CONFIGURACION ELECTRONICA DE LOS ELEMENTOS

Configuración electrónica de los  elementos. Para obtener la configuración electrónica de cualquier elemento y además abajo del todo tienes una tabla con la configuración electrónica de todos los elementos, pero es bueno que intentes entender el cómo y el por qué. Por eso empezaremos por el principio para que nos resulte fácil.

La Configuración electrónica hace referencia  a la distribución electrónica, que emplearemos para cada átomo. El objetivo de la configuración electrónica es tener claro la distribución y el orden energético de los átomos, en concreto, la distribución de los distintos niveles y subniveles de energía.

Recuerda que lo átomos tienen un núcleo donde se encuentran los protones y los neutrones, pero alrededor del núcleo están los electrones girando en las llamadas órbitas. Un átomo puede tener varias órbitas alrededor de su núcleo y sobre las cuales están girando sus electrones.

¿Qué es la Configuración Electrónica?

La Configuración o Distribución electrónica nos dice como están ordenados los electrones en los distintos niveles de energía (órbitas), o lo que es lo mismo como están distribuidos los electrones alrededor del núcleo de su átomo.

¿Cómo saber los electrones que tienen los átomos en cada una de sus órbita? Pues bien, eso es lo que se llama la configuración electrónica de un elemento de la tabla periódica. Poco a poco lo iremos aprendiendo.

¿Para que queremos saber esto?. Por ejemplo, es muy útil o mejor dicho imprescindible para hacer el enlace covalente y los enlaces iónicos y conocer los llamados electrones de valencia, que son el número de electrones que tiene el átomo de un elemento en su última capa u órbita (subnivel).

Lo primero, cuanto más alejado del núcleo esté girando el electrón mayor es su nivel de energía.

Los electrones, de un átomo, que tengan la misma energía se dice que están en el mismo nivel de energía. Estos niveles de energía también se llaman orbitales de energía.

Orbitales de Energía

En la actualidad la periferia del núcleo (su alrededor) se divide en 7 niveles de energía diferentes, numerados del 1 al 7, y en los que están distribuidos los electrones, lógicamente en orden según su nivel de energía. Los electrones con menos energía estarán girando en el nivel 1.

Pero además cada nivel se divide en subniveles. Estos subniveles en los que se divide cada nivel pueden llegar a ser hasta 4. A estos 4 subniveles se les llama: s, p, d, f.

Resumen: niveles de energía hay del 1 al 7 y subniveles hay 4 el s, p, d y el f.

OJO hay átomos que no tienen los 4 subniveles, como veremos más adelante, y átomos que no tienen los 7 niveles de energía, pueden tener menos. Esto es precisamente lo que queremos averiguar, cuantos niveles y subniveles de energía tiene un átomo concreto y cuantos electrones tiene en cada uno de estos subniveles y niveles, es decir su Configuración Electrónica.

Además, hay algo muy importante, en cada subnivel solo podemos tener un número máximo de electrones. Esto hace que podamos saber el número de electrones fácilmente, o lo que es lo mismo la distribución electrónica.

En el subnivel s solo puede haber como máximo 2 electrones, en el p 6, en el d 10 y en el f 14. (en cada nivel hay 4 más que en el nivel anterior, es fácil de recordar). Veámoslo con una imagen.

Fíjate en la imagen que en el nivel 1 (no se aprecia el círculo en la imagen pero está ahí) solo se permiten 2 electrones girando en ese nivel y además solo tiene un subnivel, el s. No hay ningún átomo que tenga más de 2 electrones girando en el primer nivel de energía (puede tener 1 o 2 átomos).

Si ahora pasamos al nivel 2, vemos que tiene 2 subniveles, lógicamente el s y el p. Pero claro en el nivel s solo habrá como máximo 2 electrones y en el p como máximo 6. Si seguimos viendo la imagen nos daremos cuenta de lo siguiente.

¡IMPORTANTE NIVELES Y SUBNIVELES!

Fíjate que fácil: En el nivel 1 hay un subnivel, en el 2, 2 subniveles, en el 3, 3 subniveles y en el 4 hay 4 subniveles. ¿Fácil NO?. Los últimos niveles un poco diferentes, por ejemplo en el 5, hay 4 subniveles, no puede tener más porque solo existen 4. Y ahora vamos a contar al revés, en el nivel 6, 3 subniveles y en el último nivel, el 7 solo habrá…¿Cuantos? Pues si, habrá 2 subniveles.

Además, si hay un subnivel siempre será el s, si hay 2 serán el s y el p, si hay 3 serán el s, el p y el d, y si hay 4 subniveles serán el s, el p, el d y el f.

Concretemos más nivel a nivel:

– Primero de todo, recordar que en el subnivel s solo puede haber como máximo 2 electrones, en el p 6, en el d 10 y en el f 14. En cada nivel tendremos:

– En el nivel 1 solo hay un subnivel, y lógicamente será el s.

– El nivel 2 hay 2 subniveles, el s y el p.

– En el nivel 3 hay 3 subniveles el s, el p y el d.

– En el nivel 4 hay 4 subniveles, el s, el p, el d y el f.

Pero OJO el nivel 5 tiene 4 subniveles también, pero en el nivel 6 solo tiene 3 (hasta el d) y en el 7 solo dos subniveles el s y el p.

Fíjate como quedarían cada nivel:

OJO antes de llegar a un nivel superior tendremos que rellenar los niveles más bajo de energía de electrones. Para llegar al nivel 2p, primero tenemos que llenar de electrones el 1s (con 2 electrones), el 2s (con otros 2) y luego ya llenaríamos el 2p con un máximo de hasta 6, como ya sabemos.

Según esta tabla podríamos saber….

¿Cuantos electrones máximos Podemos tener en cada Nivel de Energía?

– En el nivel 1 solo soporta hasta orbitales s (subnivel), por lo tanto, podríamos tener como máximo 2 electrones.

– En el 2, hasta p, por lo tanto, podríamos tener 2 de s y 6 de p, en total 8 electrones.

– En el 3, hasta d, por lo tanto, 2 de s, 6 de p y 10 de d= 18.

– en el 4, hasta f, por lo tanto, 2 de s, 6 de p, 10 de d y 14 de f = 32.

– En el 5, hasta f igual es decir 32.

– En el 6, hasta d (comienzas a perder energía) puede tener como máximo 18 electrones.

– En el 7, hasta p, como máximo 8 electrones.

Como podemos apreciar ningún átomo tendrá una configuración 6f, por ejemplo, pero si 4f en su configuración.

Bien pues ahora si supiéramos cuantos electrones tiene un elemento concreto de la tabla periódica, ya podríamos saber como se distribuyen esos electrones alrededor de su núcleo. El número de electrones que tiene el átomo de cada una de los elementos diferentes que conocemos viene en la tabla periódica de los elementos, es su número atómico o Z.

Veamos algunos ejemplos. Imaginemos el Helio. Sabemos que tiene 2 electrones. ¿Cómo estarán distribuidos?. Sencillo. El primer nivel permite 2 átomos, pues ahí estarán sus dos electrones. Además el primer nivel solo permite un subnivel, el s, y en este subnivel puede tener un máximo de 2 electrones. Conclusión estarán girando alrededor del nivel 1 y sus dos electrones estarán en el subnivel s, del nivel de energía 1.

Cuando queremos hacer la configuración electrónica de un elemento concreto, por ejemplo la de Helio del caso anterior, tendremos que tener una forma de expresarlo y que todo el mundo utilice la misma forma. Bien veamos de que forma se hace.

