Grado 11
  1. Conceptos básicos de química  1.1. Importancia de la Química  1.2. Naturaleza y alcance de la química  1.3. leyes de la combinación química  1.3.1. Ley de conservación de la masa  1.3.2. La ley de las proporciones definidas  1.3.3. Ley de las proporciones múltiples  1.3.4. Ley de los volúmenes de gases  1.3.5. Ley de Avogadro  1.4. La teoría atómica de Dalton  1.5. Concepto de mol y masa molar  1.6. Composición porcentual  1.7. Fórmula empírica y molecular  1.8. Estequiometría y Cálculos Estequiométricos  1.9. Concepto de reactivo limitante
  2. Estructura del átomo  2.1. Descubrimiento del electrón, protón y neutrón  2.2. Modelo Atómico  2.2.1. Modelo de Thomson  2.2.2. El modelo de Rutherford  2.2.3. Modelo de Bohr  2.3. Modelo mecánico cuántico del átomo  2.4. Doble naturaleza de la materia y la radiación  2.5. El principio de incertidumbre de Heisenberg  2.6. Numeros cuánticos  2.7. Orbitales atómicos y sus formas  2.8. Configuración electrónica de los elementos  2.9. Aufbau principle  2.10. El principio de exclusión de Pauli  2.11. Regla de máxima multiplicidad de Hund  2.12. La hipótesis de De Broglie  2.13. Efecto fotoeléctrico
  3. Clasificación de elementos y periodicidad en propiedades  3.1. Desarrollo histórico de la tabla periódica  3.2. Ley Periódica Moderna y Tabla Periódica  3.3. Tendencias periódicas en propiedades  3.3.1. Radio Atómico e Iónico  3.3.2. Entalpía de ionización  3.3.3. Entalpía de ganancia de electrones  3.3.4. Electronegatividad  3.3.5. Valencia  3.3.6. Propiedades Metálicas y No Metálicas  3.3.7. Estados de oxidación  3.4. Propiedades Inusuales de los Primeros Elementos
  4. Enlace Químico y Estructura Molecular  4.1. Enfoque de Kossel-Lewis sobre el enlace químico  4.2. Enlace iónico o electrovalente  4.3. Enlace covalente y sus características  4.4. Parámetros de enlace  4.5. Teoría VSEPR  4.6. Teoría del enlace de valencia  4.7. Hibridación y sus tipos  4.8. Teoría del orbital molecular  4.8.1. Orden de enlace y estabilidad  4.9. Enlace de hidrógeno
  5. Estados de la materia  5.1. Fuerzas intermoleculares  5.2. Leyes de los gases  5.2.1. La ley de Boyle  5.2.2. La ley de Charles  5.2.3. La Ley de Avogadro  5.2.4. La ley de Dalton de las presiones parciales  5.2.5. La ley de difusión de Graham  5.3. Ecuación del Gas Ideal y Aplicaciones  5.4. Gases reales y desviaciones del comportamiento ideal  5.5. Teoría cinética molecular de los gases  5.6. Licuefacción de gases  5.7. Propiedades de los líquidos  5.8. Tensión superficial y viscosidad
  6. Thermodynamics  6.1. Sistema y entorno  6.2. Tipos de sistemas en termodinámica  6.3. Types of procedures  6.4. Primera ley de la termodinámica  6.5. Energía interna y entalpía  6.6. Capacidad calorífica y calor específico  6.7. La ley de Hess de la suma constante de calor  6.8. Entalpía de disociación de enlace  6.9. Entalpía de formación y combustión  6.10. Entalpía de disolución y neutralización  6.11. Espontaneidad y la segunda ley de la termodinámica  6.12. Energía libre de Gibbs y sus aplicaciones
  7. Equilibrio  7.1. El concepto de equilibrio  7.2. Constante de equilibrio y sus aplicaciones  7.3. El principio de Le Chatelier  7.4. Equilibrio iónico en soluciones  7.5. Teoría de Ácidos y Bases  7.5.1. Concepto de Arrhenius  7.5.2. Concepto de Bronsted-Lowry  7.5.3. Concepto de Lewis  7.6. Escala de pH y pOH  7.7. Common ion effect  7.8. Hidrólisis de sales  7.9. Sistemas tampón y su mecanismo de acción  7.10. Equilibrio de solubilidad de sales poco solubles
  8. Reacciones Redox  8.1. Oxidation and reduction concepts  8.2. Número de oxidación y sus aplicaciones  8.3. Reacciones Redox en términos de transferencia de electrones  8.4. Balanceando reacciones redox (métodos de número de oxidación y ion-electrón)  8.5. Tipos de reacciones redox  8.6. Celdas Electroquímicas y Reacciones Redox
  9. Hidrógeno  9.1. Posición del Hidrógeno en la Tabla Periódica  9.2. Isótopos de hidrógeno  9.3. Preparación de Hidrógeno  9.4. Propiedades del Hidrógeno  9.5. Hidruros y su clasificación  9.6. Agua y agua pesada  9.7. El peróxido de hidrógeno y sus propiedades  9.8. Usos del hidrógeno y sus compuestos
  10. Elementos del bloque s (metales alcalinos y alcalinotérreos)  10.1. Elementos del Grupo 1 - Propiedades y Tendencias  10.2. Elementos del Grupo 2 - Propiedades y Tendencias  10.3. Propiedades inusuales del litio y berilio  10.4. Compuestos importantes del sodio y sus usos  10.5. Compuestos importantes de magnesio y calcio
  11. Algunos elementos del bloque p  11.1. Introducción General a los Elementos del Bloque p  11.2. Elementos del Grupo 13  11.2.1. Boro y sus compuestos  11.3. Elementos del Grupo 14  11.3.1. El carbono y sus alótropos  11.3.2. Compuestos Importantes de Carbono y Silicio
  12. Química Orgánica - Algunos Principios y Técnicas Básicas  12.1. Clasificación y Nomenclatura de Compuestos Orgánicos  12.2. Representación estructural de compuestos orgánicos  12.3. Clasificación de reacciones orgánicas  12.4. Efectos Electrónicos en Química Orgánica  12.4.1. Efecto inductivo  12.4.2. Efecto de resonancia  12.4.3. Hiperconjugación  12.5. Mecanismo de reacción y especies intermedias  12.6. Purificación y análisis cualitativo de compuestos orgánicos
  13. Hidrocarburos  13.1. Hidrocarburos  13.1.1. Preparación y Propiedades de los Alquenos  13.2. Alqueno  13.2.1. Preparación y Propiedades de los Alquenos  13.2.2. Reacciones de adición electrofílica  13.3. Alquinos  13.3.1. Preparación y Propiedades de Los Alquinos  13.4. Hidrocarburos aromáticos  13.4.1. Estructura y propiedades del benceno  13.4.2. Reacciones de sustitución electrofílica del benceno
  14. Química Ambiental  14.1. Contaminación Ambiental  14.2. Contaminación atmosférica y el efecto invernadero  14.3. Contaminación del agua y métodos de tratamiento  14.4. Contaminación del suelo y sus efectos  14.5. Residuos industriales y su tratamiento  14.6. Estrategias para el control de la contaminación

