Períodos: (Filas 1-7)

• Grupos: (Columnas: 1-18)

1: Alcalinos

2: Alcalinotérreos

3-12: Metales de transición

13: Térreos

14: Carbonoideos

15: Nitrogenoideos

16: Anfígenos

17: Halógenos

18: Gases Nobles

Estado físico:

Gases: H2, N2, O2, F2, Cl2, Gases Nobles

Líquidos: Br2 y Hg

Sólidos: El resto

Diatómicos: H2, N2, O2, F2, Cl2, Br2, I2

Diagrama para la configuración electrónica:

· Alcalinos ………………ns1

· Alcalinotérreos ……..ns2

· Térreos ………………..ns2 p1

· Carbonoideos ….…..ns2 p2

· Nitrogenoideos …….ns2 p3

· Anfígenos……………..ns2 p4

· Halógenos ……………ns2 p5

· Gases nobles ………..ns2 p6

RADIO ATÓMICO Y RADIO IÓNICO

Radio atómico: mitad de la distancia que separa los núcleos de 2 átomos iguales enlazados.

Variación en el sistema periódico:

• En el grupo: aumenta hacia abajo.

• En el periodo: aumenta hacia la izquierda.

En los iones se ve:

• Los cationes son más pequeños que su átomo neutro.

• Los aniones son más grandes que su átomo neutro.

ENERGÍA DE IONIZACIÓN

Energía que se necesita al arrancar el e- más externo de un átomo neutro.

Variación en el Sistema Periódico:

En un grupo aumenta hacia arriba.

En un periodo aumenta hacia la derecha.

Unidades de la Energía en kJ/mol o en e.V

1 e.V= 1,602·10-19 J

AFINIDAD ELECTRÓNICA

Es la energía intercambiada por un átomo gaseoso cuando acepta un e-.

Todas las afinidades son negativas, ya que es un proceso exotérmico.

En el sistema periódico, en valor absoluto, varía igual que la E. I.

ELECTRONEGATIVIDAD

Capacidad que tiene un átomo de un elemento dado de atraer hacia sí el par de e- compartidos en un enlace covalente.

Varía en el sistema periódico igual que la E. I., y la A. E.

NÚMEROS CUÁNTICOS Y ORBITALES ATÓMICOS

Principio de exclusión de Pauli: dos electrones dentro del átomo no pueden tener los cuatro números cuánticos iguales. (Pueden estar en el mismo orbital pero el sentido de giro será distinto)

b) Regla de máxima multiplicidad de Hund: en un mismo tipo de orbitales los electrones se sitúan lo más desapareados posibles y con el spin paralelo.

– Números cuánticos:

a) Número cuántico principal (n): nivel energético o capa principal. A mayor valor de n entonces más distancia hay entre el electrón y el núcleo del átomo. (Más energía).

Valores que puede tomar: n = 1, 2, 3, 4, 5…

b) Número cuántico secundario o del momento angular (l): indica los subniveles energéticos y determina la forma de los orbitales. Por ejemplo, para l =0 indica que los orbitales son circulares. Si l =1, 2… entonces los orbitales son elípticos.

Los valores que puede tomar son: l = 0…n-1

Si n =1; l = 0

Si n= 2; l = 0, 1

Si n = 3; l = 0, 1, 2

Además a los orbitales según el valor de l se le asigna una letra:

s ……….l = 0

p ………l = 1

d……….l = 2

f………..l = 3

c) Número cuántico magnético (m): determina la orientación espacial del orbital.

Los valores que puede tomar son: m = -l…0…+l

l = 0; m = 0 (1 orbital)

l = 1; m = -1, 0, 1 (3 orbitales)

l = 2; m = -2, -1, 0, 1, 2 (5 orbitales)

l = 3; m = -3, -2, -1, 0, 1, 2, 3 (7 orbitales)

d) Número cuántico de spin (ms): informa acerca del sentido de giro del electrón.

Los valores que puede tomar son: +1/2 y – 1/2 (↑: +1/2 y ↓: -1/2)

Identificación elemento en la tabla periódica a partir de su configuración electrónica:

a partir de la configuración electrónica un elemento se identifica en la tabla periódica:

a) Grupo: corresponde al bloque indicado por la letra del último orbital y el último

electrón. (Ej. Último orbital es 3p 5 entonces se encuentra en el bloque p y en la quinta columna dentro de ese bloque →Halógenos)

b) Período: corresponde al valor de n más alto – última capa- (Ej. Último orbital es 3p5 entonces se encuentra en el período 3)

– Diagrama de orbital de la última capa en un átomo: consiste en representar en un

diagrama los electrones que se sitúan en los orbitales de la última capa, dentro de un átomo.

