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La química inorgánica es una de las ramas más antiguas de la química y se dedica al estudio de compuestos que no se fundamentan en enlaces carbono-hidrógeno. A diferencia de la química orgánica, que se centra en los compuestos que contienen carbono, la química inorgánica abarca todos los demás elementos de la tabla periódica y sus compuestos, así como las reacciones que estos pueden experimentar.

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Este campo abarca una gran variedad de sustancias, incluyendo metales, minerales, ácidos, bases, sales y complejos de coordinación. Además, la química inorgánica está estrechamente relacionada con otras ciencias, como la química orgánica, la geología, la química ambiental, la biología y la física. Estas interacciones son fundamentales porque permiten un entendimiento más profundo y detallado de los fenómenos naturales y artificiales. Esta integración de conocimientos es esencial para el avance en diversas disciplinas y para resolver problemas complejos.

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La química inorgánica es fundamental en nuestra vida cotidiana, es decir, a la hora de resolver problemas sociales que demandan una amplia gama de aplicaciones: la medicina, la tecnología, la energía, agricultura, cambio climático, medio ambiente e incluso la ingeniería y metalurgia.

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La carga nuclear efectiva (Zef) es crucial para entender la ley periódica, ya que representa la carga que sentiría un electrón si no hubiera otros electrones presentes. Esta se calcula con la fórmula Zef = Z — σ, donde Z es la carga nuclear y σ es el apantallamiento causado por otros electrones.

A lo largo de un período, la carga nuclear efectiva sobre el electrón más externo aumenta con el número atómico, ya que aunque la carga nuclear crece, el apantallamiento por otros electrones es menor que 1. En cambio, a lo largo de un grupo, la carga nuclear efectiva sobre el electrón más externo se mantiene constante porque todos los elementos del mismo grupo tienen configuraciones electrónicas de valencia iguales, y los electrones internos apantallan con un valor de 1.

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La ley periódica es fundamental para comprender la tabla periódica, ya que establece que las propiedades físicas y químicas de los elementos se repiten periódicamente cuando se ordenan por número atómico. En 1869, Dmitri Mendeleiev y Lothar Meyer presentaron independientemente sus tablas periódicas, pero la de Mendeleiev fue más elaborada, organizando los elementos conocidos según su masa atómica y sus propiedades similares. Mendeleiev propuso que las propiedades de los elementos seguían una ley periódica aún desconocida en su época.

La tabla periódica moderna, desarrollada por Paneth y Werner, clasifica los 118 elementos conocidos en orden creciente de su número atómico en 18 columnas (grupos) y 7 filas (períodos). Esta disposición se basa en la configuración electrónica de los elementos, que es la principal responsable de sus propiedades. La organización actual evita la mezcla de metales y no metales, y mantiene una coherencia en la distribución electrónica periódica, alineando mejor las propiedades de los elementos.

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Tabla periodica, Ley periodica, periodos, grupos y familias |

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Uno de los componentes clave para entender la tabla periódica es su división en metales, no metales y metaloides, lo cual es fundamental para comprender las propiedades químicas y físicas de los elementos. Los metales se encuentran en la parte inferior izquierda de la tabla y se caracterizan por su alta conductividad, brillo metálico, maleabilidad, ductilidad, y altos puntos de fusión. Ejemplos incluyen el oro (Au), plata (Ag) y wolframio (W). Los no metales están ubicados en la parte superior derecha y se distinguen por su mala conductividad, falta de brillo, fragilidad, y tendencia a formar aniones o moléculas covalentes. Ejemplos incluyen el oxígeno (O), azufre (S) y nitrógeno (N).

Los metaloides, situados en la zona intermedia de la tabla, poseen propiedades intermedias entre metales y no metales, como la semiconductividad y un brillo metálico combinado con fragilidad. Estos elementos, como el boro (B), arsénico (As) y antimonio (Sb), pueden actuar como metales o no metales dependiendo de las condiciones. Esta clasificación es crucial para predecir el comportamiento de los elementos en diferentes reacciones químicas y para entender las tendencias en la tabla periódica, como el radio atómico, electronegatividad y energías de ionización.

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Clasificación de elementos  metales, no metales y metaloides

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La tabla periódica es una herramienta esencial en la química inorgánica, ya que organiza todos los elementos químicos de manera sistemática según sus propiedades. Además, ayuda a dar sentido a la química descriptiva de los elementos representativos o del grupo principal, facilitando la construcción e interrelación de conceptos. Las cinco ideas clave que permiten entender la tabla periódica son la ley periódica, el principio de singularidad, el efecto diagonal, el efecto del par inerte, y la división de la tabla en metales, no metales y metaloides.

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El principio de singularidad es esencial para comprender la tabla periódica, ya que establece que los elementos del segundo período son notablemente diferentes de sus congéneres en el mismo grupo. Estas diferencias se deben a tres factores principales:

1. Elementos más ligeros: Los primeros elementos de cada grupo, siendo más ligeros, presentan propiedades que no son del todo análogas a las de los elementos más pesados del mismo grupo. Por ejemplo, el litio (Li) y el berilio (Be) muestran diferencias significativas con los elementos más pesados de sus respectivos grupos, como una menor afinidad electrónica, mayor densidad de carga y un mayor carácter covalente en sus compuestos.

2. Capacidad para formar enlaces: El menor tamaño atómico de los elementos del segundo período afecta su capacidad para formar enlaces, lo que les permite formar enlaces π (pi) con mayor facilidad y establecer fuertes enlaces dobles y triples.

3. Indisponibilidad de orbitales d: Los elementos del segundo período no tienen orbitales d accesibles, lo que limita su capacidad para expandir el octeto y formar compuestos con octeto expandido, a diferencia de sus congéneres más pesados.

Ejemplos del principio de singularidad incluyen el hidrógeno (H), que aunque está en el grupo 1, es muy diferente de los metales alcalinos, formando enlaces covalentes y comportándose más como un no metal; el berilio (Be) en el grupo 2, que forma enlaces covalentes en lugar de iones Be²⁺; y el boro (B) en el grupo 13, que no forma compuestos iónicos como el aluminio (Al), sino que crea compuestos covalentes con estructuras únicas, como los boranos.