Fundamentos de Química: Estructura Atómica, Propiedades Periódicas y Nomenclatura Inorgánica

Conceptos Fundamentales de Química

1. Estructura Atómica y Configuración Electrónica

• Principio de Exclusión de Pauli

  Dos electrones en un mismo átomo no pueden tener los cuatro números cuánticos iguales. Deben diferir al menos en el número cuántico de espín (s), teniendo espines opuestos (+1/2 y -1/2).

• Regla de Hund (de máxima multiplicidad)

  Los electrones se distribuyen en los orbitales de un mismo subnivel ocupando el mayor número de orbitales posibles con espines paralelos antes de aparearse.

• Principio de Aufbau

  Establece que los electrones ocupan los orbitales de menor energía antes de ocupar los de mayor energía.

  • Estado Fundamental: Es la configuración electrónica de mínima energía de un átomo, donde los electrones ocupan los orbitales disponibles de menor energía.
  • Estado Excitado: Es una configuración electrónica donde uno o más electrones han saltado a niveles de energía superiores a los del estado fundamental (ej. 1s¹ 2s¹ 2p³).

• Números Cuánticos

  Describen el estado energético de un electrón en un átomo.

  • n (Número Cuántico Principal): Determina la energía y el tamaño del orbital. Puede tomar valores enteros positivos (1, 2, 3...).
  • l (Número Cuántico Azimutal o del Momento Angular): Determina la forma del orbital. Sus valores van de 0 a n-1.
    • l=0: orbital s (esférico)
    • l=1: orbital p (bilobulado)
    • l=2: orbital d (tetralobulado)
    • l=3: orbital f (más complejo)
  • m (Número Cuántico Magnético): Determina la orientación espacial del orbital. Sus valores van de -l a +l, incluyendo el 0.
  • s (Número Cuántico de Espín): Describe el giro del electrón sobre su propio eje. Sus valores son +1/2 o -1/2.

2. Propiedades Periódicas

• Carga Nuclear Efectiva (Z_eff)

  Es la carga neta positiva experimentada por un electrón en un átomo polielectrónico. Aumenta al avanzar en un periodo (de izquierda a derecha), lo que resulta en una mayor atracción de los electrones hacia el núcleo y una contracción de la nube electrónica.

• Radio Atómico

  Es la distancia promedio desde el núcleo hasta el electrón más externo de un átomo.

  • Tendencia: Aumenta de arriba hacia abajo en un grupo y disminuye de izquierda a derecha en un periodo.

• Radio Iónico

  Es el radio de un ion. El tamaño de los iones en una serie isoelectrónica sigue el siguiente orden:

  • Orden de tamaño: Anión (mayor) > Átomo Neutro > Catión (menor).

• Potencial o Energía de Ionización (EI)

  Es la energía mínima necesaria para arrancar un electrón a un átomo en estado gaseoso y en su estado fundamental, formando un catión.

  • Tendencia: Disminuye de arriba hacia abajo en un grupo y aumenta de izquierda a derecha en un periodo.

• Afinidad Electrónica (AE)

  Es la energía que se libera (o absorbe) cuando un átomo en estado gaseoso y en su estado fundamental gana un electrón para formar un anión.

  • Tendencia: Aumenta de izquierda a derecha en un periodo y disminuye de arriba hacia abajo en un grupo (con algunas excepciones).

• Electronegatividad (EN)

  Es la capacidad de un átomo para atraer hacia sí los electrones de un enlace covalente con otro átomo.

  • Tendencia: Aumenta de izquierda a derecha en un periodo y disminuye de arriba hacia abajo en un grupo.

3. Conceptos de Configuración Electrónica Específicos

• Electrón Diferenciador

  Es el último electrón que se añade a la configuración electrónica de un átomo. Por ejemplo, en la configuración 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s² 3d², el electrón diferenciador se encuentra en el orbital 3d.

• Electrones de Valencia

  Son los electrones que se encuentran en la capa más externa de un átomo y que participan en los enlaces químicos. Por ejemplo, en la configuración 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s² 3d¹⁰ 4p³, los electrones de valencia son los 2 del 4s y los 3 del 4p, sumando un total de 5 electrones de valencia.

4. Nomenclatura Química Inorgánica

4.1. Prefijos y Sufijos en Nomenclatura Tradicional (Basado en el Estado de Oxidación)

La nomenclatura tradicional utiliza prefijos y sufijos para indicar el estado de oxidación del elemento central, especialmente en ácidos y sales, cuando un elemento presenta múltiples estados de oxidación.

Nota: Esta tabla generaliza el uso de prefijos y sufijos en la nomenclatura tradicional para elementos que presentan diferentes estados de oxidación.

4.2. Ejemplos de Nomenclatura de Compuestos Inorgánicos

A continuación, se presentan ejemplos de nomenclatura de diversos compuestos inorgánicos, utilizando principalmente la nomenclatura de composición (Stock o sistemática).

• Na₂O: Monóxido de disodio
• F₂O: Monóxido de diflúor
• NaH: Monohidruro de sodio
• SnH₄: Tetrahidruro de estaño
• NH₃: Trihidruro de nitrógeno (o Amoniaco)
• H₂S: Sulfuro de dihidrógeno (o Ácido sulfhídrico)
• Ni(OH)₂: Dihidróxido de níquel (II)
• HClO₄: Ácido perclórico
• HPO₃: Ácido metafosfórico
• PtS₂: Disulfuro de platino (IV)
• Al₂(SO₃)₃: Tris(trioxosulfato) de dialuminio (o Sulfito de aluminio)
• KHSO₃: Hidrogenosulfito de potasio (o Sulfito ácido de potasio)
• Fe(HSO₃)₂: Hidrogenosulfito de hierro (II) (o Sulfito ácido de hierro (II))
• Cr(HSO₄)₃: Hidrogenosulfato de cromo (III) (o Sulfato ácido de cromo (III))
• H₂O₂: Peróxido de hidrógeno (o Agua oxigenada)
• FeO₂: Peróxido de hierro (II) (o Peróxido ferroso)
• Fe₂O₆: Peróxido de hierro (III) (o Peróxido férrico)
• Na₂SO₄: Tetraoxosulfato (VI) de disodio (o Sulfato de sodio)

4.3. Formulación de Ácidos Oxoácidos (Casos Especiales)

Algunos elementos pueden formar diferentes ácidos oxoácidos con el mismo estado de oxidación, dependiendo de la cantidad de moléculas de agua que se adicionen al óxido ácido correspondiente. Estos se distinguen con prefijos como Meta-, Piro- y Orto-.

• Meta: Se forma con la adición de una molécula de agua (ej. H₂O).
• Piro: Se forma con la adición de dos moléculas de agua (ej. 2H₂O).
• Orto: Se forma con la adición de tres moléculas de agua (ej. 3H₂O).