Propiedades Periódicas y Geometría Molecular: Conceptos Esenciales de Química

Propiedades Periódicas Fundamentales

Radio Atómico (RAD AT)

El radio atómico es el valor que se le asigna a cada elemento a partir del cual podemos conocer su tamaño aproximado y compararlo con otros átomos. Es una medida de la distancia desde el núcleo hasta la capa de valencia de un átomo.

Tendencia en un Periodo (P)

• Disminuye conforme aumenta el número atómico (Z).
• Cuando aumenta el número atómico, se incrementa la carga del núcleo, manteniéndose constante el número de niveles electrónicos.
• Teniendo en cuenta que el apantallamiento de los electrones internos es incompleto (menor que 1), crece la fuerza atractiva sobre los electrones de valencia y, por lo tanto, disminuye el tamaño del átomo.

Tendencia en un Grupo (G)

• Aumenta conforme aumenta el número atómico (Z).
• Al descender de un periodo a otro, aumenta el número de niveles electrónicos ocupados.
• Esto provoca una disminución de la fuerza atractiva entre el núcleo y los electrones más externos, lo que resulta en un aumento del tamaño del átomo.

Radio Iónico

El radio iónico se refiere al tamaño de los iones, que son átomos que han ganado o perdido electrones.

• El radio de un catión (ion positivo, formado por pérdida de electrones) es menor que el de su átomo neutro correspondiente. Esto se debe a que el electrón más externo está sujeto a una carga nuclear efectiva más intensa que en el átomo neutro, y a la posible pérdida de una capa electrónica completa.
• El radio de un anión (ion negativo, formado por ganancia de electrones) es mayor que el de su átomo neutro correspondiente. En el caso de un anión, el mayor número de electrones respecto al átomo neutro da lugar a un mayor apantallamiento y una mayor repulsión interelectrónica. El electrón más externo del anión está sujeto a una carga nuclear efectiva menos intensa, lo que resulta en un radio mayor.

Energía de Ionización (EI)

La energía de ionización es la mínima energía necesaria para que un átomo neutro de cualquier elemento, en estado gaseoso y en su estado electrónico fundamental, ceda un electrón de su nivel externo y dé lugar a un ion monopositivo de dicho elemento.

• Un valor alto de energía de ionización significa que el electrón está fuertemente retenido por el átomo.

Tendencia en un Periodo (P)

• Se incrementa según aumenta el número atómico (Z).
• Al aumentar el número atómico, aumenta la atracción nuclear sobre el electrón más externo, ya que disminuye el radio atómico y aumenta la carga nuclear efectiva (CNE) sobre él.

Tendencia en un Grupo (G)

• Disminuye según aumenta el número atómico (Z).
• Al aumentar el número atómico, disminuye la atracción nuclear sobre el electrón más externo, ya que se incrementa el radio atómico, mientras que la carga nuclear efectiva (CNE) no varía significativamente.

Afinidad Electrónica (AE)

La afinidad electrónica es la energía intercambiada en el proceso por el que un átomo neutro de un elemento, en estado gaseoso y en su estado electrónico fundamental, recibe un electrón y se transforma en un ion mononegativo.

• Proceso exotérmico (AE < 0): Cuanto más negativo sea el valor de la afinidad electrónica, más favorecido estará el proceso y mayor será la tendencia del átomo a captar electrones.
• Proceso endotérmico (AE > 0): Cuanto más positivo sea el valor de la afinidad electrónica, menos favorecido estará el proceso y menor será la tendencia del átomo a captar electrones.

Tendencia en un Periodo (P)

• Se incrementa (se hace más negativa) según aumenta el número atómico (Z).
• Al aumentar el número atómico, disminuye el radio atómico y resulta más fácil captar un electrón, ya que se encuentra cercano al núcleo atómico.

Tendencia en un Grupo (G)

• Disminuye (se hace menos negativa) según aumenta el número atómico (Z).
• Al aumentar el número atómico, se incrementa el radio atómico y resulta más difícil captar un electrón, puesto que cada vez está más alejado del núcleo atómico.

Electronegatividad (EN)

La electronegatividad es la tendencia relativa de los átomos de un elemento para atraer los electrones compartidos en un enlace covalente.

Tendencia en un Periodo (P)

• Se incrementa según aumenta el número atómico (Z).
• Al aumentar el número atómico, disminuye el radio atómico y resulta más fácil atraer electrones, ya que se encuentran cercanos al núcleo atómico.