Si te fijas en la imagen, se pone un número que nos dice de qué nivel de energía estamos hablando, detrás y en minúscula, la letra del subnivel de ese nivel del que estamos hablando, y un exponente sobre la letra del subnivel que nos dice el número de electrones que hay en ese subnivel. En este caso como es el subnivel s nunca podría tener un exponente mayor de 2, ya que son los máximos electrones que puede tener este subnivel. ¡¡¡Ya tenemos la configuración electrónica del Helio!!!.

La más fácil será la del Hidrógeno, que tiene un electrón. Será 1s¹ . ¿Fácil NO?.

¿Y si tiene 3 electrones? Por ejemplo el caso del Litio (Li). Tendrá 2 electrones en el primer nivel (son los máximos), y uno en el segundo. ¿Cómo lo expresamos?

1s² 2s¹ En el nivel de energía 1 y subnivel s = 2 electrones, ya estaría llena por lo que pasamos al nivel 2. En este nivel estará el electrón que nos falta por acomodar. Lo acomodamos en el primer subnivel del nivel 2. El primer subnivel de un nivel es siempre el s, el segundo el p, el tercero el d y el cuarto el f. Luego 2s1 significa nivel 2 subnivel s con un electrón. Ya tenemos los 3 electrones del Litio en su sitio y expresada correctamente su configuración electrónica.

Si tuviéramos más electrones iríamos poniendo el cuarto en el nivel 2 y en el subnivel s (que ya sabemos que entran 2), pero si tuviéramos 5 tendríamos que poner el quinto en el nivel 2 pero en la capa p. Así sucesivamente.

Pero para esto es mejor utilizar un esquema muy sencillo, ya que algunas veces, antes del llenar algún subnivel posible de un nivel, se llena un subnivel de otro nivel superior.

El orden en el que se van llenando los niveles de energía es: 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p. OJO Fíjate que antes de llenarse el nivel 3 por completo, se empieza a llenar el nivel 4. (pasa del 3s, 3p al 4s y no al 3d). Pero tranquilo para esto hay un esquema muy sencillo.

El esquema de llenado de los orbitales atómicos, lo podemos tener utilizando la regla de la diagonal. Deberás seguir atentamente la flecha del esquema comenzando en 1s; siguiendo la flecha podrás ir completando los orbitales con los electrones en forma correcta.

Es importante recordar que los orbitales se van llenando en el orden en que aparecen, siguiendo esas diagonales, empezando siempre por el 1s.

Con esta simple regla, sabiéndose la imagen anterior es muy fácil sacar la configuración electrónica de cualquier elemento. Veamos como se hace definitivamente.

Configuración Electrónica de los Elementos

Recuerda que en cada subnivel hay un número máximo de electrones s = 2e-, p = 6e-, d = 10e- y f = 14e-

En el subnivel s solo puede haber como máximo 2 electrones, en el p 6, en el d 10 y en el f 14.

Si hacemos la configuración electrónica de un átomo de un elemento con 10 electrones (número atómico que se saca de la tabla periódica, es el Neón) siguiendo la regla de la diagonal su configuración quedaría así:

1s2 2s2 2p6

Explicación

Siguiendo el esquema empezamos por el nivel 1s el cual lo llenamos con su número máximo de electrones (2) y sería 2s2, como nos faltan 8 electrones más siguiendo el esquema pasamos al nivel 2s, que también como es nivel s solo puede tener 2 electrones, por lo tanto 2s2. Ahora pasamos al nivel 2p que por ser nivel p puede tener como máximo 6 electrones, precisamente los que nos faltan para llegar a 10,por lo tanto sería 2p6. Al final queda:

1s2 2s2 2p6

¿Y si tuviera 9 electrones? pues muy sencillo igual pero al llegar al nivel 2p solo pondríamos 5 electrones en ese nivel, 2p5 y quedaría 1s2 2s2 2p5. el nivel 2p no se llena por completo. ¿Fácil no?

Cuantos electrones tiene un átomo en su última capa? Pues en el caso del de 10 electrones en su última capa tendrá 6 electrones y el en el caso del 9, en su última capa tendrá 5. Estos son sus electrones de valencia.

Por cierto, el de 9 electrones es el Flúor (F) y el de 10 el Neón (Ne). Lo puedes comprobar en la tabla periódica de los elementos.

Veamos algunos ejemplos más:

Configuracion electronica del Nitrogeno: Lo primero miramos en la tabla periódica y tiene un número atómico = 7. Con esto sacamos su configuración:

Nitrógeno: 1s2 2s2 2p3

Aquí tienes más ejemplos. Te ponemos el Z o número atómico primero (en negrita) y luego la configuración electrónica.

Ejemplos de la Configuración Electrónica

Hidrógeno 1 = 1s1
Helio 2 = 1s2
Litio 3 = 1s2 2s1
Berilio 4 = 1s2 2s2
Boro 5 = 1s2 2s2 2p1
Carbono 6 = 1s2 2s2 2p2
Nitrógeno 7 = 1s2 2s2 2p3
Oxígeno 8 = 1s2 2s2 2p4
Flúor 9 = 1s2 2s2 2p5
Neón 10 = 1s2 2s2 2p6
Sodio 11 = 1s2 2s2 2p6 3s1
Magnesio 12 = 1s2 2s2 2p6 3s2
Aluminio 13 = 1s2 2s2 2p6 3s2 3p1
Silicio 14 = 1s2 2s2 2p6 3s2 3p2
Fósforo 15 = 1s2 2s2 2p6 3s2 3p3
Azufre 16 = 1s2 2s2 2p6 3s2 3p4
Cloro 17 = 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5
Argón 18 = 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6
Potasio 19 = 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1
Calcio 20 = 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2

(Ejercicios resueltos)

