Conceptos Esenciales de Química General: Estructura Atómica, Tabla Periódica, Enlaces y Nomenclatura

Conceptos esenciales de química general

I. Propiedades y estados de la materia

• Propiedades identificativas de sustancias: específicas.
• Separación según tamaño de partículas: tamizado.
• Maleabilidad del metal: los metales son maleables; se laminan.
• Cambios de estado: dependen de la temperatura y la presión.
• Propiedades generales de la materia: densidad, impenetrabilidad, inercia.
• Mezcla homogénea: ejemplo — agua + alcohol.
• Mezcla heterogénea: ejemplo — agua y aceite.
• p + n: número de masa (protones + neutrones).
• Promedio de masas atómicas: masa atómica.
• Energías limpias: eólica y solar.

II. Estructura atómica y descubrimientos históricos

• p + n = masa atómica.
• J. J. Thomson descubrió el electrón.
• Número atómico: igual al número de protones; en átomo neutro coincide con el número de electrones.
• Rutherford descubrió el protón.
• Conservación de la energía: principio general; Einstein relacionó masa y energía (equivalencia masa–energía).
• Chadwick descubrió el neutrón.
• Radioactividad: descubrimiento atribuido a Becquerel.
• Isótopos: átomos del mismo elemento con igual número de protones (y, en átomo neutro, de electrones) pero distinto número de neutrones.
• Refresco: mezcla homogénea.
• H₂SO₃: compuesto (ácido sulfuroso).
• Arena: mezcla heterogénea.
• H₂: molécula del elemento hidrógeno.

IV. Tabla periódica, familias y conceptos relacionados

• Metales alcalinos y alcalinotérreos: grupos I-A y II-A (familias correspondientemente).
• Elementos de transición: grupos B (p. ej., III-B, etc.).
• Gases inertes (nobles): grupo VIII-A.
• Familia del carbono: grupo IV-A.
• Ley periódica actual: (Moseley) elementos acomodados según el número atómico.
• Semimetálicos: Ge, Sb, As.
• Enlace covalente polar: se forma entre no metálicos con diferencia de electronegatividad.
• Enlace iónico: entre metal y no metal.
• Grupo V-A: N, P, As, Sb, Bi.
• Los elementos están acomodados conforme al número atómico.
• Valencia: capacidad de combinación.
• Electronegatividad: capacidad de atraer electrones.
• La plata: elemento relativamente poco reactivo.
• No metales: al ganar electrones originan aniones.
• Isótopos: dos átomos del mismo elemento con distinto número de neutrones.

V. Configuración electrónica y números cuánticos

• Bromo (Br): configuración electrónica: 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s² 3d¹⁰ 4p⁵.
  Periodo: 4. Grupo: VII-A. Números cuánticos (ejemplo de un electrón de valencia): n = 4, l = 1, m = 0, s = -1/2.
• Cadmio (Cd): configuración electrónica: 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s² 3d¹⁰ 4p⁶ 5s² 4d¹⁰.
  Periodo: 5. Grupo: IIB. Números cuánticos (ejemplo): n = 5, l = 0, m = 0, s = -1/2.

VI. Estados de oxidación, niveles y familias (ejemplos)

• Bromo (Br): estados de oxidación comunes: -1, +1, +3, +5, +7. Periodo: 4.
• Plata (Ag): máximo nivel energético n = 5 y típicamente 1 electrón de valencia.
• Arsénico (As): periodo 4; pertenece a la familia del nitrógeno (pnictógenos).
• Cloro (Cl) — ejemplo de números cuánticos: n = 3, l = 1, m = 0, s = -1/2.
• Rubidio (Rb) — ejemplo: n = 5, l = 0, m = 0, s = +1/2.
• Tungsteno (W): bloque d, periodo 6.
• Tecnecio (Tc) — ejemplo: n = 5, l = 2, m = +2, s = +1/2.
• Estroncio (Sr): familia: metales alcalinotérreos, periodo 5.
• Pd — ejemplo: n = 4, l = 2, m = 0, s = -1/2.
• Ho — ejemplo corregido de números cuánticos: n = 4, l = 3, m = +2, s = -1/2.

