Propiedades Atómicas y Enlaces Químicos: Radio Atómico, Ionización y Fuerzas Intermoleculares

Isótopos y notación

Isótopo: átomos de un mismo elemento (mismo Z) con distinto número de neutrones (distinta A). Fórmulas y relaciones básicas: A = Z + n, n = A − Z.

Números cuánticos y orbitales

n: número cuántico principal (es el mayor número en la configuración).
l: número cuántico azimutal; valores: l = 0 (s), l = 1 (p), l = 2 (d), l = 3 (f). Un subnivel con l = x se desdobla en (2l + 1) orbitales; por tanto, cada subnivel alberga como máximo 2(2l + 1) electrones en total y cada orbital admite como máximo 2 electrones.

Secuencia por grupos (valencia típica): g1 - s1, g2 - s2, g3 - d1, g4 - d2, g5 - d3, g6 - d4, g7 - d5, g8 - d6, g9 - d7, g10 - d8, g11 - d9, g12 - d10, g13 - p1, g14 - p2, g15 - p3, g16 - p4, g17 - p5, g18 - p6.

Electrón diferenciador: el último electrón que se introduce en la configuración electrónica.

Notas y fórmulas físicas

Símbolos y relaciones útiles (notación corregida):

• c = velocidad de la luz (m·s⁻¹).
• λ = longitud de onda; ν = frecuencia. Relación: c = λ·ν ⇒ λ = c/ν y ν = c/λ.
• E = energía; para fotones: E = h·ν (h = constante de Planck).

Propiedades periódicas

Radio atómico: se define como la distancia internuclear entre dos átomos iguales unidos entre sí dividida entre 2. En la tabla periódica, el radio atómico aumenta al bajar en un grupo y aumenta hacia la izquierda en un periodo (tendencia: ↓ y ←).

Energía de ionización: es la energía necesaria para arrancar un electrón de un átomo. En la tabla periódica, la energía de ionización aumenta al subir en un grupo y aumenta hacia la derecha en un periodo (tendencia: ↑ y →).

Afinidad electrónica: es la energía normalmente liberada cuando un átomo capta un electrón. En la tabla, la afinidad electrónica aumenta al subir en un grupo y aumenta hacia la derecha en un periodo (tendencia: ↑ y →).

Electronegatividad: se define como la capacidad para atraer electrones cuando un átomo forma un enlace. En la tabla periódica, la electronegatividad aumenta al subir en un grupo y aumenta hacia la derecha en un periodo (tendencia: ↑ y →).

Reactividad química y comportamiento electrónico

Reactividad química: es la capacidad de reacción de los átomos. En la tabla periódica, los metales más reactivos suelen encontrarse en la zona inferior izquierda (por ejemplo, Fr) y los no metales más reactivos en la zona superior derecha (por ejemplo, F).

Para lograr la configuración de gas noble, los átomos pueden:

• Perder electrones: metales → cationes (+). Ejemplos típicos que suelen perder electrones: Li, Be, Na, Mg, K, Ca, Al.
• Ganar electrones: no metales → aniones (−).
• Compartir electrones: formación de enlaces covalentes entre no metales (ni aniones ni cationes).

Tipos de enlace

Enlace iónico

Se da entre un metal (cation) y un no metal (anión). Los metales ceden electrones a los no metales, formándose iones con atracción electrostática fuerte.

Enlace covalente

Se da principalmente entre no metales. Los átomos comparten electrones suficientes para lograr el octeto (cuando es aplicable). Ejemplos: H₂O, CO₂, NH₃.

Enlace metálico

Ocurre entre átomos metálicos iguales. Los átomos metálicos pierden sus electrones de valencia; los cationes se disponen en una red cristalina y los electrones se mueven libremente (mar de electrones).

Sustancias según tipo de enlace

Sustancias moleculares

Características:

• Sustancias formadas por moléculas unidas por fuerzas intermoleculares débiles.
• Puntos de fusión y ebullición bajos.
• Mayoritariamente gaseosas, pero pueden ser líquidas o sólidas blandas.
• No son conductores de electricidad en estado sólido.
• Moléculas polares: solubles en disolventes polares; moléculas apolares: solubles en disolventes apolares u orgánicos.

Sustancias atómicas / covalentes en red

Características:

• Todos los átomos están unidos por enlaces covalentes formando redes tridimensionales.
• Puntos de fusión y ebullición altos, suelen ser materiales duros.
• Aislantes eléctricos y poco solubles en disolventes comunes.
• Ejemplos de redes cristalinas atómicas: diamante y cuarzo.

Enlace covalente: tipos y estructura de Lewis

Tipos de enlaces covalentes:

• Enlace simple: comparten 2 electrones (1 par).
• Enlace doble: comparten 4 electrones (2 pares).
• Enlace triple: comparten 6 electrones (3 pares).
• Enlace dativo (coordinado): un par de electrones es aportado por un solo átomo.

Estructura de Lewis: representaciones simplificadas de moléculas que muestran los pares de electrones compartidos y no compartidos.

Fuerzas intermoleculares

Las moléculas pueden ser polares o apolares según la distribución de carga. Entre las fuerzas intermoleculares relevantes:

• Fuerzas de dispersión (London): presentes en todas las moléculas, dominantes en apolares (ej.: O₂, N₂, H₂, CH₄).
• Dipolo–dipolo: entre moléculas polares (ej.: HCl).
• Puentes de hidrógeno: caso especial de interacción fuerte cuando H está unido a F, O o N (ej.: HF, H₂O, NH₃).

Enlace metálico y redes cristalinas

Enlace metálico: metal + metal (ej.: Al, Fe, Na). No se trata de ganar o compartir electrones en el sentido clásico; los electrones de valencia están deslocalizados y permiten conductividad eléctrica y térmica.

Ejercicio (texto original rellenable): "como él x y él x es un x y un x el enlace formado entre ellos es x. para alcanzar la configuración del gas noble él x pierde gana o comparte electrones convirtiéndose en x." (texto de ejercicio con marcadores 'x' tal como estaba en el documento original).

Redes cristalinas: los compuestos iónicos forman redes cristalinas tridimensionales donde los cationes y aniones se atraen por fuerzas electrostáticas y se colocan de forma muy ordenada.

Propiedades de los compuestos iónicos

• Forman cristales.
• En estado sólido son duros pero frágiles.
• Suelen ser solubles en agua cuando son solubles (depende del compuesto).
• Tienen puntos de fusión y ebullición elevados.
• Conducen la electricidad únicamente cuando están disueltos en agua o en estado fundido (no en estado sólido).

Observaciones finales

El documento original contenía apuntes y fórmulas en forma concisa; en esta corrección se han mantenido todos los contenidos, reordenándolos y corrigiendo ortografía, gramática y nomenclatura para una lectura más clara y coherente. Si deseas que prepare ejercicios resueltos, mapas conceptuales o tarjetas de estudio a partir de este contenido, indícalo y lo preparo.