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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Tendencias periódicas en propiedades


La tabla periódica es una herramienta poderosa en química. Está organizada de tal forma que los elementos están listados en orden de número atómico creciente, creando patrones o tendencias periódicas. Estas tendencias proporcionan información valiosa sobre las propiedades de los elementos, ayudando a los científicos a predecir el comportamiento en las reacciones químicas. Veamos estas tendencias en detalle.

1. Radio atómico

El radio atómico es una de las propiedades químicas más fundamentales. Se refiere al tamaño del átomo, más precisamente, a la distancia desde el núcleo hasta la capa más externa de electrones.

radio

Tendencias a lo largo de un periodo

A medida que te mueves de izquierda a derecha a través de un periodo, el número atómico aumenta. Esto significa que se añaden más protones al núcleo, y los electrones se añaden a la misma capa. La carga nuclear aumentada atrae a los electrones más cerca del núcleo, resultando en un radio atómico más pequeño.

Ejemplo: De izquierda a derecha en el 3er periodo, el radio atómico de Na (sodio) es mayor que el de Cl (cloro).

Tendencia descendente en el grupo

El radio atómico aumenta a medida que desciendes en un grupo. Esto se debe a que cada elemento sucesivo tiene una capa electrónica adicional, lo que más que compensa la carga nuclear aumentada, incrementando el tamaño del átomo.

Ejemplo: El potasio (K) tiene un radio mucho mayor que el litio (Li).

2. Energía de ionización

La energía de ionización es la energía requerida para quitar un electrón de un átomo gaseoso aislado. Proporciona información sobre la fuerza del enlace electrónico del átomo.

Tendencias a lo largo de un periodo

La energía de ionización generalmente aumenta a través de un periodo. Con un mayor número de protones en el núcleo, los electrones están más firmemente unidos, haciendo más difícil quitar uno.

Ejemplo: En el 2º periodo, la energía de ionización de Na es menor que la de Ar debido al aumento de carga nuclear a lo largo del periodo.

Tendencia descendente en el grupo

La energía de ionización disminuye a medida que descendemos en el grupo. Los electrones externos están más lejos del núcleo y experimentan un efecto de apantallamiento de los electrones de la capa interna, haciéndolos más fáciles de eliminar.

Ejemplo: Comparando Li con Cs, el cesio tiene una energía de ionización menor porque su electrón externo está más lejos del núcleo.

3. Afinidad electrónica

La afinidad electrónica mide cuán fácilmente un átomo puede ganar un electrón. Esta propiedad representa el cambio de energía cuando se añade un electrón a un átomo neutral.

Tendencias a lo largo de un periodo

En general, la afinidad electrónica se vuelve más negativa (se libera más energía) a medida que avanza de izquierda a derecha a través de un periodo. Los átomos aceptan electrones con más ansias para lograr una capa de valencia completa.

Ejemplo: El cloro (Cl) tiene una afinidad electrónica más negativa que el sodio (Na).

Tendencia descendente en el grupo

La afinidad electrónica se vuelve menos negativa a medida que descendemos en el grupo. Las capas electrónicas adicionales reducen la atracción positiva del núcleo sobre los electrones entrantes.

Ejemplo: La afinidad electrónica de F es mayor que la de I (yodo).

4. Electronegatividad

La electronegatividad indica la tendencia de un átomo a atraer electrones compartidos en un enlace químico. Es un factor importante para determinar la naturaleza del enlace entre átomos.

Tendencias a lo largo de un periodo

La electronegatividad aumenta a medida que te mueves a través de un periodo. Los átomos en el lado derecho de la tabla tienen más protones, creando una mayor atracción por los electrones.

Ejemplo: El oxígeno (O) es más electronegativo que el carbono (C).

Tendencia descendente en un grupo

La electronegatividad disminuye a medida que descendemos en el grupo. Un radio atómico más grande y las capas electrónicas adicionales debilitan la atracción sobre los electrones compartidos.

Ejemplo: En el grupo 17, el flúor (F) es más electronegativo que el yodo (I).

Conclusión

Las tendencias periódicas en el radio atómico, la energía de ionización, la afinidad electrónica y las electronegatividades revelan la naturaleza sistemática y predecible del comportamiento de los elementos. Comprender estas tendencias ayuda a los científicos a hacer predicciones informadas sobre la reactividad química y la naturaleza de los enlaces. Tales patrones son fundamentales para guiar exploraciones intensivas, experimentos y desarrollos teóricos en química.


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