Simbología y Reacciones Químicas

Simbología:

• H = Hidrógeno
• X = No metal
• O = Oxígeno
• M = Metal

Tipos de Reacciones:

• Neutralización: Ácido (HX(O)) + Base (MOH) → Sal (MXO ternaria / MX binaria) + H₂O
• Composición: A + B → AB
• Combustión Completa: Compuesto de C-H-O + O₂ → CO₂ + H₂O
• Combustión Incompleta: No produce CO₂ + H₂O (productos varían).

Elementos y Grupos de la Tabla Periódica

Clasificación de los Elementos:

• Representativos (s, p)
• Transición (d)
• Transición Interna (f)
• Gases Nobles (ns² np⁶)

Grupos Principales:

• IA (Alcalinos): H, Li, Na, K, Rb, Cs, Fr (ns¹)
• IIA (Alcalinotérreos): Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra (ns²)
• IIIA (Grupo del Boro): ns² p¹
• IVA (Grupo del Carbono): ns² p²
• VA (Grupo del Nitrógeno): ns² p³
• VIA (Calcógenos o Anfígenos): ns² p⁴
• VIIA (Halógenos): F, Cl, Br, I, At (ns² p⁵)
• Gases Nobles: ns² – ns² p⁶

Grupos de Transición (Bloque d):

• IIIB: nd¹ ns²
• IVB: nd² ns²
• VB: nd³ ns²
• VIB: nd⁵ ns¹ (Excepción de configuración)
• VIIB: nd⁵ ns²
• VIIIB: nd⁶⁻⁷⁻⁸ ns²
• IB: nd¹⁰ ns¹ (Excepción de configuración)
• IIB: nd¹⁰ ns²

Características y Números Cuánticos del Átomo

Ejemplo: B (Boro) – Configuración electrónica: 1s² 2s² 2p¹

• Nivel de Energía (n): 2
• Electrones de Valencia: 3
• Regla de Hund: ↑↓ ↑_ __ (1 electrón desapareado)
• Último Electrón: 2p¹

Números Cuánticos:

• n (Principal): Nivel de energía (1, 2, 3…)
• l (Secundario o Azimutal): Forma del orbital (0 = s, 1 = p, 2 = d, 3 = f)
• m (Magnético): Orientación del orbital (-l a +l)
• s (Espín): Giro del electrón (+1/2 o -1/2)

Propiedades Periódicas

• Radio Atómico (RA):
  • Disminuye en un período (de izquierda a derecha).
  • Aumenta en un grupo (de arriba hacia abajo).
• Energía de Ionización (P.I.):
  • AT + E → AT⁺ + e⁻ (Proceso endergónico)
  • Aumenta en un período (de izquierda a derecha).
  • Disminuye en un grupo (de arriba hacia abajo).
• Afinidad Electrónica (EA):
  • AT + e⁻ → E + AT⁻ (Proceso exergónico)
  • Aumenta en un período (de izquierda a derecha).
  • Disminuye en un grupo (de arriba hacia abajo).
• Electronegatividad (EN):
  • Fuerza con la que el núcleo de un átomo atrae a los electrones de otro átomo.
  • Aumenta en un período (de izquierda a derecha).
  • Disminuye en un grupo (de arriba hacia abajo).
  • Relacionada con la carga nuclear efectiva.

Enlaces Interatómicos

• Enlace Iónico (Metal + No Metal):
  • Transferencia de electrones.
  • Formación de aniones (-) y cationes (+).
  • Ejemplo: Na° + °°°°Cl°°° → [Na⁺ °°°°Cl⁻°°°] (Catión: Na⁺ (ion sodio), Anión: Cl⁻ (ion cloruro))
• Enlace Covalente (No Metal + No Metal):
  • Compartición de electrones.
  • Puede ser simple, doble, triple o coordinado (dativo).
  • Ejemplo: H (δ⁺) – O (δ⁻) – H (δ⁺) (δ indica polaridad parcial)
• Enlace Metálico (Metal + Metal):
  • Movimiento de electrones (mar de electrones).

* Electrones de valencia por grupo: IA (1 e⁻), IIA (2 e⁻), IIIA (3 e⁻), IVA (4 e⁻), VA (5 e⁻), VIA (6 e⁻), VIIA (7 e⁻), VIIIA (8 e⁻, excepto He que tiene 2)

Tabla Periódica

• Periodos: 7 filas horizontales.
• Grupos: 18 columnas verticales.
• División principal: Metales y No Metales.

Modelos Atómicos

• Thomson (1897):
  • Átomo compuesto por electrones (carga negativa) en un «átomo positivo».
  • Electrones distribuidos uniformemente.
  • Descubrimiento del electrón.
• Rutherford (1911):
  • Átomo con núcleo diminuto (+) y nube de electrones en movimiento (-).
  • Descubrimiento del núcleo atómico.
• Bohr (1913):
  • Modelo funcional con niveles de energía para el electrón (orbitales).
  • Usa el átomo de hidrógeno como modelo.
  • Propone orbitales para átomos monoelectrónicos.
• Modelo Mecánico-Cuántico (Actual):
  • Colaboración de varios científicos:
    • Louis de Broglie (1924): Comportamiento dual onda-partícula del electrón.
    • Werner Heisenberg (1927): Principio de Incertidumbre.
    • Erwin Schrödinger (1927): Ecuación de onda (ψ²) y concepto de orbital.
  • Explica el comportamiento de átomos polielectrónicos.
  • Orbitales como zonas de mayor probabilidad de encontrar electrones.

Historia del Átomo y la Química

Antes de Cristo (A.C.)

• Demócrito: Concepto de átomo.
• Escuela Atomista: Átomos invisibles, en movimiento, de diferentes tamaños y formas.
• Aristóteles: Oposición a la escuela atomista.

Después de Cristo (D.C.)

• John Dalton (1808): Primera teoría atómica de la materia.
• Antoine Lavoisier: Ley de la conservación de la materia.
• William Crookes (1832-1919): Tubo de rayos catódicos.
• Sir John J. Thomson (1897): Rayos catódicos son partículas con carga negativa (electrones).
• Robert Andrews Millikan (1868-1953): Carga y masa del electrón (experimento de la gota de aceite).
• Wilhelm Roentgen (1895): Rayos X.
• Henri Becquerel (1896): Radiactividad.
• Pierre y Marie Curie (1898): Radiactividad y aislamiento del Radio (Ra).
• Ernest Rutherford y Frederick Soddy (1902): Radiactividad como transformación de elementos.
• Eugen Goldstein: Rayos canales (+).
• Ernest Rutherford (1910): Modelo atómico con núcleo central (+) y envoltura electrónica.
• H. Moseley: Medición de la carga nuclear.
• James Chadwick: Descubrimiento del neutrón.
• Pauli: Neutrino.
• Murray Gell-Mann y George Zweig (1964): Quarks y antiquarks.
• Francis W. Aston (1920): Espectrógrafo e isótopos.
• Jöns Jacob Berzelius (1828): Unidades de masa atómica (UMA).
• Amadeo Avogadro (1811): Volúmenes iguales de gases diferentes (MOL).
• Stanislao Cannizzaro (1861): Contribuciones a la teoría atómica y molecular.
• Modelo de Bohr: Electrones internos con poca influencia en reacciones químicas; electrones de valencia responsables de las propiedades químicas; niveles energéticos estables; órbitas específicas; energía cuantizada de los electrones.