HIDRÓGENO Z=1

H: $1s^1$

HELIO Z=2

He: $1s^2$

LITIO Z=3

Li: $1s^{1}2s^2$

BERILIO Z=4

Be: $1s^{2}2s^2$

BORO Z=5

B: $1s^{2}2s^{2}2p^1$

CARBONO Z=6

C: $1s^{2}2s^{2}2p^2$

NITRÓGENO Z=7

N: $1s^{2}2s^{2}2p^3$

OXIGENO Z=8

O: $1s^{2}2s^{2}2p^4$

FLÚOR Z=9

F: $1s^{2}2s^{2}2p^5$

NEÓN Z=10

Ne: $1s^{2}2s^{2}2p^6$

SODIO Z=11

Na: $1s^{2}2s^{2}2p^{6}3s^1$

MAGNESIO Z=12

Mg: $1s^{2}2s^{2}2p^{6}3s^2$

ALUMINIO Al=13

Al: $1s^{2}2s^{2}2p^{6}3s^{2}3p^1$

SILICIO Z=14

Si: $1s^{2}2s^{2}2p^{6}3s^{2}3p^2$

FÓSFORO Z=15

P: $1s^{2}2s^{2}2p^{6}3s^{2}3p^3$

AZUFRE Z=16

S: $1s^{2}2s^{2}2p^{6}3s^{2}3p^4$

CLORO Z=17

Cl: $1s^{2}2s^{2}2p^{6}3s^{2}3p^5$

ARGÓN Z=18

Ar: $1s^{2}2s^{2}2p^{6}3s^{2}3p^6$

POTASIO Z=19

K: $1s^{2}2s^{2}2p^{6}3s^{2}3p^{6}4s^1$

CALCIO Z=20

Ca: $1s^{2}2s^{2}2p^{6}3s^{2}3p^{6}4s^2$

ESCANDIO Z=21

Sc: $1s^{2}2s^{2}2p^{6}3s^{2}3p^{6}4s^{2}3d^1$

TITANIO Z=22

Ti: $1s^{2}2s^{2}2p^{6}3s^{2}3p^{6}4s^{2}3d^2$

VANADIO Z=23

V: $1s^{2}2s^{2}2p^{6}3s^{2}3p^{6}4s^{2}3d^3$

CROMO Z=24

Cr: $1s^{2}2s^{2}2p^{6}3s^{2}3p^{6}4s^{1}3d^5$

MANGANESO Z=25

Mn: $1s^{2}2s^{2}2p^{6}3s^{2}3p^{6}4s^{2}3d^5$

HIERRO Z=26

Fe: $1s^{2}2s^{2}2p^{6}3s^{2}3p^{6}4s^{2}3d^6$

COBALTO Z=27

Co: $1s^{2}2s^{2}2p^{6}3s^{2}3p^{6}4s^{2}3d^7$

NÍQUEL Z=28

Ni: $1s^{2}2s^{2}2p^{6}3s^{2}3p^{6}4s^{2}3d^8$

COBRE Z=29

Cu: $1s^{2}2s^{2}2p^{6}3s^{2}3p^{6}4s^{1}3d^{10}$

CINC Z=30

Zn: $1s^{2}2s^{2}2p^{6}3s^{2}3p^{6}4s^{2}3d^{10}$

GALIO Z=31

Ga: $1s^{2}2s^{2}2p^{6}3s^{2}3p^{6}4s^{2}3d^{10}4p^1$

GERMANIO Z=32

Ge: $1s^{2}2s^{2}2p^{6}3s^{2}3p^{6}4s^{2}3d^{10}4p^2$

ARSÉNICO Z=33

As: $1s^{2}2s^{2}2p^{6}3s^{2}3p^{6}4s^{2}3d^{10}4p^3$

SELENIO Z=34

Se: $1s^{2}2s^{2}2p^{6}3s^{2}3p^{6}4s^{2}3d^{10}4p^4$

BROMO Z=35

Br: $1s^{2}2s^{2}2p^{6}3s^{2}3p^{6}4s^{2}3d^{10}4p^5$

KRIPTÓN Z=36

Kr: $1s^{2}2s^{2}2p^{6}3s^{2}3p^{6}4s^{2}3d^{10}4p^6$

RUBIDIO Z=37

Rb: $1s^{2}2s^{2}2p^{6}3s^{2}3p^{6}4s^{2}3d^{10}4p^{6}5s^1$

ESTRONCIO Z=38

Sr: $1s^{2}2s^{2}2p^{6}3s^{2}3p^{6}4s^{2}3d^{10}4p^{6}5s^2$

ITRIO Z=39

Y: $1s^{2}2s^{2}2p^{6}3s^{2}3p^{6}4s^{2}3d^{10}4p^{6}5s^{2}4d^1$

CIRCONIO Z=40

Zr: $1s^{2}2s^{2}2p^{6}3s^{2}3p^{6}4s^{2}3d^{10}4p^{6}5s^{2}4d^2$

NIOBIO Z=41

Nb: $1s^{2}2s^{2}2p^{6}3s^{2}3p^{6}4s^{2}3d^{10}4p^{6}5s^{1}4d^4$

MOLIBDENO Z=42

Mo: $1s^{2}2s^{2}2p^{6}3s^{2}3p^{6}4s^{2}3d^{10}4p^{6}5s^{1}4d^5$

TECNECIO Z=43

Tc: $1s^{2}2s^{2}2p^{6}3s^{2}3p^{6}4s^{2}3d^{10}4p^{6}5s^{2}4d^5$

RUTENIO Z=44

Ru: $1s^{2}2s^{2}2p^{6}3s^{2}3p^{6}4s^{2}3d^{10}4p^{6}5s^{1}4d^7$

RODIO Z=45

Rh: $1s^{2}2s^{2}2p^{6}3s^{2}3p^{6}4s^{2}3d^{10}4p^{6}5s^{1}4d^8$

PALADIO Z=46

Pd: $1s^{2}2s^{2}2p^{6}3s^{2}3p^{6}4s^{2}3d^{10}4p^{6}4d^{10}$

PLATA Z=47

Ag: $1s^{2}2s^{2}2p^{6}3s^{2}3p^{6}4s^{2}3d^{10}4p^{6}5s^{1}4d^{10}$

CADMIO Z=48

Cd: $1s^{2}2s^{2}2p^{6}3s^{2}3p^{6}4s^{2}3d^{10}4p^{6}5s^{2}4d^{10}$

INDIO Z=49

In: $1s^{2}2s^{2}2p^{6}3s^{2}3p^{6}4s^{2}3d^{10}4p^{6}5s^{2}4d^{10}5p^1$

ESTAÑO Z=50

Sn: $1s^{2}2s^{2}2p^{6}3s^{2}3p^{6}4s^{2}3d^{10}4p^{6}5s^{2}4d^{10}5p^2$

ANTIMONIO Z=51

Sb: $1s^{2}2s^{2}2p^{6}3s^{2}3p^{6}4s^{2}3d^{10}4p^{6}5s^{2}4d^{10}5p^3$

TELURIO Z=52

Te: $1s^{2}2s^{2}2p^{6}3s^{2}3p^{6}4s^{2}3d^{10}4p^{6}5s^{2}4d^{10}5p^4$

YODO Z=53

I: $1s^{2}2s^{2}2p^{6}3s^{2}3p^{6}4s^{2}3d^{10}4p^{6}5s^{2}4d^{10}5p^5$

XENÓN Z=54

Xe: $1s^{2}2s^{2}2p^{6}3s^{2}3p^{6}4s^{2}3d^{10}4p^{6}5s^{2}4d^{10}5p^6$

CESIO Z=55

Cs: $1s^{2}2s^{2}2p^{6}3s^{2}3p^{6}4s^{2}3d^{10}4p^{6}5s^{2}4d^{10}5p^{6}6s^1$

BARIO Z=56

Ba: $1s^{2}2s^{2}2p^{6}3s^{2}3p^{6}4s^{2}3d^{10}4p^{6}5s^{2}4d^{10}5p^{6}6s^2$

LANTANO Z=57

La: $1s^{2}2s^{2}2p^{6}3s^{2}3p^{6}4s^{2}3d^{10}4p^{6}5s^{2}4d^{10}5p^{6}6s^{2}5d^1$

CERIO Z=58

Ce:$1s^{2}2s^{2}2p^{6}3s^{2}3p^{6}4s^{2}3d^{10}4p^{6}5s^{2}4d^{10}5p^{6}6s^{2}5d^{1}4f^1$

PRASEODIMIO Z=59

Pr:$1s^{2}2s^{2}2p^{6}3s^{2}3p^{6}4s^{2}3d^{10}4p^{6}5s^{2}4d^{10}5p^{6}6s^{2}4f^3$

NEODIMIO Z=60

Nd: $1s^{2}2s^{2}2p^{6}3s^{2}3p^{6}4s^{2}3d^{10}4p^{6}5s^{2}4d^{10}5p^{6}6s^{2}4f^4$

PROMETIO Z=61

Pm: $1s^{2}2s^{2}2p^{6}3s^{2}3p^{6}4s^{2}3d^{10}4p^{6}5s^{2}4d^{10}5p^{6}6s^{2}4f^5$

SAMARIO Z=62

Sm: $1s^{2}2s^{2}2p^{6}3s^{2}3p^{6}4s^{2}3d^{10}4p^{6}5s^{2}4d^{10}5p^{6}6s^{2}4f^6$

