Pregrado
  1. Química general  1.1. Introducción a la Química  1.2. Estructura atómica  1.2.1. Partículas subatómicas  1.2.2. Modelo Atómico  1.2.3. Números cuánticos  1.2.4. Configuración Electrónica  1.2.5. Tendencias periódicas  1.2.6. Isotopes and their applications  1.3. Enlace químico  1.3.1. Enlace iónico  1.3.2. Enlaces covalentes  1.3.3. Enlace Metálico  1.3.4. Hibridación  1.3.5. Geometría molecular y teoría VSEPR  1.3.6. Polaridad del enlace y momento dipolar  1.4. Estequiometría  1.4.1. Concepto de mol  1.4.2. Fórmula empírica y molecular  1.4.3. Reactante limitante y reactante en exceso  1.4.4. Porcentaje de Rendimiento y Pureza  1.4.5. Cálculo de dilución  1.5. Estados de la materia  1.5.1. Leyes de los Gases  1.5.2. Materia y Fuerzas Intermoleculares  1.5.3. Estructuras Sólidas y Cristalinas  1.5.4. Diagrama de fases  1.5.5. Plasma y fluido supercrítico  1.6. Reacciones químicas  1.6.1. Tipos de Reacciones Químicas  1.6.2. Balanceo de ecuaciones químicas  1.6.3. Reacciones termoquímicas  1.6.4. Perfiles de energía de reacción  1.7. Soluciones y mezclas  1.7.1. Unidades de concentración  1.7.2. Propiedades del síndrome  1.7.3. Solubilidad y Reglas de Solubilidad  1.7.4. La ley de Henry y la ley de Raoult  1.7.5. Coeficiente de partición  1.8. Equilibrio químico  1.8.1. La ley de acción de masas  1.8.2. El principio de Le Chatelier  1.8.3. Cociente de reacción  1.8.4. Para usar esta calculadora en línea para la constante de equilibrio, ingrese la constante de equilibrio (Eq.) y presione el botón de calcular. Aquí es cómo se puede explicar el cálculo de la constante de equilibrio con los valores de entrada dados -> 0.05 = 0.05/0.  1.8.5. Equilibrio ácido-base  1.9. Ácidos y bases  1.9.1. Definiciones de Arrhenius, Brønsted–Lowry y Lewis  1.9.2. pH y pOH  1.9.3. Titulación ácido-base  1.9.4. Solución Buffer  1.9.5. Indicador ácido-base  1.9.6. Polyprotic Acids and Bases  1.10. Electroquímica  1.10.1. reacciones redox  1.10.2. Celdas Galvánicas y Electrolíticas  1.10.3. Ecuación de Nernst  1.10.4. Electrólisis  1.10.5. Leyes de Faraday de la electrólisis  1.11. Termodinámica  1.11.1. Leyes de la Termodinámica  1.11.2. Entalpía, entropía y energía libre de Gibbs  1.11.3. Espontaneidad de las reacciones  1.11.4. Ciclos termodinámicos (Ley de Hess, ciclo de Carnot)  1.12. Cinética  1.12.1. La ley de velocidad y el orden de reacción  1.12.2. Energía de Activación y Catalizador  1.12.3. Teoría de colisiones  1.12.4. Mecanismo de reacción  1.12.5. Teoría del estado de transición
  2. Química orgánica  2.1. Estructura y relaciones  2.1.1. Hibridación en Compuestos de Carbono  2.1.2. Resonancia y aromatización  2.1.3. Orbitales moleculares  2.1.4. Efectos inductivo y mesomérico  2.2. Hidrocarburos  2.2.1. Hidrocarburos  2.2.2. Alqueno  2.2.3. Alquinos  2.2.4. Compuestos aromáticos  2.2.5. Cicloalcanos y Conformación  2.3. Grupo Funcional  2.3.1. Alcoholes y fenoles  2.3.2. Éteres y epóxidos  2.3.3. Aldehídos y cetonas  2.3.4. Ácidos carboxílicos y derivados  2.3.5. Aminas  2.3.6. Ésteres y amidas  2.3.7. Tioles y sulfuros  2.4. Estereoscópico  2.4.1. Isomería en Estereoquímica  2.4.2. Quiralidad y actividad óptica  2.4.3. Análisis estructural  2.4.4. Diastereómeros y Enantiómeros  2.5.1. Reacciones de sustitución  2.5.2. Reacciones de eliminación  2.5.3. Reacciones de adición  2.5.4. Reacciones radicales  2.5.5. Reacciones de reordenamiento  2.5.6. Reacciones Pericíclicas  2.6. Espectroscopía y análisis estructural  2.6.1. Espectroscopía Infrarroja  2.6.2. Espectroscopía por resonancia magnética nuclear  2.6.3. Espectrometría de masas  2.6.4. Espectroscopia UV-visible  2.6.5. Cristalografía de rayos X  2.7. Química de polímeros  2.7.1. Polímeros de Adición y Condensación  2.7.2. Mecanismo de polimerización  2.7.3. Polímero biodegradable  2.7.4. Polímeros conductores e inteligentes
  3. Química inorgánica  3.1. Química de coordinación  3.1.1. Ligandos y compuestos de coordinación  3.1.2. Teoría del campo cristalino  3.1.3. Teoría de Orbitales Moleculares en Compuestos de Coordinación  3.1.4. Distorsión de Jahn–Taylor  3.2. Química del grupo principal  3.2.1. Metales alcalinos y alcalinotérreos  3.2.2. Halógenos y Gases Nobles  3.2.3. Los metales de transición y sus complejos  3.2.4. Lantánidos y Actínidos  3.3. Solid state chemistry  3.3.1. Redes cristalinas y celdas unitarias  3.3.2. Defectos en sólidos  3.3.3. Propiedades eléctricas y magnéticas  3.3.4. Superconductividad  3.4. Química bioinorgánica  3.4.1. Iones metálicos en biología  3.4.2. Reacciones enzimáticas con metales  3.4.3. Intoxicación por metales y desintoxicación  3.4.4. Metaloproteínas y Metaloenzimas
  4. Química física  4.1. Química Cuántica  4.1.1. Dualidad onda-partícula  4.1.2. Ecuación de Schrödinger  4.1.3. Números Cuánticos y Orbitales  4.1.4. Espectroscopía atómica y molecular  4.2. Mecánica estadística  4.2.1. Distribución de Maxwell–Boltzmann  4.2.2. Funciones de partición  4.2.3. Estadísticas de Bose-Einstein y Fermi-Dirac  4.3. Termodinámica química  4.3.1. Energía Libre de Gibbs  4.3.2. Transición de fase  4.3.3. Eficiencia termodinámica  4.4. Química de superficies  4.4.1. Absorción y Catálisis  4.4.2. Coloides y Emulsiones
  5. Química Analítica  5.1. Métodos clásicos  5.1.1. Análisis Gravimétrico  5.1.2. titrímetro  5.2. Métodos instrumentales  5.2.1. Cromatografía  5.2.2. Espectroscopía  5.2.3. Métodos electroanalíticos  5.2.4. Difracción de rayos X
  6. Química Industrial  6.1. Petroquímica  6.2. Principios de ingeniería química  6.3. Química Verde  6.4. Farmacéuticos y Síntesis de Medicamentos
  7. Bioquímica  7.1. Carbohidratos  7.2. Proteínas y enzimas  7.3. Lípidos y membranas  7.4. Ácidos nucleicos  7.5. Metabolismo y Bioenergética  7.6. Cinética enzimática y mecanismo

