Configuración Electrónica y Propiedades Químicas

Configuración Electrónica Fundamental

La secuencia de llenado de orbitales atómicos sigue el principio de Aufbau:

1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 4f…

Metales y No Metales: Estados de Oxidación Comunes

Metales

• Valencia 1: Li, Na, K, Rb, Cs, Ag, NH₄⁺ (ion amonio)
• Valencia 2: Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Zn, Cd
• Valencias 1, 2: Cu, Hg
• Valencia 3: Al
• Valencias 1, 3: Au
• Valencias 2, 3: Fe, Co, Ni
• Valencias 2, 4: Pt, Pb (plomo), Sn, Ir
• Valencias 2, 3, 6: Cr
• Valencias 2, 3, 4, 6, 7: Mn

No Metales

• Valencia 1: H, F
• Valencias 1, 3, 5, 7: Cl, Br, I
• Valencia 2: O
• Valencias 2, 4, 6: S, Se, Te
• Valencias 1, 3, 5: N
• Valencias 3, 5: P, As, Sb
• Valencia 3: B
• Valencias 2, 4: C, Si, Ge

Casos Especiales de Ácidos

Ácidos de Fósforo (P) y Arsénico (As)

• HPO₂: Ácido metafosforoso
• H₄P₂O₅: Ácido pirofosforoso
• H₃PO₃: Ácido fosforoso
• HPO₃: Ácido metafosfórico
• H₄P₂O₇: Ácido pirofosfórico
• H₃PO₄: Ácido fosfórico

Ácidos de Cromo (Cr)

• H₂CrO₄: Ácido crómico
• H₂Cr₂O₇: Ácido dicrómico

Ácidos de Manganeso (Mn)

• H₂MnO₃: Ácido manganoso
• H₂MnO₄: Ácido mangánico
• HMnO₄: Ácido permangánico

Ácidos de Boro (B)

• HBO₂: Ácido metaborico
• H₃BO₃: Ácido bórico
• H₂B₄O₇: Ácido tetrabórico

Nomenclatura de Ácidos y Sales según Valencia

• 4 Valencias: Hipo-oso, -oso, -ico, Per-ico
• 3 Valencias: Hipo-oso, -oso, -ico
• 2 Valencias: -oso (ito), -ico (ato)

Grupos Funcionales Orgánicos

• Aldehído: -CHO
• Amina: -NH₂
• Amida: -CONH₂
• Nitro: -NO₂
• Éter: CH₃-O-CH₂-CH₃ (Ejemplo: etil metil éter)
• Éster: -COO- (Ejemplo: CH₃-COO-CH₂-CH₃, etanoato de etilo)

Geometría Molecular (Teoría VSEPR)

La geometría molecular se determina por el número de pares de electrones (compartidos y no compartidos) alrededor del átomo central.

• 2 Pares (2-0): Lineal
• 3 Pares (3-0): Triangular plana
• 3 Pares (2-1): Angular
• 4 Pares (4-0): Tetraédrica
• 4 Pares (3-1): Pirámide trigonal
• 4 Pares (2-2): Angular
• 5 Pares (5-0): Bipirámide trigonal
• 5 Pares (4-1): Balancín
• 5 Pares (3-2): Forma de T
• 5 Pares (2-3): Lineal

Elementos y Grupos de la Tabla Periódica

Clasificación por Grupos

• Grupo 1: H (1), Li (3), Na (11), K (19), Rb (37)
• Grupo 2: Be (4), Mg (12), Ca (20), Sr (38)
• Grupo 3: Sc (21)
• Grupo 4: Ti (22)
• Grupo 5: V (23)
• Grupo 6: Cr (24), Mo (42)
• Grupo 7: Mn (25)
• Grupo 8: Fe (26), Ru (44)
• Grupo 9: Co (27)
• Grupo 10: Ni (28), Pd (Paladio, 46)
• Grupo 11: Cu (29), Ag (47), Au (79)
• Grupo 12: Zn (Zinc, 30), Cd (48), Hg (80)
• Grupo 13: B (5), Al (13), Ga (31)
• Grupo 14: C (6), Si (14), Ge (32), Sn (Estaño, 50)
• Grupo 15: N (7), P (15)
• Grupo 16: O (8), S (16), Se (34)
• Grupo 17: F (9), Cl (17), Br (35), I (53)
• Grupo 18: He (2), Ne (10), Ar (18)

