Física - Aceleración

21/Marzo/2016

Es una variación de la velocidad de un móvil con respecto al tiempo matemáticamente se expresa
 Las unidades: m/s2 , cm/s2

Que cada segundo aumenta la velocidad 1.6 m.
Si tiene una velocidad 30 m/s al primer segundo 31.6 al segundo segundo.

Formulas para el Movimiento Uniformemente Acelerado (MRUV)

Ecuaciones Generales

Ecuaciones Especiales

Física - Fuerzas Coplanares Paralelas

14/Marzo/2016

En los temas anteriores nos hemos referido a las fuerzas que actúan en un sólo punto, en las que existe equilibrio y la suma vectorial es igual a cero.

Sin embargo hay muchos casos en los cuales las fuerzas que actúan en un objeto no tienen un punto de aplicación común, tales fuerzas se denominan no concurrentes, por ejemplo el volante de un automóvil es girado por fuerzas que no tienen un punto en común, en tal caso puede haber una tendencia a girar que definiremos como momento o toque.

Si aprendemos a medir o a predecir los momentos producidos por ciertas fuerzas podremos tener los efectos deseados.

Brazo de Palanca

El brazo de palanca de una fuerza es la distancia perpendicular desde la línea de acción de la fuerza al eje de rotación

Momento de una fuerza

Se define como la capacidad que tiene una fuerza para hacer girar un cuerpo, matemáticamente se calcula L = F*r donde L = Momento, F = La fuera aplicada, r = distancia perpendicular a la fuerza.

Hay dos condiciones de equilibrio:
a) La primera es que la suma de fuerzas es igual a cero EF=0.
b) La segunda es que la suma de momentos es igual a cero EL=0.

ELA= Significa que hacemos la suma de momentos en el punto A.

Física - Mecánica y Estática

04/Marzo/2016

Mecánica

La mecánica se define como parte de la física que estudia el movimiento, leyes y causas que lo producen.
Para su estudio la mecánica se divide en:

Estática: Parte de la mecánica que estudia las fuerzas en equilibrio.
Cinemática: Parte de la mecánica que estudia el movimiento, sin importar las causas que lo producen.
Dinámica: Parte de la mecánica que estudia el movimiento y las leyes que lo producen.

Estática

Materia: Todo lo que ocupa un lugar en el espacio.
Masa: Porción de materia que contiene un cuerpo.
Gravedad: Es la aceleración que proporciona la Tierra (g=9.81 m/s2) a todos los cuerpos debido a su movimiento.
Fuerza: Empuje o jalón ejercido sobre un cuerpo.
Peso: Es la gravedad ejercida sobre una masa.

Ecología - Recursos Inagotables: Energía Solar

Se denominan recursos, a aquellos elementos que pueden ser aprovechados por el hombre para satisfacer sus necesidades.

La mayor parte de la energía que se consume proviene de recursos fósiles. Los recursos inagotables, pueden ser una alternativa para reemplazar gran parte de la energía que consumimos.
Los recursos naturales inagotables son aquellos que no se terminan con el paso del tiempo.

Los recursos inagotables, pueden proporcionar energía con mucho menor impacto ambiental en relación a la energía proporcionada por los combustibles fósiles.

No todos los recursos naturales renovables son inagotables. Por ejemplo, la cantidad biomasa (bosques, madera, etc.) y la cantidad de peces a pesar de que son recursos renovables.

Energía y Recursos Inagotables

Los recursos inagotables pueden ser aprovechados para la generación de electricidad: la radiación solar y el viento se pueden utilizar para generar energía eléctrica, la que a su vez se utiliza para producción de bienes y servicios, televisión, iluminación, etc.

Radiación Solar

La radiación solar se puede utilizar para generar energía calórica o energía eléctrica. La evolución tecnológica disminuyó los costos de la electricidad generada por radiación solar, aunque todavía es más costoso generar este tipo de electricidad en relación a otras fuentes tradicionales.

