Resumen Completo: Propiedades Periódicas

Propiedades Periódicas

Principios Fundamentales

  • Principio de incertidumbre de Heisenberg: Imposibilidad de determinar simultáneamente la posición y el momento de un electrón.
  • Cuantización de la energía: Los átomos y moléculas solo pueden existir en ciertos estados de energía definidos.
  • Condición cuántica: Un átomo o molécula debe absorber o emitir energía para cambiar su estado de energía.
  • Transición energética: La energía ganada o perdida es igual a la energía del fotón emitido o absorbido.
  • Números cuánticos: Describen los estados de energía permitidos de átomos o moléculas.

Orbital Atómico

  • Números cuánticos que describen un orbital atómico:
    • n: Número cuántico principal.
    • l: Número cuántico del momento angular.
    • m_l: Número cuántico magnético.
  • Ejemplos de orbitales atómicos:
    • n=1, l=0, m_l=0: 1 orbital (1s)
    • n=2, l=0, m_l=0: 1 orbital (2s)
    • n=2, l=1, m_l=-1, 0, 1: 3 orbitales (2px, 2py, 2pz)
    • n=3, l=0, m_l=0: 1 orbital (3s)
    • n=3, l=1, m_l=-1, 0, 1: 3 orbitales (3px, 3py, 3pz)
    • n=3, l=2, ml=-2, -1, 0, 1, 2: 5 orbitales (3dxy, 3dyz, 3dxz, 3d{x^2-y^2}, 3d_{z^2})

Reglas de Configuración Electrónica

  • Principio de exclusión de Pauli: Dos electrones en un átomo no pueden tener los mismos cuatro números cuánticos.
  • Regla de Hund: La distribución electrónica más estable es la que tiene el mayor número de espines paralelos.
  • Principio de Aufbau: Los electrones se suman a los orbitales atómicos en orden de energía creciente al construir los elementos.

Diagrama de Configuración Electrónica

  • Orden de llenado de orbitales atómicos según energía creciente:
    • 1s < 2s < 2p < 3s < 3p < 4s < 3d < 4p < 5s < 4d < 5p < 6s < 4f < 5d < 6p < 7s < 5f < 6d < 7p

Bloques de Orbitales

  • Bloque s: Grupos 1 y 2
  • Bloque p: Grupos 13 al 18
  • Bloque d: Metales de transición (Grupos 3 al 12)
  • Bloque f: Lantánidos y actínidos
  • Notación: d^x s^y (x electrones en el orbital d, y electrones en el orbital s)

