Fundamentos de Química: Estructura Atómica, Enlaces y Termodinámica

Principios de Configuración Electrónica

• Principio de Aufbau: Los electrones en los átomos se distribuyen ocupando niveles de menor a mayor energía.
• Principio de exclusión de Pauli: Es imposible que existan en un átomo dos electrones con sus cuatro números cuánticos iguales.
• Regla de máxima multiplicidad de Hund: Dado un conjunto de orbitales degenerados, los electrones tienden a ocupar el máximo número posible de orbitales manteniendo sus electrones desapareados.

Propiedades Periódicas

• Radio atómico: Distancia entre dos núcleos. Aumenta hacia la izquierda y hacia abajo.
• Radio iónico: Similar al atómico, pero aplicado a iones. Aumenta hacia la derecha y hacia arriba.
• Energía de ionización: Energía necesaria para que un átomo neutro en estado gaseoso y en su estado fundamental pierda un electrón y se transforme en catión.
• Afinidad electrónica: Energía liberada cuando un átomo neutro en estado gaseoso gana un electrón y se transforma en anión.
• Electronegatividad: Tendencia de un átomo para atraer hacia sí el par o pares de electrones compartidos en un enlace covalente.

Nota: La energía de ionización, afinidad electrónica y electronegatividad aumentan hacia la izquierda y hacia arriba.

Tipos de Enlaces

Enlace iónico

Propiedades: Sólidos y duros a temperatura ambiente, altos puntos de ebullición y fusión, solubles en H₂O y buenos conductores.

Enlace metálico

Propiedades: Alta conductividad térmica y eléctrica. Son sólidos a temperatura ambiente (excepto el Hg).

Enlaces covalentes

• Sustancias moleculares: Bajos puntos de fusión y ebullición debido a fuerzas intermoleculares débiles. Suelen ser gases o líquidos a temperatura ambiente, no conductores. Las sustancias polares se disuelven en disolventes polares y las apolares en apolares.
• Sólidos covalentes: Sólidos a temperatura ambiente, altos puntos de fusión y ebullición, enlaces fuertes, duros pero frágiles, insolubles y malos conductores.

Fuerzas intermoleculares: Fuerzas de Van der Waals (dipolo-dipolo) y enlaces de hidrógeno.

Orden de intensidad: Cristales covalentes > Metálicos > Iónicos > Moleculares (Enlace H > Dipolo-Dipolo > London).

Geometría Molecular (TRPECV)

• AB / AB₂: Lineal
• AB₃: Trigonal plana
• AB₂E / AB₂E₂: Angular
• AB₄: Tetraédrica
• AB₃E: Pirámide trigonal
• AB₅: Bipirámide trigonal
• AB₆: Octaédrica

Polaridad: Una molécula es apolar si el momento dipolar se anula por su geometría. Es polar si el átomo central presenta electrones no enlazantes o si está unido a átomos con diferente electronegatividad.

Termodinámica y Cinética

• ΔH > 0: Endotérmica (absorbe calor).
• ΔS > 0: Reversible.
• ΔG > 0: No espontánea.
• Ecuación de Gibbs: ΔG = ΔH - T·ΔS
• Ecuación de Arrhenius: K = A · e^-Ea/R·T. Si la temperatura aumenta, la constante K aumenta y la velocidad aumenta.
• Velocidad de reacción: v = k · [A]^α · [B]^β

Ejemplos de Reacciones y Compuestos

• Reacción de formación: N₂ + 3H₂ → 2NH₃
• Reacción de combustión: Combustible + O₂ → CO₂ + H₂O
• Compuestos: H₂Se (ácido hídrico), HNO₃ (ácido nítrico), CuSO₄ (sulfato de cobre).