                                                                                                                                                  

El viento, las mareas o la luz solar se consideran recursos naturales permanentes.

A diferencia de los recursos naturales no renovables, como los metales, minerales, el petróleo o el gas natural, estos son inagotables, lo que significa que no se acaban ni tampoco requieren de una utilización cuidadosa que evite su desmesurada explotación.

Energía Solar

La recogida natural de energía solar, por ejemplo, se produce en la atmósfera y en los mares y, del mismo modo, la interacción entre la energía solar, los océanos y la atmósfera produce vientos, cuya fuerza se utiliza desde hace siglos para mover los molinos o, actualmente, también para activar los modernos sistemas de energía eólica.

                                                                                                                                                  

Los recursos naturales permanentes o inagotables, son aquellos que no se agotan, sin importar la cantidad de actividades productivas que el ser humano realice con ellos, como por ejemplo: la luz solar, la energía de las olas, del mar y del viento.

El desierto del Sahara, por ejemplo constituye un sitio adecuado para aprovechar la energía solar.

La luz solar, es una fuente de energía inagotable, que hasta nuestros días ha sido desperdiciada, puesto que no se ha sabido aprovechar, esta podría sustituir a los combustibles fósiles como productores de energía.

                                                                                                                                                  

Transformación natural de la energía solar. 

La recogida natural de energía solar se produce en la atmósfera, los océanos y las plantas de la Tierra. 

Casi el 30% de la energía solar que alcanza el borde exterior de la atmósfera se consume en el ciclo del agua, que produce la lluvia y la energía potencial de las corrientes de montaña y de los ríos.

Gracias al proceso de fotosíntesis, la energía solar contribuye al crecimiento de la vida vegetal (biomasa) que, junto con la madera y los combustibles fósiles que desde el punto de vista geológico derivan de plantas antiguas, puede ser utilizada como combustible.

Asimismo, los océanos representan un tipo natural de recogida de energía solar. Como resultado de su absorción por los océanos y por las corrientes oceánicas, se producen gradientes de temperatura. 

En algunos lugares, estas variaciones verticales alcanzan 20 °C en distancias de algunos cientos de metros. 

Cuando hay grandes masas a distintas temperaturas, los principios termodinámicos predicen que se puede crear un ciclo generador de energía que extrae energía de la masa con mayor temperatura y transferir una cantidad a la masa con temperatura menor (véase Termodinámica). 

                                                                                                                                                  

Gracias al Sol y a la energía solar, las plantas pueden elaborar su alimento a través de un proceso llamado fotosíntesis. Sin el Sol no habría vida en la Tierra.

En la actualidad, el hombre utiliza la energía solar para transformarla en energía eléctrica mediante el uso de paneles solares.

Química I - Modelo Atómico de Bohr

Basándose en las teorías de Rutherford (átomo de Rutherford) publicó su modelo atómico en 1913, introduciendo la teoría de las órbitas cuantificadas, que en la teoría mecánica cuántica consiste en las características que, en torno al núcleo atómico, el número de electrones en cada órbita aumenta desde el interior hacia el exterior.

En su modelo además, los electrones podían caer (pasar de una órbita a otra) desde un orbital exterior a otro interior, emitiendo un fotón de energía discreta, hecho sobre el que se sustenta la mecánica cuántica.

En 1922 recibió el Premio Nobel de Física por sus trabajos sobre la estructura atómica y la radiación.
Números físicos, basándose en este principio, condujeron que la luz representaba una dualidad onda-partícula mostrando propiedades mutuamente excluyentes según el caso.

En 1933 Bohr propuso la hipótesis de la gota líquida, teoría que permitía explicar las desintegraciones nucleares y en concreto la gran capacidad de fisión del isotopo de uranio 235.