Configuración Electrónica: Ejemplos

  • H (Z=1): 1s^1
  • He (Z=2): 1s^2
  • Li (Z=3): [He] 2s^1
  • Be (Z=4): [He] 2s^2
  • B (Z=5): [He] 2s^22p^1
  • C (Z=6): [He] 2s^22p^2
  • N (Z=7): [He] 2s^22p^3
  • O (Z=8): [He] 2s^22p^4
  • F (Z=9): [He] 2s^22p^5
  • Ne (Z=10): [He] 2s^22p^6
  • Na (Z=11): [Ne] 3s^1
  • Mg (Z=12): [Ne] 3s^2
  • Al (Z=13): [Ne] 3s^23p^1
  • Si (Z=14): [Ne] 3s^23p^2
  • P (Z=15): [Ne] 3s^23p^3
  • S (Z=16): [Ne] 3s^23p^4
  • Cl (Z=17): [Ne] 3s^23p^5
  • Ar (Z=18): [Ne] 3s^23p^6
  • K (Z=19): [Ar] 4s^1
  • Ca (Z=20): [Ar] 4s^2
  • Sc (Z=21): [Ar] 4s^23d^1
  • Ti (Z=22): [Ar] 4s^23d^2
  • V (Z=23): [Ar] 4s^23d^3
  • Cr (Z=24): [Ar] 4s^13d^5
  • Mn (Z=25): [Ar] 4s^23d^5
  • Fe (Z=26): [Ar] 4s^23d^6
  • Co (Z=27): [Ar] 4s^23d^7
  • Ni (Z=28): [Ar] 4s^23d^8
  • Cu (Z=29): [Ar] 4s^13d^{10}
  • Zn (Z=30): [Ar] 4s^23d^{10}
  • Ga (Z=31): [Ar] 4s^23d^{10}4p^1
  • Ge (Z=32): [Ar] 4s^23d^{10}4p^2
  • As (Z=33): [Ar] 4s^23d^{10}4p^3
  • Se (Z=34): [Ar] 4s^23d^{10}4p^4
  • Br (Z=35): [Ar] 4s^23d^{10}4p^5
  • Kr (Z=36): [Ar] 4s^23d^{10}4p^6
  • Rb (Z=37): [Kr] 5s^1
  • Sr (Z=38): [Kr] 5s^2
  • Y (Z=39): [Kr] 5s^24d^1
  • Zr (Z=40): [Kr] 5s^24d^2
  • Nb (Z=41): [Kr] 5s^14d^4
  • Mo (Z=42): [Kr] 5s^14d^5
  • Tc (Z=43): [Kr] 5s^24d^5
  • Ru (Z=44): [Kr] 5s^14d^7
  • Rh (Z=45): [Kr] 5s^14d^8
  • Pd (Z=46): [Kr] 4d^{10}
  • Ag (Z=47): [Kr] 5s^14d^{10}
  • Cd (Z=48): [Kr] 5s^24d^{10}
  • In (Z=49): [Kr] 5s^24d^{10}5p^1
  • Sn (Z=50): [Kr] 5s^24d^{10}5p^2
  • Sb (Z=51): [Kr] 5s^24d^{10}5p^3
  • Te (Z=52): [Kr] 5s^24d^{10}5p^4
  • I (Z=53): [Kr] 5s^24d^{10}5p^5
  • Xe (Z=54): [Kr] 5s^24d^{10}5p^6
  • Cs (Z=55): [Xe] 6s^1
  • Ba (Z=56): [Xe] 6s^2
  • La (Z=57): [Xe] 6s^25d^1
  • Ce (Z=58): [Xe] 6s^24f^15d^1
  • Pr (Z=59): [Xe] 6s^24f^3
  • Nd (Z=60): [Xe] 6s^24f^4
  • Pm (Z=61): [Xe] 6s^24f^5
  • Sm (Z=62): [Xe] 6s^24f^6
  • Eu (Z=63): [Xe] 6s^14f^7
  • Gd (Z=64): [Xe] 6s^24f^75d^1
  • Tb (Z=65): [Xe] 6s^24f^9
  • Dy (Z=66): [Xe] 6s^24f^{10}
  • Ho (Z=67): [Xe] 6s^24f^{11}
  • Er (Z=68): [Xe] 6s^24f^{12}
  • Tm (Z=69): [Xe] 6s^14f^{13}
  • Yb (Z=70): [Xe] 6s^24f^{14}
  • Lu (Z=71): [Xe] 6s^24f^{14}5d^1
  • Hf (Z=72): [Xe] 6s^24f^{14}5d^2
  • Ta (Z=73): [Xe] 6s^14f^{14}5d^3
  • W (Z=74): [Xe] 6s^24f^{14}5d^4
  • Re (Z=75): [Xe] 6s^24f^{14}5d^5
  • Os (Z=76): [Xe] 6s^14f^{14}5d^6
  • Ir (Z=77): [Xe] 6s^24f^{14}5d^7
  • Pt (Z=78): [Xe] 6s^14f^{14}5d^9
  • Au (Z=79): [Xe] 6s^14f^{14}5d^{10}
  • Hg (Z=80): [Xe] 6s^24f^{14}5d^{10}
  • Tl (Z=81): [Xe] 6s^24f^{14}5d^{10}6p^1
  • Pb (Z=82): [Xe] 6s^24f^{14}5d^{10}6p^2
  • Bi (Z=83): [Xe] 6s^24f^{14}5d^{10}6p^3
  • Po (Z=84): [Xe] 6s^24f^{14}5d^{10}6p^4
  • At (Z=85): [Xe] 6s^24f^{14}5d^{10}6p^5
  • Rn (Z=86): [Xe] 6s^24f^{14}5d^{10}6p^6
  • Fr (Z=87): [Rn] 7s^1
  • Ra (Z=88): [Rn] 7s^2
  • Ac (Z=89): [Rn] 7s^26d^1
  • Th (Z=90): [Rn] 7s^26d^2
  • Pa (Z=91): [Rn] 7s^25f^26d^1
  • U (Z=92): [Rn] 7s^25f^36d^1
  • Np (Z=93): [Rn] 7s^25f^46d^1
  • Pu (Z=94): [Rn] 7s^25f^6
  • Am (Z=95): [Rn] 7s^25f^7
  • Cm (Z=96): [Rn] 7s^25f^76d^1
  • Bk (Z=97): [Rn] 7s^25f^9
  • Cf (Z=98): [Rn] 7s^25f^{10}
  • Es (Z=99): [Rn] 7s^25f^{11}
  • Fm (Z=100): [Rn] 7s^25f^{12}
  • Md (Z=101): [Rn] 7s^25f^{13}
  • No (Z=102): [Rn] 7s^25f^{14}
  • Lr (Z=103): [Rn] 7s^25f^{14}6d^1
  • Rf (Z=104): [Rn] 7s^25f^{14}6d^2
  • Db (Z=105): [Rn] 7s^25f^{14}6d^3
  • Sg (Z=106): [Rn] 7s^25f^{14}6d^4
  • Bh (Z=107): [Rn] 7s^25f^{14}6d^5
  • Hs (Z=108): [Rn] 7s^25f^{14}6d^6
  • Mt (Z=109): [Rn] 7s^25f^{14}6d^7
  • Ds (Z=110): [Rn] 7s^25f^{14}6d^8
  • Rg (Z=111): [Rn] 7s^25f^{14}6d^9
  • Cn (Z=112): [Rn] 7s^25f^{14}6d^{10}
  • Fl (Z=114): [Rn] 7s^25f^{14}6d^{10}7p^2
  • Lv (Z=116): [Rn] 7s^25f^{14}6d^{10}7p^4

