Fundamentos Esenciales de Química: Propiedades Atómicas, Cinética y Estructura Molecular

Propiedades Periódicas de los Elementos

Radio Atómico

Es la mitad de la distancia entre los núcleos de dos átomos idénticos unidos por un enlace covalente. Su variación en la tabla periódica se explica por:

• Número de niveles electrónicos: A mayor número de niveles (periodo), mayor radio atómico, ya que los electrones externos están más alejados del núcleo.
• Carga Nuclear Efectiva (C.N.E.): Entre átomos con el mismo número de niveles, a mayor C.N.E., los electrones externos están más atraídos hacia el núcleo, resultando en un menor radio atómico.

Energía de Ionización (EI)

Es la energía mínima necesaria para arrancar un electrón a un átomo neutro, gaseoso y en su estado fundamental, transformándolo en un ion monopositivo gaseoso. Su variación se explica por:

• Número de niveles electrónicos: A mayor número de niveles, los electrones externos están menos atraídos por el núcleo, lo que facilita su extracción y, por tanto, disminuye la energía de ionización.
• Carga Nuclear Efectiva (C.N.E.): Para átomos con el mismo número de niveles, a mayor C.N.E., los electrones están más atraídos, lo que dificulta su extracción y, por tanto, aumenta la energía de ionización.

Afinidad Electrónica (AE)

Es la energía liberada (o absorbida) cuando un átomo neutro, gaseoso y en su estado fundamental capta un electrón, transformándose en un ion mononegativo gaseoso. Su variación se explica por:

• Número de niveles electrónicos: A menor número de niveles, los electrones externos están más atraídos, lo que facilita la captación de un electrón y, por tanto, aumenta la afinidad electrónica (se libera más energía o se requiere menos energía).
• Carga Nuclear Efectiva (C.N.E.): Para átomos con el mismo número de niveles, a mayor C.N.E., los electrones están más atraídos, lo que facilita la captación de un electrón y, por tanto, aumenta la afinidad electrónica.

Electronegatividad (EN)

Es la tendencia de un átomo a atraer hacia sí los electrones de un enlace químico. Su variación se explica por:

• Número de niveles electrónicos: A menor número de niveles, los electrones de enlace están más cerca del núcleo y, por tanto, más atraídos, lo que aumenta la electronegatividad.
• Carga Nuclear Efectiva (C.N.E.): Para átomos con el mismo número de niveles, a mayor C.N.E., los electrones de enlace están más atraídos, lo que aumenta la electronegatividad.

Principios de Cinética Química

Energía de Activación

Es la energía mínima que deben poseer las moléculas reaccionantes para que se forme el complejo activado y, por tanto, se produzca la reacción.

Velocidad de Reacción

La velocidad de reacción (v) se expresa comúnmente como:

v = k [A]α [B]β

• Unidades de la velocidad de reacción: mol·L-1·s-1
• k: Constante de velocidad. Depende de la temperatura y de la naturaleza de la reacción.

Fundamentos de Estequiometría

Reactivo Limitante y en Exceso

• Si los moles disponibles de un reactivo son mayores que los moles necesarios según la estequiometría, se trata de un reactivo en exceso.
• Si los moles disponibles de un reactivo son menores que los moles necesarios según la estequiometría, se trata de un reactivo limitante.

Conceptos Clave en Química

Números Cuánticos

Describen el estado energético de un electrón en un átomo:

• Número cuántico principal (n): Determina el nivel de energía y el tamaño del orbital. Puede tomar valores enteros positivos (1, 2, 3, ..., 7).
• Número cuántico secundario o azimutal (l): Determina la forma del orbital. Puede tomar valores desde 0 hasta n-1.
  • l=0: orbital s (esférico)
  • l=1: orbital p (bilobulado)
  • l=2: orbital d (más complejo)
  • l=3: orbital f (aún más complejo)
• Número cuántico magnético (m_l): Determina la orientación del orbital en el espacio. Puede tomar valores enteros desde -l hasta +l, incluyendo el 0.
• Número cuántico de espín (m_s): Describe el giro del electrón. Puede tomar valores de +1/2 o -1/2.

Número máximo de electrones por nivel: 2n2

Fórmulas de Concentración y Densidad

• Densidad (d): d = mdisolución / Vdisolución
• Porcentaje en masa (%m/m): %m/m = (msoluto / mdisolución) × 100
• Concentración en masa (g/L): Cm = msoluto(g) / Vdisolución(L)
• Molaridad (M): M = nsoluto / Vdisolución(L)

Termodinámica Química

Entalpía Estándar de Reacción (ΔHºr)

Se calcula a partir de las entalpías estándar de formación (ΔHºf) de productos y reactivos:

ΔHºr = Σ n ΔHºf(productos) - Σ n ΔHºf(reactivos)

• Si ΔH < 0: Reacción exotérmica (libera calor).
• Si ΔH > 0: Reacción endotérmica (absorbe calor).

Energía Libre de Gibbs (ΔG) y Espontaneidad

La energía libre de Gibbs relaciona la entalpía, la entropía y la temperatura:

ΔG = ΔH - TΔS

• Si ΔG < 0: Reacción espontánea.
• Si ΔG = 0: Reacción en equilibrio.
• Si ΔG > 0: Reacción no espontánea.

Entropía (ΔS)

Medida del desorden o aleatoriedad de un sistema.

• Si ΔS > 0: Aumento del desorden (mayor entropía).
• Si ΔS < 0: Disminución del desorden (menor entropía).

Para predecir el signo de ΔS, se puede considerar el cambio en el número de moles de sustancias gaseosas entre productos y reactivos.

Ley de Hess

Establece que el cambio de entalpía de una reacción química es el mismo, independientemente de si la reacción ocurre en una o varias etapas. Permite calcular la entalpía de una reacción sumando las entalpías de otras reacciones conocidas, ajustándolas para obtener la ecuación deseada.

Elementos Representativos de la Tabla Periódica

Algunos grupos importantes:

• Grupo 13 (Familia del Boro): B, Al, Ga, In, Tl
• Grupo 14 (Familia del Carbono): C, Si, Ge, Sn, Pb
• Grupo 15 (Familia del Nitrógeno): N, P, As, Sb, Bi
• Grupo 16 (Calcógenos o Familia del Oxígeno): O, S, Se, Te, Po
• Grupo 17 (Halógenos): F, Cl, Br, I, At

Estructura Molecular y Enlace Químico

Teoría de Repulsión de los Pares de Electrones de la Capa de Valencia (TRPECV)

Esta teoría predice la geometría molecular basándose en la repulsión entre los pares de electrones (enlazantes y no enlazantes) alrededor del átomo central. Los pares de electrones se disponen en el espacio lo más alejados posible entre sí para minimizar las repulsiones, determinando una disposición electrónica (ej., lineal, triangular plana, tetraédrica, bipiramidal trigonal, octaédrica).

La geometría molecular resultante (ej., lineal, triangular plana, tetraédrica, piramidal trigonal, angular) y los ángulos de enlace característicos (ej., 180°, 120°, 109.5°, 107°, 104.5°) dependen de la disposición electrónica y de la presencia de pares de electrones no enlazantes.

Polaridad Molecular

Una molécula presenta enlaces polares si los átomos implicados en el enlace tienen electronegatividades diferentes, creando un momento dipolar de enlace. La polaridad global de la molécula (polar o apolar) dependerá de si los momentos dipolares de los enlaces se anulan o no, lo cual está determinado por la geometría molecular.