Bohr unió la idea de átomo nuclear de Rutherford con las ideas de una nueva rama de la Ciencia: la Física Cuántica. Así, en 1913 formuló una hipótesis sobre la estructura atómica en la que estableció tres postulados:

• El electrón no puede girar en cualquier órbita, sino sólo en un cierto número de órbitas estables. En el modelo de Rutherford se aceptaba un número infinito de órbitas.
• Cuando el electrón gira en estas órbitas no emite energía.
• Cuando un átomo estable sufre una interacción, como puede ser el impacto de un electrón o el choque con otro átomo, uno de sus electrones puede pasar a otra órbita estable o ser arrancado del átomo.

El átomo de hidrógeno según Bohr

• El átomo de hidrógeno tiene un núcleo con un protón.
• El átomo de hidrógeno tiene un electrón que está girando en la primera órbita alrededor del núcleo. Esta órbita es la de menor energía.
• Si se le comunica energía a este electrón, saltará desde la primera órbita a otra de mayor energía. Cuando regrese a la primera órbita emitirá energía en forma de radiación luminosa.

En la siguiente simulación puedes elegir la órbita de giro del electrón.

Observa cómo las energías de las órbitas más exteriores son mayores que las de las órbitas más interiores, r es el radio de la órbita.

Fue autor de varios libros de divulgación y reflexión, entre ellos Teoría de los Espectros y Constitución Atómica (1922), Luz y Vida (1933), Teoría Atómica y Descripción de la Naturaleza (1934), El Mecanismo de la Fisión Nuclear (1939) y Física Atómica y Conocimiento Humano (1958). En 1970 la editorial Aguilar publicó en español la recopilación Nuevos Ensayos sobre Física Atómica y Conocimiento Humano (1958-1962).

Bohr fue galardonado en 1922 con el Premio Nobel de Física por sus trabajos sobre la estructura atómica y la radiación, y en 1926 con la Medalla Franklin de Física.

También fue el primero en recibir, en 1958, el premio Átomos para la Paz.

El elemento químico bohrio se denomino así en su honor, al igual que el asteroide 3948 Bohr descubierto por Poul Jensen el 15 de Septiembre de 1985.

Bohr se basó en el átomo de hidrógeno para hacer el modelo que lleva su nombre. Bohr intentaba realizar un modelo atómico capaz de explicar la estabilidad de la materia y los espectros de emisión y absorción discretos que se observan en los gases.

Describió el átomo de hidrógeno con un protón en el núcleo, y girando a su alrededor un electrón . El modelo atómico de Bohr partía conceptualmente del modelo atómico de Rutherford y de las incipientes ideas sobre cuantización que habían surgido unos años antes con las investigaciones de Max Planck y Albert Einstein.

En este modelo los electrones giran en órbitas circulares alrededor del núcleo, ocupando la órbita de menor energía posible, o la órbita más cercana posible al núcleo.
El electromagnetismo clásico predecía que una partícula cargada moviéndose de forma circular emitiría energía por lo que los electrones deberían colapsar sobre el núcleo en breves instantes de tiempo.

Para superar este problema Bohr supuso que los electrones solamente se podían mover en órbitas específicas, cada una de las cuales caracterizada por su nivel energético. Cada órbita puede entonces identificarse mediante un número entero n que toma valores desde 1 en adelante. Este número n recibe el nombre de Número Cuántico Principal.
Bohr supuso además que el momento angular de cada electrón estaba cuantizado y sólo podía variar.

Teoría atómica cuántica

En física y química, la teoría atómica es una teoría de la naturaleza de la materia, que afirma que está compuesta por pequeñas partículas llamadas átomos.
El primero en proponer una teoría atómica de la materia fue Demócrito, filósofo presocrático, quien en el siglo V a.C. afirmó que todo estaba compuesto por pequeñas piezas a las que llamó átomos.

Su teoría fue prontamente olvidada. Recién en el siglo XIX tal idea logró una extensa aceptación científica gracias a los descubrimientos en el campo de la estequiometría.
Los químicos de la época creían que las unidades básicas de los elementos también eran las partículas fundamentales de la naturaleza (de ahí el nombre de átomo, indivisible).