EUROPIO Z=63

Eu: $1s^{2}2s^{2}2p^{6}3s^{2}3p^{6}4s^{2}3d^{10}4p^{6}5s^{2}4d^{10}5p^{6}6s^{2}4f^7$

GADOLINIO Z=64

Gd: $1s^{2}2s^{2}2p^{6}3s^{2}3p^{6}4s^{2}3d^{10}4p^{6}5s^{2}4d^{10}5p^{6}6s^{2}5d^{1}4f^7$

TERBIO Z=65

Tb: $1s^{2}2s^{2}2p^{6}3s^{2}3p^{6}4s^{2}3d^{10}4p^{6}5s^{2}4d^{10}5p^{6}6s^{2}4f^9$

DISPROSIO Z=66

Dy: $1s^{2}2s^{2}2p^{6}3s^{2}3p^{6}4s^{2}3d^{10}4p^{6}5s^{2}4d^{10}5p^{6}6s^{2}4f^{10}$

HOLMIO Z=67

Ho: $1s^{2}2s^{2}2p^{6}3s^{2}3p^{6}4s^{2}3d^{10}4p^{6}5s^{2}4d^{10}5p^{6}6s^{2}4f^{11}$

ERBIO Z=68

Er: $1s^{2}2s^{2}2p^{6}3s^{2}3p^{6}4s^{2}3d^{10}4p^{6}5s^{2}4d^{10}5p^{6}6s^{2}4f^{12}$

TULIO Z=69

Tm: $1s^{2}2s^{2}2p^{6}3s^{2}3p^{6}4s^{2}3d^{10}4p^{6}5s^{2}4d^{10}5p^{6}6s^{2}4f^{13}$

ITERBIO Z=70

Yb: $1s^{2}2s^{2}2p^{6}3s^{2}3p^{6}4s^{2}3d^{10}4p^{6}5s^{2}4d^{10}5p^{6}6s^{2}4f^{14}$

LUTECIO Z=71

Lu: $1s^{2}2s^{2}2p^{6}3s^{2}3p^{6}4s^{2}3d^{10}4p^{6}5s^{2}4d^{10}5p^{6}6s^{2}4f^{14}5d^1$

HAFNIO Z=72

Hf: $1s^{2}2s^{2}2p^{6}3s^{2}3p^{6}4s^{2}3d^{10}4p^{6}5s^{2}4d^{10}5p^{6}6s^{2}4f^{14}5d^2$

TANTALIO Z=73

Ta: $1s^{2}2s^{2}2p^{6}3s^{2}3p^{6}4s^{2}3d^{10}4p^{6}5s^{2}4d^{10}5p^{6}6s^{2}4f^{14}5d^3$

WOLFRAMIO Z=74

W: $1s^{2}2s^{2}2p^{6}3s^{2}3p^{6}4s^{2}3d^{10}4p^{6}5s^{2}4d^{10}5p^{6}6s^{2}4f^{14}5d^4$

RENIO Z=75

Re: $1s^{2}2s^{2}2p^{6}3s^{2}3p^{6}4s^{2}3d^{10}4p^{6}5s^{2}4d^{10}5p^{6}6s^{2}4f^{14}5d^5$

OSMIO Z=76

Os: $1s^{2}2s^{2}2p^{6}3s^{2}3p^{6}4s^{2}3d^{10}4p^{6}5s^{2}4d^{10}5p^{6}6s^{2}4f^{14}5d^6$

IRIDIO Z=77

Ir: $1s^{2}2s^{2}2p^{6}3s^{2}3p^{6}4s^{2}3d^{10}4p^{6}5s^{2}4d^{10}5p^{6}6s^{2}4f^{14}5d^7$

PLATINO Z=78

Pt: $1s^{2}2s^{2}2p^{6}3s^{2}3p^{6}4s^{2}3d^{10}4p^{6}5s^{2}4d^{10}5p^{6}6s^{1}4f^{14}5d^9$

ORO Z=79

Au: $1s^{2}2s^{2}2p^{6}3s^{2}3p^{6}4s^{2}3d^{10}4p^{6}5s^{2}4d^{10}5p^{6}6s^{1}4f^{14}5d^{10}$

MERCURIO Z=80

Hg: $1s^{2}2s^{2}2p^{6}3s^{2}3p^{6}4s^{2}3d^{10}4p^{6}5s^{2}4d^{10}5p^{6}6s^{2}4f^{14}5d^{10}$

TALIO Z=81

Tl: $1s^{2}2s^{2}2p^{6}3s^{2}3p^{6}4s^{2}3d^{10}4p^{6}5s^{2}4d^{10}5p^{6}6s^{2}4f^{14}5d^{10}6p^1$

PLOMO Z=82

Pb: $1s^{2}2s^{2}2p^{6}3s^{2}3p^{6}4s^{2}3d^{10}4p^{6}5s^{2}4d^{10}5p^{6}6s^{2}4f^{14}5d^{10}6p^2$

BISMUTO Z=83

Bi: $1s^{2}2s^{2}2p^{6}3s^{2}3p^{6}4s^{2}3d^{10}4p^{6}5s^{2}4d^{10}5p^{6}6s^{2}4f^{14}5d^{10}6p^3$

POLONIO Z=84

Po: $1s^{2}2s^{2}2p^{6}3s^{2}3p^{6}4s^{2}3d^{10}4p^{6}5s^{2}4d^{10}5p^{6}6s^{2}4f^{14}5d^{10}6p^4$

ASTATO Z=85

At: $1s^{2}2s^{2}2p^{6}3s^{2}3p^{6}4s^{2}3d^{10}4p^{6}5s^{2}4d^{10}5p^{6}6s^{2}4f^{14}5d^{10}6p^5$

RADÓN Z=86

Rn: $1s^{2}2s^{2}2p^{6}3s^{2}3p^{6}4s^{2}3d^{10}4p^{6}5s^{2}4d^{10}5p^{6}6s^{2}4f^{14}5d^{10}6p^6$

FRANCIO Z=87

Fr: $1s^{2}2s^{2}2p^{6}3s^{2}3p^{6}4s^{2}3d^{10}4p^{6}5s^{2}4d^{10}5p^{6}6s^{2}4f^{14}5d^{10}6p^{6}7s^1$

RADIO Z=88

Ra: $1s^{2}2s^{2}2p^{6}3s^{2}3p^{6}4s^{2}3d^{10}4p^{6}5s^{2}4d^{10}5p^{6}6s^{2}4f^{14}5d^{10}6p^{6}7s^2$

ACTINIO Z=89

Ac: $1s^{2}2s^{2}2p^{6}3s^{2}3p^{6}4s^{2}3d^{10}4p^{6}5s^{2}4d^{10}5p^{6}6s^{2}4f^{14}5d^{10}6p^{6}7s^{2}6d^1$

TORIO Z=90

Th: $1s^{2}2s^{2}2p^{6}3s^{2}3p^{6}4s^{2}3d^{10}4p^{6}5s^{2}4d^{10}5p^{6}6s^{2}4f^{14}5d^{10}6p^{6}7s^{2}6d^2$

PROCTACTINIO Z=91

Pa: $1s^{2}2s^{2}2p^{6}3s^{2}3p^{6}4s^{2}3d^{10}4p^{6}5s^{2}4d^{10}5p^{6}6s^{2}4f^{14}5d^{10}6p^{6}7s^{2}6d^{1}5f^2$