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Tendencias periódicas


Se observan patrones en las propiedades de los elementos en diferentes períodos y grupos de la tabla periódica. Estos patrones surgen de cambios regulares y predecibles en la estructura electrónica de los átomos. Comprender estas tendencias nos ayuda a predecir el comportamiento de los elementos, y es un componente fundamental de la química general. Emprendamos un sutil viaje a través de las principales tendencias periódicas que incluyen el radio atómico, la energía de ionización, la afinidad electrónica y las electronegatividades.

1. Radio atómico

El radio atómico se define como la distancia desde el núcleo hasta el electrón más externo del átomo. A medida que avanzamos a través de la tabla periódica, especialmente de izquierda a derecha en un período, el radio atómico disminuye. Por el contrario, a medida que bajamos en un grupo, el radio atómico aumenta. Este patrón puede visualizarse efectivamente con un ejemplo simple:

Explicación:

  1. A través de un período: de izquierda a derecha, los electrones se emparejan en la misma capa o nivel de energía, pero también aumenta el número de protones en el núcleo, lo que acerca los electrones debido a la mayor carga positiva. Esto resulta en un radio atómico más pequeño.
  2. Al bajar en un grupo, se añaden electrones a una nueva capa externa, que está más lejos del núcleo que en el período anterior, resultando en un radio atómico más grande.