Sin embargo, a finales de aquel siglo, y mediante diversos experimentos con el electromagnetismo y la radiactividad, los físicos descubrieron que el denominado átomo indivisible era realmente un conglomerado de diversas partículas subatómicas (principalmente electrones, protones y neutrones), que pueden existir de forma aislada.

De hecho, en ciertos ambientes, como en las estrellas de neutrones, la temperatura extrema y la elevada presión impide átomos existir como tales.
El campo de la ciencia que estudia las partículas fundamentales de la materia se denomina física de partículas.

Química I - Enlaces

26/Septiembre/2014

Enlace Covalente

Este tipo de enlace se produce cuando existe electronegatividad polar y se forma cuando la diferencia de electronegatividad no es suficientemente grande como para que se efectúe transferencia de electrones.

Características.- 
Sustancias covalentes moleculares:
Los enlaces covalentes forman moléculas. Tienen las siguientes propiedades:

• Temperaturas de fusión y ebullición bajas.
• En condiciones ordinales (25° C aprox.) pueden ser sólidos, líquidos o gaseosos.
• Son blandos en estado sólido.
• Aislantes de corriente eléctrica y calor.

Solubilidad: Las moléculas polares son solubles en disolventes polares y las apolares son solubles en disolventes apolares (semejante disuelve a semejante).

Redes: Además las sustancias covalentes forman redes, semejantes a los compuestos iónicos. Tienen estas propiedades:

• Elevadas temperaturas de fusión y ebullición.
• Sólidos en condiciones ordinales.
• Son sustancias muy duras (excepto el grafito).
• Aislantes (excepto el grafito).
• Insolubles.
• Neocloridas.

Enlace Ionico

El enlace ionico es la unión que resulta de la presencia de fuerzas de atracción electrostática entre los iones de distinto signo. Se da cuando uno de los átomos capta electrones del otro.

Características.-

Algunas características de los compuestos formados por este tipo de enlace son:

• Son sólidos de estructura cristalina en el sistema cúbico.
• Este enlace se produce una transferencia de electrones de un metal a un no metal formando iones.
• Altos puntos de fusión y ebullición.
• Son enlaces resultantes de la interacción entre los metales de los grupos I y II y los no metales de los grupos VI y VII.
• Son solubles en solventes polares y aún así su solubilidad es muy baja.
• Una vez fundidos o en solución acuosa, sí conducen la electricidad.
• En estado sólido no conducen la electricidad. Si utilizamos un bloque de sal como parte de un circuito en lugar del cable el circuito no funcionará.

Así tampoco funcionará una bombilla si utilizamos como parte de un circuito un cubo de agua, pero si disolvemos sal en abundancia en dicho cubo, la bombilla, del extraño circuito, se encenderá.

Esto se debe a que los iones disueltos de la sal son capaces de acudir al polo opuesto (a su signo) de la pila del circuito y por ello este funciona.

Enlace Metálico

Es un enlace químico que mantiene unidos los átomos (unión entre cationes y los electrones de valencia) de los metales entre sí.

Estos átomos se agrupan de forma muy cercana unos a otros, lo que produce estructuras muy compactas.

Se trata de redes tridimensionales que adquieren la estructura típica de empaquetamiento compacto de esferas.
En este tipo de estructura a cada átomo metálico está rodeado por otros doce átomos (seis en el mismo plano, tres por encima y tres por debajo).
Además, debido a la baja electronegatividad que poseen los metales, los electrones de valencia son extraídos de sus orbitales y tienen la capacidad de moverse libremente a través del compuesto metálico, lo que otorga a éste las propiedades eléctricas y térmicas.

