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Carga formal y estructura de Lewis

Los químicos lograron comprender cómo se forman las moléculas tras el desarrollo de la tabla periódica y el concepto de “configuración electrónica”. Lewis contribuyó con estos avances gracias a un sistema de puntos para representar electrones de valencia de un átomo, ion o molécula; la distribución de estos se conoce por su carga formal.

De acuerdo a Gilbert Lewis, los átomos se combinan entre ellos para obtener la configuración electrónica más estable, la cual es igual al del gas noble más cercano.

Gilbert lewis y su aporte a la química

Gilbert Newton Lewis fue un químico estadounidense que realizó significativos aportes en el estudio de los enlaces químicos. Según Lewis, los átomos se combinan para alcanzar una configuración electrónica más estable; y la estabilidad máxima se alcanza cuando el átomo es isoelectrónico con un gas noble.

Átomos isoelectrónicos

Dos átomos o iones son isoelectrónicos si tienen el mismo número de electrones, y por lo tanto, la misma configuración electrónica. Por ejemplo:

El catión K⁺ es isoelectrónico con el átomo de Ar porque:

K⁺ → 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶

Ar → 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶

El anión F⁻ es isoelectrónico con el átomo de Ne porque:

F⁻ → 1s² 2s² 2p⁶

Ne → 1s² 2s² 2p⁶

Símbolos de puntos de Lewis

Un símbolo de puntos de Lewis contiene el símbolo del elemento y un punto por cada electrón de valencia del átomo de un elemento. Los electrones de valencia son los más externos en un átomo y los que se utilizan en los enlaces químicos.

– Ejemplos:

Nombre del elemento	Configuración electrónica	Electrones de valencia	Puntos de Lewis
Calcio	1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s²	2
Nitrógeno	1s² 2s² 2p³	5
Cloro	1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁵	7

En la configuración electrónica de cada elemento se resaltan las capas de electrones más externas o capa de valencia.

Símbolos de puntos de Lewis de los elementos representativos y los gases nobles.

Observa que, a excepción del helio, la cantidad de electrones de valencia de cada átomo es igual al grupo en el que se encuentra el elemento en la tabla periódica.

Escritura de las estructuras de Lewis

La estructura de Lewis es una forma de representar un enlace covalente, en el que el par de electrones compartidos se muestran con líneas o como pares de puntos entre dos átomos. Los pares libres no compartidos se dibujan como pares de puntos en los átomos individuales.

¿Sabías qué?

Gilbert Lewis propuso la regla del octeto, la cual afirma que un átomo, excepto el hidrógeno y el helio, tiende a formar enlaces hasta rodearse de ocho electrones de valencia.

Los pasos para escribir la estructura de Lewis de una molécula como NF₃ son los siguientes:

1. Escribe el esqueleto de la estructura.

Por lo general, el átomo menos electronegativo ocupa la posición central mientras que los átomos de H y F suelen estar en las posiciones terminales.

2. Cuenta el número total de electrones de valencia.

La molécula NF₃ tiene un átomo de N y tres átomos de F. Así que debemos determinar los electrones de valencia de cada átomo y luego sumarlos.

N → 1s² 2s² 2p³ → 5 electrones de valencia.

F → 1s² 2s² 2p⁵ → 7 electrones de valencia.

Como solo hay un átomo de N, los electrones de valencia para N son 5 (1 × 5 = 5); en cambio, hay tres átomos de F, así que multiplicamos la cantidad de átomos de F por sus electrones de valencia, lo que da como resultado 21 electrones de valencia (3 × 7 = 21 ) para F. Luego sumamos:

Electrones de NF₃ = 5 + 21 = 26

3. Dibuja los enlaces covalentes.

Al principio coloca enlaces sencillos entre el átomo central y cada átomo terminal. Completa el octeto de cada átomo con puntos de Lewis. El número total de electrones (tanto en los pares enlazados como los pares libres) debe ser igual a los calculados anteriormente: 26.

4. Comprueba la regla del octeto.

Cada átomo de F tiene un par de electrones compartidos (una línea) y 3 pares de electrones libres no compartidos (6 puntos). Cada átomo de F cumple con la regla del octeto porque tienen 8 electrones alrededor.	El átomo de N tiene 3 pares de electrones compartidos (3 líneas) y un par de electrones libres no compartidos (2 puntos). El átomo de N cumple con la regla del octeto porque tiene 8 electrones alrededor.

Si contamos la cantidad de electrones compartidos (representados con líneas) y no compartidos (representados con puntos) en toda la molécula el resultado debe ser 26. Observa:

Electrones de NF₃ = 6 electrones compartidos + 20 electrones no compartidos = 26

Estructura de Lewis del ion carbonato (CO₃)²⁻

1. Dibujamos la estructura básica o esqueleto. Como el carbono es el átomo menos electronegativo va en el centro.

2. Calculamos la cantidad total de electrones de valencia de la forma que se muestra a continuación:

C → 1s² 2s² 2p² → 4 electrones de valencia.

O → 1s² 2s² 2p⁴→ 6 electrones de valencia.

