Fundamentos de Química: Tabla Periódica, Enlaces y Estructura de Lewis

Resumen de Química

Tabla Periódica

La Tabla Periódica es una clasificación ordenada de los elementos basada en su número atómico. Estos elementos pueden ser metales, no metales o gases inertes. La tabla se divide en 8 grupos y 7 períodos. Los elementos estables (inertes) se encuentran en el grupo 8, mientras que los inestables (representativos y de transición externa o interna) se ubican en los grupos del 1 al 7.

La posición de cada elemento depende del número de niveles de energía y de sus propiedades, facilitando así el estudio sistemático de los elementos.

Grupos y Períodos

• Grupos

  Los elementos que pertenecen a un mismo grupo (excepto los del grupo 8) presentan propiedades químicas similares. Cada uno de los otros grupos se divide en 2 subgrupos (A y B) de acuerdo con su similitud química.

  • Grupo I: Alcalinos
  • Grupo II: Alcalinos térreos
  • Grupo VII: Halógenos
  • Grupo VIII: Gases Nobles (Inertes)

• Períodos

  Los elementos que pertenecen a un mismo período varían en sus características físicas y químicas; de izquierda a derecha, generalmente pierden su carácter metálico.

Distribución Electrónica

Nivel: 1 2 3 4
Cant. de electrones por nivel: 2 8 18 32

Subniveles: s, p, d, f

Spin: Sentido de giro de los electrones sobre su propio eje.

Orbitales: Zonas alrededor del núcleo atómico con alta probabilidad de encontrar un electrón.

• Orbital s²: Forma esférica con 2 electrones.
• Orbitales p⁶: Subdivididos en 3 orbitales (p_x, p_y, p_z) con la misma energía, perpendiculares entre sí y direccionales. Cada uno puede alojar hasta 2 electrones.
• Orbitales d¹⁰: Subdivididos en 5 orbitales (d₁ a d₅) con la misma energía. Cada uno puede alojar hasta 2 electrones.
• Orbitales f¹⁴: Subdivididos en 7 orbitales (f₁ a f₇) con la misma energía. Cada uno puede alojar hasta 2 electrones.

Electrones Apareados: Cuando hay 2 electrones en un orbital.

Electrones Desapareados: Cuando hay 1 electrón en un orbital.

Propiedades Periódicas

• Radio Atómico: Distancia entre el núcleo y el último nivel de energía de un átomo. Aumenta hacia abajo y hacia la izquierda en la Tabla Periódica. A más niveles de energía y menor carga nuclear, mayor radio atómico.
• Electronegatividad: Capacidad de un átomo para atraer electrones. Los no metales poseen alta electronegatividad, mientras que los metales poseen baja electronegatividad. A mayor radio atómico, menor electronegatividad.
• Estabilidad Química: Un átomo adquiere estabilidad cuando completa su último nivel de energía con 8 electrones (regla del octeto), o con 2 electrones en el caso del hidrógeno, litio y berilio, formando enlaces químicos para constituir compuestos.
• Enlace Químico: Fuerza que mantiene unidos a los átomos en un compuesto.
• Número de Oxidación: Número que indica la cantidad de electrones que un átomo gana, cede o comparte al formar un enlace químico.

Enlaces Químicos

• Enlace Iónico

  Enlace químico entre dos o más átomos con una diferencia significativa de electronegatividad, donde un átomo menos electronegativo transfiere electrones a un átomo más electronegativo (formación de iones).

  Propiedades de los Compuestos Iónicos

  • Puntos de fusión y ebullición altos; generalmente sólidos a temperatura ambiente.
  • Solubles en agua.
  • Conductores de electricidad en estado fundido o en solución acuosa.
  • Forman estructuras cristalinas iónicas.
  • Duros y frágiles.

• Enlace Covalente

  Enlace químico donde se comparten electrones entre dos o más átomos debido a una diferencia de electronegatividad no tan grande como para permitir la transferencia completa de electrones. Se da entre no metales.

  Tipos de Enlaces Covalentes

  • Compartición: Entre un no metal y otro no metal.
  • Coordinados/Dativos: Uno de los átomos cede ambos electrones para ser compartidos.
  • Propiamente dicho: Dependiendo del número de pares de electrones compartidos (simple, doble, triple, etc.).

  Propiedades de los Compuestos Covalentes

  • Puntos de fusión y ebullición bajos, debido a fuerzas intermoleculares débiles.
  • Solubles en solventes orgánicos no polares; generalmente insolubles en agua.
  • No conducen electricidad, ya que no forman iones.
  • Estructura cristalina molecular o amorfa.
  • Moléculas unidas por fuerzas de Van der Waals.

• Enlace Metálico

  Enlace donde los átomos metálicos pierden electrones de valencia, formando una "nube" o "mar" de electrones que mantiene unidos a los iones metálicos positivos, resultando en estructuras sólidas y compactas.

  Propiedades de los Compuestos Metálicos

  • Buenos conductores de electricidad y calor.
  • La conductividad eléctrica disminuye al aumentar la temperatura debido al aumento de la resistencia eléctrica.
  • Poseen energía cinética.
  • Los electrones de la superficie reflejan la luz (fotones).
  • Maleables y dúctiles (se pueden deformar en láminas o hilos).

Estructura de Lewis

Representación gráfica que muestra los enlaces entre los átomos de una molécula y los pares de electrones solitarios que puedan existir.

Los metales forman óxidos al reaccionar con el oxígeno. El número de oxidación del metal en el óxido define su comportamiento en diferentes medios. Los óxidos son compuestos binarios que responden a una fórmula general. Pueden ser básicos (óxidos metálicos, enlace iónico) o ácidos (óxidos no metálicos, enlace covalente).

Un elemento puede tener hasta cuatro números de oxidación diferentes, que se nombran con prefijos y sufijos: hipo-...-oso, -oso, -ico, per-...-ico.

Reglas para las Estructuras de Lewis

• Se organiza la molécula con sus átomos.
• Se determina la cantidad de electrones de valencia de cada átomo.
• Se comparten electrones para formar enlaces y completar el octeto (o dueto para el hidrógeno).