Características:
Las características básicas de los elementos metálicos son producidas por la naturaleza del enlace metálico. 
Entre ellas destacan:

1. Suelen ser sólidos a temperatura ambiente, excepto el mercurio, y sus puntos de fusión y ebullición varían notablemente.
2. Las conductividades térmicas y eléctricas son muy elevadas (esto se explica por la enorme movilidad de sus electrones de valencia).
3. Presentan brillo metálico, por lo que son menos electronegativos.
4. Son dúctiles y maleables (la enorme movilidad de los electrones de valencia hace que los cationes metálicos puedan moverse sin producir una situación distinta, es decir, una rotura).
5. Pueden emitir electrones cuando reciben energía en forma de calor.
6. Tienden a perder electrones de sus últimas capas cuando reciben cuantos de luz (fotones), fenómeno conocido como efecto fotoeléctrico.

Enlace "Puente de Hidrógeno"

El puente de hidrógeno es la unión de hidrógeno con un átomo altamente electronegativo como el flúor o el oxígeno; la electronegatividad hace que un átomo atraiga con más fuerza al par electrónico.

Por ejemplo en el agua el oxígeno como es más electronegativo atrae más a los electrones y adquiere una carga parcial negativa, mientras que el hidrógeno como los electrones se "fueron" con el oxígeno se queda con su protón en el núcleo y el protón es + por ello el hidrógeno adquiere una carga parcial positiva.

Ahora imagina muchas moléculas de agua juntas, el oxígeno - y el hidrógeno +; pues como cargas opuestas se atraen entonces entre una y otra molécula se van a unir por esta atracción de cargas opuestas a eso le llamamos puente de hidrógeno.

En el agua los puentes de hidrógeno le dan muchas características como elevado punto de ebullición, también hace que el agua aumente su volumen al congelarse o pasar al estado sólido.

La elevada tensión superficial y la fuerza de cohesión entre las moléculas del agua se deben a los puentes de hidrógeno.

Nota: entre el C e H se forman enlaces covalentes no polares.

Electrones de Valencia

Son los electrones que se encuentran en el último nivel de energía del átomo, siendo éstos los responsables de la interacción entre átomos de distintas especies o entre lo átomos de una misma.

Estos electrones, conocidos como "de valencia", son los que presentan la facilidad, por así decirlos, de formar enlaces.

Estos enlaces pueden darse de diferente manera, ya sea por intercambio de estos electrones, por compartición de pares, entre los átomos en cuestión o por el tipo de interacción que se presenta en el enlace metálico, que consiste en un "traslape" de bandas.

Según sea el número de estos electrones, será el número de enlaces que puede formar cada átomo con otro u otros.

Enlaces Interátomicos

Este tipo de enlaces de da entre átomos de dos o más elementos, este tipo de enlaces a su vez se divide en tres tipos diferentes, cada uno con propiedades diferentes.

Enlaces Moleculares

Se forma cuando los átomos se unen intercambiando pares de electrones. Este intercambio puede ocurrir de un átomo a otro, o de un átomo a otro enlace molecular.

Química I - Segmentos

Compuestos

¿Cómo se forman?

Se forman por la combinación de átomos de elementos diferentes, que permite la formación de estructuras con identidad propia.

Electronegatividad

Es una medida de la capacidad de un átomo para atraer a electrones, cuando forma un enlace químico en una molécula. 

Está afectado por 2 magnitudes: su masa atómica y la distancia promedio de los electrones de valencia con respecto al núcleo atómico.

Enlace Químico
Es el responsable de las interacciones entre; átomos, moléculas e iones que tiene una estabilidad en los compuestos químicos diátomicos y poliatómicos.

Química I - Modelo Atómico de Thompson

Es una teoría sobre la estructura atómica propuesta en 1904 por Joseph John Thompson, quien descubrió el electrón en 1898, mucho antes del descubrimiento del protón y del neutrón. En dicho modelo, el átomo está compuesto por electrones de carga negativa en un átomo positivo, como un pudin de pasas. Postulaba que los electrones se distribuían uniformemente en el interior del átomo suspendidos en una nube de carga positiva. La herramienta principal con la que contó Thompson para su modelo atómico fue la electricidad.

