Determinación de fórmulas y mezclas químicas

Para calcular el porcentaje de un elemento en un compuesto utilizamos la fórmula: % x = $n'átomos de x · Ar(x) / Mr$ · 100

Las mezclas heterogéneas son aquellas donde puedes distinguir sus componentes a simple vista. Por el contrario, en las mezclas homogéneas no se pueden ver los componentes por separado, como ocurre con el agua y la sal.

En una disolución, el soluto es el componente que se disuelve, mientras que el disolvente es el que está en mayor cantidad y determina el estado de agregación del producto final. Las disoluciones pueden ser diluidas (poco soluto), concentradas (mucho soluto pero aún disoluble) o saturadas (máxima cantidad de soluto que puede disolverse).

💡 Recuerda que en toda disolución el disolvente siempre determina el estado físico final de la mezcla. Si añades sal (sólido) al agua (líquido), obtienes una disolución líquida.

Concentraciones de disoluciones y leyes de los gases

Existen varias formas de expresar la concentración de una disolución:

• Porcentaje en peso: $masa soluto/masa disolución$ × 100
• Concentración en masa: masa soluto (g)/volumen disolución (L)
• Fracción molar: nº moles de soluto/nº moles de disolución
• Molaridad (M): nº moles de soluto/L disolución
• Molalidad (m): nº moles de soluto/kg de disolvente

Para los gases, la Ley de Avogadro establece que a presión y temperatura constantes, volúmenes iguales de gases contienen el mismo número de moléculas (6,022·10²³).

La Ley de Boyle-Mariotte indica que a temperatura constante, el volumen es inversamente proporcional a la presión $P·V = constante$. Esto explica por qué un globo se expande cuando disminuye la presión externa.

💡 Las fórmulas de concentración son esenciales para la química de laboratorio. Dominarlas te permitirá preparar disoluciones con precisión y resolver problemas de estequiometría.

Más sobre gases ideales

La Ley de Charles y Gay-Lussac establece que a presión constante, el volumen de un gas es directamente proporcional a su temperatura $V = T$. Esto explica por qué los globos se expanden cuando se calientan.

La ecuación de los gases ideales relaciona todas las variables: P·V = n·R·T, donde:

• P es la presión
• V es el volumen
• n es el número de moles
• R es la constante de los gases ideales
• T es la temperatura absoluta

A partir de esta ecuación podemos calcular la densidad de un gas: ρ = P·Mr/RT

La Ley de Dalton sobre las presiones parciales establece que en una mezcla gaseosa, la presión total es la suma de las presiones parciales de cada gas. La presión parcial de cada gas se puede calcular como: P₁ = X₁·P₇, donde X₁ es la fracción molar.

💡 Aunque los gases reales no se comportan exactamente como los ideales, estas leyes son excelentes aproximaciones en condiciones normales de presión y temperatura.

Números cuánticos

Los números cuánticos describen la posición y energía de los electrones en un átomo. Para excitar un electrón, hay que proporcionarle energía para que salte a un nivel superior.

Los cuatro números cuánticos son:

• n: número cuántico principal (1,2,3...) - determina el nivel de energía
• ℓ: número cuántico secundario $0,1,...n-1$ - determina la forma del orbital
• m: número cuántico magnético (-ℓ,...,0,...+ℓ) - determina la orientación
• s: número cuántico de espín (+1/2,-1/2) - determina la rotación del electrón

Según el valor de ℓ, los orbitales se clasifican en:

• ℓ=0 → orbital s (1 orbital)
• ℓ=1 → orbital p (3 orbitales)
• ℓ=2 → orbital d (5 orbitales)
• ℓ=3 → orbital f (7 orbitales)

💡 Cuando especificamos un orbital como 3d, estamos indicando que n=3 y ℓ=2. En este orbital pueden alojarse hasta 10 electrones (2 por cada uno de los 5 orbitales d).

Configuración electrónica

La configuración electrónica consiste en distribuir todos los electrones de un elemento siguiendo tres principios fundamentales. En un átomo neutro, el número de electrones es igual al número atómico (Z).

El Principio de exclusión de Pauli establece que en un átomo no puede haber dos electrones con los cuatro números cuánticos iguales. Por eso, cada orbital puede contener máximo 2 electrones.

La energía de un orbital es menor cuanto menor sea el valor de $n+ℓ$, por lo que los electrones ocupan primero los orbitales de menor energía: 1s² → 2s² 2p⁶ → 3s² 3p⁶ 3d¹⁰ → 4s² 4p⁶ 4d¹⁰ 4f¹⁴ → etc.

El Principio de máxima multiplicidad de Hund indica que cuando los electrones ocupan orbitales de igual energía, lo hacen de forma que ocupen el mayor número de orbitales posible. Por ejemplo, el nitrógeno $Z=7$ tiene configuración 1s² 2s² 2p³, con los tres electrones p en orbitales diferentes.

💡 Dos especies son isoelectrónicas cuando tienen el mismo número de electrones. Por ejemplo, Ne $Z=10$ y Na⁺ $Z=11-1$ son isoelectrónicos pues ambos tienen 10 electrones.