URANIO Z=92

U: $1s^{2}2s^{2}2p^{6}3s^{2}3p^{6}4s^{2}3d^{10}4p^{6}5s^{2}4d^{10}5p^{6}6s^{2}4f^{14}5d^{10}6p^{6}7s^{2}6d^{1}5f^3$

NEPTUNIO Z=93

Np: $1s^{2}2s^{2}2p^{6}3s^{2}3p^{6}4s^{2}3d^{10}4p^{6}5s^{2}4d^{10}5p^{6}6s^{2}4f^{14}5d^{10}6p^{6}7s^{2}6d^{1}5f^4$

PLUTONIO Z=94

Pu: $1s^{2}2s^{2}2p^{6}3s^{2}3p^{6}4s^{2}3d^{10}4p^{6}5s^{2}4d^{10}5p^{6}6s^{2}4f^{14}5d^{10}6p^{6}7s^{2}5f^6$

AMERICIO Z=95

Am: $1s^{2}2s^{2}2p^{6}3s^{2}3p^{6}4s^{2}3d^{10}4p^{6}5s^{2}4d^{10}5p^{6}6s^{2}4f^{14}5d^{10}6p^{6}7s^{2}5f^7$

CURIO Z=96

Cm: $1s^{2}2s^{2}2p^{6}3s^{2}3p^{6}4s^{2}3d^{10}4p^{6}5s^{2}4d^{10}5p^{6}6s^{2}4f^{14}5d^{10}6p^{6}7s^{2}6d^{1}5f^7$

BERKELIO Z=97

Bk: $1s^{2}2s^{2}2p^{6}3s^{2}3p^{6}4s^{2}3d^{10}4p^{6}5s^{2}4d^{10}5p^{6}6s^{2}4f^{14}5d^{10}6p^{6}7s^{2}5f^9$

CALIFORNIO Z=98

Cf: $1s^{2}2s^{2}2p^{6}3s^{2}3p^{6}4s^{2}3d^{10}4p^{6}5s^{2}4d^{10}5p^{6}6s^{2}4f^{14}5d^{10}6p^{6}7s^{2}5f^{10}$

EINSTENIO Z=99

Es: $1s^{2}2s^{2}2p^{6}3s^{2}3p^{6}4s^{2}3d^{10}4p^{6}5s^{2}4d^{10}5p^{6}6s^{2}4f^{14}5d^{10}6p^{6}7s^{2}5f^{11}$

FERMIO Z=100

Fm: $1s^{2}2s^{2}2p^{6}3s^{2}3p^{6}4s^{2}3d^{10}4p^{6}5s^{2}4d^{10}5p^{6}6s^{2}4f^{14}5d^{10}6p^{6}7s^{2}5f^{12}$

MENDELEVIO Z=101

Md: $1s^{2}2s^{2}2p^{6}3s^{2}3p^{6}4s^{2}3d^{10}4p^{6}5s^{2}4d^{10}5p^{6}6s^{2}4f^{14}5d^{10}6p^{6}7s^{2}5f^{13}$

NOBELIO Z=102

No: $1s^{2}2s^{2}2p^{6}3s^{2}3p^{6}4s^{2}3d^{10}4p^{6}5s^{2}4d^{10}5p^{6}6s^{2}4f^{14}5d^{10}6p^{6}7s^{2}5f^{14}$

LAURENCIO Z=103

Lr: $1s^{2}2s^{2}2p^{6}3s^{2}3p^{6}4s^{2}3d^{10}4p^{6}5s^{2}4d^{10}5p^{6}6s^{2}4f^{14}5d^{10}6p^{6}7s^{2}5f^{14}6d^1$

RUTHERFORDIO Z=104

Rf: $1s^{2}2s^{2}2p^{6}3s^{2}3p^{6}4s^{2}3d^{10}4p^{6}5s^{2}4d^{10}5p^{6}6s^{2}4f^{14}5d^{10}6p^{6}7s^{2}5f^{14}6d^2$

DUBNIO Z=105

Db: $1s^{2}2s^{2}2p^{6}3s^{2}3p^{6}4s^{2}3d^{10}4p^{6}5s^{2}4d^{10}5p^{6}6s^{2}4f^{14}5d^{10}6p^{6}7s^{2}5f^{14}6d^3$

SEABORGIO Z=106

Sg: $1s^{2}2s^{2}2p^{6}3s^{2}3p^{6}4s^{2}3d^{10}4p^{6}5s^{2}4d^{10}5p^{6}6s^{2}4f^{14}5d^{10}6p^{6}7s^{2}5f^{14}6d^4$

BOHRIO Z=107

Bh: $1s^{2}2s^{2}2p^{6}3s^{2}3p^{6}4s^{2}3d^{10}4p^{6}5s^{2}4d^{10}5p^{6}6s^{2}4f^{14}5d^{10}6p^{6}7s^{2}5f^{14}6d^5$

HASSIO Z=108

Hs: $1s^{2}2s^{2}2p^{6}3s^{2}3p^{6}4s^{2}3d^{10}4p^{6}5s^{2}4d^{10}5p^{6}6s^{2}4f^{14}5d^{10}6p^{6}7s^{2}5f^{14}6d^6$

MEITNERIO Z=109

Mt: $1s^{2}2s^{2}2p^{6}3s^{2}3p^{6}4s^{2}3d^{10}4p^{6}5s^{2}4d^{10}5p^{6}6s^{2}4f^{14}5d^{10}6p^{6}7s^{2}5f^{14}6d^7$

DARMSTADIO Z=110

Ds: $1s^{2}2s^{2}2p^{6}3s^{2}3p^{6}4s^{2}3d^{10}4p^{6}5s^{2}4d^{10}5p^{6}6s^{2}4f^{14}5d^{10}6p^{6}7s^{2}5f^{14}6d^8$

ROENTGENIO Z=111

Rg: $1s^{2}2s^{2}2p^{6}3s^{2}3p^{6}4s^{2}3d^{10}4p^{6}5s^{2}4d^{10}5p^{6}6s^{2}4f^{14}5d^{10}6p^{6}7s^{2}5f^{14}6d^9$

COPERNICIO Z=112

Cn: $1s^{2}2s^{2}2p^{6}3s^{2}3p^{6}4s^{2}3d^{10}4p^{6}5s^{2}4d^{10}5p^{6}6s^{2}4f^{14}5d^{10}6p^{6}7s^{2}5f^{14}6d^{10}$

Ahora es buen momento para que repases con unos ejercicios online en el siguiente enlace: Configuracion Electronica Ejercicios.

¿Quieres saberlos Todos? Pues aqui tienes la tabla de la configuración electrónica de los elementos al completo:

ENLACE IONICO

Recordemos, antes de entrar en materia, que los átomos están formados por protones, neutrones y electrones. Estos últimos, los electrones, tienen carga negativa y son los que entran en juego en los enlaces, por lo tanto son los únicos que nos interesan. Están girando en órbitas alrededor del núcleo del átomo, llamadas orbitales o capas.

 

¿Cómo se unen los átomos? Una de las formas de unión es formando enlaces iónicos que son los que explicaremos aquí.

Los enlaces químicos son las fuerzas que mantienen unidos a los átomos.

Cuando dos átomos se unen, ceden, aceptan o comparten electrones, pero solo los llamados electrones de valencia pueden hacer esto. Los electrones de valencia son los que se encuentran en la última capa del átomo y son los únicos que están dispuestos a compartirse con otro átomo.

Cuando dos átomos se unen siempre cumplen la llamada regla del octeto.

