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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Clasificación de elementos y periodicidad en propiedades


En química, una forma poderosa de entender la vasta variedad de elementos es clasificarlos en diferentes grupos con propiedades similares. Esta clasificación nos ayuda a entender la complejidad de los elementos de manera simple usando la tabla periódica. Sumergámonos en este interesante mundo de la clasificación de elementos y la periodicidad.

Perspectiva histórica

A principios del siglo XIX, los científicos comenzaron a reconocer patrones en las propiedades de los elementos. Fue Dmitri Mendeléyev quien organizó estos elementos en una tabla basada en sus masas atómicas, permitiendo predecir la existencia y propiedades de elementos aún por descubrir. Esto fue el precursor de la tabla periódica moderna.

Tabla periódica moderna

La tabla periódica moderna es un arreglo de elementos en el que los elementos están dispuestos en orden de número atómico creciente. La tabla está estructurada en filas y columnas, conocidas como periodos y grupos, respectivamente.

Periodo

Cada fila horizontal en la tabla periódica se llama periodo. Hay 7 periodos en total. Los elementos en el mismo periodo tienen el mismo número de capas de electrones. Por ejemplo, el segundo periodo incluye elementos como el litio (Li), berilio (Be) y boro (B), los cuales tienen dos capas de electrones.

Grupo

Las columnas en la tabla periódica se llaman grupos. Los elementos en el mismo grupo tienen propiedades químicas similares porque tienen el mismo número de electrones en su capa externa. Por ejemplo, los elementos en el Grupo 1, conocidos como metales alcalinos, incluyen litio (Li), sodio (Na) y potasio (K), los cuales tienen un electrón en su capa más externa.

Bloques de la tabla periódica

La tabla periódica se divide en bloques basados en la configuración electrónica de los átomos. Estos bloques representan las subcapas electrónicas exteriores llenas.

Elementos del bloque S

Estos incluyen los elementos del grupo 1 y 2, conocidos como metales alcalinos y alcalinotérreos respectivamente. Su electrón más externo entra en la subcapa s.

Elementos del bloque P

Estos incluyen elementos del grupo 13 al 18 cuyos electrones más externos entran en la subcapa p. Este bloque incluye metales, no metales y metaloides como el boro (B), carbono (C), nitrógeno (N), etc.

Elementos del bloque D

También conocidos como metales de transición, estos elementos tienen su último electrón entrando en la subcapa d. Esto incluye elementos como el hierro (Fe), cobre (Cu) y zinc (Zn).

Elementos del bloque F

Estos elementos, conocidos como metales de transición interna, incluyen los lantánidos y los actínidos, en los cuales los electrones llenan las subcapas f. Ejemplos incluyen el uranio (U) y el torio (Th).

Periodicidad en propiedades

El término periodicidad se refiere a las tendencias recurrentes observadas en las propiedades de los elementos. Estas propiedades están directamente relacionadas con la configuración electrónica de los átomos. Exploremos algunas de las principales tendencias periódicas:

Radio atómico

El radio atómico es la distancia desde el núcleo de un átomo hasta su capa externa de electrones. De izquierda a derecha a lo largo de un periodo, el radio atómico disminuye debido a un aumento en la carga nuclear que atrae los electrones más cerca. Sin embargo, al bajar en el grupo, el radio atómico aumenta porque se agregan nuevas capas de electrones.

De izquierda a derecha, el tamaño atómico disminuye como se muestra en la ilustración visual anterior.

Energía de ionización

La energía de ionización es la energía requerida para remover un electrón de un átomo en estado gaseoso. Esta energía aumenta a lo largo de un periodo debido a una mayor carga nuclear, lo que hace más difícil quitar un electrón. La energía de ionización disminuye al descender en un grupo porque los electrones están más lejos del núcleo.

Afinidad electrónica

Es el cambio de energía que ocurre cuando se agrega un electrón a un átomo neutro. A lo largo de un periodo, la afinidad electrónica generalmente aumenta, mientras que disminuye al bajar en un grupo.

Electronegatividad

La electronegatividad es una medida de la capacidad de un átomo para atraer electrones y formar enlaces con ellos. Aumenta a lo largo de un periodo y disminuye al bajar en un grupo. Elementos como el flúor (F) tienen altos electronegatividades.

Ejemplos de tendencias periódicas

Ejemplo 1: Comparación de tamaños atómicos

Considere los elementos oxígeno (O) y azufre (S). El oxígeno está en el mismo grupo que el azufre y está en un periodo superior. Por lo tanto, el azufre tiene un tamaño atómico más grande que el que se encuentra más abajo en el grupo.

Ejemplo 2: Energía de ionización

Comparando las energías de ionización del sodio (Na) y el neón (Ne), el neón tiene una mayor energía de ionización debido a su capa completa de electrones de valencia, haciéndolo más estable que el sodio y menos inclinado a perder electrones.

Ejemplo 3: Electronegatividad

Comparando el cloro (Cl) y el yodo (I), el cloro es más electronegativo que el yodo porque se encuentra más arriba en el grupo y a la derecha en el mismo periodo.

Regla de la tríada

El concepto de una tríada fue introducido por Johann Wolfgang Döbereiner en 1829. Observó que en algunas tríadas, o grupos de tres elementos, las propiedades del elemento medio eran un promedio de las de los otros dos elementos. Por ejemplo, en la tríada de cloro (Cl), bromo (Br) e yodo (I), las propiedades del bromo eran intermedias a las del cloro y el yodo.

Ley de octavas de Newlands

John Newlands organizó los elementos según el peso atómico creciente y encontró que cada octavo elemento tenía propiedades similares. Este patrón se llama la "Ley de las Octavas." Sin embargo, esta regla no funcionó bien para elementos más allá del calcio.

 Li | Na | K | Rb | Cs | Fr
Be | Mg | Ca | Sr | Ba | Ra
 | Fe | Co | Ni | | Cu

Ley periódica de Mendeléyev

Dmitri Mendeléyev formuló la ley periódica y creó la tabla periódica organizada sobre la base de la masa atómica. Dejó espacio para elementos no descubiertos y predijo correctamente sus propiedades. El descubrimiento posterior de galio y germanio confirmó las predicciones de Mendeléyev.

Metales de transición y metales de transición interna

Los metales de transición encontrados en el bloque d son conocidos por su capacidad para formar compuestos coloridos y por tener múltiples estados de oxidación. Los metales de transición interna, que son los elementos del bloque f, se dividen en los lantánidos y los actínidos, que muestran llenado de electrones del orbital f. Estos elementos tienen propiedades magnéticas, catalíticas y luminiscentes únicas.

Anomalías en tendencias periódicas

Aunque las tendencias periódicas proporcionan un marco robusto para entender el comportamiento de los elementos, aún existen anomalías. Por ejemplo, algunos metales de transición no siguen estrictamente las tendencias generales en energía de ionización debido a las complejidades de la configuración electrónica.

Conclusión

La clasificación de elementos y la comprensión de la periodicidad están en el núcleo de la química. Proporcionan un enfoque sistemático para predecir y explicar el comportamiento químico de los elementos. Al analizar estas tendencias periódicas, los químicos pueden concluir reacciones químicas, enlaces y otros aspectos fundamentales de la ciencia molecular. La tabla periódica sigue siendo una herramienta esencial para cualquiera que se adentre en el campo de la química, conectando las brechas entre varios temas en la materia.


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Clasificación de elementos y periodicidad en propiedades

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