Conceptos Fundamentales de Química: Resumen para Estudiantes

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:

1. Contar electrones de valencia.
2. Elegir átomo central.
3. Formar enlaces simples.
4. Completar octetos.
5. 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