Regla del Octeto

La regla del octeto, también llamada ley de Lewis, dice que todos los átomos de los elementos del sistema periódico, tienden a completar sus últimos niveles de energía con una cantidad de 8 electrones.

Son los electrones de la última capa, los más alejados del núcleo, los que tienden a completarse hasta ser un total de 8 electrones y para ello compartirán electrones con otro átomo.

Los gases nobles son los únicos no reactivos, por que ya tienen 8 electrones en su última capa y no admiten más.

Esta combinación se puede hacer de varias formas, una de ellas es el enlace iónico.

Enlaces Iónicos

Muy Importante: «Los enlaces iónicos están formados por un metal más un No metal».

Pero…antes de seguir, explicaremos que son los cationes y lo aniones, muy importante para entender los enlaces iónicos.

Los electrones y los protones de un átomo tienen la misma cantidad de carga eléctrica, pero los electrones negativa y los protones positiva.

Los atomos tienen carga neutra (sin carga) ya que tienen tantos electrones con carga negativa, como protones con carga positiva, por lo que se anula la negativa de los electrones con la positiva de los protones.

Pero si a un átomo le quitamos un electrón, lógicamente quedará con carga positiva (tiene 1 protón más que el número de electrones). Si le añadimos un electrón quedará con carga negativa. Según lo dicho tenemos:

Cationes: átomos con carga positiva. Se forman cuando ceden un electrón suyo a otro átomo (pierden un electrón).

Aniones: átomos con carga negativa, ya que cogen un electrón de otro átomo (aumentan en un electrón).

Sigamos con los enlaces iónicos formados por Metal + No metal = enlaces ionicos.

Ten siempre en cuenta los siguiente: «Los metales ceden electrones formando cationes, los no metales aceptan electrones formando aniones».

Recuerda que una carga eléctrica negativa y otra positiva se atraen. ¿Qué pasará con el catión (carga positiva) y el anión (carga negativa) formado por los dos átomos al encontrarse?. Pues que se atraen y forman el enlace iónico.

Una vez hecho el enlace, este no forma moléculas verdaderas, los átomos solo están unidos por fuerzas eléctricas. El resultado son iones positivos y negativos que se atraen entre sí, llamados enlaces iónicos, pero no moléculas verdaderas.

En los enlaces covalentes si se forman moléculas, pero no es el tema que tratamos aquí.

 Ejemplos de Enlaces Ionicos

Veamos un primer ejemplo:

Fíjate el Li (litio) tiene en su última capa (capa S) un electrón, el F (Flúor) tiene en su última capa (capa p) 5 electrones. Se unen mediante un enlace iónico cediendo el litio el único electrón de su última capa al flúor, con lo que el flúor tiene ahora 6 átomos en su última capa (más cerca de los 8 ideales). Más abajo tienes un enlace para saber los electrones en cada capa llamado configuración electrónica.

El Litio es el metal, cede un electrón y se convierte en un catión.

El Flúor es el No Metal, coge un electrón y se convierte en un anión.

Los dos ahora quedan unidos por la fuerza eléctrica, una positiva (la del catión) y otra negativa (la del anión), formando un enlace iónico.

Veamos ahora el caso del cloruro sódico, la sal común. El sodio (Na) cede un electrón, y el cloro (Cl) lo coge. Se expresa de la siguiente fórmula:

Na – 1 e- —> Na+ (un catión de sodio)

Cl + 1 e- —> Cl- (un anión de cloro)

Lógicamente para saber hacer enlaces iónicos hay que saber el número de electrones que tiene cada átomo en su última capa, a esto se le llama la configuración electrónica de cada elemento, que no es ni mas ni menos como se distribuyen los electrones en las diferentes órbitas del átomo. Eso lo puedes aprender aquí: Configuraciones electrónicas.

Como ves si sabemos la configuración electrónica de los elementos de la tabla periódica, es muy fácil hacer sus enlaces iónicos.

Más enlaces iónicos son estos:  NaCl (cloruro de sodio), KCl (cloruro de sodio), KI (ioduro de potasio), CaCl2 (cloruro de calcio), FeO (óxido de hierro (II)), MnO2 (manganesa), Li3N (nitruro de litio), CaC2 (acetiluro de calcio), Ca3P2 (fosfuro de calcio) y AgCl (cloruro de plata).

FUERZAS DE VAN DER WAALS

Las fuerzas de Van der Waals se llaman así en honor al físico holandés Johannes Van der Waals. Estas fuerzas son las responsables de muchos fenómenos físicos y químicos como la adhesión, rozamiento, difusión, tensión superficial y la viscosidad. Vamos a explicar fácilmente para que se entienda lo que son las fuerzas de van der waals, los tipos que hay (dipolo-dipolo, dipolo-dipolo inducido y fuerzas de london), su importancia y por último la ecuación de van der waals.

¿Qué son las Fuerzas de Van Der Waals?

Lo primero que tenemos que saber es que las sustancias químicas son formadas por moléculas compuestas de átomos, unidos entre si por medio de enlaces químicos (covalente, iónico o metálico).

La energía almacenada por estos enlaces, sumada a la red molecular de todo el conjunto de moléculas que forma la sustancia, determina la estabilidad de estos enlaces.

Piensa que si en varias moléculas, por ejemplo con enlaces covalente, no hubiera ninguna fuerza de unión entre ellas, estarían moviéndose libremente y por lo tanto siempre estarían en estado gaseoso (movimiento libre de las moléculas).

Ya sabemos que eso no es así, por que pueden estar también en estado sólido o líquido (no se mueven libremente), y esto quiere decir que habrá algún tipo de conexión-unión entre las moléculas. Ha este tipo de interacción o fuerza es lo que se conoce como fuerzas de interacción intermoleculares o de van der Waals.

Las fuerzas de van der Waals son fuerzas de estabilización molecular (dan estabilidad a la unión entre varias moléculas), también conocidas como atracciones intermoleculares o de largo alcance y son las fuerzas entre moléculas (fuerzas entre molecula-molecula).

Son fuerzas mas débiles que las internas que unen la molécula ya que dependen exclusivamente del tamaño y forma de la molécula pudiendo ser de atracción o de repulsión. Son tan débiles que no se las puede considerar un enlace, como el enlace covalente o iónico, solo se las considera una atracción.

Para tener una idea de la poca fuerza que tienen, si un enlace covalente tuviera una fuerza de 100, las de Van der Waals serían de valor 1 (100 veces menor).

De hecho las fuerzas de van der Waals son las fuerzas atractivas o repulsivas entre moléculas (o entre partes de una misma molécula) distintas a aquellas debidas a un enlace (covalente, iónico o metálico). Incluyen a atracciones entre átomos, moléculas y superficies fuera de los enlaces normales.

Antes de explicar cada una de los tipos de fuerzas posibles de Van der Waals es importante conocer que hay moléculas polares y no polares.

Moléculas Polares y NO Polares

Moléculas Polares son aquellas cuyos enlaces son formados por átomos distintos con grandes diferencias de electronegatividad, formando moléculas polares.

La molécula es eléctricamente neutra en su conjunto por tener igual de partículas positivas y negativas, pero no existe simetría en la distribución de la electricidad. La distribución de las cargas eléctricas no es simétrica respecto a un centro.

Las moléculas están formadas por átomos diferentes y la carga eléctrica está más concentrada en una zona de la molécula que en otra. En este caso ocurre igual que en una pila, se forman polos eléctricos, con una pequeña carga negativa y otra positiva separadas, por eso se llaman polares.

Aquellas en las que no hay esa diferencia de zonas eléctricas positiva y negativa en la molécula se llaman NO polares.

