¿Qué diferencia hay entre enlace iónico y covalente?

En el enlace iónico se transfieren electrones de un metal a un no metal, mientras que en el covalente los electrones se comparten entre dos no metales. La diferencia de electronegatividad determina cuál de los dos se forma.

¿Qué es la regla del octeto?

Es la tendencia de los átomos a tener 8 electrones en su capa de valencia para ser estables. Algunos elementos, como H, Be y B, son excepciones.

Conceptos fundamentales de química: resumen de tabla periódica, enlaces y reacciones

Resumen

Este resumen recorre los conceptos básicos de la química: la organización de la tabla periódica y sus propiedades periódicas, la configuración electrónica, la regla del octeto y las estructuras de Lewis. También explica los tipos de enlace químico, la polaridad molecular, las interacciones intermoleculares y los principales tipos de reacciones químicas.

Puntos clave

La tabla periódica moderna ordena los elementos por número atómico (Z), y sus propiedades se repiten periódicamente.
Los metales son buenos conductores, maleables y dúctiles, y forman cationes; los no metales forman aniones.
La electronegatividad aumenta hacia la derecha y hacia arriba en la tabla, siendo el flúor el elemento más electronegativo.
La regla del octeto establece que los átomos buscan 8 electrones de valencia, con excepciones como H (2), Be (4) y B (6).
Según la diferencia de electronegatividad (ΔEN), el enlace puede ser covalente apolar (0–0.4), covalente polar (0.5–1.7) o iónico (>1.7).
Las reacciones químicas se clasifican en síntesis, descomposición, sustitución simple, doble sustitución, combustión y neutralización.

Ponte a prueba

1. Historia y organización de la tabla periódica

En 1869, Dmitri Mendeléyev organizó los elementos según su masa atómica y propiedades químicas. La tabla moderna se organiza por número atómico (Z).

Ley periódica

Las propiedades físicas y químicas de los elementos se repiten periódicamente cuando se ordenan por número atómico.

Periodos: Filas horizontales que indican el número de niveles de energía.
Grupos o familias: Columnas verticales con propiedades químicas similares.

Familias importantes

IA: Metales alcalinos
IIA: Alcalinotérreos
VIIA: Halógenos
VIIIA: Gases nobles

2. Clasificación de los elementos

Metales:
- Buenos conductores.
- Maleables y dúctiles.
- Pierden electrones → forman cationes.
No metales:
- Malos conductores.
- Ganan electrones → forman aniones.
Metaloides: Propiedades intermedias entre metales y no metales.

3. Propiedades periódicas

Radio atómico: Distancia del núcleo al último electrón. Aumenta hacia abajo y hacia la izquierda.
Energía de ionización: Energía necesaria para quitar un electrón. Aumenta hacia la derecha y hacia arriba.
Electronegatividad: Capacidad de atraer electrones en un enlace. Aumenta hacia la derecha y hacia arriba. El elemento más electronegativo es el Flúor.

4. Principios de configuración electrónica

Principio de Aufbau: Los electrones llenan primero los orbitales de menor energía.
Principio de exclusión de Pauli: Máximo 2 electrones por orbital con espines opuestos.
Regla de Hund: Los electrones ocupan orbitales vacíos con espines paralelos antes de aparearse.

5. Electrones de valencia

Son los electrones del último nivel energético y determinan la reactividad y el tipo de enlace:

Grupo IA: 1
Grupo IIA: 2
Grupo IIIA: 3
Grupo IVA: 4
Grupo VA: 5
Grupo VIA: 6
Grupo VIIA: 7
Grupo VIIIA: 8

6. Regla del octeto

Los átomos buscan tener 8 electrones en su capa de valencia para ser estables. Excepciones:

H: 2 electrones
Be: 4 electrones
B: 6 electrones

7. Estructuras de Lewis

Representación de electrones de valencia con puntos. Pasos:

Contar electrones de valencia.
Elegir átomo central.
Formar enlaces simples.
Completar octetos.
Usar enlaces dobles o triples si es necesario.

8. Enlaces químicos

Enlace iónico: Transferencia de electrones (Metal + no metal).
Enlace covalente: Compartición de electrones (No metal + no metal). Tipos: Simple (1 par), Doble (2 pares), Triple (3 pares).
Enlace metálico: Entre metales con "mar de electrones".

9. Electronegatividad y polaridad

ΔEN = EN1 − EN2

0 – 0.4: Covalente apolar.
0.5 – 1.7: Covalente polar.
> 1.7: Iónico.

Molécula polar: Distribución desigual de electrones (ejemplo: H₂O).
Molécula apolar: Distribución simétrica (ejemplos: O₂, N₂, CO₂).

10. Interacciones intermoleculares

Dipolo-dipolo: Entre moléculas polares.
Dipolo inducido: Una molécula polar induce polaridad en otra.
Fuerzas de dispersión de London: Presentes en todas las moléculas.
Puente de hidrógeno: Cuando el H está unido a F, O o N.

11. Reacciones químicas

Transformación de reactivos en productos. Ejemplo: CH₄ + 2O₂ → CO₂ + 2H₂O

Símbolos comunes

(s): sólido | (l): líquido | (g): gas | (aq): acuoso
Δ: calor | ↑: gas liberado | ↓: precipitado

12. Tipos de reacciones químicas

Síntesis: A + B → AB
Descomposición: AB → A + B
Sustitución simple: A + BC → AC + B
Doble sustitución: AB + CD → AD + CB
Combustión: Compuesto + O₂ → CO₂ + H₂O
Neutralización: Ácido + base → sal + agua