Tabla Periódica definiciones

Número Másico (A)

- o "número de masa" -Indica la cantidad de neutrones + protones que posee un átomo. -Este número se simboliza con la letra A. -Por ejemplo: el número de masa (A) del sodio es 23 y el número atómico (Z) es 11, esto se indica; 23 (número total de protones + neutrones) - 11 (número de protones) = 12 (número de neutrones--> A-Z)

Fórmula molecular

-*Es la fórmula real de la molécula*. -Nos indica los tipos de átomos y el número de cada tipo que participan en la formación de la molécula. -*Por ejemplo*: la fórmula molecular de la glucosa, C6H12O6, nos dice que cada molécula se compone de 6 átomos de C, 12 átomos de hidrógeno y 6 átomos de oxígeno.

Número Atómico (Z)

-Cada elemento se caracteriza por un número entero llamado número atómico (Z) y es, justamente, el número de protones que tienen todos sus átomos /y por lo tanto de electrones, ya que el átomo es eléctricamente neutro)

Enlace Químico

-Conjunto de fuerzas que mantienen unidos los átomos, iones y moléculas, cuando forman distintas agrupaciones estables. -Los átomos se unen para formar otras especies químicas, como moléculas que poseen menor contenido energético que las especies atómicas de procedencia. -La condición necesaria para que los átomos se unan, y para que el conjunto resultante se mantenga, es que el grupo de átomos formado sea más estable que los átomos por separado. -Los gases nobles son los únicos elementos cuyos átomos se encuentran en la naturaleza de manera aislada. En el resto de los elementos, los átomos se encuentran unidos a átomos iguales o diferentes a sí mismos. -Como existe una estrecha relación entre estabilidad y energía, puede deducirse que los sistemas más estables son los que contienen menos energía. Por lo tanto, los agregados atómicos tienen más estabilidad que los átomos aislados porque contienen menos energía. Esto significa que siempre que se forme un enlace se desprenderá energía (energía de enlace), mientras que para romper un enlace será necesario suministrar energía. - Al hacer referencia a la estructura atómica en las secciones anteriores, se observó la importancia de los electrones del último nivel en las propiedades químicas de un elemento. -La diferencia de electronegatividad entre dos átomos permite predecir qué tipo de enlace se establecerá entre ellos y la polaridad que presentará esa molécula.

Enlace apolar

-Cuando las electronegatividades de los átomos participantes son iguales. -*Ejemplo*: los enlaces que se generan entre: C - C, C - H

Enlace polar

-Cuando las electronegatividades de los átomos que la conforman son diferentes, y los electrones se ven atraídos hacia el átomo con la mayor electronegatividad. -*Por ejemplo*: en el cloruro de hidrógeno (HCl) los electrones no son atraídos de la misma manera por los núcleos y pasarán estadísticamente más tiempo cerca del núcleo del átomo más electronegativo, en este caso el cloro (3,0). La diferencia de atracción de los núcleos genera un dipolo permanente en la molécula. Por los tanto, existen una zona con carga negativa sobre el átomo de cloro y otra con carga positiva sobre el hidrógeno (2,1).

Radio atómico

-El tamaño de un átomo depende del medio inmediato, es decir, de su interacción con los átomos circundantes. -El radio de los átomos disminuirá al desplazarse hacia la derecha en un período a medida que se agregan electrones a determinado nivel de energía y aumentará al bajar en un grupo porque los radios atómicos aumentan cuando se añaden más electrones a los orbitales de gran tamaño en niveles de energía altos.

Metales alcalinos

-Elementos del grupo IA, con excepción del H,

Energía e enlace

-Energía que se desprende durante la formación de enlaces químicos.

Fuerzas o interacciones dipolo-dipolo

-Enmarcada dentro de las fuerzas de Van der Waals. -En las moléculas polares, los electrones compartidos de la unión covalente están más cerca del núcleo del átomo que más los atrae (el más electronegativo). Se forma entonces un dipolo, y la diferencia en la densidad de la carga que existe entre uno y otro átomo se denomina momento dipolar. -Las moléculas polares cercanas se acomodan, de manera que el extremo negativo de una se acerca, lo más posible, al extremo positivo del dipolo de otra. Así se produce una atracción electrostática entre los extremos de dipolos opuestos, que se denomina interacción dipolo-dipolo, tanto más intensa es la interacción cuanto mayor es el momento dipolar de la molécula. Este tipo de interacción es posible sólo cuando las moléculas se hallan muy próximas y son fuerzas relativamente débiles.