Por ejemplo, las tendencias en el radio atómico pueden representarse por estos cambios: 

Li (Litio) > Be (Berilio) > B (Boro) en orden decreciente a través de un período. Li (Litio) < Na (Sodio) < K (Potasio) en orden creciente al bajar en un grupo.

2. Energía de ionización

La energía de ionización es la energía requerida para eliminar un electrón de un átomo o ion gaseoso. En general, la energía de ionización aumenta a través de un período y disminuye al bajar en un grupo. Este concepto es importante porque se relaciona con la reactividad y el enlace de un elemento. Considera el siguiente ejemplo:

Explicación:

  1. A través de un período: la energía de ionización aumenta porque los electrones están más fuertemente atraídos al núcleo cada vez más positivo, lo que dificulta su eliminación.
  2. Al bajar en un grupo: los electrones están ubicados más lejos del núcleo y experimentan más protección, lo que facilita su eliminación, reduciendo así la energía de ionización.

Por ejemplo, considera estas tendencias: 

He (Helio) > Ne (Neón) > Ar (Argón) en aumento de energía de ionización a través de períodos. Li (Litio) < Na (Sodio) < K (Potasio) en disminución de energía de ionización al bajar en un grupo.

3. Afinidad electrónica

La afinidad electrónica es el cambio de energía que ocurre cuando un electrón se agrega a un átomo neutro. Los elementos con mayores afinidades electrónicas ganan electrones más fácilmente. Este cambio de energía proporciona información sobre la formación de aniones y es importante en el contexto de los enlaces iónicos.

Al igual que la energía de ionización, la afinidad electrónica generalmente se vuelve más negativa a través de un período (reflejando una mayor afinidad por los electrones) y menos negativa al descender en un grupo.

Por ejemplo: 

F (Flúor) tiene una afinidad electrónica más negativa que O (Oxígeno), mientras que Cl (Cloro) > F (Flúor) en afinidad electrónica pero Cl está debajo de F en el grupo.

Esta tendencia no es tan simple como las otras, porque hay un mayor número de electrones y repulsión entre electrones en estructuras de subcapas específicas, pero el patrón general se mantiene.

4. Electronegatividad

La electronegatividad es una medida de la tendencia de un átomo a atraer un par de electrones enlazantes. Juega un papel importante en la determinación del tipo de enlace formado entre átomos. La electronegatividad aumenta a través de un período y disminuye al descender en un grupo.

Ejemplos notables incluyen: 

N (Nitrógeno), O (Oxígeno) y F (Flúor) son elementos altamente electronegativos. Valores de electronegatividad: Li (0.98) < Be (1.57) < B (2.04) < C (2.55) < N (3.04) < O (3.44) < F (3.98).

Resumen de conceptos clave

  • Radio atómico: Disminuye a través de un período y aumenta al descender en un grupo.
  • Energía de ionización: Aumenta a través de un período y disminuye al descender en un grupo.
  • Afinidad electrónica: Generalmente se vuelve más negativa a través de un período y menos negativa al descender en un grupo.
  • Electronegatividad: Aumenta a través de un período y disminuye al descender en un grupo.

Entender estas tendencias es importante para reconocer cómo los elementos interactúan y se enlazan entre sí, lo cual es central para el estudio de la química. Estas tendencias no son absolutas, pero las excepciones generalmente ocurren debido a configuraciones electrónicas únicas o interacciones inter-electrónicas sutiles. Al observar estos patrones generales y excepciones, formamos una comprensión más amplia del comportamiento e interacciones de los elementos.

Dichos conocimientos esenciales no sólo proporcionan información sobre la naturaleza fundamental de las reacciones químicas, sino que también apoyan aplicaciones avanzadas en ciencia de materiales, biología y física. Las tendencias en propiedades periódicas reflejan principios más profundos de mecánica cuántica y teoría atómica, que se cubren en detalle en cursos de química más avanzados.


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Tendencias periódicas

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