Hay un átomo de C y 3 átomos de O, además, todo el ion tiene 2 cargas negativas, por lo tanto debemos sumar 2 electrones al total:

Electrones de (CO₃)²⁻ = (1 × 4) + (3 × 6) + 2 = 4 + 18 + 2 = 24

3. Dibujamos un enlace covalente sencillo entre el átomo de C y cada átomo de O. Esta estructura muestra los 24 electrones. Sin embargo, la regla del octeto se cumple solo en los oxígenos y no en el átomo de carbono.

Entonces movemos un par de electrones libres de uno de los átomos de O para formar un enlace doble con C. También debemos señalar las 2 cargas negativas del ion, para eso colocamos toda la estructura entre corchetes y colocamos las cargas como superíndice.

4. Verificamos que se cumpla la regla del octeto en los átomos.

Cada átomo de O cumple con la regla del octeto porque está rodeado de 8 electrones. 2 átomos de O tienen un par de electrones compartidos y 3 pares de electrones libres. Un átomo de O tiene 2 pares de electrones compartidos y 2 pares libres.	El átomo de C cumple con la regla del octeto porque está rodeado de 8 electrones: un enlace doble (4 electrones compartidos) y 2 enlaces simples, en los que se comparte 2 electrones en cada uno.

carga formal

Una vez que hemos determinado el número total de electrones de valencia para una estructura de Lewis no es posible saber de qué átomo proceden los electrones de esta estructura. No obstante, después de tener una estructura de Lewis aceptable es posible establecer de dónde proceden los electrones si evaluamos la carga formal.

La carga formal es la diferencia de carga eléctrica que existe entre los electrones de valencia de un átomo aislado y el número de electrones asignados a ese mismo átomo en una estructura de Lewis.

Carga formal del ozono O₃

La configuración electrónica del átomo de O es 1s² 2s² 2p⁴; por lo tanto, cada átomo tiene 6 electrones de valencia y la molécula debe tener 18 electrones totales (3 × 6 = 18). La estructura básica del ozono (O₃) con enlaces simples es esta:

Aunque la estructura de Lewis anterior cuenta con los 18 electrones, la regla del octeto no se cumple para el átomo de O central; así que tenemo que convertir un par de electrones libres en un segundo enlace compartido.

Ahora podemos calcular la carga formal a los átomos, para esto restamos la cantidad de electrones asignados a cada átomo a la cantidad de electrones de valencia.

Las líneas rojas representan la ruptura de los enlaces. Al hacer esto solo consideramos la mitad de los electrones por cada enlace covalente.

Las cargas formales de todos los átomos de O₃ se expresan de la siguiente forma:

La molécula de O₃ es neutra porque +1 −1 = 0.

Reglas para escribir las cargas formales

La suma de las cargas formales de una molécula debe ser cero porque son especies neutras.
La suma de las cargas formales de un catión debe ser igual a la carga positiva.
La suma de las cargas formales de un anión debe ser igual a la carga negativa.

Carga formal del ion carbonato (CO₃)²⁻

La estructura de Lewis de este ion fue descrita anteriormente. Para determinar la carga formal de cada átomo tenemos que romper los enlaces:

Luego realizamos la resta entre los electrones asignados y los de valencia:

Escribimos la estructura de Lewis con las cargas formales:

Nota que la suma de las cargas formales es −2, que es igual a la carga del ion carbonato.

Desarrollo histórico de la química

La química es una ciencia que estudia la materia y los cambios que ocurren en ella. Aunque su origen es antiguo, se la considera una ciencia moderna, activa y en evolución. Su desarrollo histórico ha estado asociado al descubrimiento, manejo y transformación de los recursos naturales que el hombre disponía.

raíces prehistóricas

Desde su inicio, el ser humano aprendió a modificar los materiales de la naturaleza, lo que constituye el principio de la química. El descubrimiento del fuego fue, sin lugar a dudas, el más importante de la época; gracias a este el hombre primitivo logró cocinar sus alimentos, mantenerse caliente, elaborar moldes de arcilla y modelar algunos metales como el cobre y el estaño.

Con el descubrimiento del fuego, nuestros ancestros hicieron un importante progreso en la transformación de materiales.

Primeras civilizaciones

En la Edad Antigua, el conocimiento que tenía el ser humano sobre los materiales logró el desarrollo de grandes civilizaciones como la persa, la mesopotámica, la griega, la egipcia y la romana. Algunas técnicas dominadas para entonces eran el manejo del vidrio y de metales como el oro, la plata y el hierro; también hacían perfumes, barnices, jabones, medicamentos, vino y muchos otros productos.

¿Cómo se compone la materia?

En el siglo VI a. C. los griegos intentaron dar una explicación a cómo se componía la materia. Las primeras teorías propuestas por los filósofos fueron las siguientes:

Para Aristóteles (384-322 a C.) la materia estaba formada por cuatro elementos: agua, tierra, fuego y aire.
Según Tales de Mileto (624-546 a. C.) la sustancia básica era el agua, pues sin agua no hay vida.
Leucipo (siglo V a. C.) y su discípulo Demócrito (siglo IV a. C.) expusieron que la materia se dividía hasta llegar a una partícula indivisible que denominaron “átomo“.

¿Sabías qué?

La palabra “átomo” proviene del griego átomon: a que significa “sin” y tomon que significa “división”.

