820).

Joseph Louis Proust fue uno de los más relevantes químicos de su época. Entre sus aportaciones a la química sobresale, además del descubrimiento de la glucosa, el establecimiento la ley de las proporciones definidas que lleva su nombre y que le supuso una famosa y larga controversia (1801-1807) con su compatriota Claude Berthollet. La ley de las proporciones definidas establece que, cuando varios elementos se combinan para formar un determinado compuesto, lo hacen en una relación de pesos fija. Así, por ejemplo, 1,11 gramos de hidrógeno siempre se combinan con 8,89 gramos de oxígeno para formar 10 gramos de agua. Si aumentamos la cantidad de oxígeno y no la de hidrógeno, se obtiene la misma cantidad de agua: el exceso de oxígeno queda sin reaccionar.

En la reacción descrita, al hidrógeno se le llama reactivo limitante de la reacción porque ésta deja de producirse cuando se agota esa sustancia. Con la ley de las proporciones definidas, Proust demostró que cada compuesto contiene sus elementos en unas proporciones fijas, independientemente del modo en que se prepare. Por ejemplo, el cloruro de sodio (NaCl) se puede obtener haciendo reaccionar hidróxido de sodio con ácido clorhídrico (NaOH + HCI) o, por el contrario, tratando carbonato de sodio con ácido clorhídrico (NaCO3 + HCI). Comprobamos que en ambos casos llegamos a un compuesto que contiene un 39,33 % de sodio y un 60,66 % de cloro

Estado de oxidación

Enlace iónico. Un átomo dona electrones a otra especie, y al tener cargas opuestas se atraen mutuamente.

Los compuestos químicos son eléctricamente neutros, excepto los iones, considerados separadamente. Es decir, la carga que aporten todos los átomos de un compuesto tiene que ser nula, en un compuesto se tienen tantas cargas positivas como negativas. Respecto a los iones, quedan con carga residual.

En química, el estado de oxidación (EO) es indicador del grado de oxidación de un átomo que forma parte de un compuesto u otra especie química. Formalmente, es la carga eléctrica hipotética que el átomo tendría si todos sus enlaces con elementos distintos fueran 100% iónicos. El EO es representado por números, los cuales pueden ser positivos, negativos o cero. En algunos casos, el estado de oxidación promedio de un elemento es una fracción, tal como +8/3 para el hierro en la magnetita (Fe₃O₄). El mayor EO conocido es +8 para los tetroxidos de rutenio, xenón, osmio, iridio, hassio y algunos complejos de plutonios, mientras que el menor EO conocido es -4 para algunos elementos del grupo del carbono (elementos del grupo 14).

La oxidación se da cuando un elemento o compuesto pierde uno o más electrones. Generalmente, cuando una sustancia se oxida (pierde electrones), otra sustancia recibe o capta dichos electrones reduciéndose. Este es el mecanismo básico que promueve las reacciones de óxido-reducción o redox.

En un enlace covalente apolar ambos átomos comparten el par de electrones para cumplir la regla del octeto, no obstante el de mayorelectronegatividad -en este caso el carbono- los atrae más fuertemente y se recibe una carga parcial negativa (δ-); por el contrario, el otro átomo -el hidrógeno- está más alejado del par de electrones y se carga parcialmente de forma positiva (δ+). El EO busca cuantificar y explicar esta interacción: el carbono tiene un EDO de -4 y cada hidrógeno +1 y al sumarlos da la carga de la molécula (0).

Un átomo tiende a obedecer la regla del octeto para así tener una configuración electrónica igual a la de los gases nobles, los cuales son muy estables eléctricamente. Dicha regla sostiene que un átomo tiende a tener ocho electrones en su nivel de energía más externo. 

Cuando un átomo A necesita, por ejemplo, 3 electrones para obedecer la regla del octeto, entonces dicho átomo tiene un número de oxidación de -3. Por otro lado, cuando un átomo B tiene los 3 electrones que deben ser cedidos para que el átomo A cumpla la ley del octeto, entonces este átomo tiene un número de oxidación de 3+. En este ejemplo podemos deducir que los átomos A y B pueden unirse para formar un compuesto, y que esto depende de las interacciones entre ellos. La regla del octeto y del dueto pueden ser satisfechas compartiendo electrones (formando moléculas) o cediendo y adquiriendo electrones (formando compuestos de iones).

Los elementos químicos se dividen en 3 grandes grupos, clasificados por el tipo de carga eléctrica que adquieren al participar en una reacción química:

• Metales
• No metales
• Gases nobles

Existen elementos metálicos que, dependiendo de las condiciones a que sean sometidos, pueden funcionar como metales o no metales indistintamente. A estos elementos se les denomina metaloides.

Los elementos metálicos (los cuales ceden electrones) cuando forman compuestos tienen únicamente estados de oxidación positivos. Los elementos no metálicos y semimetálicos, en cambio, pueden tener estado de oxidación positivos y negativos, dependiendo del compuesto que estén constituyendo.

Reglas para asignar estados de oxidación

1. El estado de oxidación de todos los elementos en estado libre, no combinados con otros, es de cero (p. ej., Na, Cu, Mg, H₂, O₂, Cl₂, N₂).
2. El estado de oxidación del H es de +1, excepto en los hidruros metálicos, en los que es de -1 (p. ej., NaH, CaH₂).
3. El estado de oxidación del O es de -2, excepto en los peróxidos, en los que es de -1, en los superóxidos que es -1/2 y en el OF₂, donde es de +2.
4. El estado de oxidación del elemento metálico de un compuesto iónico es positivo.
5. En los compuestos covalentes, el número de oxidación negativo se asigna al átomo más electronegativo y todos los demás son positivos.
6. La suma algebraica de los estados de oxidación de los elementos de un compuesto es cero.
7. La suma algebraica de los estados de oxidación de los elementos de un ion poliatómico es igual a la carga del ion.