Enlace covalente

-Es el tipo de unión que se da entre elementos de electronegatividad semejante. -Es aquel en el que dos átomos comparten un par de electrones, de esta manera, los átomos adquieren la configuración externa que predice la Teoría del Octeto: ocho (o dos electrones en el caso del helio). -Este tipo de unión se produce entre elementos no metales. -El par de electrones compartidos forman una nube electrónica que mantiene unidos fuertemente a los átomos. -Mediante este tipo de unión se pueden formar enlaces simples, dobles o triples -Cuanto mayor numero de electrones compartan los dos átomos, más fuerte será el enlace resultante y más próximos entre sí estarán situados los dos átomos (menor distancia de enlace).

Energía de Ionización

-Es la energía necesaria para que un átomo aislado en estado gaseoso pierda un electrón. -Mide la fuerza con que los electrones se encuentran enlazados a los átomos. -Las energías bajas indican que los electrones se eliminan con facilidad, y por tanto, se forma fácilmente un ión positivo (catión). -Siempre es más difícil desplazar a un electrón de un ión con carga positiva que del átomo neutro correspondiente

Ecuación Química

-Es la representación en el papel de una Reacción Química. - Se escriben en el primer miembro (a la izquierda) las sustancias que se consumen o Reactivos y en el segundo miembro (a la derecha) las sustancias que se forman o Productos. - Los reactivos y los productos se separan por una raya o flecha.

Reacciones químicas

-Es un proceso por el cual una o más sustancias, llamados reactivos, se transforman en otra u otras sustancias con propiedades diferentes, llamadas productos. -En una reacción química, los enlaces entre los átomos que forman los reactivos se rompen. Entonces, los átomos se reorganizan de otro modo, formando nuevos enlaces y dando lugar a una o más sustancias diferentes a las iniciales -*Tipos*: Exotérmicas y endotérmicas -Se cumple el principio de conservación de la masa (se dice que está "ajustada" o "equilibrada"

Uniones Puente de Hidrógeno

-Esta unión es considerada por algunos científicos como un tipo especial de interacción dipolo-dipolo. -Se forma cuando un átomo de hidrógeno, unido a un elemento muy electronegativo por un enlace covalente, interacciona con un par electrónico no compartido de otro átomo de alta electronegatividad; se establecen así puentes entre moléculas. La unión por puente de hidrógeno, en general, es más fuerte que las fuerzas de London, pero más débil que las covalentes intra moleculares. Por ejemplo, cuando en una molécula el hidrógeno se encuentra unido a un elemento muy electronegativo que tenga un par de electrones sin compartir, como por ejemplo flúor, en ese caso el flúor atrae tanto al par de electrones que el hidrógeno casi queda desnudo (queda el núcleo). El núcleo del hidrógeno es tan pequeño que atraerá hacia si al par de electrones no compartidos de un átomo de una molécula vecina.

Configuración electrónica

-Existen 7 niveles de energía o capas donde pueden situarse los electrones para girar alrededor del núcleo. -Numerados del 1 (el más cercano al núcleo, el que tiene menor nivel de energía), al 7,(el más externo o más alejado del núcleo; el que tiene mayor nivel de energía). -Entre más alejada del núcleo, mayor nivel de energía en la órbita, por la tendencia a intercambiar o ceder electrones desde las capas más alejadas. -Estos niveles de energía corresponden al número cuántico principal (n) y además de numerarlos de 1 a 7. - A su vez, cada nivel de energía o capa tiene sus electrones repartidos en distintos subniveles, que pueden ser de cuatro tipos: s, p, d, f. -Para determinar la configuración electrónica de un elemento sólo hay que saber cuántos electrones debemos acomodar y distribuir en los subniveles empezando con los de menor energía e ir llenando hasta que todos los electrones estén ubicados donde les corresponde. -Recordemos que partiendo desde el subnivel s, hacia p, d o f se aumenta el nivel de energía. -En cada subnivel hay un número determinado de orbitales que pueden contener, como máximo, 2 electrones cada uno. Así, hay 1 orbital tipo s, 3 orbitales p, 5 orbitales d y 7 del tipo f. De esta forma el número máximo de electrones que admite cada subnivel es: 2 en el s; 6 en el p (2 electrones x 3 orbitales); 10 en el d (2 x 5); 14 en el f (2 x 7) Para los aniones: Para los aniones, se añade un número de electrones igual a la carga del mismo en el orbital que corresponda. Íon= O2- es: 1s2 2s2 2p6 Para los cationes: Para los cationes, se deben retirar un número de electrones, igual a la carga del mismo, del orbital más externo del átomo, una vez ordenados en función del valor de n Íon= Mn2+ es: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d5

Coeficiente estequiométrico

-Indica el número de moléculas de compuesto presentes en la ecuación. -Por lo general si el coeficiente estequiométrico es la unidad no se escribe

Fórmula empírica

-Indica los átomos que participan en el compuesto así como su proporción. -*Por ejemplo*: la glucosa tiene de fórmula empírica CH2O, que nos indica la presencia de carbono, oxígeno e hidrógeno en su estructura en proporción 1:2:1. Sin embargo, la fórmula real de la molécula de glucosa es C6H12O6.