Elementos Diatómicos

Los siguientes elementos existen comúnmente como moléculas diatómicas en condiciones estándar:

• H₂ (Hidrógeno)
• F₂ (Flúor)
• Cl₂ (Cloro)
• Br₂ (Bromo)
• I₂ (Yodo)
• O₂ (Oxígeno)
• N₂ (Nitrógeno)

Hidrólisis de Iones

Iones que Sufren Hidrólisis

La hidrólisis ocurre cuando el ion es la base conjugada de un ácido débil o el ácido conjugado de una base débil.

• NH₄⁺ (ion amonio)
• CO₃²⁻ (ion carbonato)
• CH₃COO⁻ (ion acetato)
• CN⁻ (ion cianuro)

Iones que NO Sufren Hidrólisis

No hay hidrólisis si la base conjugada o el ácido conjugado provienen de un ácido o base fuerte.

• K⁺ (ion potasio)
• NO₃⁻ (ion nitrato)
• Cl⁻ (ion cloruro)
• Na⁺ (ion sodio)
• Ca²⁺ (ion calcio)

Propiedades Periódicas y Estructura Molecular

Electronegatividad

La electronegatividad es la capacidad de un átomo de un elemento para atraer hacia sí los pares de electrones compartidos en un enlace covalente.

• El átomo menos electronegativo tiende a perder electrones para adquirir una configuración electrónica estable.
• El átomo más electronegativo se encuentra a un solo electrón de adquirir una configuración electrónica estable.
• En un mismo periodo: Aumenta conforme aumenta el número atómico (Z), ya que se van completando los electrones en ese nivel.
• En un mismo grupo: Disminuye hacia abajo.

Radio Atómico

El radio atómico es la mitad de la distancia entre dos núcleos idénticos, ya sea en un cristal (radio metálico) o en una molécula (radio covalente).

• En un mismo periodo: El radio atómico disminuye a medida que aumenta Z (número de protones), porque aumenta la carga nuclear y la atracción del núcleo sobre los electrones se hace mayor, reduciendo el tamaño del átomo. Por lo tanto, tendrá mayor radio el elemento que tenga menor carga nuclear.
• En un mismo grupo: El radio aumenta al aumentar Z, ya que aumenta el número de capas electrónicas y, por lo tanto, el volumen del átomo.

Isomería

Isomería Geométrica (Cis-Trans)

Para que se presente esta isomería en los alquenos, debe cumplirse que, al menos, cada carbono del doble enlace se una a dos sustituyentes distintos.

Isomería Óptica

Se presenta cuando un átomo de carbono (carbono quiral) está unido a cuatro grupos o elementos distintos.

Afinidad Electrónica (AE)

La Afinidad Electrónica (AE) es la energía puesta en juego por un átomo neutro en estado gaseoso y fundamental para captar un electrón. Cuanto mayor sea la AE, mayor será su tendencia a formar iones negativos.

• En un mismo grupo: Al pasar de un elemento a otro hacia abajo, se pasa a un nivel energético superior. La distancia al núcleo aumenta, la fuerza de atracción entre el núcleo y los electrones disminuye, además de la aportación del efecto apantallamiento. Por lo tanto, la AE disminuye conforme se baja en el grupo.
• En un mismo periodo: Al pasar de un elemento a otro, aumenta la carga nuclear y el número de electrones, pero al estar dentro del mismo nivel de energía, el radio disminuye, aumentando el alcance de la atracción nuclear para otro posible electrón. La AE aumenta al aumentar el número atómico (Z).

Energía de Ionización (Ei)

La Energía de Ionización (Ei) es la energía mínima necesaria para arrancar un electrón a un átomo en estado neutro o gaseoso.