Regla del octeto: los átomos tienen una capa electrónica externa que puede contener hasta ocho electrones (ns2 np6); este octeto de electrones representa una disposición electrónica especialmente estable, ya que corresponde a la estructura de gas noble.

Siguiendo este criterio, los átomos se unen por medio de enlaces, ceden, captan o comparten electrones con el fin de alcanzar estos ocho electrones en sus capas externas, ya que esto supone la máxima estabilidad.

Limitaciones de la regla del octeto:

El hidrógeno es estable solo con dos electrones en su capa 1s.

Octeto expandido: Algunos elementos a partir del tercer periodo, al tener orbitales d, pueden rodearse de más de ocho electrones.

Octeto incompleto: algunos elementos se estabilizan con menos de ocho electrones al su alrededor.

PROPIEDADES DE LAS SUSTANCIAS IÓNICAS

a) Dado que su forma natural es la red cristalina, se trata de sustancias sólidas.

b) La dureza es bastante grande.

c) Tendrán altos puntos de fusión y ebullición.

d) Son solubles en disolventes polares como el agua

e) No son conductores de la electricidad porque sus iones ocupan posiciones fijas y no tienen movilidad. Cuando están en disolución o en estado líquido, la conductividad es muy grande porque se pueden mover los iones.

POLARIDAD DE LOS ENLACES

El enlace polar se produce cuando se enlazan dos átomos de distinta electronegatividad. El más electronegativo atrae hacia sí el par de electrones compartidos responsable del enlace, de forma que sobre él aparece un cierto exceso de carga negativa y, sobre el otro, un positivo equivalente. Se crean así dos polos, lo que se llama un dipolo eléctrico.

Ejemplo: Indica si los siguientes enlaces F-F, H-O, C-H y P-Cl son polares o apolares

F-F: Como son dos átomos iguales tienen la misma electronegatividad. Enlace apolar.

H-O: Como el átomo de O es más electronegativo que el H. Enlace polar

C-H: Como la electronegatividad del C es similar a la del H. Enlace apolar

P-Cl: Como el átomo de Cl es más electronegativo que el P. Enlace polar.

PROPIEDADES DE LAS SUSTANCIAS COVALENTES

a) Los compuestos covalentes pueden presentarse en forma molecular, y como redes cristalinas en algunos casos particulares como el diamante o la sílice.

b) Pueden estar en estado sólido, líquido o gaseoso.

c) Las sustancias polares son solubles en disolventes polares y las apolares en disolventes apolares.

d) Son malos conductores del calor y de la electricidad en general.

PROPIEDADES DE LAS SUSTANCIAS METÁLICAS

a) Son sólidos en general, excepto el mercurio que es líquido

b) Dúctiles y maleables: se pueden estirar en hilos o formar láminas

c) Puntos de fusión y ebullición variables

d) Alta conductividad eléctrica y térmica por tener electrones libres.

e) Tienen un brillo metálico característico

NATURALEZA ELECTROMAGNÉTICA DE LA LUZ

Actualmente está admitida la dualidad de la naturaleza de la luz: corpuscular y ondulatoria.

Naturaleza corpuscular: Newton y confirmada por Albert Einstein

Naturaleza ondulatoria: Huygens y Maxwell.

La luz se propaga aproximadamente a 3·108 m/s y se representa por la letra c.

Una onda es la propagación de una perturbación vibracional en la cual se transmite energía, pero no materia.

Una onda viene caracterizada por su velocidad de propagación (v); su amplitud (A); su período (T); por su frecuencia (u) y su longitud de onda (λ). Estas dos últimas se relacionan por la siguiente expresión:

HIPÓTESIS DE PLANCK

No puede absorberse o emitirse cualquier cantidad de energía sino cuantos de energía, cuyo valor es:

Donde h es la constante de Planck y de valor:

ESTRUCTURAS DE LEWIS

Las estructuras de Lewis son unas representaciones de las moléculas, en las cuales, se representan los electrones implicados en los enlaces y los electrones libres. Para representar una molécula mediante estructura de Lewis, se han de seguir los siguientes pasos:

1. Escriba las configuraciones electrónicas de los átomos implicados en la molécula.

2. Coloca los átomos de la molécula de la forma más simétrica posible.

3. Determina los electrones disponibles en la capa externa de cada uno de los átomos (A).

4. Calcula el número total de electrones que caben en la capa de valencia de todos los átomos (N).

5. El número total de electrones compartidos (S) se obtiene de restar los electrones disponibles de los que caben (N-A)

6. Coloca el resultado anterior, es decir, los pares de electrones compartidos, enlazando los átomos.

7. Calcula los electrones libres (L), restando los que caben a los compartidos (A-S).

8. Coloca este número como electrones no compartidos para completar el octeto de todos los átomos.