Unidad de Masa Atómica (u.m.a.)

-La 1/12 parte de la masa de un átomo de un tipo particular de carbono, llamado carbono 12. -Por ejempo: Cuando se dice que la masa atómica del N es 14 uma, se indica que la masa de un átomo es 14 veces mayor que la 1/12 parte de la masa del 12C

Electronegatividad

-La electronegatividad de un elemento mide la *tendencia relativa del átomo a atraer los electrones hacia él*, cuando se combina químicamente con otros átomos para formar un enlace químico. -*Por ejemplo*: la electronegatividad del flúor es la más alta de todos los elementos. Esto indica que cuando el ión flúor está enlazado químicamente a otros elementos muestra mayor tendencia a atraer el par de electrones aumentando la densidad electrónica hacia él. El oxígeno es el segundo elemento más electronegativo.

No metales

-Las capas externas contienen 4 o más electrones. -Energía de ionización alta. -Afinidades electrónicas muy negativas. -Electronegatividades altas -Forman aniones ganando electrones. -Forman compuestos iónicos con los metales y compuestos moleculares (covalentes) con otros no metales.

Metales

-Las capas externas contienen pocos electrones, por lo general 3 o menos -Energías de ionización bajas -Afinidades electrónicas ligeramente positivas o negativas -Electronegatividades bajas -Forman cationes, perdiendo electrones -Forman compuestos iónicos con los metales

Grupos

-Las columnas verticales -Tienen propiedades físicas y químicas similares

Enlaces intramoleculares

-Las moléculas suelen estar formadas por un pequeño número de átomos unidos por enlace covalente, el cual no se rompe cuando se producen cambios de estado. -Existen fuerzas que actúan entre las moléculas y que son las responsables de que los compuestos covalentes se puedan licuar y solidificar, ya que si las moléculas fueran totalmente independientes unas de otras serían gases. -Estas fuerzas son las responsables de la existencia de los estados sólido y líquido de la materia, determina los puntos de fusión y de ebullición de las sustancias, como así también la solubilidad en distintos solventes y la dureza que tendrán los cuerpos sólidos moleculares. -Estas fuerzas son mucho más débiles que las que mantienen los enlaces covalentes intramoleculares. Hay tres tipos principales de fuerzas intermoleculares -Fuerzas o interacciones dipolo-dipolo -Fuerzas o interacciones de London -Uniones puente de hidrógeno

Gases nobles

-Los del grupo VIII -Tienen la congfiguración electrónica ideal.

Principio de Incertidumbre de Heisenberg

-Los electrones giran en órbitas absolutamente no definidas, tanto que no se puede determinar ni el tiempo ni el lugar para ubicar un electrón. En este caso se habla de orbitales definidos por la probabilidad de locación de los electrones.

Tierras alcalinas o metal alcalinotérreos

-Los elementos del grupo IIA

Halógenos

-Los elementos del grupo VIIA -Formadores de sales

Enlace Metálico

-Los metales tienen estructuras tridimensionales en la que cada átomo está rodeado dentro de una capa de un determinado número de átomos iguales y a la vez está rodeado de otros átomos situados en las capas de encima o de debajo del átomo considerado. -Para explicar las propiedades características de los metales (su alta conductividad eléctrica y térmica, ductilidad y maleabilidad) se ha elaborado un modelo de enlace metálico conocido como modelo de la nube o del mar de electrones.

Modelo de la nube o mar de electrones

-Los átomos de los metales tienen pocos electrones en su última capa, por lo general 1, 2 ó 3. Estos átomos pierden fácilmente esos electrones (electrones de valencia) y se convierten en iones positivos, por ejemplo Na+, Cu2+, Mg2+. Los iones positivos resultantes se ordenan en el espacio formando la red metálica. Los electrones de valencia desprendidos de los átomos forman una nube de electrones que puede desplazarse a través de toda la red. De este modo todo el conjunto de los iones positivos del metal queda unido mediante la nube de electrones con carga negativa que los envuelve

Fórmula estructural

-Muestra la forma en que se unen los diferentes átomos para dar lugar a la molécula. -Por ejemplo, el ácido acético tiene de fórmula molecular, C2H4O2, que no indica como se unen* los 8 átomos que componen la molécula. La fórmula estructural nos muestra que uno de los carbonos se une mediante enlaces simples a tres hidrógenos y al segundo carbono. Por su parte, el segundo carbono forma un enlace doble con el primer oxígeno y un enlace simple con el segundo que a su vez une a un hidrógeno