Tendencia en un Grupo (G)

• Disminuye según aumenta el número atómico (Z).
• Al aumentar el número atómico, se incrementa el radio atómico y resulta más difícil atraer un electrón, puesto que cada vez está más alejado del núcleo atómico.

Carácter Metálico

El carácter metálico describe el comportamiento de los elementos como metales o no metales, según tiendan a perder sus electrones del nivel más externo (metales) o no (no metales).

Tendencia en un Periodo (P)

• Disminuye según aumenta el número atómico (Z). Los elementos se vuelven más no metálicos.

Tendencia en un Grupo (G)

• Aumenta según aumenta el número atómico (Z).
• Esto se debe a que los átomos más grandes tienen mayor facilidad para perder electrones de valencia, ya que están menos fuertemente atraídos por el núcleo.

Geometría Molecular

Geometría Molecular: Átomo Central Sin Pares de Electrones No Enlazantes (PNE)

La geometría molecular se determina por el número de pares de electrones (PE) enlazantes alrededor del átomo central, cuando no hay pares de electrones no enlazantes (PNE). La geometría electrónica y molecular son idénticas.

• 2 Pares de Electrones (PE): Geometría Lineal.
• 3 Pares de Electrones (PE): Geometría Plana Trigonal.
• 4 Pares de Electrones (PE): Geometría Tetraédrica.
• 5 Pares de Electrones (PE): Geometría Bipiramidal Trigonal.
• 6 Pares de Electrones (PE): Geometría Octaédrica.

Geometría Molecular: Átomo Central Con Pares de Electrones No Enlazantes (PNE)

La presencia de pares de electrones no enlazantes (PNE) influye en la geometría molecular, ya que estos pares ocupan espacio y repelen a los pares enlazantes, aunque no contribuyen directamente a la forma de la molécula. La geometría electrónica (disposición de todos los pares de electrones) es diferente de la geometría molecular.

• 2 Pares Enlazantes (PE), 1 Par No Enlazante (PNE): Geometría Angular (basada en una geometría electrónica trigonal plana). Ejemplo: SO₂.
• 2 Pares Enlazantes (PE), 2 Pares No Enlazantes (PNE): Geometría Angular (basada en una geometría electrónica tetraédrica). Ejemplo: H₂O.
• 3 Pares Enlazantes (PE), 1 Par No Enlazante (PNE): Geometría Piramidal Trigonal (basada en una geometría electrónica tetraédrica). Ejemplo: NH₃.

Propiedades de los Enlaces Químicos

Dureza

• Enlace Iónico: Sustancias duras y frágiles debido a la fuerte atracción electrostática y la repulsión al aplicar fuerza.
• Enlace Covalente: Sustancias muy duras en el caso de redes covalentes (ej. diamante), pero blandas en el caso de moléculas discretas.
• Enlace Metálico: Dureza variable, desde muy blandos (ej. metales alcalinos) hasta muy duros (ej. metales de transición).

Estado Físico a Temperatura Ambiente

• Enlace Iónico: Generalmente sólidos cristalinos.
• Enlace Covalente: Pueden ser sólidos, líquidos o gases, dependiendo de las fuerzas intermoleculares.
• Enlace Metálico: Generalmente sólidos (excepto el mercurio, que es líquido).

Punto de Fusión y Ebullición

• Enlace Iónico: Puntos de fusión y ebullición altos debido a la fuerte atracción entre iones.
• Enlace Covalente: Puntos de fusión y ebullición muy altos en redes covalentes (ej. SiO₂), pero bajos en moléculas discretas (ej. O₂, H₂O).
• Enlace Metálico: Puntos de fusión y ebullición variables, generalmente altos.

Solubilidad

• Enlace Iónico: Solubles en agua y disolventes polares, ya que el agua puede solvatar los iones.
• Enlace Covalente: Generalmente insolubles en agua si son apolares, pero solubles si son polares y pueden formar puentes de hidrógeno. Solubles en disolventes no polares si son apolares.
• Enlace Metálico: Solubilidad variable; no suelen disolverse en disolventes comunes, sino que forman aleaciones con otros metales.

Conductividad Eléctrica

• Enlace Iónico: Malos conductores en estado sólido, pero buenos conductores solo en disolución o fundidos (debido a la movilidad de los iones).
• Enlace Covalente: Generalmente malos conductores (aislantes), ya que no hay iones o electrones libres. Algunas excepciones son los polímeros conductores o el grafito.
• Enlace Metálico: Buenos conductores en estado sólido y fundido (debido a la presencia de electrones deslocalizados en la "nube electrónica").