• En un mismo periodo: A medida que se avanza en el periodo, aumenta Z (número de protones), por lo que aumenta la carga nuclear. Esto hace que la atracción del núcleo sobre los electrones sea cada vez mayor, disminuyendo el tamaño del átomo y haciendo más difícil arrancar un electrón, necesitando cada vez más energía. Por lo tanto, a medida que aumenta Z, aumenta la Ei.
• En un mismo grupo: A medida que se baja en un grupo, aumenta el número de capas electrónicas y el tamaño del átomo. Por lo tanto, cada vez habrá que comunicar menos energía para arrancar un electrón. A medida que aumenta Z, disminuye la Ei.

Equilibrio Químico y Principio de Le Chatelier

Principio de Le Chatelier

Cuando un sistema en equilibrio es perturbado desde el exterior modificando sus condiciones de concentración, presión, volumen o temperatura, se desplazará en aquel sentido que tienda a contrarrestar dicha perturbación.

Factores que Afectan el Equilibrio

Modificación de la Concentración

• Si se aumenta la concentración de uno de los productos de reacción, el sistema, para contrarrestarlo, evoluciona hacia la izquierda de la reacción, de tal manera que la reacción neta consume la sustancia añadida.
• Si se aumenta la concentración de algún reactivo, el sistema, para compensarlo, se desplazará hacia la derecha, disminuyendo la concentración de los reactivos y aumentando la de los productos.
• Si se elimina alguna sustancia (reactivo o producto), el sistema evolucionará hacia ese lado para producir más cantidad de dicha sustancia y restablecer el equilibrio.

Modificación de la Presión

• Si se aumenta la presión del sistema (por disminución de volumen), el equilibrio se desplaza hacia el sentido donde sea menor el número de moles de gas, para contrarrestar la perturbación externa.
• Si disminuye la presión, el sistema buscará un aumento de la misma, desplazándose en el sentido donde haya un mayor número de partículas gaseosas.

Modificación de la Temperatura

• Reacción exotérmica: La reacción desprende energía. Si aumentamos la temperatura, se modifica el equilibrio de tal forma que el sistema absorberá energía, favoreciendo el proceso endotérmico y desplazándose el equilibrio hacia la izquierda.
• Reacción endotérmica: La reacción absorbe energía. Un aumento de temperatura lo refuerza, desplazando el equilibrio hacia la derecha. Si disminuimos la temperatura, la reacción evoluciona hacia la izquierda, favoreciendo el proceso exotérmico.

Constante de Equilibrio (Kc)

La constante de equilibrio (Kc) solo depende de la temperatura.

Efecto del Ion Común

Si a una disolución le añadimos una sustancia soluble que tenga un ion ya presente en disolución (ion común), por ejemplo, NaBr en una disolución de AgBr, la concentración del ion bromuro (Br⁻) aumentará. Por lo que, de acuerdo con el principio de Le Chatelier, el equilibrio se desplazará hacia la izquierda, haciendo que la solubilidad de nuestra sustancia inicial (AgBr) disminuya.

Reacciones Químicas y Propiedades Físicas

Especies Oxidantes y Reductoras

• La especie más oxidante es la que provoca la oxidación de otra, es decir, la que gana electrones. Su potencial estándar de reducción es el de valor más positivo (ejemplo: el catión Ag⁺).
• La especie más reductora es la que provoca la reducción de otra, es decir, la que cede electrones. Posee el potencial estándar de reducción más negativo o menos positivo (ejemplo: el metal Zn).

Influencia del pH en la Solubilidad

• Si aumentamos el pH de la disolución, disminuye la concentración de los iones H₃O⁺ y aumenta la concentración de los iones OH⁻. Según el principio de Le Chatelier, el equilibrio se desplazará hacia la izquierda para compensar el aumento de la concentración de iones OH⁻, con lo cual, disminuye la solubilidad del compuesto.
• Si el pH disminuye, aumenta la concentración de H₃O⁺ y disminuye la concentración de iones OH⁻. Con lo cual, el equilibrio se desplaza hacia la derecha y aumenta la solubilidad de la sal.