Atomicidad

-Número de átomos que hay en la molécula de una sustancia simple

Elementos de transición interna

-O "elementos de transición f." -Son elementos en los que se añaden electrones en los orbitales f. -Todos son metales. -Se localizan entre los grupos IIIB y IVB de la tabla periódica

Propiedades perióicas

-Radio atómico -Energía de ionización -Afinidad electrónica (AE) -Electronegatividad

Afinidad electrónica

-Se define como la cantidad de energía que se pone en juego (puede absorber o emitir) cuando se añade un electrón a un átomo gaseoso aislado para formar un ión con carga -1. -Por conveniencia se asigna un -->*Valor positivo*: a la energía que se absorbe -->*Valor negativo* a la que se libera. *En la mayoría de los elementos se absorbe energía* -Los elementos con afinidades electrónicas muy negativas ganan electrones con facilidad para formar iones negativos (aniones). -Las afinidades electrónicas, por lo general, se hacen *más negativas de izquierda a derecha* a lo largo de la Tabla Periódica (*excluyendo a los gases nobles*). Esto significa que los elementos representativos de los grupos IA a VIIA muestran mayor atracción para un electrón adicional de izquierda a derecha.

Periodos

-Son las filas del 1 al 7 -Sus propiedades que cambian de forma progresiva a través de la tabla

Elementos representativos

-Son los elementos del grupo A. -Sus niveles de energía más altos están parcialmente ocupados. -Su último electrón entra en un orbital s o p. -Estos elementos muestran variaciones diferentes y bastante regulares de sus propiedades con su número atómico.

Elementos de transición d

-Son los elementos del grupo B (con excepción del IIB). -Se consideraban como transición entre los elementos alcalinos (que forman bases) de la izquierda y los que forman ácidos en la derecha. -Todos ellos son metales y se caracterizan por que tienen electrones en los orbitales d. -Los elementos del grupo IIB (zinc, cadmio y mercurio) no son metales de transición d porque sus últimos electrones penetran a orbitales s. Suelen estudiarse junto con los metales de transición d, porque sus propiedades químicas son similares.

Enlace Iónico

-Son resultado de la transferencia completa de electrones de un átomo a otro, con la formación de una red tridimensional de partículas cargadas. -La estabilidad de las sustancias iónicas se debe a las fuertes atracciones electrostáticas entre un ión y los iones circundantes de carga opuesta. -Los iones son partículas cargadas eléctricamente y pueden ser cationes (+) o aniones (-). -Los átomos con baja energía de ionización forman cationes y los de alta energía de ionización, aniones. -Entre cationes y aniones se produce una fuerza electrostática de atracción. -En los compuestos iónicos, los cationes y los aniones se disponen alternadamente en forma ordenada. De esta manera, como los iones de distinto signo están más cercanos entre sí que los del mismo signo, las fuerzas de atracción son superiores a las de repulsión -Se puede afirmar, en general, que la unión iónica se da entre metales y no metales. Cuando la diferencia de electronegatividad es muy grande, el par de electrones se encuentra sobre el átomo más electronegativo que queda cargado negativamente y el otro queda cargado positivamente. -La pérdida o ganancia de electrones de un átomo neutro conduce a la estructura electrónica de gas noble, de acuerdo a la Teoría del Octeto. Ejemplo: los átomos de sodio, que tienen un electrón en su último nivel, tenderán a perderlo y permanecerán con la misma configuración electrónica del neón. Además, quedarán con carga positiva, porque al conservar once protones y diez electrones, el resultado será una carga neta de +1 y la notación es Na+. Estos átomos se transforman en cationes. Los átomos de cloro, que tiene siete electrones en su último nivel, tenderán a ganar un electrón y permanecerán con la configuración del argón. Además, quedarán con carga negativa, ya que, como tiene diecisiete protones y dieciocho electrones, la carga neta será -1, que se anota Cl-1. Estos átomos se convierten en aniones.

Fórmulas químicas

-Utilidad: Expresar la composición de las moléculas y los compuestos iónicos por medio de los símbolos químicos. 3 tipos de fórmulas: -Fórmula empírica -Fórmula molecular -Fórmula estructural

Regla de las diagonales

1s < 2s < 2p < 3s < 3p < 4s < 3d < 4p < 5s < 4d < 5p <6s < 4f

Fuerzas o interacciones de London

Enmarcada dentro de las fuerzas de Van der Waals -Son características de las moléculas apolares como el hidrógeno, el metano y el oxígeno. -El movimiento de los electrones en las moléculas no polares provoca la aparición de dipolos transitorios, que cambian de manera constante en sentido y magnitud. Estos dipolos actúan sobre las moléculas cercanas e inducen la formación de otros dipolos. -Las fuerzas de London se producen cuando interaccionan los extremos de los dipolos inducidos.

Subíndice

Indica el número de átomos presentes en cada molécula de compuesto