Hidrógeno (H): Configuración Electrónica y Diagrama de Orbitales

El hidrógeno es el primer elemento de la tabla periódica y su símbolo es "H". El número total de electrones del hidrógeno es uno. Estos electrones están dispuestos según reglas específicas de diferentes órbitas. La disposición de los electrones en las diferentes órbitas y orbitales de un átomo en un orden determinado se denomina configuración electrónica. La configuración electrónica de un átomo de hidrógeno puede hacerse de dos maneras.

• Configuración electrónica a través del orbital (principio de Bohr)
• Configuración electrónica a través de orbitales (principio de Aufbau)

La configuración electrónica a través de los orbitales sigue diferentes principios. Por ejemplo, el principio de Aufbau, el principio de Hund y el principio de exclusión de Pauli. Este artículo da una idea sobre la configuración electrónica, el periodo y los grupos, la valencia y los electrones de valencia del hidrógeno, la formación de enlaces, la formación de compuestos y la aplicación de diferentes principios.

Configuración electrónica del átomo de hidrógeno a través de la órbita

El científico Niels Bohr fue el primero en dar una idea de la órbita del átomo. Proporcionó un modelo del átomo en 1913. Allí se da la idea completa de la órbita. Los electrones del átomo giran alrededor del núcleo en una determinada trayectoria circular. Estas trayectorias circulares se denominan órbita(cáscara). Estas órbitas se expresan por n. [n = 1,2,3,4 . . . el número de serie de la órbita].

K es el nombre de la primera órbita, L el de la segunda, M el de la tercera y N el de la cuarta. La capacidad de retención de electrones de cada órbita es 2n².

Por ejemplo:

n = 1 para la órbita K.
La capacidad de retención de electrones de la órbita K es 2n² = 2 × 1² = 2 electrones.
Para la órbita L, n = 2.
La capacidad de retención de electrones de la órbita L es 2n² = 2 × 2² = 8 electrones.
Para la órbita M, n=3.
La capacidad máxima de retención de electrones en la órbita M es de 2n² = 2 × 3² = 18 electrones.
n=4 para la órbita N.
La capacidad máxima de retención de electrones en la órbita N es de 2n² = 2 × 4² = 32 electrones.

Por lo tanto, la capacidad máxima de retención de electrones en la primera corteza es de dos, la segunda es de ocho y la tercera puede tener un máximo de dieciocho electrones. El número atómico es el número de electrones de ese elemento. El número atómico del hidrógeno es 1. Es decir, el número de electrones del hidrógeno es 1. Por tanto, un átomo de hidrógeno tendrá un electrón en la primera corteza.

Los electrones pueden disponerse correctamente a través de las órbitas de los elementos 1 a 18. La configuración electrónica de un elemento con un número atómico superior a 18 no puede determinarse correctamente según el modelo atómico de Bohr. La configuración electrónica de todos los elementos puede realizarse mediante el diagrama de orbitales.

Configuración electrónica del hidrógeno a través de los orbitales

Los niveles de energía atómica se subdividen en subniveles energéticos. Estos niveles subenergéticos se denominan orbitales. Los subniveles energéticos se expresan mediante 'l'. El valor de 'l' va de 0 a (n - 1). Los niveles subenergéticos se conocen como s, p, d, f. La determinación del valor de 'l' para los diferentes niveles de energía es:

Si n = 1
(n - 1) = (1-1) = 0
Por lo tanto, el número orbital de 'l' es 1; Y el orbital es 1s.
Si n = 2
(n - 1) = (2-1) = 1.
Por lo tanto, el número orbital de 'l' es 2; Y el orbital es 2s, 2p.
Si n = 3
(n - 1) = (3-1) = 2.
Por lo tanto, el número orbital de 'l' es 3; Y el orbital es 3s, 3p, 3d.
Si n = 4
(n - 1) = (4-1) = 3
Por lo tanto, el número orbital de 'l' es 4; Y el orbital es 4s, 4p, 4d, 4f.
Si n = 5
(n - 1) = (n - 5) = 4.

Por lo tanto, l = 0,1,2,3,4. El número de orbitales será 5 pero 4s, 4p, 4d, 4f en estos cuatro orbitales es posible disponer los electrones de todos los elementos de la tabla periódica. La capacidad de retención de electrones de estos orbitales es s = 2, p = 6, d = 10 y f = 14. El físico alemán Aufbau propuso por primera vez la idea de la configuración electrónica a través de los suborbitales.