Electrones de Valencia y Carga Nuclear Efectiva

  • Electrones de valencia: Electrones en el nivel de energía externo.
  • Electrones del kernel o internos: Todos los electrones que no son de valencia.
  • Efecto pantalla: Reducción de la atracción electrostática entre un electrón y los protones debido a la presencia de otros electrones.
  • Carga nuclear efectiva: Carga nuclear detectada por un electrón, considerando la carga nuclear real y los efectos repulsivos de otros electrones.

Energía de Ionización

  • Definición: Energía mínima necesaria para remover un electrón de un átomo gaseoso en su estado fundamental.
  • Tendencia: A mayor energía de ionización, más difícil es desprender el electrón.
  • Ecuaciones:
    • X(g) + energía \longrightarrow X^+(g) + e^-
    • X^+(g) + energía \longrightarrow X^{2+}(g) + e^-
    • X^{2+}(g) + energía \longrightarrow X^{3+}(g) + e^-
  • Unidades: KJ/mol o eV
    • 1 eV/átomo = 96,485 KJ/mol

Radio Atómico

  • Definición: La mitad de la distancia entre los núcleos de dos átomos metálicos adyacentes o de una molécula diatómica.
  • Unidades: Angstroms (Å) o picómetros (pm)
    • 1 Å = 10^{-10} m = 0,1 nm = 100 pm

Afinidad Electrónica

  • Definición: Energía que se absorbe cuando se añade un electrón a un átomo gaseoso aislado para formar un ion de carga 1-.
  • Tendencia: A mayor magnitud de la afinidad electrónica, mayor es la afinidad del átomo por aceptar un electrón.
  • Ecuación: X(g) + e^- \longrightarrow X^-(g) + energía

Electronegatividad

  • Definición: Capacidad de un átomo para atraer hacia sí los electrones de un enlace químico.
  • Tendencia: Los elementos con alta electronegatividad tienen mayor tendencia a atraer electrones.
  • Tipos de enlace según la diferencia de electronegatividad (ΔEN):
    • Covalente apolar: 0 ≤ ΔEN < 0,4
    • Covalente polar: 0,4 ≤ ΔEN < 1,7
    • Iónico: 1,7 ≤ ΔEN

Porcentaje de Carácter Iónico

  • Fórmula: % Carácter iónico = 100 * (1 - e^{-0,25 * ΔEN^2})

Tendencias de los Grupos

  • Similitud química: Elementos del mismo grupo tienen configuraciones electrónicas externas semejantes.
  • Grupo 1 (alcalinos): Baja energía de ionización, tendencia a perder un electrón, alta reactividad.
  • Grupo 2 (alcalinotérreos): Menos reactivos que los alcalinos, tendencia a formar iones 2+.
  • Grupo 17 (halógenos): No metales, alta reactividad, altas energías de ionización, gran afinidad electrónica, tendencia a formar iones 1-.
  • Grupo 18 (gases nobles): Altas energías de ionización, no tienden a aceptar electrones.