Éxitos del Modelo

El nuevo modelo atómico uso la amplia evidencia obtenida gracias al estudio de los rayos catódicos a lo largo de la segunda mitad del siglo XIX. Si bien el modelo atómico de Dalton daba debida cuenta de la formación de los procesos químicos, postulando átomos indivisibles, la evidencia adicional suministrada por los rayos catódicos sugería que esos átomos contenían partículas eléctricas de carga negativa. El modelo de Dalton ignoraba la estructura interna, pero el modelo de Thompson aunaba las virtudes del modelo de Dalton y simultáneamente podía explicar los hechos de los rayos catodicos.

Insuficiencias del Modelo

Si bien el modelo de Thompson explicaba adecuadamente muchos de los hechos observados de la química y los rayos catodicos, hacía predicciones incorrectas sobre la distribución de la carga positiva en el interior de los átomos.

Las predicciones del modelo de Thompson resultaban incompatibles con los resultados del experimento de Rutherford, que sugería que la carga positiva estaba concentrada en una pequeña región en el centro del átomo, que es lo que se conoció como núcleo atómico. El modelo siguiente fue el modelo atómico de Rutherford.

Otro hecho que el modelo de Thompson había dejado por explicar era la regularidad de la tabla periódica de Mendeleiev. Los modelos de Bohr, Sommerfeld y Schrödinger finalmente explicaran las regularidades periódicas en las propiedades de los elementos químicos de la tabla, como resultado de una disposición más estructurada de los electrones en el átomo, que ni el modelo de Thompson ni el modelo de Rutherford había considerado.

Descubrimiento de los Isotopos

También Thompson examinó los rayos positivos y, en 1911, descubrió la manera de utilizarlos para separar átomos de diferente masa. El objetivo se consiguió desviando los rayos positivos mediante campos eléctricos y magnéticos (espectrometría de masas). Así descubrió que el neón tiene dos isotopos (el neón -20 y el neón -22).

En la esquina inferior derecha de está placa fotográfica hoy marcas para los dos isotopos del neón, neón -20 y neón -22. En 1913, como parte de su exploración en la composición de los rayos canales, Thompson canalizó una corriente de neón ionizado mediante un campo magnético y un campo eléctrico y midió su desviación colocando una placa fotográfica en el camino del rayo. Thompson observó dos parches de luz sobre la placa fotográfica, lo que supone dos parábolas de desviación. Thompson llegó a la conclusión de que el gas neón se compone de dos tipos de átomos de diferentes masas atómicas (neón -20 y neón -22).

Trabajos sobre los rayos catódicos

Thompson realizó una serie de experimentos en tubos de rayos catódicos, que le condujeron al descubrimiento de los electrones. 
Thompson utilizó el tubo de Crookes en tres diferentes experimentos.

Tercer experimento

En su tercer experimento (1897), Thompson determinó la relación entre la carga y la masa de los rayos catódicos, al medir cuánto se desvían por un campo magnético y la cantidad de energía que llevan. Encontró que la relación carga/masa era más de un millar de veces superior a la del ion Hidrógeno, lo que sugiere que las partículas son muy livianas o muy cargadas.

Las conclusiones de Thompson fueron audaces: los rayos catódicos estaban hechos de partículas que llamó corpúsculos, y estos corpúsculos procedían dentro de los átomos de los electrodos, lo que significa que los átomos son, de hecho, divisibles. Thompson imaginó que el átomo se compone de estos corpúsculos en un mar lleno de carga positiva; a este modelo del átomo, atribuido a Thompson, se le llamó el modelo de pudin de pasas.

En 1906 fue galardonado con el Premio Nobel de Física por su trabajo sobre la conducción de la electricidad a través de los gases.