El método de Aufbau consiste en realizar la configuración electrónica a través del nivel subenergético. El principio de Aufbau consiste en que los electrones presentes en el átomo completarán primero el orbital de menor energía y luego continuarán gradualmente hasta completar el orbital de mayor energía. Estos orbitales se denominan s, p, d, f. El método de configuración electrónica de Aufbau es 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s 4f 5d 6p 7s 5f 6d.

El orbital s puede tener un máximo de dos electrones. Por lo tanto, un electrón del hidrógeno entra en el orbital 1s. Por lo tanto, la configuración electrónica del hidrógeno (H) será 1s¹.

¿Cómo escribir el diagrama de orbitales del hidrógeno?

Para crear un diagrama de orbitales de un átomo, primero hay que conocer el principio de Hund y el principio de exclusión de Pauli. El principio de Hund consiste en que los electrones que se encuentran en diferentes orbitales con la misma energía se colocan de tal manera que pueden estar en el estado no apareado de número máximo y el espín de los electrones no apareados será unidireccional.

Y el principio de exclusión de Pauli es que el valor de los cuatro números cuánticos de dos electrones en un átomo no puede ser el mismo. Para escribir el diagrama de orbitales del hidrógeno(H), hay que hacer la configuración electrónica del hidrógeno. La cual ha sido discutida en detalle anteriormente.

El 1s es el orbital más cercano y de menor energía al núcleo. Por lo tanto, el electrón entrará primero en el orbital 1s. Según el principio de Hund, el primer electrón entrará en el sentido de las agujas del reloj. Esto se muestra claramente en la figura del diagrama de orbitales del hidrógeno.

Determinación del período y del grupo del hidrógeno

El último orbital de un elemento es el período de ese elemento. La configuración electrónica del hidrógeno muestra que el último orbital del hidrógeno es el 1. Es decir, el periodo del hidrógeno es el 1.

De nuevo, el número total de electrones en el último orbital de un elemento es el grupo de ese elemento. El número total de electrones en la última órbita del hidrógeno es uno. Por lo tanto, el número de grupo del hidrógeno es 1. Por lo tanto, el periodo y el grupo del hidrógeno son ambos 1.

Determinación de la valencia y de los electrones de valencia

Si la última órbita de un elemento tiene 1, 2, 3 o 4 electrones, el número de electrones de la última órbita es la valencia de ese elemento. A partir de la configuración electrónica del hidrógeno, podemos decir que existe un electrón en la última órbita del hidrógeno. Por lo tanto, la valencia del hidrógeno es 1.

De nuevo, el número de electrones en la última órbita (cáscara) de un elemento, el número de esos electrones es el de los electrones de valencia de ese elemento. En la configuración electrónica del hidrógeno, vemos que existe un electrón en la última órbita del hidrógeno. Por tanto, los electrones de valencia del hidrógeno son uno. Finalmente, podemos decir que la valencia y los electrones de valencia del hidrógeno son 1.

Determinación del bloque del hidrógeno

Los elementos que tienen el último electrón que entra en el orbital s después de la configuración electrónica se llaman elementos del bloque s. De nuevo, los elementos del grupo 1 de la tabla periódica son los elementos del bloque s.

La configuración electrónica del hidrógeno implica que el último electrón del hidrógeno entra en el orbital s (1s). Como sabemos, el hidrógeno es un elemento del grupo-1 y el último electrón del hidrógeno entra en el orbital s. Por lo tanto, podemos decir que el hidrógeno es un elemento del bloque s.

Formación del enlace iónico del hidrógeno

El enlace formado por la creación de iones positivos y negativos se denomina enlace iónico. Durante la conexión química de átomos metálicos y no metálicos, uno o más electrones del último nivel de energía del átomo metálico se transfieren al último nivel de energía del átomo no metálico.

El compuesto que forma enlaces iónicos se llama compuesto iónico. Los átomos de magnesio forman compuestos iónicos con el hidrógeno. La configuración electrónica del átomo de magnesio muestra que hay dos electrones en la última órbita del magnesio. El átomo de magnesio adquiere una estructura octal estable de gas casi inerte al liberar dos electrones de su última órbita. Y el magnesio se convierte en iones Mg+2.