Propiedades de Metales y No Metales

Metales

  • Conductividad eléctrica: Elevada, disminuye al aumentar la temperatura.
  • Conductividad térmica: Elevada.
  • Brillo: Gris metálico (excepto cobre y oro).
  • Estado de agregación: Sólidos (excepto mercurio).
  • Ductilidad: Dúctiles.
  • Tipo de enlace: Enlace metálico (en estado sólido).
  • Electrones de valencia: Pocos (tres o menos).
  • Afinidad electrónica: Débil tendencia a aceptar electrones.
  • Energía de ionización: Baja, forman cationes con facilidad.
  • Electronegatividad: Baja.
  • Compuestos: Iónicos con no metales.

No metales

  • Conductividad eléctrica: Deficiente (excepto el carbono en forma alotrópica de grafito).
  • Conductividad térmica: Deficiente (excepto el carbono en forma alotrópica de grafito).
  • Brillo: Sin brillo metálico.
  • Estado de agregación: Sólidos, líquidos o gaseosos.
  • Ductilidad: No son dúctiles.
  • Tipo de enlace: Enlaces covalentes (en estado sólido son quebradizos).
  • Electrones de valencia: Muchos (cuatro o más).
  • Afinidad electrónica: Elevada tendencia a aceptar electrones, forman aniones con facilidad.
  • Energía de ionización: Elevada.
  • Electronegatividad: Elevada.
  • Compuestos: Iónicos con metales y moleculares con otros no metales.

Iones

  • Definición: Átomo o grupo de átomos con carga neta positiva o negativa; metales tienden a formar cationes y no metales, aniones.

Tipos de iones

  • Catión: Ion con carga neta positiva; ejemplos: Na^+, Ca^{2+}, Fe^{2+}, Fe^{3+}.
  • Anión: Ion con carga neta negativa; ejemplos: F^-, O^{2-}, P^{3-}, S^{2-}.
    • Ejemplos: S^{2-}, Ca^{2+}.
  • Iones poliatómicos: Contienen más de un átomo; ejemplo: (NH4)^+, (SO4)^{2-}.

Número de Oxidación

  • Definición: Cargas que tendría un átomo en una molécula si los electrones fueran transferidos completamente.
  • Uso: Seguimiento de electrones transferidos o compartidos en la formación de compuestos.

Reglas para asignar números de oxidación

  • Elemento libre: 0.
  • Oxígeno: -2 (excepto en peróxidos (-1) y superóxidos (-1/2)).
  • Hidrógeno: +1 (excepto con metales en compuestos binarios (-1)).
  • Compuesto neutro: la suma algebraica de los números de oxidación es 0.
  • Ion monoatómico: el número de oxidación es igual a su carga neta.
  • Ion poliatómico: la suma algebraica de los números de oxidación es igual a la carga neta del ion.
  • Cuando metales y no metales se combinan, los metales tienen # de oxidación positivos y los no metales tienen # de oxidación negativos.
  • En compuestos de no metales, el átomo más electronegativo tiene un número de oxidación negativo.

Tipos de Enlace

Enlace Iónico

  • Formación: Transferencia neta de electrones de un átomo a otro e interacciones electrostáticas entre cationes y aniones.
  • Condiciones: Gran diferencia de electronegatividad entre los elementos.

Enlace Covalente

  • Formación: Compartición de uno o más pares de electrones entre dos átomos.
  • Condiciones: Diferencia de electronegatividad pequeña o cero entre los elementos.

Propiedades de Compuestos Iónicos y Covalentes

Compuestos Iónicos

  • Estado: Sólidos con altos puntos de fusión (>400 °C).
  • Solubilidad: Muchos solubles en solventes polares (agua), insolubles en solventes no polares (hexano, C6H{14}, tetracloruro de carbono, CCl_4).
  • Conductividad eléctrica: Buenos conductores en estado líquido y en soluciones acuosas (iones móviles).
  • Formación: Elementos con electronegatividad muy diferente (metal y no metal).

Compuestos Covalentes

  • Estado: Gases, líquidos o sólidos de bajo punto de fusión (<300 °C).
  • Solubilidad: Muchos insolubles en solventes polares, solubles en solventes no polares (hexano, C6H{14}, tetracloruro de carbono, CCl_4).
  • Conductividad eléctrica: No conducen la electricidad en estado líquido, malas conductoras en soluciones acuosas.
  • Formación: Elementos con electronegatividad semejante (no metales).

Modelo de Electrón Libre

  • Descripción: Agrupación de átomos donde los electrones externos se mueven libremente, formando un "mar de electrones" que engloba los núcleos atómicos.

Propiedades de los Compuestos con Modelo de Electron Libre

  • Transferencia de calor y energía.
  • Maleabilidad.
  • Ductilidad.
  • Brillo.