Punto de Fusión

Cuanto mayor sea la Energía Reticular (Ur), mayor será el punto de fusión de la sustancia. En la fusión, se cambia de estado sólido a líquido, y para que esto suceda, necesitamos vencer las fuerzas electrostáticas. Para que un compuesto iónico se funda, hay que vencer la Energía Reticular.

Polaridad de Enlaces y Moléculas

• Enlace Polar: Existe cuando hay dos zonas de densidad electrónica diferentes debido a la diferencia de electronegatividad entre los átomos.
• Molécula Polar (μ ≠ 0):
  • Posee enlaces polares y una geometría que no permite que los momentos dipolares se cancelen.
  • Puede tener pares de electrones no compartidos en el átomo central.
  • Formada por elementos diferentes con distribución asimétrica de carga.
  • Capaz de formar puentes de hidrógeno (si contiene H unido a F, O, N).
• Molécula Apolar (μ = 0):
  • Compuestos de carbono e hidrógeno (hidrocarburos) suelen ser apolares.
  • Formada por elementos iguales (ej. O₂, N₂).
  • Todos los pares de electrones compartidos están distribuidos simétricamente.
  • Geometría molecular simétrica que cancela los momentos dipolares de los enlaces.

Hibridación de Orbitales

Como alrededor del átomo central observamos «4» zonas de densidad electrónica, será necesaria la hibridación de «4» orbitales atómicos, dando lugar a una hibridación «sp³», donde los «4» orbitales híbridos se orientan hacia los vértices de un «tetraedro».

Energía Reticular, Solubilidad y Dureza

Energía Reticular (Ur)

La Energía Reticular (Ur) es la energía que se desprende en la formación de un mol de un cristal iónico a partir de sus iones en estado gaseoso. Es una energía de naturaleza electrostática, y es directamente proporcional a las cargas de los iones e inversamente proporcional al radio de los iones.

Variación de la Energía Reticular (Ur)

Para compuestos con cargas iónicas y cationes iguales (como los haluros de sodio), la diferencia en la Ur radica en el radio del anión. Los aniones del grupo 17 (halógenos) aumentan su radio a medida que se baja en el grupo (F⁻ < Cl⁻ < Br⁻ < I⁻). Por lo tanto, tendrá mayor Ur aquel compuesto cuyo radio del anión sea menor, y menor Ur aquel cuyo radio sea mayor.

Orden de Energía Reticular:

Ur: NaF > NaCl > NaBr > NaI

Solubilidad en Agua

Cuando disolvemos un compuesto, desmoronamos su red cristalina. Cuanto menor sea la Energía Reticular (Ur), más soluble es el compuesto. Para compuestos con el mismo catión (Na⁺) y carga de los iones, la Ur depende del radio de los iones. Al estar los aniones en el mismo grupo, el radio aumenta al aumentar Z (número atómico), ya que aumenta el número de capas electrónicas y, por lo tanto, el volumen. A medida que aumenta el radio, la Ur disminuye y el compuesto es más soluble.

¿Es Soluble en Agua?

• Compuestos Iónicos: Son solubles en disolventes polares como el agua. Las moléculas de agua se interponen entre los iones de la red, y la red iónica se desmorona, quedando los iones libres en el disolvente (solvatados).
• Compuestos Apolares: Son solubles en disolventes apolares (principio «similar disuelve a similar»).

Dureza

La dureza es la resistencia de un material a ser rayado. Para rayar un cristal iónico, hay que vencer la Energía Reticular. Presentará mayor dureza quien tenga mayor Energía Reticular.

Conceptos de Ácido y Base (Brønsted-Lowry)

• Ácido: Es una sustancia que cede protones (H⁺).
• Base: Es una sustancia que capta protones (H⁺).
• Base Conjugada: Es la especie que se forma cuando un ácido pierde un protón. Es la base conjugada del ácido original porque puede aceptar un protón.
• Ácido Conjugado: Es la especie que se forma cuando una base acepta un protón. Es el ácido conjugado de la base original porque puede ceder un protón.

Etiquetas: configuración electrónica, electronegatividad, propiedades periódicas, química general, Tabla Periódica