Configuraciones electrónicas. Bases y criterios.

Las propiedades de los elementos dependen, sobre todo, de cómo se distribuyen sus electrones en la corteza (capa valencia). Es importante saber cuantos electrones existen en el nivel más externo de un átomo pues son los que intervienen en los enlaces con otros átomos para formar compuestos.

La imagen inferior muestra la estructura electrónica de los elementos de la tabla periódica:

Niveles energéticos atómicos

En un átomo, los electrones están girando alrededor del núcleo formando capas. En cada una de ellas, la energía que posee el electrón es distinta. Por ejemplo: en las capas muy próximas al núcleo, la fuerza de atracción entre éste y los electrones es muy fuerte, por lo que estarán fuertemente ligados.

Ocurre lo contrario en las capas alejadas, en las que los electrones se encuentran débilmente ligados, por lo que resultará más fácil realizar intercambios electrónicos en las últimas capas.

¿ Cuántos niveles de energía existen?

Pues 7, numerados del 1, el más interno, al 7, el más externo. Y los niveles se llaman: K,L,M,N,O,P y Q.
A su vez, cada nivel tiene sus electrones repartidos en distintos subniveles, que pueden ser de cuatro tipos: s, p, d, f.

En cada subnivel hay un número determinado de orbitales que pueden contener, como máximo, 2 electrones cada uno. Así, hay 1 orbital tipo s, 3 orbitales p, 5 orbitales d y 7 del tipo f. De esta forma el número máximo de electrones que admite cada subnivel es: 2 en el s; 6 en el p (2 electrones x 3 orbitales); 10 en el d (2 x 5); 14 en el f (2 x 7).

El último nivel de energía se llama capa electrónica de valencia y es el más importante porque es el que usualmente define la manera en que los átomos se enlazan entre sí para formar diversos compuestos.

Estructura y diagrama de Lewis.

La Estructura o diagrama de Lewis es una representación gráfica que muestra los enlaces entre los átomos de una molécula y los pares de electrones solitarios que puedan existir.
Los pasos para dibujar el diagrama de Lewis son:

1. Determinar el número total de electrones de valencia:
- En una molécula neutra, es la suma de los electrones de valencia de los átomos que la forman.
- En un anión, hay que añadir el número de electrones correspondientes a la carga del ión.
- En un catión, hay que restar el número de electrones correspondiente a la carga del ión.

2. Colocar los átomos en sus posiciones relativas:
- En algunos casos sólo hay una ordenación posible.
- En otros es necesario recurrir a información experimental para decidir entre dos o más ordenaciones posibles. En este sentido, el átomo central suele ser el menos electronegativo.

3. Dibujar una línea que representa un enlace sencillo conteniendo dos electrones entre átomos unidos.

4. Distribuir los electrones restantes (1) como pares de electrones de no enlace en los átomos exteriores, de tal manera que cada átomo tenga ocho electrones, (el hidrógeno sólo dos), si es posible.
Si aún queda algún electrón, éste debe ser colocado en el átomo central.
Estos electrones (1) se calculan restando al número total de electrones de valencia dos electrones por cada enlace de los dibujados en la regla 3.

5. Si el átomo central está rodeado por menos de ocho electrones, hay que desplazar el número suficiente de pares de electrones de no enlace de los átomos exteriores, (a excepción de los halógenos), colocándolos entre los átomos enlazados y transformándolos en pares de electrones de enlace con objeto de que el átomo central pasa a estar rodeado de ocho electrones.

6. Asignación de cargas formales.

La carga formal de un átomo en una molécula se calcula:
Carga formal = nº electrones de valencia del átomo – [mitad del nº de electrones compartidos + nº de electrones no compartidos]

Energía de un proceso químico.

Cuando se produce una reacción química, no solo hay una transformación de una sustancia a otra, sino que también ocurre un cambio energético.

Siempre que se da una reacción química se produce un intercambio de energía entre los reactivos, los productos y el medio ambiente.

Este calor se mide en Julios según el Sistema internacional. Aunque normalmente usamos la Kilocaloría (Kcal) definida como la cantidad de calor necesaria para elevar 1ºC la temperatura de un gramo de agua.

Además, podemos igualar las dos unidades con la siguiente igualdad:

* 1Kcal - 4.184 Kj o más reducido aún * 1 cal - 4,184 julios

Antes de seguir con las reacciones endotérmicas y exotérmicas, hay que ver otro concepto: LA ENTALPIA.

La entalpía no es más que el calor que se absorbe o desprende en una reacción. Pero hay un problema, la entalpía no se puede medir directamente, por tanto, para saber cuanto es la entalpía debemos: Al calor de los productos Hp debemos restarles el calor de los reactivos Hr, y se simboliza con la diferencia de calores de las reacciones:

Ley de Hess y ecuaciones termoquímica.

La Ley de Hess dice: “si una serie de reactivos (por ej. A y B) reaccionan para dar una serie de productos (por ej. C y D), la cantidad de calor involucrado (liberado o absorbido), es siempre la misma, independientemente de si la reacción se lleva a cabo en una, dos o más etapas; siempre y cuando, las condiciones de presión y temperatura de las diferentes etapas sean las mismas”.

O sea: en toda reacción química hay ruptura y/o formación de nuevos enlaces químicos y para que haya esa ruptura y/o formación, se requiere energía, algunas veces, y otras se desprende la energía sobrante.

Como la cantidad que se involucra en la reacción es siempre la misma, se pueden relacionar con reacciones: Ecuaciones Termoquímicas.

Os pongo una explicación de cómo se deben hacer ejercicios con ecuaciones termoquímicas, está muy bien explicado:

Reacciones de combustión.

Las reacciones de combustión son reacciones exotérmicas, por tanto, son aquellas que producen calor. Un ejemplo de reacción de combustión puede ser la del metano (gas natural):

Los procesos de combustión y de oxidación tienen algo en común: la unión de una sustancia con el oxígeno. La única diferencia es la velocidad con que el proceso tiene lugar. Así, cuando el proceso de unión con el oxígeno es lo bastante lento como para que el calor desprendido durante el mismo se disipe en el ambiente sin calentar apreciablemente el cuerpo, se habla de oxidación. Si el proceso es rápido y va acompañado de un gran aumento de temperatura y en ocasiones de emisión de luz (llama), recibe el nombre de combustión.

Si quieres saber más puedes ver la Ley de Hess, enlace.

Espectros atómicos de absorción y de emisión.

Los átomo son capaces de emitir o absorber radiación electromagnética, aunque solamente en algunas frecuencias que son características propias de cada uno de los diferentes elementos químicos.

Por tanto:

Espectro de absorción, radiación electromagnética absorbida por un átomo o molécula.
Espectro de emisión, radiación electromagnética emitida por un átomo en estado gaseoso.

Los espectros de absorción y de emisión resultan ser el negativo uno del otro. Esto quiere decir, que sabiendo los espectros de absorción podemos saber los de emisión y viceversa.

Puesto que el espectro, tanto de emisión como de absorción, es característico de cada elemento, podemos identificar con un simple análisis cada uno de los elementos de la tabla periódica.

Un ejemplo: si un elemento, absorbe los colores azules, verdes, amarillos cuando se le ilumina con una luz blanca (con todos los espectros), reflejará los rojos.

Otro ejemplo: ¿Cómo crees que saben los astrónomos de qué se compone una galaxia a millones de años luz? Pues según la luz que emiten. El análisis detallado del espectro de emisión o de absorción de las estrellas, planetas y del medio interestelar permite identificar su composición química.