Estatua de bronce de Aristóteles en Alemania. Su teoría de los cuatro elementos (más tarde llamada cinco elementos al añadir el éter) fue aceptada por más de un milenio en Occidente.

La alquimia

El dominio técnico de la civilización egipcia combinado con las teorías filosóficas de los griegos dio paso a la alquimia: práctica que buscaba comprender la naturaleza y encontrar la perfección, lo cual se materializaba en el oro. Por dicha razón, los alquimistas se dedicaron a manipular metales y sustancias con el fin de hallar la piedra filosofal, la cual se creía era un compuesto mágico que convertía metales en oro y concedía la eterna juventud.

La alquimia fusionó la técnica, el misticismo, la astrología, la filosofía, la superstición y la magia. Por este camino se desarrollaron y perfeccionaron métodos como el baño de María, la destilación, la sublimación, la calcinación y la metalurgia; e instrumentos como el alambique y la balanza.

El oro era el material perfecto para los alquimistas.

Jabir ibn Hayyan

El árabe Jabir ibn Hayyan tuvo importantes avances en el alquimia, al punto de ser considerado por algunos expertos como el padre de la alquimia y fundador de la química. Él clasificó las sustancias en espíritus, metales y cuerpo sólidos. Los espíritus eran sustancias volátiles como el alcohol, mientras que los cuerpos sólidos eran no volátiles.

La química moderna

Ya para el siglo XVIII, la teoría de los cuatro elementos de Aristóteles no era suficiente para comprender cómo se componía la materia, pues los avances en el estudio de los gases certificaron que el aire no era un elemento, sino un conjunto de diferente sustancias. En la Edad Moderna inició la química propiamente dichas y los hitos que marcaron este período fueron los siguientes:

	George Ernst Stahl 1659-1734 Propuso la teoría del flogisto, esta aseguraba que lo cuerpos combustibles tenían una sustancia denominada flogisto que se perdía en el aire al arder el material.
	Robert Boyle 1627-1691 Realizó importantes avances en el estudio de los gases. Sus teorías y planteamientos lograron comprobarse de forma experimental, razón por la que se le atribuye el método cualitativo.
	Joseph Priestley 1733-1804 Estudió diversos gases y descubrió que la combustión era posible gracias al oxígeno. Fue el primero en aislar el oxígeno en forma gaseosa y reconocer su importancia para la vida.
	Antoine Lavoisier 1743-1794 Conocido como el padre de la química moderna gracias a sus estudio sobre la fotosíntesis, la oxidación de los cuerpos, la combustión, el aire, la respiración animal y su ley de la conservación de la masa.

química en la edad contemporánea

A partir del siglo XIX la química se desarrolló con más fuerza. El descubrimiento y síntesis de nuevas sustancias caracterizó esta etapa. Los acontecimientos más relevantes se señalan a continuación:

	John Dalton 1766-1844 Propuso la primera teoría atómica. Según Dalton la materia estaba formada por átomos indivisibles, indestructibles, de forma esférica e iguales entre sí para un mismo elemento.
	Ernest Rutherford 1871-1937 Estableció una estructura atómica con partículas más pequeñas, por lo que el átomo dejó de ser indivisible. Este modelo consta de un núcleo cargado positivamente y una zona de partículas con cargas negativas.
	Niel Bohr 1885-1962 Expuso que el átomo tiene electrones ubicados en órbitas estables alrededor del núcleo. Estos electrones emiten o absorben energía cuando saltan de una órbita a otra.
	Dimitri Mendeleiev 1834-1907 Organizó los elementos existentes hasta ese momento de acuerdo a sus pesos atómicos en una tabla conocida como “la tabla periódica de los elementos”.
	Marie y Pierre Curie 1867-1934, 1859-1906 Estudiaron el fenómeno de la radiactividad y descubrieron dos elementos llamados radio y polonio.
	James Chadwick 1891-1972 Este físico británico logró demostrar la existencia de los neutrones: partículas eléctricamente neutras con una masa similar a la de los protones y ubicadas en el núcleo del átomo.
	Francis Crick y James Watson 1916-2004, 1928-actualidad Juntos hicieron uno de los avances más importantes de la bioquímica: resolvieron la estructura tridimensional de la molécula de ADN.

Configuración electrónica: principios y fundamentos

Las propiedades químicas de todos los elementos dependen de la corteza electrónica de los átomos que lo constituyen. Por esta razón es importante conocer los principios para la distribución de electrones en los diversos niveles y subniveles de energía, cuya representación abreviado se conoce como “configuración electrónica”.

Toda la materia está formada por partículas de pequeño tamaño conocidas como “átomos”.

Estructura del átomo

El átomo es la unidad fundamental de un elemento y, por lo tanto, la unidad constituyente más pequeña de toda la materia. Está formado por partículas más pequeñas o subatómicas llamadas protones, neutrones y electrones.

Los protones tienen carga positiva (+).
Los neutrones tienen carga neutra (0).
Los electrones tienen carga negativa (−).

El átomo consta de un núcleo positivo, donde se encuentran los protones y los neutrones; y una corteza electrónica por donde giran los electrones organizados en órbitas.

