Química

En este módulo, en la pestaña de materiales, te dejo un formulario interesante para trabajar con disoluciones

MÓDULO I.- SISTEMA PERIÓDICO Y ENLACES Hola, en este módulo te dejo algunos conceptos importantes de este tema. Son algunos de los conceptos que suelen caer en exámenes y que os cuesta un pelín más justificar.   NÚMEROS CUÁNTICOS. – Son los valores que describen un orbital y el electrón que lo ocupa. Los tres primeros nos dan la información del orbital y el cuarto, acerca del electrón que lo ocupa. Son los siguientes: Número cuántico principal (n): Indica la capa o nivel de energía y puede tomar valores comprendidos entre el 1 y el 7 Número cuántico secundario (l): Indica la subcapa o nivel de energía y puede tomar valores comprendidos entre 0 y n-1. Según el subnivel que ocupen usaremos l = 0, si está en el orbital s; l = 1, si está en el orbital p; l = 2, si está en el orbital d y    l = 3, si está en el orbital f Número cuántico magnético (m): Indica las posibles orientaciones de los orbitales y va desde -l hasta +l (Recuerda, es el nombre de la caja donde hemos metido el último electrón) Número cuántico magnético de spin (s): Indica las posibles orientaciones que puede adoptar el campo magnético creado por el electrón al girar sobre sí mismo (Recuerda +1/2 si entra boca arriba y -1/2, si lo hace boca abajo)   PROPIEDADES PERIÓDICAS. –   RADIO ATÓMICO: Es la mitad de la distancia entre los núcleos de dos átomos adyacentes en un sólido metálico. Cuanto más abajo y más a la izquierda se encuentre un elemento en la tabla periódica, mayor será su radio atómico. Dentro de un mismo grupo, el radio atómico aumenta hacia abajo porque de esta manera, aumenta el número de capas, puesto que aumenta el periodo Dentro de un mismo periodo (misma capa) el radio atómico aumenta hacia la izquierda, ya que disminuye el número de protones y cuantos menos protones tenga el elemento, menor es la atracción hacia los electrones periféricos y el radio aumenta de tamaño (Recuerda, los electrones están más flojos, más sueltos, el elemento está más relajado y por eso el radio es mayor).   RADIO IÓNICO: Un anión tiene mayor radio que su átomo neutro. Teniendo en cuenta que los electrones se repelen entre sí, la nube electrónica o radio iónico se expande. Y un catión, tiene menor radio iónico que si átomo neutro. Al tener menos electrones, hay menor repulsión y se contrae.   ENERGÍA O POTENCIAL DE IONIZACIÓN: Es la energía mínima necesaria para arrancar un electrón (el más externo al núcleo) de un átomo neutro en estado gaseoso y en su estado fundamental Cuanto más arriba y más a la derecha esté un elemento en la tabla periódica, mayor energía. Cuando un átomo tiene un radio pequeño, los electrones periféricos están muy atraídos por el núcleo, por lo que cuesta más trabajo arrancarlos (requiere mayor energía de ionización). Por esta razón, los gases nobles son los elementos que tienen mayor energía de ionización, aunque también es debió a su gran estabilidad. Las sucesivas energías de ionización, siempre son mayores que las anteriores y la energía de ionización que coincide con el cambio de capa es mucho mayor, ya que ese electrón se arranca de una capa más cercana al núcleo y con configuración de gas noble.   AFINIDAD ELECTRÓNICA: Es la energía desprendida o absorbida, cuando un átomo neutro en estado gaseoso acepta un electrón para formar un ion negativo (anión). Cuanto más arriba y más a la derecha esté el elemento en la tabla periódica, mayor es su afinidad electrónica. Al ser su radio menor, el núcleo atraerá con más fuerza a ese hipotético electrón para crear el anión (cuanto más cerca esté de la configuración electrónica del gas noble, más ganas tiene de captar ese electrón, mayor afinidad electrónica).   ELECTRONEGATIVIDAD:  Capacidad que tiene un átomo de un elemento dado para atraer hacia sí el par o pares de electrones compartidos en un enlace covalente. Cuanto más arriba y más a la derecha esté un elemento en la tabla periódica, mayor electronegatividad. Al ser su radio menor, el núcleo atraerá con más fuerza a los electrones compartidos en dicho enlace. Si un elemento es más electronegativo (más no metálico) tiene tendencia a ganar electrones formando aniones y viceversa, formando cationes.   TIPOS DE ENLACES. –   ENLACE IÓNICO: Este enlace se basa en la transferencia de electrones. Se da en elementos con mucha diferencia de electronegatividad (muy separados en la tabla). No comparten electrones, sino que los ceden desde el elemento menos electronegativo, que formará un catión, al más electronegativo, que formará un anión. Este enlace es característico de la unión de elementos metálicos y no metálicos.   ENLACE COVALENTE: Este enlace se basa en compartir electrones, lo hacen porque los elementos que se unen tienen una electronegatividad similar, similar tendencia a atraer hacia si los electrones compartidos en un enlace covalente. Es característico de la unión de elementos metálicos.   ENLACE METÁLICO: También se basa en compartir electrones, pero de forma colectiva, entre todos los átomos que componen el metal. Se da, obviamente, en metales   ESTRUCTURA DE LEWIS. – Es la representación de cómo se enlazan los electrones de cada átomo para formar un conjunto en el que cada uno de ellos, quede rodeado por ocho electrones (regla del octeto). En esta estructura los electrones pueden estar compartidos formando parte del enlace covalente o no compartidos, que serán los llamados electrones no enlazantes. Cómo formarla: Elegimos un átomo central, que será el que tiene mayor covalencia, ya que podrá formar más enlaces con otros átomos. En definitiva, el menos electronegativo. Los electrones compartidos serán igual a los necesarios (que son a os que debe llegar cada elemento) menos los disponibles (que sin los que tiene cada elemento en su capa de valencia). Los electrones solitarios serán igual a los disponibles menos los compartidos. Llamaremos hipovalencia al incumplimiento de la regla del octeto por defecto y