Por otro lado, existe un electrón en la última órbita del átomo de hidrógeno. El átomo de hidrógeno adquiere la estructura del helio al aceptar un electrón. Y el hidrógeno se convierte en un ion H-. Los iones Mg2+ y 2H- con carga inversa se combinan por atracción entre sí para formar un compuesto MgH2 mediante enlace iónico.

Enlace covalente del hidrógeno

El enlace formado por el electrón compartido entre dos átomos se denomina enlace covalente. El átomo de hidrógeno se combina con los átomos de carbono, flúor, cloro, oxígeno y silicio para formar enlaces covalentes. Y (CH4, HF, HCl, H2O) forman compuestos.

En el caso del H₂O: La configuración electrónica muestra que existe un electrón en el átomo de hidrógeno. También la configuración electrónica del oxígeno muestra que hay seis electrones en la última órbita del átomo de oxígeno. Dos átomos de hidrógeno se unen a un átomo de oxígeno para formar un enlace covalente mediante el reparto de electrones. Y forma compuestos de H2O mediante enlaces covalentes.

En el caso del SiH₄: La configuración electrónica del silicio (Si) muestra cuatro electrones en la última órbita de un átomo de silicio. Estos cuatro electrones del átomo de silicio no pueden ser abandonados ni aceptados. Por tanto, un átomo de silicio comparte cuatro electrones con cuatro átomos de hidrógeno. El Si-H forma enlaces covalentes simples y el SiH₄ forma compuestos.

Propiedades del hidrógeno

• El número atómico del hidrógeno es 1.
• El número total de electrones del hidrógeno es uno.
• La masa atómica activa del hidrógeno es [1,00784, 1,00811].
• El hidrógeno es un elemento del bloque s.
• Los elementos del bloque s reaccionan con el hidrógeno para formar compuestos de hidruro.
• La valencia del hidrógeno es 1.
• Los compuestos de hidrógeno son altamente alcalinos.
• La valencia y los electrones de valencia del hidrógeno son 1.
• El grupo y el periodo del hidrógeno son iguales.
• El hidrógeno forma enlaces iónicos y covalentes.
• El punto de fusión del hidrógeno es de 13,99 K (-259,16 °C, -434,49 °F) y el punto de ebullición es de 20,271 K (-252,879 °C, -423,182 °F).
• La electronegatividad del hidrógeno es de 2,20

Reacción con el hidrógeno

Reacción del hidrógeno con elementos del grupo-1

Los elementos del grupo-1 son el litio(Li), el sodio(Na), el potasio(K), el rubidio(Rb), el cesio(Cs). Lo que se conoce como un metal alcalino. Los metales alcalinos reaccionan con el hidrógeno seco a 400°C para formar compuestos de hidruros metálicos. Li, Na, K, Cs todos los elementos del grupo-1 reaccionan con el hidrógeno para formar compuestos de hidruro.

2Na (s) + H₂ (g) → 2NaH ( Na⁺ + H^– ) (hidruro de sodio)
2K (s) + H₂ (g) → 2KH (hidruro de potasio)
2Rb (s) + H₂ (g) → 2RbH (hidruro de rubidio)
2Cs + H₂ (g) → 2CsH (hidruro de cesio)

Pero en el caso del átomo de litio, su temperatura es de 800 ° C.

2Li + H₂ → 2LiH (hidruro de litio).

Pasando de arriba a abajo (de Li a Cs), la actividad de la reacción disminuye. Esto se debe a que el tamaño del catión aumenta de arriba a abajo del grupo. Como resultado, el enlace M-H se debilita. [Aquí, M = Li, Na, K, Cs, Rb]

Reacción del hidrógeno con elementos del grupo 2

Los elementos del grupo 2 son el berilio(Be), el magnesio(Mg), el calcio(Ca), el estroncio(Sr), el bario(Ba) y el radio(Ra). Todos los elementos, excepto el berilio del grupo 2, reaccionan con el hidrógeno y forman compuestos de hidruro.