Las moléculas polares tienen distorsionada su nube electrónica con respecto a su centro.

Este tipo de moléculas, las polares, tiene lo que se llama un dipolo permanente, es decir es como un imán pequeñito pero molecular, por eso, la parte negativa atraerá a la zona positiva de otras moléculas cercanas y viceversa.

Ejemplos de moléculas Polares: Agua H2O , Amoníaco NH3 , Fluoruro de Hidrógeno HF , Fosfina PH3 , Cloformo CHCl3.

Moléculas NO Polares o también llamadas Apolares: Cuando se forman en un enlace covalente entre átomos iguales, la molécula es neutra, es decir, tiene carga eléctrica cero. Estas moléculas no tienen esas zonas de carga eléctrica separadas y por lo tanto no forman dipolos permanentes.

Ejemplos de Moléculas No Polares: Tetracloruro de Carbono CCl4 , Dióxido de Carbono CO2 , Cloro Cl2 , Trióxido de Azufre SO3 , Hidrógeno H2.

Resumiendo, las MOLÉCULAS POLARES son las que tienen una zona con una pequeña carga negativa y otra zona con una pequeña carga positiva. (la parte negativa atraerá a la zona positiva de otras moléculas y viceversa).

Las MOLÉCULAS NO POLARES son las que no tienen esas zonas de carga eléctrica separadas.

¿Cómo saber si una sustancia es polar o no?

Hay una forma sencilla, que nos vale para la mayoría de casos. LOS DISOLVENTES POLARES DISUELVEN A SUSTANCIAS POLARES, LOS DISOLVENTES APOLARES A SUSTACIAS APOLARES.

La regla química de que «lo semejante disuelve a lo semejante». Es decir, ya sabemos que el agua es un disolvente polar. Si echas en ella azúcar, ¿se disuelve?…si ¿verdad?. Pues ya sabes que el azúcar sería una sustancia Polar.

Pero, ¿y si echas aceite en el agua?. El aceite queda flotando, no se disuelve en el agua. Por tanto el aceite sería una sustancia No Polar.

Tipos de Fuerzas de Van der Waals

Ahora que ya sabemos que hay moléculas polares y no polares explicaremos los 3 tipos de fuerzas diferentes de van der Waals que pueden darse entre moléculas.

DIPOLO-DIPOLO: Cuando dos moléculas polares (dipolo) se aproximan, se produce una atracción entre el polo positivo de una de ellas y el negativo de la otra . Se forma entre un dipolo positivo de una molécula polar con el dipolo negativo de otra polar. Una atracción dipolo-dipolo es una interacción no covalente entre dos moléculas polares. Las moléculas que son dipolos se atraen entre sí cuando la región positiva de una está cerca de la región negativa de la otra. Podríamos decir que es similar al enlace iónico pero mucho más débil. Esta fuerza de atracción entre dos dipolos es tanto más intensa cuanto mayor es la polarización de dichas moléculas polares.

Ejemplos podrían ser el sulfuro de hidrógeno H2S , el metanol CH3OH y la glucosa C6H12O6.

Los Puentes de hidrógeno es un tipo especial de interacción dipolo-dipolo entre el átomo de hidrógeno que está formando un enlace polar, tal como N—H, O—H, ó F—H, y un átomo electronegativo como O, N ó F.

INTERACCIONES IONICAS O DIPOLO-DIPOLO INDUCIDO: En ciertas ocasiones, una molécula polar (dipolo), al estar próxima a otra no polar, induce en ésta un dipolo transitorio, produciendo una fuerza de atracción intermolecular llamada dipolo-dipolo inducido o interacción iónica. Son interacciones que ocurren a nivel de catión-anión, entre distintas moléculas cargadas, y que por lo mismo tenderán a formar una unión electrostática entre los extremos de cargas opuestas debido a la atracción entre ellas.

Un ejemplo: El agua cuya molécula es un dipolo, produce una pequeña polarización en la molécula no polar de oxígeno, la cual se transforma en un dipolo inducido.

Esto hace que el oxígeno y el dioxido de carbono, que son no polares presenten cierta solubilidad en solventes polares, como el agua.

FUERZAS DE LONDON O DISPERSIÓN: En las moléculas no polares puede producirse transitoriamente un desplazamiento relativo de los electrones, originando un polo positivo y otro negativo (dipolo transitorio) que determinan una atracción entre dichas moléculas (el polo positivo de una molécula atrae al polo negativo de la otra, y viceversa). Son dipolos instantáneos, desaparecerán en muy poco tiempo.

Pensemos en una molécula como en algo no estático, sino en movimiento, pero además conteniendo electrones en constante movimiento. Es razonable pensar que en un determinado momento la distribución en esa molécula puede no ser perfectamente simétrica y aparecen entonces pequeños dipolos instantáneos en este momento.

Estas fuerzas de atracción son muy débiles y se denominan fuerzas de London. Las fuerzas de London se presentan en todas las sustancias moleculares. Son el resultado de la atracción entre los extremos positivo y negativo de dipolos inducidos en moléculas adyacentes. En general, cuantos más electrones haya en una molécula más fácilmente podrá polarizarse. Así, las moléculas más grandes con muchos electrones son relativamente polarizables. En contraste, las moléculas más pequeñas son menos polarizables porque tienen menos electrones.

Importancia de las Fuerzas de Van der Waals

Gracias a ellas podemos explicar la adhesión, el rozamiento, la difusión, la tensión superficial y la viscosidad. Por ejemplo, sabemos porque la nafta es liquida, el metano es un gas y el polietileno (que es un polímero compuesto por C y por H únicamente) es un solido.

Las fuerzas de Van der Waals, aún siendo tan débiles, definen el carácter químico de muchos compuestos orgánicos.

Ecuación de Van der Waals

Van der Waals introdujo correcciones a la ecuación de estado de un gas ideal, que tenían en cuenta el volumen finito de las moléculas y las fuerzas atractivas que una molécula ejercía sobre otra a distancias muy cercanas entre ellas. Si te interesa, en este enlace puedes ver su ecuación: Ecuación de Van der Waals.

Por último te dejamos un video que explica las fuerzas de Van der Waals por si todavía no lo tienes claro:

ENLACES COVALENTES

Vamos a ver que son los enlaces covalentes, como se forman y sus características con ejemplos y de forma fácil.

Lo primero es recordar que los átomos están formados por protones, neutrones y electrones. Estos últimos, los electrones, tienen carga negativa y son los que entran en juego en los enlaces covalentes, por lo tanto, son los únicos que nos interesan para su estudio. Los electrones están girando en órbitas alrededor del núcleo del átomo, llamadas orbitales, capas o niveles de energía.

 

También recordar que los átomos se pueden unir formando lo que se llama un enlace químico y precisamente, estos enlaces químicos, son las fuerzas que mantienen unidos a los átomos.

¿Cómo se unen los átomos? Una de las formas de unión es formando enlaces covalentes que son los que explicaremos aquí.

Cuando dos átomos se unen, ceden, aceptan o comparten electrones, pero solo los llamados «electrones de valencia» pueden hacer esto, ser cedidos, ser cogidos o compartidos por otro átomo. Los electrones de valencia son los que se encuentran en la última capa del átomo y son los únicos que están dispuestos a dejar compartirse con otro átomo.

Cuando dos átomos se unen siempre cumplen la llamada regla del octeto.

Regla del Octeto

La regla del octeto, también llamada ley de Lewis, dice que todos los átomos de los elementos del sistema periódico, tienden a completar sus últimos niveles de energía (capas) con una cantidad de 8 electrones.