La imposibilidad de explicar que el átomo está formado por un núcleo compacto y una parte exterior denominada corteza implica que otros científicos como Ernest Rutherford o Niels Bohr continuasen con su investigación y establecieron otras teorías en las que los átomos tenían partes diferenciadas.

Otros trabajos

Thompson en 1906 demostró que el hidrógeno tiene un único electrón. Permite confirmar o rechazar diversas teorías anteriores sobre número de los electrones, al igual que el carbono.
Thompson propuso el segundo modelo atómico, que podía caracterizarse como una esfera de carga positiva en la cual se incrustan los electrones.

Química I - Números Cuanticos

a) Número cuántico principal (n):
Permite ubicar cada uno de los
Niveles Energéticos, se los designa con números del 1 al 7 o con letras desde la K hasta la Q.

b) Número cuántico azimutal o secundario:
Indica el subnivel donde se encuentran el electrón.
Son 4: s, p, d y f.

c) Número cuántico magnético:
Indica la orientación que tiene cada orbital en el espacio, en el caso orbital s, tiene una única orientación porque es esférico, los orbitales p tienen 3 orientaciones: px, py y pz.

El orbital d puede adoptar 5 valores: -2, -1, 0, 1, 2 mientras que el subnivel f compuesto por 7 orbitales, tiene los siguientes valores: -3, -2, -1, 0, 1, 2, 3.

d) Número cuántico espin:
Es el giro que produce cada electrón.
Valores: +1/2 o -1/2.

Química I - Niveles de Energía

¿Qué son?

Son estados energéticos en donde se pueden encontrar los electrones en estados estables, o no, según el subnivel en que se encuentran ya sea, cerca del núcleo o en las últimas capas.

¿Cómo se representan?
Se representan con letras mayúsculas, empezando con la K y siendo el orden de alfabeto hasta la Q.

Subniveles de Energía

Se designan por letras minúsculas (s, p, d, f, g, h, i).
La cantidad de subniveles que hay en cada nivel es igual al número del nivel.

Son las órbitas de los electrones en cada nivel de energía y que su valor indica la forma de la órbita, que al ser mayor el número su forma sera más elíptica.

                    n = 4 (N)                             4f(14e-)   

                    n = 3 (M)                            4d(10e-)

                    n = 2 (L)                             4p(6e-)

                    n = 1 (K)                             3d(810e-)

                                                               4s(2e-)

                                                               3p(6e-)

                                                               3s(2e-)

                                                               2p (6e-)

                                                               2s (2e-)

                                                               1s(2e-)

Química I - Configuraciones Electrónicas de Algunos Elementos

Calcio (Ca): 

1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2

Zinc (Zn): 

1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s2 4p6 4d10 5s1

Plata (Ag): 

1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s2 4p6 4d10 5s1

Mercurio (Hg): 

1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s2 4f14 5d10

Oro (Au): 

1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s2 4f14 5d9

Paladio (Pd): 

1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d8

Hidrogeno (H): 

1s1

Polonio (Po): 

1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s2 4p6 4d10 4f14 5s2 5p6 5d10 6s2 6p4

Bario (Ba): 

1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s2

Manganeso (Mn): 

1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d5

Cromo (Cr): 

1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d5 4s1

Química I - Número de Oxidación

Es la cantidad de electrones que tiende a ceder o adquirir un átomo en una reacción química con otros átomos para poder -de esa manera- adquirir cierta estabilidad química.

El número de oxidación es positivo si el átomo pierde electrones, o los comparte con un átomo que tenga tendencia a captarlos. 

Y será negativo cuando el átomo gane electrones, o los comparta con un átomo que tenga tendencia a cederlos.

Valencia

Es el número de electrones que tiene un elemento en su último nivel de energía, son los que pone en juego durante una reacción química o para establecer un enlace con otro elemento. 

Hay elementos con más de una valencia, por ello se reemplaza a este concepto con el de números de oxidación que a fin de cuentas representa lo mismo.