Conceptos Esenciales de Química: Átomos, Propiedades y Enlaces

Principios Fundamentales de la Estructura Atómica

Principio de Exclusión de Pauli

Dos electrones de un mismo átomo no pueden tener los cuatro números cuánticos iguales.

Números Cuánticos

• Número cuántico principal (n)

  n = 1, 2, 3, 4... Nos da idea del nivel en el que se encuentra el electrón, del tamaño y la energía del orbital, siendo n=1 el de menor energía.

• Número cuántico secundario o azimutal (l)

  l = 0, 1, 2, ..., (n-1). Nos da idea de la energía y forma del orbital.

  • l = 0: orbital s, de simetría esférica.
  • l = 1: orbital p, lobular.
  • l = 2: orbital d, también lobulares, son 5.
  • l = 3: orbital f, lobulares de mayor multiplicidad, son 7.

• Número cuántico magnético (m_l)

  m_l = -l, ..., 0, ..., +l. Nos da idea de la orientación del orbital en el espacio.

• Número cuántico de espín (m_s)

  m_s = -1/2 o +1/2. Indica el sentido del giro del electrón sobre sí mismo.

Regla de Hund

Los electrones que entran en orbitales degenerados (con igual energía, como los p, d y f), lo hacen ocupando el mayor número posible de ellos, de tal forma que los electrones se coloquen lo más desapareados posible.

Propiedades Periódicas

• Radio Atómico

  El radio atómico de un elemento es la mitad de la distancia internuclear mínima, d, que presenta una molécula diatómica de ese elemento en estado sólido.

  • En elementos de un mismo periodo, aumenta la carga nuclear efectiva ejerciendo una mayor atracción sobre los electrones del nivel de valencia, disminuyendo el radio atómico.
  • En elementos de un mismo grupo, la carga nuclear efectiva no varía, pero sí el número de niveles de llenado, por lo que el radio atómico irá aumentando a lo largo del grupo.

• Energía de Ionización (EI)

  La mínima energía necesaria para que un átomo neutro, X, en estado gaseoso y en su estado electrónico fundamental, ceda un electrón de su nivel externo y dé lugar a un ion monopositivo, X⁺, también en estado gaseoso fundamental.

  X(g) + EI → X⁺(g) + 1e^-

• Afinidad Electrónica (AE)

  Variación de energía que se produce cuando un átomo neutro, X, en estado gaseoso y en su estado electrónico fundamental adquiere un electrón y se transforma en un ion mononegativo, X^-, también en estado gaseoso y fundamental.

  X(g) + 1e^- → X^-(g) + AE

  Este proceso generalmente es exotérmico, pero también puede ser endotérmico.

  • La tendencia a captar electrones en un periodo aumenta de izquierda a derecha.
  • La tendencia a captar electrones en un grupo disminuye de arriba a abajo.

• Electronegatividad (EN)

  Medida de la capacidad de un átomo para competir por el par de electrones que comparte con otro átomo al que está unido por un enlace químico.

  • La EN en un periodo aumenta de izquierda a derecha.
  • La EN en un grupo disminuye de arriba a abajo.

Enlace Químico

Enlace Iónico

Consiste en la unión de iones con cargas eléctricas opuestas por fuerzas de atracción electrostática. Se forma por la transferencia de electrones de un átomo de un metal a un átomo de un no metal. El átomo que cede electrones se convierte en catión; el átomo que recibe electrones se convierte en anión. El resultado es la formación de una red cristalina compacta, tridimensional y neutra.

Enlace Covalente

Se forma entre dos no metales que tienen pocos electrones desapareados en su última capa de valencia. Tienden a completar su capa de valencia y alcanzar la configuración de gas noble compartiendo electrones.

Hay 2 tipos:

• Sustancias Covalentes Moleculares

  Ejemplos: H₂O, NH₃, H₂. Sus propiedades dependen de la masa y la polaridad de las moléculas.

  • Pueden ser sólidos, líquidos o gaseosos.
  • Puntos de fusión y ebullición bajos.
  • No conducen la corriente eléctrica.
  • Solubles en H₂O según la geometría y polaridad.

• Sólidos Covalentes Atómicos

  Su entidad mínima son átomos que se unen entre sí por enlaces covalentes en forma de redes tridimensionales, como el diamante o el grafito.

  • Sólidos cristalinos con alto punto de fusión y ebullición.
  • Aislantes (excepto el grafito).
  • Insolubles en H₂O.

Teoría de Repulsión de Pares de Electrones de Valencia (TRPECV)

Las moléculas estables adquieren la orientación que provoca menor repulsión entre los pares de electrones de la capa de valencia. Esta teoría diferencia los pares de electrones en:

• Pares no enlazantes: los que no forman enlace pero que ocupan lugar.
• Pares enlazantes: los que constituyen enlaces.