Átomo con 6 protones, 6 neutrones y 6 electrones. Los electrones se organizan en distintos niveles de energía; en el primero (n = 1) hay 2 electrones y en el segundo (n = 2) hay 4 electrones.

¿Qué son los niveles de energía?

Son las capas en los que se reparten los electrones de un átomo. Mientras mayor sea el valor del nivel de energía (n = 1, 2, 3, …), mayor será la distancia entre el electrón en el orbital de un átomo y el núcleo; por lo tanto, el orbital es de mayor tamaño. Así, los orbitales del nivel de energía 3 (n = 3) son más grandes que los orbitales del nivel de energía 2 (n = 2).

orbitales atómicos

Los orbitales atómicos son regiones en las que hay alta probabilidad de hallar un electrón y poseen una determinado nivel de energía. Si bien los distintos tipos de orbitales no tienen forma definida es posible imaginar una forma particular de acuerdo a la distancia entre el núcleo del átomo y la posible localización del electrón. Según su forma, los orbitales se nombran con las letras s, p, d, f, …

Orbitales s

Se caracteriza por tener una forma esférica que aumenta de tamaño al aumentar el nivel de energía.

Los orbitales s tienen capacidad para 2 electrones.


orbital 1s	orbital 2s	orbital 3s

Orbitales p

Podemos imaginar a los orbitales p como dos lóbulos ubicados uno del lado opuesto del otro. Existen tres tipos de orbitales p: p_x, p_y y p_z, cuyos subíndices representan los ejes sobre los cuales se orientan los orbitales.

Los orbitales p tienen capacidad para 6 electrones, 2 electrones por cada orientación.


orbital p_y	orbital p_x	orbital p_z

Orbitales d y otros de mayor energía

Estos orbitales tienen forma de lóbulos en cinco orientaciones diferentes. Los orbitales con mayor energía que los orbitales d se representan con las letras f, g, h, …

Los orbitales d tienen capacidad para 10 electrones, 2 electrones por cada orientación.


orbital d_z²	orbital d_xz	orbital d_xy


orbital d_yz	orbital d_x²-y²

Cabe destacar que a medida que aumenta el nivel de energía también aumenta la capacidad de contener orbitales, por ejemplo, en n = 1 solo encontramos orbitales s, en n = 2 orbitales s y p, y en n = 3 orbitales s, p y d, y así sucesivamente. A manera de resumen podemos organizar esta información en una tabla como la siguiente:

Nivel de energía	Orbitales	Capacidad electrónica del orbital	Capacidad electrónica del nivel
1	s	2	2
2	s	2	8
2	p	6	8
3	s	2	18
	p	6
	d	10
4	s	2	32
	p	6
	d	10
	f	14

La forma en la que se organizan los electrones alrededor del núcleo atómico determina el tipo de enlace en las sustancias y sus propiedades químicas.

Configuración electrónica

La información dada en la tabla anterior puede ilustrarse gráficamente en un esquema conocido como “regla Möller”, “regla de las diagonales” o “método de la lluvia”. Este se utiliza en el llenado de arriba hacia abajo de los subniveles de un átomo en la dirección y sentido que señalan las flechas.

Recordemos que el número de electrones de un átomo en su estado fundamental es igual a su número atómico (Z). Así, la configuración electrónica del átomo de hidrógeno (Z = 1) en estado fundamental es 1s¹, donde:

Por lo tanto, podemos decir que el electrón del átomo de hidrógeno está en un orbital s del nivel de energía 1. La expresión 1s¹ se lee “uno ese uno”.

¿Sabías qué?

El estado fundamental, también llamado “estado basal”, es el estado de menor energía en el que se puede encontrar un átomo.

¿Cómo escribir la configuración electrónica de un átomo?

Litio (Li)

El número atómico (Z) del Li es 3, por lo tanto, el átomo de Li tiene 3 electrones en su estado fundamental. Para escribir su configuración electrónica empezamos a contar desde el primer nivel de energía hasta llegar a los 3 electrones.

Empezamos con 1s² y seguimos hasta llegar a 2s, orbital en el que caben 2 electrones. Como solo falta un electrón para llegar a 3, escribimos la designación del orbital con un solo electrón, es decir, 2s¹.

Configuración electrónica de Li → 1s² 2s¹

Carbono (C)

Como el número atómico (Z) de C es 6, los electrones de este átomo son 6. Así que contamos de forma progresiva en el diagrama hasta llegar a 6 electrones.

Si iniciamos con 1s² y luego pasamos por 2s² ya tenemos 4 electrones. Como faltan 2 electrones seguimos hasta 2p y escribimos la designación del orbital con 2 electrones: 2p².

Configuración electrónica de C → 1s² 2s² 2p²

Magnesio (Mg)

El número atómico (Z) del Mg es 12, por lo que debemos repetir el mismo procedimiento de los ejemplos anteriores hasta llegar a 12 electrones.

Tras llenar los primeros 10 electrones hasta el 2p⁶, seguimos con 3s² y de ese modo ya se tienen los 12 electrones correspondientes al átomo en su estado fundamental.

