Química: configuración electrónica, enlaces, geometría molecular y termodinámica

Resumen

Este documento resume los principios básicos de la química general: la configuración electrónica de los átomos, las propiedades periódicas y los tipos de enlace y fuerzas intermoleculares. También recoge la geometría molecular según el modelo TRPECV, nociones de polaridad y las ecuaciones básicas de termodinámica y cinética química.

Puntos clave

Principios de Aufbau, exclusión de Pauli y máxima multiplicidad de Hund rigen la configuración electrónica.
La energía de ionización, la afinidad electrónica y la electronegatividad aumentan hacia la izquierda y hacia arriba en la tabla periódica.
Los enlaces iónicos, metálicos y covalentes tienen propiedades físicas distintas según su tipo.
El orden de intensidad de las fuerzas intermoleculares es enlace H > dipolo-dipolo > London.
La geometría molecular se determina con el modelo TRPECV (por ejemplo, AB₄ tetraédrica y AB₆ octaédrica).
ΔG = ΔH - T·ΔS permite predecir la espontaneidad de una reacción.

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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).

Preguntas frecuentes

¿Qué establece el principio de exclusión de Pauli?

Establece que es imposible que dos electrones de un mismo átomo tengan sus cuatro números cuánticos iguales. Por tanto, cada orbital admite como máximo dos electrones con espines opuestos.

¿Cómo se calcula la energía libre de Gibbs?

Se calcula con la ecuación ΔG = ΔH - T·ΔS, donde ΔH es la variación de entalpía, T la temperatura absoluta y ΔS la variación de entropía. Si ΔG es mayor que cero, la reacción no es espontánea.

¿Qué forma tiene una molécula AB₃E?

Tiene geometría de pirámide trigonal según el modelo TRPECV. Este tipo de molécula presenta un par de electrones no enlazantes sobre el átomo central.