Mg (s) + H₂ → MgH₂
Ca (s) + H₂ → CaH₂
Sr (s) + H₂ → SrH₂

Reacción del halógeno con el hidrógeno

Los elementos del grupo 17 son los halógenos. Los elementos halógenos son el flúor(F), el cloro(Cl), el bromo(Br), el yodo(I) y el astato(At). Cada átomo de halógeno reacciona con el hidrógeno y forma compuestos.

H₂ + F₂ → 2HF
H₂ + Cl₂ → 2HCl
H₂ + Br₂ → 2HBr
H₂ + I₂ → 2HI

Todos los compuestos anteriores son solubles en agua. Los compuestos anteriores (H-Cl, H-F, H-Br, H-I) se mezclan con agua para formar un ion H⁺. El cual se combina con el agua para producir el ion H₃O⁺.

HF + H₂O → H₃O ⁺ + F ^–
HCl + H₂O → H₃O ⁺ + Cl ^–
HBr + H₂O → H₃O ⁺ + Br ^–
HCl + H₂O → H₃O ⁺ + I ^–

Formación de compuestos de hidruros

En condiciones especiales, a altas presiones y temperaturas, los elementos del grupo 15 se combinan con el hidrógeno para formar compuestos de hidruro. Por ejemplo, NH₃, PH₃, AsH₃.

N₂ + 3H₂ → 2NH₃ + heat. (200atm and 500°C)

El H2 no reacciona directamente con el fósforo. Sin embargo, el PH₃ se produce cuando el fósforo blanco se calienta junto con una solución de sosa cáustica.

P₄ (white) + 3NaOH + 3H₂O → PH₃ + 3NaH₂PO₂
P₄ (white) + 3KOH + 3H₂O → PH₃ + 3KH₂PO₂

Los dos compuestos son bases de Lewis debido a la presencia de electrones no apareados en las moléculas de NH3 y PH3. La alcalinidad del NH3 es mayor que la del PH₃.

El valor de la electronegatividad del átomo de nitrógeno en la molécula de NH3 es de 3,0 pero el valor de la electronegatividad del átomo de fósforo(P) en la de PH3 es de 2,1. Es decir, el átomo de nitrógeno(N) está más cargado negativamente que el átomo de fósforo.

Por lo tanto, la concentración de electrones en el enlace N-H entre las moléculas de NH₃ tiende a ser más hacia el átomo de nitrógeno. Los compuestos de NH₃ son más alcalinos que los de PH₃.

Aplicación de la ley dual del hidrógeno

La configuración electrónica muestra que existe un electrón de hidrógeno. El átomo de hidrógeno recibe un electrón y adquiere la configuración electrónica del helio y se hace más estable mostrando las mismas propiedades que un gas inerte. Los dos átomos de hidrógeno forman el compuesto H2 mediante el reparto de electrones.

Explicación del enlace de hidrógeno

Enlace de hidrógeno: Cuando un átomo de hidrógeno se combina con un elemento muy negativo eléctricamente para formar un compuesto covalente, los electrones que participan en el enlace se ven más atraídos por un elemento muy negativo electrónicamente.

Como resultado, se crea una polaridad entre ellos. Cuando estas moléculas polares se acercan entre sí, el extremo positivo del hidrógeno se siente especialmente atraído por el extremo negativo de la otra molécula y forma un enlace mediante una atracción débil. Esta atracción débil se denomina enlace de hidrógeno.

El enlace de hidrógeno se expresa con el signo de punto (. . .). La fuerza del enlace de hidrógeno es de aproximadamente 0,01. Por ejemplo, el enlace de hidrógeno se observa en moléculas como el fluoruro de hidrógeno (HF), el agua (H₂O), el amoníaco (NH₃), el ácido etanoico (CH₃COOH) y el fenol (C₆H₅OH), etc.