Configuración electrónica de Mg → 1s² 2s² 2p⁶ 3s²

Configuración electrónica de los primero 15 elementos de la tabla periódica

Elemento	Símbolo	Número atómico (Z)	Número de electrones en estado fundamental	Configuración electrónica
Hidrógeno	H	1	1	1s¹
Helio	He	2	2	1s²
Litio	Li	3	3	1s² 2s¹
Berilio	Be	4	4	1s² 2s²
Boro	B	5	5	1s² 2s² 2p¹
Carbono	C	6	6	1s² 2s² 2p²
Nitrógeno	N	7	7	1s² 2s² 2p³
Oxígeno	O	8	8	1s² 2s² 2p⁴
Flúor	F	9	9	1s² 2s² 2p⁵
Neón	Ne	10	10	1s² 2s² 2p⁶
Sodio	Na	11	11	1s² 2s² 2p⁶ 3s¹
Magnesio	Mg	12	12	1s² 2s² 2p⁶ 3s²
Aluminio	Al	13	13	1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p¹
Silicio	Si	14	14	1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p²
Fósforo	P	15	15	1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p³

Diagrama de orbitales

Los diagramas de orbitales son otra forma de mostrar la configuración electrónica, el cual plasma de forma más precisa la posición del espín del electrón. Los posibles giros de un electrón son dos y se representan con flechas: una hacia arriba y otra hacia abajo. Cada caja representa un orbital. Por ejemplo:

H →

He →

¿Sabías qué?

El espín, o momento angular de rotación del electrón, está relacionado con los dos movimientos de giros que puede tener el electrón, los cuales se representan con flechas.

Regla para la distribución de los electrones

Principio de exclusión de Pauli

“Un orbital no puede tener más de dos electrones, cuyos espines deben tener valores opuestos, es decir, una flecha hacia arriba y otra hacia abajo”.

Observa las tres posibles maneras de organizar los 2 electrones en el orbital 1s del helio (He). Solo el diagrama c) cumple con el principio de exclusión de Pauli.

	a)	b)	c)
He →
	Incorrecto	Incorrecto	Correcto

Principio de máxima multiplicidad de carga o regla de Hund

“La distribución electrónica más estable es aquella que tiene la mayor cantidad de espines paralelos o no apareados”.

Observa los distintos diagramas de orbitales en los que se muestra la distribución de electrones del átomo de carbono (C). Aunque los tres cumple con el principio de exclusión de Pauli solo el diagrama c) cumple con la regla de Hund y por lo tanto es el adecuado.

a)	C →	Incorrecto
b)	C →	Incorrecto
c)	C →	Correcto

Nota que se dibujan tres cajas para los orbitales p porque estos tienen tres orientaciones diferentes (p_x, p_y y p_z) en las cuales caben 2 electrones respectivamente.

Principio de Aufbau

“Mientras se añaden protones al núcleo del átomo de uno en uno, los electrones se suman de la misma forma en los orbitales atómicos”.

Por ejemplo, el tercer electrón del átomo de litio (Li) no puede acomodarse en el orbital 1s, así que se coloca en el siguiente orbital de menor nivel de energía, el 2s.

He →

Li →

Con excepción del hidrógeno y del helio, la configuración electrónica de todos los elementos puede ser representada por un kérnel de gas noble, el cual muestra entre corchetes el símbolo del gas noble que antecede a un elemento. Ejemplo:

Símbolo de elemento	Número atómico (Z)	Configuración electrónica
H	1	1s¹
He	2	1s²
Li	3	[He]2s¹
Be	4	[He]2s²
B	5	[He]2s² 2p¹
C	6	[He]2s² 2p²
N	7	[He]2s² 2p³
O	8	[He]2s² 2p⁴
F	9	[He]2s² 2p⁵
Ne	10	[He]2s² 2p⁶
Na	11	[Ne]3s¹
Mg	12	[Ne]3s²
Al	13	[Ne]3s² 3p¹
Si	14	[Ne]3s² 3p²
P	15	[Ne]3s² 3p³

¿Sabías qué?

Los electrones más externos que se ubican luego del kérnel del gas noble son llamados “electrones de valencia”.

¡a practicar!

Escribe la configuración electrónica de los siguientes elementos en su estado fundamental. En cada caso, realiza el diagrama de orbitales.

a) Calcio

b) Hierro

c) Zinc

d) Bromo

Respuestas

a) Calcio

Símbolo: Ca
Número atómico (Z): 20
Configuración electrónica: 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s² → [Ar]4s²
Diagrama de orbitales:

b) Hierro

Símbolo: Fe
Número atómico (Z): 26
Configuración electrónica: 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s² 3d⁶ → [Ar]4s² 3d⁶
Diagrama orbitales:

c) Zinc

Símbolo: Zn
Número atómico (Z): 30
Configuración electrónica: 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s² 3d¹⁰ → [Ar]4s² 3d¹⁰
Diagrama de orbitales:

d) Bromo

Símbolo: Br
Número atómico (Z): 35
Configuración electrónica: 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s² 3d¹⁰ 4p⁵ → [Ar]4s² 3d¹⁰ 4p⁵
Diagrama de orbitales:

Fuentes naturales de carbono

El carbono es un elemento químico esencial para la vida, ya que, aunque solo conforma el 0,09 % de la corteza terrestre, forma largas cadenas carbonadas y es el responsable de los millones de compuestos orgánicos en el planeta. Se lo puede encontrar en estado puro en la naturaleza en tres formas: diamante, grafito y carbono amorfo.