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Entalpía de ganancia de electrones


En el estudio de la química, la entalpía de ganancia de electrones es un concepto importante cuando se discuten las tendencias periódicas de los elementos. Describe el cambio de energía cuando se agrega un electrón a un átomo neutro para formar un ion negativo. Entender la entalpía de ganancia de electrones es importante porque ayuda a predecir cómo los elementos reaccionarán entre sí, proporcionando información sobre su comportamiento químico.

¿Qué es la entalpía de ganancia de electrones?

La entalpía de ganancia de electrones es esencialmente la cantidad de energía liberada o absorbida en el proceso de agregar un electrón a un átomo. Si se libera energía, el proceso es exotérmico y la entalpía de ganancia de electrones es negativa. Por el contrario, si se absorbe energía, el proceso es endotérmico y la entalpía de ganancia de electrones es positiva.

Átomo + e - → Ion - + energía (Liberada/Energía < 0) Átomo + e - + energía → Ion - (Absorbida/Energía > 0)

El cambio energético puede variar considerablemente a lo largo de la tabla periódica y depende de varios factores, incluidos el tamaño atómico, la carga nuclear y las interacciones electrón-electrón dentro del átomo.

Factores que afectan la entalpía de ganancia de electrones

1. Tamaño atómico

El tamaño del átomo juega un papel importante. Generalmente, a medida que el tamaño del átomo disminuye, la entalpía de ganancia de electrones se vuelve más negativa. Esto ocurre porque los átomos más pequeños tienen una mayor carga nuclear efectiva, que atrae más fuertemente al electrón adicional. Por ejemplo, considere los halógenos como el flúor y el cloro.