Números cuánticos y orbitales

Los números cuánticos describen completamente el estado de un electrón:

• n = 1,2,3... (nivel de energía)
• ℓ = 0,1,...$n-1$ (subnievel)
• m = -ℓ,...0,...+ℓ (orientación)
• s = +½,-½ (espín)

Cada combinación de números cuánticos debe ser válida. Por ejemplo:

• (3,2,m) → n=3, ℓ=2, m puede ser -2,-1,0,1,2 ✓
• (3,0,1) → n=3, ℓ=0, m solo puede ser 0, no 1 ✗
• (4,2,1) → n=4, ℓ=2, m puede ser -2,-1,0,1,2 $así que m=1 es válido$ ✓
• (2,-1,0) → n=2, ℓ no puede ser negativo ✗

Los tipos de orbitales según ℓ son:

• ℓ=0 → orbitales s (esféricos)
• ℓ=1 → orbitales p (forma de doble lóbulo)
• ℓ=2 → orbitales d (formas más complejas)
• ℓ=3 → orbitales f (formas aún más complejas)

💡 Para comprobar si una combinación de números cuánticos es válida, recuerda las restricciones: n siempre positivo, ℓ entre 0 y n-1, y m entre -ℓ y +ℓ.

Configuración electrónica y principios

La configuración electrónica distribuye los electrones de un elemento siguiendo tres principios fundamentales. En un átomo neutro, el número de electrones es igual al número atómico (Z).

El Principio de exclusión de Pauli establece que en un átomo no puede haber dos electrones con los mismos cuatro números cuánticos. Esto limita la capacidad de los orbitales:

• Orbital s (ℓ=0): 1 orbital × 2e⁻ = 2 electrones máximo
• Orbital p (ℓ=1): 3 orbitales × 2e⁻ = 6 electrones máximo
• Orbital d (ℓ=2): 5 orbitales × 2e⁻ = 10 electrones máximo
• Orbital f (ℓ=3): 7 orbitales × 2e⁻ = 14 electrones máximo

Los electrones se distribuyen de menor a mayor energía. La energía de un orbital es menor cuanto menor sea el valor de $n+ℓ$.

El Principio de máxima multiplicidad de Hund indica que cuando los electrones ocupan orbitales de igual energía, lo hacen ocupando el mayor número de orbitales posible antes de emparejarse. Por ejemplo, el nitrógeno $Z=7$ tiene 3 electrones desapareados en los orbitales 2p.

💡 Puedes simplificar las configuraciones electrónicas utilizando la notación de gas noble. Por ejemplo, para el Fe $Z=26$: [Ar]4s²3d⁶, donde [Ar] representa la configuración del argón (1s²2s²2p⁶3s²3p⁶).

Tabla periódica y propiedades periódicas

La tabla periódica organiza los elementos por orden creciente de número atómico en:

• 18 grupos o columnas
• 7 períodos o filas (donde n coincide con el número del período)

Los elementos se clasifican en:

• Elementos representativos: con configuración externa ns¹ a ns²np⁶
• Elementos de transición: con el electrón diferenciador en un orbital d

El radio atómico puede ser:

• Radio covalente: entre átomos no metálicos unidos por enlace covalente
• Radio metálico: la mitad de la distancia internuclear en un cristal metálico
• Radio de Van der Waals: entre átomos no enlazados en estado sólido

El radio atómico aumenta al descender en un grupo (más capas electrónicas) y disminuye al avanzar hacia la derecha en un período (mayor carga nuclear efectiva).

💡 Los elementos del mismo grupo tienen propiedades químicas similares porque tienen la misma configuración electrónica externa. Por ejemplo, los elementos del grupo 17 (halógenos) tienden a ganar un electrón para completar su capa de valencia.

Propiedades periódicas

Los radios iónicos siguen patrones claros:

• Los iones positivos (cationes) tienen menor radio que sus átomos neutros porque pierden electrones.
• Los iones negativos (aniones) tienen mayor radio que sus átomos neutros porque ganan electrones.

La energía de ionización (EI) es la energía mínima necesaria para arrancar un electrón de un átomo en fase gaseosa. Esta energía:

• Disminuye al descender en un grupo (electrones más alejados del núcleo).
• Aumenta hacia la derecha en un período (mayor carga nuclear efectiva).

La afinidad electrónica (AE) es la energía liberada cuando un átomo capta un electrón en fase gaseosa. Esta propiedad:

• Disminuye al descender en un grupo.
• Aumenta hacia la derecha en un período (excepto en los gases nobles).

La electronegatividad indica la tendencia de un átomo a atraer hacia sí los electrones de un enlace. Esta propiedad aumenta hacia la derecha y hacia arriba en la tabla periódica.

💡 Mientras más electronegativo sea un elemento, mayor será su tendencia a formar enlaces iónicos cuando se combina con elementos de baja electronegatividad. Esta propiedad es clave para predecir el tipo de enlace que formarán dos elementos.

Carácter metálico y poder reductor

El carácter metálico está relacionado con la facilidad para perder electrones. Los metales se caracterizan por:

• Ejercer poca atracción sobre sus electrones externos
• Tener valores bajos de energía de ionización, afinidad electrónica y electronegatividad
• Comportarse como agentes reductores (tienden a oxidarse perdiendo electrones)

El poder reductor aumenta al descender en un grupo de la tabla periódica, ya que los átomos más grandes tienen sus electrones de valencia más alejados del núcleo y pueden perderlos con mayor facilidad.

Un buen agente reductor se oxida (pierde electrones) mientras que un buen agente oxidante se reduce (gana electrones).

💡 Los elementos más metálicos se encuentran en la parte inferior izquierda de la tabla periódica (como el cesio), mientras que los más no metálicos están en la parte superior derecha (como el flúor).