El átomo de carbono es tetravalente, es decir, tiene cuatro electrones en su último nivel de energía. Esta característica lo convierte en un elemento con tendencia a formar cuatro enlaces covalentes y una amplia capacidad de combinación.

alótropos del carbono

El carbono existe puro en la naturaleza en tres formas alotrópicas: diamante, grafito y carbono amorfo; todos son sólidos con puntos de fusión extremadamente altos (alrededor de 4.000 °C) e insolubles en todos los disolventes a temperaturas ordinarias.

¿Sabías qué?

Los alótropos son moléculas formadas por un solo elemento y que tienen distintas estructuras moleculares.

Las propiedades de las tres formas del carbono difieren considerablemente, algunas son las siguientes:

	Diamante	Grafito	Carbono amorfo (Antracita)
Fórmula química	C	C	C
Color	Incoloro	Gris	Negro
Raya	Incolora	Gris oscuro	Negro
Dureza (Mohs)	10	1-2	3
Densidad	3,5-3,53 g/cm³	2,09-2,23 g/cm³	1,2-1,8 g/cm³
Conductividad eléctrica	Aislante	Buen conductor	Aislante

Diamante

El diamante es una de las sustancias más duras que se conoce. Es muy apreciado en joyería y en algunas aplicaciones industriales. Sus principales yacimientos se encuentran en la República Sudafricana, Brasil, Zaire, Botswana y Federación Rusa.

Este precioso material se forma por exposición del carbono a presiones de entre 45 y 60 kilobares; y temperaturas que van de 900 a 1.300 °C. Estas condiciones existen tanto en sitios de impacto de meteoritos como en el manto de la litosfera de la Tierra, debajo de las placas continentales estables.

En los diamantes cada átomo de carbono está unido a otros cuatro en una estructura tridimensional, la cual le provee la mayor dureza de toda la naturaleza.

Grafito

El grafito es una forma alotrópica de carbono más abundante en la naturaleza. Se usa con frecuencia en la fabricación de electrodos, crisoles refractarios, minas de lápices y productos lubricantes. Sus principales yacimientos están ubicados en Sri Lanka, Madagascar, México, Siberia y EEUU; y sus principales productores a nivel mundial son China, India y Brasil.

Carbono amorfo

El carbono amorfo no tiene una estructura cristalina o está repleto de irregularidades en su estructura. Puede tener distintos grados de pureza de acuerdo al porcentaje de carbono, como la antracita (90-95 %), la hulla (70-90 %), el lignito (55-75 %) y la turba (50-55 %). Las propiedades físicas y químicas de cada tipo se relacionan directamente con su organización molecular y microestructura.

Puede obtenerse al calentar azúcar purificada a 900 °C en ausencia de aire. Por otro lado, el negro de humo se obtiene al quemar hidrocarburos líquidos con una cantidad de aire insuficiente para producir una llama humeante.

La antracita es un carbón fósil muy rico en carbono, solo tiene alrededor de 5 % de materiales volátiles y una alta potencia calorífica.

Fullereno: una molécula parecida a un balón

El fullereno es una molécula formada exclusivamente por carbono que se encuentra en el polvo interestelar del espacio. Tiene forma similar a la de un balón de fútbol pero su tamaño es muy inferior. Su estructura, al igual que la del grafito, se compone de hojas de anillos hexagonales enlazadas, con la diferencia de que contiene anillos pentagonales y heptagonales, razón por la que la molécula no es plana. Después del diamante y el grafito, los fullerenos son la forma más estable de carbono.

Oxidación, fermentación y combustión

Los cambios químicos son procesos en los que una sustancia se transforma en otra, con estructura, composición y propiedades diferentes a la inicial. La oxidación, la fermentación y la combustión son ejemplos de estas reacciones, las cuales ocurren de forma constante en nuestro día a día.

	Oxidación	Fermentación	Combustión
Definición	Cambio químico que ocurre cuando una sustancia entra en contacto con el oxígeno para formar óxido.	Cambio químico producido por microorganismos que transforman una sustancia en un compuesto orgánico simple.	Cambio químico que se produce cuando un material oxidable arde al entrar en contacto con el oxígeno del aire.
Tipo de reacción	Oxidación.	Oxidación.	Oxidación.
Velocidad	Puede ser rápida o lenta; todo depende del tipo de sustancia.	Suele ser lenta; por ejemplo, el proceso de fermentación del vino dura una dos semana.	Suele ser rápida; por ejemplo, la combustión del butano dura solo unos segundos.
Presencia de oxígeno	Depende de la reacción.	No.	Sí.
Liberación de calor	Depende de la reacción.	Sí.	Sí.
Tipos	Rápida. Lenta.	Acética. Láctica. Alcohólica.	Combustión completa. Combustión incompleta. Combustión estequimétrica.
Ejemplos	Oxidación de un tornillo a la intemperie.	Fermentación de la cerveza.	Quema de papel.