Tamaño atómico & Abajo Flecha; → Entalpía de Ganancia de Electrones & Arriba Negativa F > Cl > Br > I (Tendencia general)

2. Carga nuclear

La carga nuclear también afecta la entalpía de ganancia de electrones. Una carga nuclear más alta generalmente significa una atracción más fuerte para el electrón entrante, resultando en una entalpía de ganancia de electrones más negativa. A medida que avanzamos a través de un período, la carga nuclear aumenta, haciendo que la entalpía sea más negativa.

Tendencia del Período (A Través) & Derecha; → Carga Nuclear & Flecha Hacia Arriba; → Entalpía de Ganancia de Electrones & Más Negativa;

3. Repulsión electrón-electrón

Cuando un electrón entra en un átomo, experimenta repulsión de los electrones ya presentes. Estas repulsiones pueden reducir la energía liberada y, por lo tanto, hacer que la entalpía de ganancia de electrones sea menos negativa o incluso positiva en algunos casos. Esto es prevalente en átomos que tienen orbitales p o d completamente llenos o medio llenos.

Ne, He y otros gases nobles a menudo muestran una entalpía de ganancia de electrones positiva debido a configuraciones electrónicas estables.

Tendencias en la entalpía de ganancia de electrones

1. Tendencias periódicas a lo largo de un período

Al moverse de izquierda a derecha a través de un período, los elementos generalmente se vuelven más electronegativos, haciendo que la entalpía de ganancia de electrones sea más negativa. Esta tendencia es causada por la carga nuclear creciente y el tamaño atómico decreciente, que juntos aumentan la afinidad del átomo para atraer electrones adicionales.

Ejemplo: En el Período 2, la Entalpía de Ganancia de Electrones para los elementos es más negativa desde Li hasta Cl.

2. Tendencia descendente en el grupo

A medida que uno baja en un grupo, la entalpía de ganancia de electrones se vuelve menos negativa. Esto se debe al aumento del tamaño atómico y al efecto de apantallamiento, donde los electrones internos reducen el tirón nuclear sobre los electrones de valencia. Como resultado, la facilidad para ganar un electrón disminuye.

Ejemplo: Para los halógenos, la Entalpía de Ganancia de Electrones va de F (más negativa) a I (menos negativa).

Representación visual de la entalpía de ganancia de electrones en tendencias periódicas

DuraciónEntalpía de ganancia de electronesTomóFCloroBR

Excepciones en la entalpía de ganancia de electrones

Existen excepciones notables a las tendencias generales de la entalpía de ganancia de electrones en la tabla periódica. Un ejemplo destacado es la entalpía de ganancia de electrones relativa del flúor y el cloro. A pesar de ser más pequeño y tener una carga nuclear más alta que el cloro, el flúor exhibe una entalpía de ganancia de electrones menos negativa. Esto se debe a la mayor repulsión electrón-electrón en la compacta subcapa 2p del flúor, que hace que un electrón adicional sea menos favorable energéticamente.

F < Cl en términos de entalpía de ganancia de electrones (reflejo de tamaño y repulsión en F).

Aplicaciones de la entalpía de ganancia de electrones

Entender la entalpía de ganancia de electrones ayuda a los químicos a predecir reacciones y la formación de iones o compuestos. Puede ayudar a predecir lo siguiente:

  • Estabilidad de iones en compuestos.
  • La posibilidad de que un elemento forme compuestos ricos en aniones.
  • La reactividad de elementos y su tendencia a participar en tipos específicos de reacciones (como reacciones redox).

Ejemplo: formación de haluros

La entalpía de ganancia de electrones es particularmente útil para entender por qué los halógenos como el cloro o el bromo forman fácilmente iones haluro. Estos elementos tienen las entalpías de ganancia de electrones más negativas, reflejando su fuerte tendencia a ganar electrones y formar iones negativos estables (X−).

Halógenos (Gran -ve entalpía de ganancia de electrones) → X + e - → X -

Resumen

En conclusión, la entalpía de ganancia de electrones es un aspecto esencial para entender las propiedades químicas y el comportamiento de los elementos. Proporciona información importante sobre por qué ocurren ciertas reacciones y ayuda a predecir las propiedades de los compuestos recién formados. Al examinar las tendencias periódicas, entendemos patrones importantes para una comprensión más profunda de los fundamentos de la química.


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