Conceptos Fundamentales de Estructura Atómica y Propiedades Periódicas

Principios Fundamentales de la Química Atómica

Teoría Cuántica de Planck

Planck: Los cuerpos emiten o absorben la energía en forma de paquetes de energía, llamados cuantos. Esto se refleja en la relación E = hν, donde h es la constante de Planck y ν es la frecuencia de la radiación. Esto significa que los átomos no emiten ni absorben cualquier cantidad de energía, sino solo aquellas que sean múltiplos enteros de un valor mínimo E₀.

Modelo Atómico de Bohr

El modelo atómico de Bohr postula:

1. Los electrones giran en torno al núcleo solo en ciertas órbitas circulares estables donde al moverse no pierden energía (órbitas llamadas estacionarias).
2. Las únicas órbitas permitidas son aquellas cuya energía adopta unos valores determinados. A estas órbitas se les llama niveles de energía y se representan con la letra n.
3. Cuanto más alejado esté el nivel del núcleo, mayor es su energía.
4. Un electrón puede saltar de un nivel de mayor energía a otro de menor energía, emitiendo ese exceso en forma de radiación (fotón). También puede absorber energía para saltar a un nivel superior.

Orbitales Atómicos y Números Cuánticos

Orbital Atómico

Un orbital atómico es la zona del espacio en la que hay mayor probabilidad de encontrar un electrón con determinada energía.

Números Cuánticos

La descripción de un electrón en un átomo requiere cuatro números cuánticos:

• n: Es el número cuántico principal. Indica el nivel de energía del orbital y su tamaño principal. Toma valores enteros positivos (1, 2, 3, ...).
• l: Es el número cuántico secundario o azimutal. Indica el tipo de orbital (su forma). Toma valores enteros desde 0 hasta n-1. Si l=0, el orbital es de tipo s; si l=1, es de tipo p; si l=2, es de tipo d; si l=3, es de tipo f.
• m: Es el número cuántico magnético. Indica la posible orientación de los orbitales en el espacio, tomando valores enteros desde -l hasta +l. (Nota: El texto original mencionaba "-1 a +1", lo cual es específico para l=1, pero la regla general es de -l a +l).
• s: Es el número cuántico de espín. Indica la orientación del espín del electrón, tomando valores de +1/2 o -1/2.

Principio de Exclusión de Pauli

El Principio de Exclusión de Pauli establece que en un átomo cualquiera no pueden existir dos electrones con los cuatro números cuánticos iguales. Esto implica que cada orbital atómico solo puede alojar un máximo de 2 electrones, y si hay dos, deben tener espines opuestos (apareados).

Configuración Electrónica

La Configuración Electrónica describe cómo se distribuyen los electrones en los distintos orbitales atómicos. Se rige por las siguientes reglas:

1. Principio de Mínima Energía (o de Aufbau): Los electrones ocupan los orbitales en orden creciente de energía, llenando primero los de menor energía.
2. Principio de Exclusión de Pauli: En un orbital caben como máximo 2 electrones, y deben estar apareados (con espines opuestos).
3. Regla de Hund: A la hora de llenar orbitales que tienen la misma energía (orbitales degenerados, como los 3 orbitales p o los 5 orbitales d), los electrones se disponen de manera que estén lo más desapareados posible y mantengan los espines paralelos antes de empezar a aparearse.

Sistema Periódico Actual

El Sistema Periódico Actual organiza los elementos en función de su número atómico creciente y sus propiedades químicas periódicas.

Grupos del Sistema Periódico

Los grupos son las columnas verticales y se nombran con números arábigos desde el 1 hasta el 18. Algunos de ellos tienen nombres propios:

• Grupo 1: Alcalinos
• Grupo 2: Alcalinotérreos
• Grupo 13: Térreos (o Grupo del Boro)
• Grupo 14: Carbonoideos (o Grupo del Carbono)
• Grupo 15: Nitrogenoideos (o Grupo del Nitrógeno)
• Grupo 16: Anfígenos (o Calcógenos)
• Grupo 17: Halógenos
• Grupo 18: Gases Nobles

Propiedades Periódicas

Algunas propiedades de los elementos varían de forma periódica en función de su posición en la tabla:

• Energía de Ionización: Es la energía mínima necesaria que hay que suministrar para arrancar el electrón más externo de un átomo aislado de un elemento en estado gaseoso y fundamental, para dar lugar a un ion positivo (catión). Se mide en kJ/mol o eV/átomo. La primera energía de ionización se refiere a la extracción del primer electrón.
• Afinidad Electrónica: Es la variación de energía que se produce cuando se añade un electrón a un átomo neutro de un elemento en fase gaseosa para dar lugar a un ion negativo (anión) gaseoso.
• Electronegatividad: Mide la tendencia que tiene uno de los átomos de un elemento a atraer hacia sí el par de electrones de enlace cuando forma un compuesto con otro átomo.