Química y Física

Todo aquello que tiene masa ocupa un volumen y posee cierta cantidad de energía se considera materia, palabra que deriva del latín y significa “sustancia de la que están hechas las cosas”. Ramas de la ciencia como la Física y la Química se encargan de estudiarla, y por lo tanto, dan explicación a fenómenos naturales y componentes del universo.

	Química	Física
¿Qué es?	Rama de la ciencia.	Rama de la ciencia.
¿Qué estudia?	La materia: su composición, estructura y transformación.	La materia: sus características en relación a la energía y el tiempo.
Enfoque	Los cambios de la materia son estudiados a nivel estructural y molecular. Se ocupa de las interacciones entre sustancias y la energía, sus cambios (reacciones), síntesis y propiedades.	Los cambios de la materia son estudiados en base a las propiedades comunes de materiales. Se ocupa de los principios fundamentales de los fenómenos físicos y las fuerzas básicas de la naturaleza, así como de los principios básicos que explican la materia y energía.
Conceptos fundamentales	Materia, elemento, átomo, molécula, ion, carga eléctrica, electrón, protón, neutrón, enlace, reacción, orbitales, solución y nomenclatura, entre otros.	Materia, partícula, campo, onda, espacio-tiempo, posición, energía, momentum, masa, carga eléctrica y entropía, entre otros.
Etimología	La palabra química tiene un origen controvertido. Proviene de la palabra alquimia y ésta deriva del árabe, aunque algunas hipótesis sugieren que deriva del griego. Uno de sus significados es “al arte de la metalurgia”.	La palabra física proviene del latín y del antiguo griego y significa “natural, relativo a la naturaleza”.
Subdisciplinas	Química orgánica. Química inorgánica. Bioquímica. Química analítica. Química cuántica. Química ambiental. Química nuclear.	Física teórica. Física experimental. Física nuclear. Física atómica. Astrofísica. Biofísica. Física molecular.
Científicos destacados	John Dalton (1766-1844) Dimitri Mendelejeff (1834-1907) Amedeo Avogadro (1776-1856) Antoine Laurent de Lavoisier (1743-1794) Louis Pasteur (1822-1895) Marie Curie (1867 – 1934)	Albert Einstein (1879 – 1955) Isaac Newton (1643 – 1727) Nikola Tesla (1856 – 1943) Max Planck (1858 – 1947) Galileo Galilei (1564 – 1642) Stephen Hawking (1942 – 2018)
Algunos aportes de interés	Elementos químicos. Herramientas de datación. Radiactividad. Derivados de hidrocarburos. Avances genéticos Conservación de alimentos.	Ley de gravedad. Leyes de movimiento. Fuentes de energía. Exploración espacial. Entendimiento del mundo. Rayos láser.

Destilación y decantación

Las mezclas se definen como un sistema material formado por dos o más sustancias puras no combinadas químicamente. Se las clasifica en dos tipos: homogéneas y heterogéneas. Cada una puede separarse a través de distintos métodos, dos de ellos son: destilación y decantación.

	Destilación	Decantación
Definición	Es un método de separación de mezclas basado en el uso consecutivo y controlado de los procesos físicos de vaporización y condensación para separar sustancias con puntos de ebullición muy distintos.	Es un método utilizado para separar mezclas cuyas sustancias poseen diferentes densidades.
¿Qué tipo de mezclas separa?	Homogéneas	Heterogéneas
¿En qué estado de la materia se encuentran las mezclas?	Puede separar mezclas de dos líquidos, de sólidos y líquidos o mezclas de gases.	Puede separar mezclas de dos líquidos o sólidos con líquidos.
Procedimiento	La mezcla es hervida hasta alcanzar el punto de ebullición de uno de sus componentes, el cual entonces se evaporará y será transportado hacia un recipiente de enfriamiento donde se condensará y pasará a estado líquido.	Se coloca la mezcla en un embudo de decantación y se deja reposar hasta que la sustancia más densa pase al fondo para poder ser retirada.
Tipos	Destilación simple, destilación fraccionada, destilación por arrastre de vapor, destilación al vacío, destilación al vacío sensible al aire, destilación de corto recorrido y destilación de zona	No aplica.
Equipo	Destilador.	Embudo de decantación.

Calor y temperatura

Cuando calentamos algún objeto sabemos que su temperatura aumenta, no obstante, es usual que confundamos los términos temperatura y calor en la vida cotidiana, y aunque éstos tienen relación entre sí, sus significados son muy diferentes.

	Calor	Temperatura
¿Qué es?	Es la energía total del movimiento molecular en un cuerpo.	Es la medida de la energía del movimiento molecular en un cuerpo.
Comportamiento	La energía se intercambia entre un sistema y sus alrededores debido a la diferencia de temperatura.	La temperatura aumenta conforme aumenta el movimiento o los choques entre las moléculas.
Dependencia	Depende de la velocidad, cantidad y tamaño de las partículas.	No depende de la velocidad, cantidad y tamaño de las partículas.
Unidades	Calorías (cal) Joule (J) Ergio (erg)	Grado Celsius (°C) Grado Fahrenheit (°F) Kelvin (K)
Instrumentos de medición	Calorímetro	Termómetro
Ejemplos	Al servir té caliente, el agua transmite su calor a la taza. Al sujetar un trozo de chocolate en la palma de la mano, éste empieza a derretirse por la transferencia de calor corporal al chocolate.	La temperatura para que el agua hierva es de 100 °C. La temperatura corporal promedio es de 36,5 °C. La temperatura del ambiente está entre los 20 a 25 °C.

