Sistema Periódico y Conceptos Fundamentales de Química

Sistema Periódico: {Anión: -; Catión: +}

Periodo
1
2
3
4
5
6

Alcalinos (s¹)
H
Litio (Li)
Na
Potasio (K)
Rubidio (Rb)
Cesio (Cs)

Alcalinotérreos (s²)
—
Berilio (Be)
Mg
Ca
Estroncio (Sr)
Bario (Ba)

Térreos (p¹)
—
Boro (B)
Al
Galio (Ga)
Indio (In)
Talio (Tl)

Carbonoideos (p²)
—
C
Silicio (Si)
Germanio (Ge)
Estaño (Sn)
Plomo (Pb)

Nitrogenoideos (p³)
—
N
Fósforo (P)
Arsénico (As)
Antimonio (Sb)
Bismuto (Bi)

Anfígenos (p⁴)
—
O
Azufre (S)
Selenio (Se)
Teluro (Te)
Polonio (Po)

Halógenos (p⁵)
—
F
Cl
Bromo (Br)
Yodo (I)
Astato (At)

Gases Nobles (p⁶)
He
Ne
Argón (Ar)
Kriptón (Kr)
Xenón (Xe)
Radón (Rn)

Conceptos Clave

• Energía de ionización: Es la energía necesaria que hay que suministrar para arrancar el electrón más externo de un átomo aislado de un elemento en estado gaseoso.
• Electronegatividad: Mide la tendencia que tiene un átomo a atraer hacia sí el par de electrones del enlace con otro átomo.
  • En un grupo disminuye al descender en él, pues el núcleo del átomo se encuentra más lejos del par de electrones.
  • En un periodo aumenta de izquierda a derecha. Esto es debido a que, según avanzamos en esa dirección, la carga nuclear es mayor y por lo tanto el par electrónico del enlace estará más atraído.
  • Los gases nobles tienen electronegatividad cero puesto que no forman enlaces.
• Número cuántico principal (n): Nos indica el nivel de energía del orbital, así como su tamaño.
• Número cuántico secundario (l): Nos indica el subnivel de energía del orbital, así como su forma. Por ejemplo: s, p, d, f, respectivamente.
• Número cuántico magnético (ml): Representa la orientación del orbital y sus valores son los comprendidos entre -l y l.
• Número cuántico de espín (ms): Indica en cada orbital del electrón el sentido de giro o su opuesto.
• Modelo de Bohr: Este modelo explicaba la existencia de los espectros atómicos. Según este modelo:
  • Los electrones giran en torno al núcleo solo en órbitas circulares estables, donde al moverse no pierden energía.
  • Las órbitas permitidas son aquellas cuya energía tiene unos valores determinados. A estas órbitas las llamó niveles de energía y las representó con la letra «n».
  • Cuanto más alejado esté el nivel del núcleo, mayor será su energía.
  • Un electrón puede saltar de un nivel a otro más cercano al núcleo emitiendo el exceso de energía en forma de radiación (o absorbiendo el defecto de energía, si salta de un nivel menos energético a otro más energético).

Cinemática (3er Trimestre)

Eje Y (MRUA)

y = y₀ + V_0Yt – 4.9t²

Velocidad: V_Y = V_0Y * sen(∞)

Velocidad inicial: V_0Y = V₀ * sen(∞) – 9.8t

Posición (vector): r = xi + yj

Eje X (MRU)

x = V_0X * t

Velocidad inicial: V_0X = V₀ * cos(∞)

Velocidad: V_0X = V_X = V₀ * cos(∞)

Posición (vector): V = V_Xi + V_Yj

MCU

S = S₀ + V₀t + at²/2

S = S₀ + Vt

Y = Y₀ + ω₀t + ∞ t²/2

Nº vuelta: Y/2π

V = V₀ + at

V = R * ω

a_n = V²/R = ω² * R

ω = ω₀ + ∞ (acel. angular) t²

• Vector posición: Es el vector que va desde el origen de coordenadas hasta el punto en que se encuentra el cuerpo.
• Espacio recorrido: Es la distancia que recorre el cuerpo medida sobre la trayectoria.
• Desplazamiento: Es la distancia, en línea recta, entre la posición inicial y la final.
• Velocidad (Vel): Rapidez con la que cambia la posición de un cuerpo.
• Velocidad instantánea (Vel. instant): Velocidad que lleva el cuerpo en cualquier instante entre esos dos puntos.
• Aceleración: Mide la rapidez con la que varía su velocidad con respecto al tiempo.
• Aceleración Tangencial (A.Tan): Es la responsable de los cambios en el módulo de la velocidad.
• Módulo: Es la rapidez con la que cambia el módulo de la velocidad.
• Dirección: Es tangente a la trayectoria y, por lo tanto, tiene la misma dirección que la velocidad.
• Aceleración Normal (A.Norm): Es la responsable de los cambios en la dirección de la velocidad.

vuelta/min * 2π rad/1 vuelta * 1 min/60 seg

Dinámica

P_Y = N = m * g * cos(∞)

P_X = m * g * sen(∞)

Fr = µ * N = µ * P_Y = µ * m * g * cos(∞)

Eje Y

N = P_Y

Eje X

F_aplic – P_X – Fr = m * a

F_aplic – m * g * sen(∞) – µ * m * g * cos(∞) = m * a

Enlaces Químicos

• Enlace iónico: Es la unión de átomos que resulta de la presencia de atracción electrostática entre los iones de distinto signo, es decir, uno fuertemente electropositivo (baja energía de ionización) y otro fuertemente electronegativo (alta afinidad electrónica). Eso se da cuando en el enlace, uno de los átomos capta electrones del otro. La atracción electrostática entre los iones de carga opuesta causa que se unan y formen un compuesto químico simple; aquí no se fusionan, sino que uno da y otro recibe.
• Enlace covalente: Se produce cuando estos átomos se unen, para alcanzar el octeto estable, comparten electrones del último nivel. En el enlace covalente, los dos átomos no metálicos comparten uno o más electrones, es decir, se unen a través de sus electrones en el último orbital, el cual depende del número atómico en cuestión. Entre los dos átomos pueden compartirse uno, dos o tres pares de electrones, lo cual dará lugar a la formación de un enlace simple, doble o triple respectivamente.