Propiedades del enlace de hidrógeno

• Los enlaces de hidrógeno son enlaces débiles. Incluso más que los enlaces covalentes. La fuerza del enlace de hidrógeno es de 8-42 kJ/mol. En cambio, la fuerza del enlace covalente es de 200-450kj/mol.
• La fuerza del enlace de hidrógeno depende del valor de la electronegatividad del átomo de hidrógeno con respecto al otro átomo. Cuanto mayor sea el valor de electronegatividad del átomo conectado, mayor será la fuerza del enlace de hidrógeno. Los valores de electronegatividad de los elementos F, O y N son 4,0, 3,5 y 3,0. Una secuencia de energía de enlace de hidrógeno H - F> H - O> H - N.
• Los enlaces de hidrógeno tienen orientaciones de enlace específicas.
• La posición del enlace de hidrógeno depende de la dirección del electrón no apareado presente en el átomo del elemento electronegativo asociado al átomo de hidrógeno.
• Un gran número de moléculas están unidas entre sí por enlaces de hidrógeno. Como resultado, las moléculas permanecen en un estado de cohesión.
• La posición física de la molécula cambia en el enlace de hidrógeno.
• El tamaño de un átomo de hidrógeno es menor que el de un átomo de otro elemento electronegativo unido por un enlace de hidrógeno. Como resultado, actúa una fuerte fuerza de repulsión entre los últimos electrones orbitales de los dos átomos.
• Para minimizar el valor de la repulsión, las posiciones del hidrógeno y de la electronegatividad son lineales.
• El efecto del enlace de hidrógeno es la modificación del punto de fusión, el punto de ebullición, la solubilidad, la densidad, la viscosidad y la textura superficial del compuesto.

Requisitos previos para el enlace de hidrógeno

• Las moléculas correspondientes deben tener átomos de hidrógeno.
• El átomo unido al átomo de hidrógeno en la molécula correspondiente debe ser un elemento extremadamente electronegativo. Por ejemplo, O, F, N.
• Las moléculas deben tener electrones no apareados.
• La influencia de los electrones no apareados desempeña un papel importante en la formación de los enlaces de hidrógeno.
• El enlace entre el elemento electronegativo y el átomo de hidrógeno debe ser más polarizado.
• El tamaño del átomo electronegativo unido al átomo de hidrógeno debe ser pequeño. Cuanto menor sea el tamaño del átomo unido al átomo de hidrógeno, más eficaz será la polarización entre el borde positivo del átomo de hidrógeno y el borde negativo del elemento electronegativo. La eficacia del enlace de hidrógeno también aumenta. Por esta razón, el Cl, el Br, el S y el P forman compuestos con elementos negativos del hidrógeno pero no forman enlaces de hidrógeno.
• Deben tener una atracción estática de electrones. Esta atracción da lugar a la formación de enlaces de hidrógeno.

Tipos de enlaces de hidrógeno

Existen dos tipos de enlaces de hidrógeno.

i. Enlace de hidrógeno intermolecular.
ii. Enlace de hidrógeno intramolecular.

Enlace de hidrógeno intermolecular

Los enlaces de hidrógeno que se forman entre diferentes moléculas del mismo o de diferentes compuestos se denominan enlaces de hidrógeno intermoleculares. Los enlaces de hidrógeno se forman entre moléculas individuales del mismo o de diferentes compuestos. Por ejemplo, HF, H₂O, CH₃COOH.

Enlace de hidrógeno intramolecular

El enlace de hidrógeno entre diferentes partes de la misma molécula del mismo compuesto se denomina enlace de hidrógeno intramolecular. La formación de enlaces de hidrógeno se denomina chilación. Por ejemplo, C₆H₄(OH)(NO₂), hidroxibenzaldehído C₆H₄(OH)CHO, ácido salicílico C₆H₄(OH)COOH. Entre estas moléculas existen enlaces de hidrógeno intramoleculares.

Conclusión

El hidrógeno es el primer elemento de la tabla periódica. El elemento hidrógeno es excepcional en comparación con los demás elementos de la tabla periódica. Este artículo da una idea sobre la configuración electrónica del hidrógeno y el diagrama de orbitales, el periodo y el grupo, la valencia y los electrones de valencia, la formación de enlaces, la formación de compuestos y la aplicación de diferentes principios.

Preguntas Frecuentes

Referencia

• Wikipedia
• Wiberg, Egon; Wiberg, Nils; Holleman, Arnold Frederick (2001). Inorganic chemistry. Academic Press. p. 240. ISBN 978-0123526519.
• Lide, D. R., ed. (2005). “Magnetic susceptibility of the elements and inorganic compounds”. CRC Handbook of Chemistry and Physics (PDF) (86th ed.). Boca Raton (FL): CRC Press. ISBN 978-0-8493-0486-6.

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