Mezclas homogéneas y mezclas heterogéneas

Se conoce como mezcla a la combinación de dos o más sustancias puras, siempre y cuando cada una de ellas mantenga sus propiedades químicas individuales. Se pueden clasificar de acuerdo a su uniformidad en mezclas homogéneas y heterogéneas.

	Mezclas homogéneas	Mezclas heterogéneas
Definición	Son aquellas en las que sus componentes no se pueden diferenciar a simple vista, es decir, son uniformes.	Son aquellas en las que sus componentes se pueden diferenciar a simple vista, es decir, no están distribuidos de manera uniforme.
Número de fases	1	Al menos 2.
¿Sus componentes se pueden distinguir a simple vista?	No.	Sí.
Solubilidad	Sus componentes son miscibles, es decir, son solubles entre ellos.	Sus componentes son inmiscibles, es decir, no son solubles entre ellos. Por eso se forman al menos dos fases.
Métodos de separación	Destilación simple, destilación fraccionada, cristalización y cromatografía.	Tamizado, centrifugación, levigación, decantación, filtración e imantación.
Ejemplos	Aire, mezcla de cemento, agua con azúcar o sal y tinta con agua, entre otros.	Agua y aceite, arena y oro; y arroz con granos, entre otros.

Rayos alfa, beta y gamma

Las radiaciones son partículas subatómicas. La estabilidad de un núcleo atómico depende de la cantidad de protones y neutrones en su interior, estos núcleos, cuando tienen una mayor cantidad de protones que de neutrones se consideran inestables y pueden emitir uno o varios tipos de radiaciones, como lo son las alfa, las beta y las gamma.

	Rayos alfa ( $\alpha$ )	Rayos beta ( $\beta$ )	Rayos gamma ( $\gamma$ )
Otros nombres	Partículas alfa ( $\alpha$ )	Partículas beta ( $\beta$ )	Partículas gamma ( $\gamma$ )
¿Qué son?	Núcleos de átomos de helio-4.	Electrones.	Forma de radiación electromagnética.
¿Cómo se producen?	Por aceleración artificial o expulsión a partir de un átomo mayor.	Por medio de la desintegración nuclear ocurrida en el núcleo de los átomos.	Por desexcitación de un nucleón a un menor nivel de energía o por desintegración de isótopos radioactivo.
Constituidos por:	Dos protones y dos neutrones.	Electrones.	Fotones.
Unidad de carga	+2	-1	0
Velocidad	Aproximadamente 3 . 10⁷ m/s	Aproximadamente 2,7 . 10⁸ m/s	Aproximadamente 3 . 10⁸ m/s
Acción de un campo eléctrico y magnético	Son desviadas por los campos eléctricos y magnéticos.	Son desviadas por campos eléctricos y magnéticos en sentido opuesto a las partículas $\alpha$ .	No son desviadas por campos eléctricos y magnéticos.
Poder de penetración	Bajo. Recorren una distancia pequeña y son detenidas por una hoja de papel o por la piel del cuerpo humano.	Media. Recorren hasta un metro de distancia en el aire y son detenidas por laminas delgadas de metal o madera.	Alta. Recorren cientos de metros en el aire y son detenidas por paredes de cemento o concreto.
Ejemplo	Cuando el núcleo del radio (Ra) se desintegra expulsa una partícula $\alpha$ y forma el radón (Rn). $_{88}^{226}\textrm{Ra} \rightarrow _{86}^{222}\textrm{Rn} + _{2}^{4}\textrm{He}$	Cuando el núcleo del polonio (Po) pierde un electrón y se convierte en astato (At). $_{84}^{218}\textrm{Po} \rightarrow _{85}^{218}\textrm{At} + _{-1}^{ 0}\textrm{e}$	Cuando se desintegra el tecnecio (Te) emite rayos $\gamma$ . $_{52}^{125}\textrm{Te} \rightarrow _{52}^{125}\textrm{Te} + \gamma$

Símbolos de puntos de Lewis

Escritura de las estructuras de Lewis

Estructura de Lewis del ion carbonato (CO3)2−

carga formal

Carga formal del ozono O3

Carga formal del ion carbonato (CO3)2−

raíces prehistóricas

Primeras civilizaciones

La alquimia

La química moderna

química en la edad contemporánea

Estructura del átomo

orbitales atómicos

Orbitales s

Orbitales d y otros de mayor energía

Configuración electrónica

¿Cómo escribir la configuración electrónica de un átomo?

Configuración electrónica de los primero 15 elementos de la tabla periódica

Diagrama de orbitales

Regla para la distribución de los electrones

Principio de exclusión de Pauli

Principio de máxima multiplicidad de carga o regla de Hund

Principio de Aufbau

¡a practicar!

Respuestas

alótropos del carbono

Diamante

Grafito

Carbono amorfo

Estructura de Lewis del ion carbonato (CO₃)²⁻

Carga formal del ozono O₃

Carga formal del ion carbonato (CO₃)²⁻