Son los electrones de la última capa, los más alejados del núcleo, los que tienden a completarse hasta ser un total de 8 electrones y, para ello, compartirán electrones con otro átomo si es necesario.

OJO, Los gases nobles son los únicos no reactivos (no reaccionan o comparten con nadie), porque ya tienen 8 electrones en su última capa. No comparten más.

Esta combinación de los electrones de la última capa entre átomos se puede hacer de varias formas, una de ellas es el enlace covalente.

 Enlace Covalente

Los enlace covalentes están formados por átomos NO METALICOS. Recuerda enlace (átomos que comparten electrones y por lo tanto están enlazados)

Los elementos de la derecha del todo de la tabla períodica son los elementos NO metálicos (color amarillo). Solo estos pueden formar los enlaces covalentes.

Los átomos No metálicos suelen tener muchos electrones girando en su última órbita (llamados electrones de valencia) por lo que tienden a ganar (coger) electrones de otro átomo en lugar de cederlos para tener los 8 electrones de la regla del octeto y tener la estabilidad de los gases nobles (tener 8 electrones de valencia). El problema es que como los dos átomos están en este caso, los dos son no metales, ninguno de los dos querrá ceder sus electrones al otro.

¿Qué implica esto? pues que estos átomo, los no metales, como no quieren desprenderse de electrones, al encontrarse o unirse, lo que harán será compartir electrones de su última capa, en lugar de ceder o ganar electrones, que sería el caso de los enlaces iónicos.

Conclusión: los átomos no metálicos no pueden ceder ni ganar electrones entre si, si no que los comparten.

«Los enlaces covalentes se forman entre dos No Metales y compartiendo electrones de valencia».

Cuando se unen dos átomos no metálicos, los electrones que comparten los mantienen unidos y forman parte de los dos átomos, formando así una molécula (varios átomos unidos). Una vez unidos, los dos átomos adquieren la estructura de los gases nobles con 8 átomos.

Pueden estar unidos por enlaces sencillos, dobles o triples, dependiendo de los electrones que compartan en la unión.

Formación de los Enlaces Covalentes

Veamos un ejemplo de formación de enlaces covalentes.

El Cloro es un NO metal. El cloro en estado natural se presenta en Cl2, es decir una molécula de cloro de 2 átomos. Los dos átomos de cloro están unidos mediante un enlace covalente.

El cloro tiene 7 electrones en su última capa, por lo tanto si comparten uno de estos electrones cada uno , en la molécula ya tendrían 8 electrones cada uno.

Perfecto han formado una molécula con dos átomos muy estables. Este enlace solo necesita compartir un electrón cada uno para formar el octeto.

Aquí lo puedes ver:

Otro caso es el de la molécula de oxígeno O2. Cada átomo de oxígeno tiene 6 electrones de valencia, con lo que tendrán que compartir 2 electrones cada uno para llegar al octeto.

Los enlaces covalentes pueden compartir 1, 2 o 3 electrones de valencia. Se llaman enlaces simples, dobles o triples. Aquí tienes un ejemplo de cada uno de ellos: Cl2, O2 y N2.

Normalmente estos enlaces de forma escrita se expresan poniendo un redondelito por cada electrón de valencia de cada átomo y una rayita por cada uno de los electrones compartidos en el enlace. Mira estos dos ejemplos:

El F2 comparten 1 electrón, pues una rayita, el O2 comparten 2 electrones, pues 2 rayitas. El primero es simple y el segundo doble. Ya sabes existen hasta enlaces triples.

La pregunta es ¿Cómo sé cuantos electrones de valencia tiene un átomo cualquiera? Eso se llama Configuración electrónica del átomo y puedes saberlo si vas al siguiente enlace: Configuración Electrónica. Otra forma sencilla es conocer las familias de la tabla periódica, y también sabrás los electrones de valencia.

Si sabemos la configuración electrónica de los no metales que forman el enlace covalente, ves que es muy fácil ver como es el enlace covalente. En la tabla periódica de los elementos a veces también viene especificado el número de electrones de valencia de cada átomo.

Vamos a ponerte un ejercicio, tranquilo con la solución, poco a poco te la diremos.

¿Determina en las siguientes uniones covalentes si el enlace que se forma es sencillo doble o triple?

N2 , I2 , O2 , Br2

Solución:

N2= El nitrógeno tiene 5 electrones de valencia, teniendo en cuenta que todos los átomos buscan tener el estado de valencia mas estable que es el octeto, este formará un triple enlace.

I2= Un enlace sencillo porque tienen 7 electrones de valencia.

H2=Enlace sencillo, el hidrogeno es una excepción a la regla del octeto y este solo busca tener dos electrones en su ultimo nivel de energía.

O2= Un doble enlace ya que tiene dos electrones de valencia.

Br2=Forma un enlace sencillo ya que tiene 7 electrones de valencia.

Hasta aquí los enlaces covalentes más sencillos, pero los hay un poco más complejos.

Veamos un enlace de 3 no metales el CO2 o dióxido de carbono. Tiene la siguiente expresión O=C=O. ¿Por qué?

El oxígeno tiene 6 enlaces de valencia, y el cloro 4. ¿Cómo forman el enlace covalente? Pues el cloro comparte su 4 electrones de valencia con los otros dos átomos de oxígeno, así los átomos de oxígeno tienen 8 electrones. Esto es algo más difícil.

Este tipo de enlaces se llaman enlaces covalentes coordinados o dativos: Es un enlace covalente en el que el par de electrones que se comparte es aportado por un solo átomo ( en nuestro caso el carbono). A los compuestos con este tipo de enlace se llaman complejos.

Para formar este tipo de enlaces hay que saber la llamada estructura de lewis que es una interpretación de la covalencia.

La electronegatividad es la capacidad para traer los electrones. En la tabla periódica de arriba hacia abajo en un grupo la electronegatividad desciende mientras que en un periodo de izquierda a derecha la electronegatividad aumenta. Además existe una tabla de electronegatividad con los números concretos de electronegatividad de cada átomo.

Otro ejemplo es la molécula de agua H2O. Un átomo de oxígeno tiene seis electrones en la última capa, por lo que le faltan dos para completarla. Es por ello que se une con dos átomos de hidrógeno, cada uno de los cuales aporta su único electrón. El resultado es que se forma una molécula de agua en la que existen dos enlaces covalentes oxígeno-hidrógeno.

Fíjate en este imagen:

Este es un enlace covalente triple, formado por 3 átomos. Como ves en este caso hay un átomo llamado central, en este caso el carbono. Este átomo tiene 4 electrones de valencia que compartirá uno con cada átomo del hidrógeno para tener 8 electrones, formando una nube de electrones que comparte la molécula.

Ejemplos de Enlaces Covalentes

Molécula de Agua (H2O), Amoniaco (NH3), H2 (gas dihidrógeno), O2 (gas oxígeno), Cl2 (gas cloro), Br2 (bromo elemental), N2 (gas nitrógeno), CH4 (metano), C2H6 (etano), S8 (azufre rómbico), P4 (fósforo blanco) y NF3 (fluoruro de nitrógeno).

Características de los Enlaces Covalentes

– Los compuestos covalentes pueden presentarse en cualquier estado de la materia: solido, liquido o gaseoso.

– Son malos conductores del calor y la electricidad.

– Tienen punto de fusión y ebullición relativamente bajos.

– Son solubles en solventes polares como benceno, tetracloruro de carbono, etc., e insolubles en solventes polares como el agua.