VIII. Nomenclatura: nombres y fórmulas (correspondencias)

• Hidruro auroso → AuH.
• Monóxido de azufre → SO.
• Hidróxido de magnesio → Mg(OH)₂.
• Sulfito de aluminio → Al₂(SO₃)₃.
• Hipoclorito de indio → In(ClO).
• Óxido de cobalto (II) → CoO.
• Clorito de hidrógeno → HClO.
• Tetraoxosulfato de trihidrógeno → H₃SO₄.
• Dihidróxido de hierro → Fe(OH)₂.
• Trióxido de dicromo → Cr₂O₃.
• Sulfuro de cobre (II) → CuS.
• Trióxido de dicloro → Cl₂O₃.
• Óxido de carbono (IV) → CO₂.
• Anhídrido cloroso → Cl₂O₃.
• Hidruro de calcio → CaH₂.
• CaO → Óxido de calcio.
• Co(OH)₃ → Hidróxido de cobalto (III).
• CoS → Sulfuro de cobalto (II).
• Fe₂O₃ → Óxido de hierro (III).
• PbO → Óxido de plomo (II).
• Mn(OH)₃ → Hidróxido de manganeso (III).
• HBrO₃ → Ácido brómico.
• NaCl → Cloruro de sodio.
• AgOH → Hidróxido de plata.
• PdO → Óxido de paladio (II).
• H₂SO₃ → Ácido sulfuroso.
• I₂O₅ → Pentóxido de diyodo.
• SO₃ → Trióxido de azufre.
• P₂O₃ → Trióxido de difósforo.
• H₂O₂ → Peróxido de hidrógeno.

IX. Reglas generales de nomenclatura y reactividad

• Terminaciones en oxisales: presentan dos números de oxidación; -oso indica el estado de oxidación menor y -ico el mayor.
• As₂O₂: óxido no metálico (entrada registrada).
• Hipoclorito de níquel III: Ni(NO₂)₂ (entrada registrada).
• Sulfuro áurico: Au₂S₃.
• HBrO₄: (entrada registrada: ácido bromoso).
• CuOH, NaOH, AgOH: entradas registradas como oxiácidos (anotadas en el documento).
• N₂O₅: óxido de nitrógeno V (entrada registrada).
• Enlace covalente polar: se forma entre átomos no metálicos con diferencia de electronegatividad.
• Anhidrido + agua → se obtiene un hidróxido o base.
• Metal + oxígeno → se obtiene un óxido básico.
• Metal + ácido → se obtiene una sal y liberación de hidrógeno (dependiendo de la reacción).
• Tipos de reacciones:
  • Doble sustitución: AB + CD → AD + CB.
  • Adición (sustitución simple): AB + C → AC + B.

X. Enlaces, polaridad y reglas del octeto

• Molécula apolar o no polar: ejemplo — O₂, moléculas con distribución simétrica de cargas.
• Enlace iónico: ejemplo — K₂S.
• Enlace covalente polar: se caracteriza por una diferencia de electronegatividad 0 < Δe < 1.7.
• Enlace covalente no polar: diferencia de electronegatividad Δe = 0 (ejemplo: O₂).
• Enlace coordinado: representado con una flecha (→) que indica el par compartido por un solo átomo.
• Átomos al combinarse: tienden a completar el octeto (regla del octeto, con excepciones).
• Enlace iónico: diferencia de electronegatividad Δe > 1.7.
• Molécula polar: ejemplo — H₂O.
• Enlace por puente de hidrógeno: se forma entre moléculas que contienen N, F u O con hidrógenos unidos a estos átomos.
• Determinación del número de valencia: se relaciona con el grupo al que pertenece el elemento en la tabla periódica.

Nota: Se han corregido ortografía, acentos, mayúsculas y formato para facilitar la lectura y el estudio. El contenido original se ha respetado, manteniendo todas las entradas registradas en el documento fuente.