Conceptos Fundamentales de la Estructura Atómica y Tabla Periódica

Principio de Mínima Energía y Diagrama de Moeller

El principio de mínima energía establece que los orbitales se llenan de electrones siguiendo un orden creciente de energía, empezando por los de menor valor energético, los más cercanos al núcleo. El diagrama de Moeller representa este orden: 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 4f, 5d, 6p, 7s, 5f, 6d, 7p, 6f.

Grupos de la Tabla Periódica

• Grupo 1: Alcalinos
• Grupo 2: Alcalinotérreos
• Grupos 3-12: Metales de transición
• Grupo 13: Térreos
• Grupo 14: Carbonoideos
• Grupo 15: Nitrogenoideos
• Grupo 16: Anfígenos
• Grupo 17: Halógenos
• Grupo 18: Gases nobles

Número Másico y Número Atómico

A = Número másico (número de nucleones = protones + neutrones).

Z = Número atómico (número de protones) = número de electrones.

Neutrones = A - Z

Números Cuánticos

Los números cuánticos definen el estado de un electrón en un átomo:

• Número cuántico principal (n): Nivel de energía (n = 1, 2, 3...).
• Número cuántico secundario o azimutal (l): Forma del orbital (l = 0, 1, ..., n-1).
• Número cuántico magnético (m_l): Orientación espacial del orbital (m_l = -l, ..., 0, ..., +l).
• Número cuántico de espín (m_s): Giro del electrón (m_s = +1/2 o -1/2).

Un orbital está permitido si respeta los valores posibles de los números cuánticos. Si no los respeta, no está permitido.

Estado de Oxidación

El estado de oxidación se determina a partir de la configuración electrónica de la capa de valencia:

• Ejemplo: Un elemento con configuración ns¹ tiende a perder 1 electrón para adquirir una configuración estable, teniendo un estado de oxidación de +1 (A - 1e^- → A⁺).
• Un elemento con configuración electrónica estable no tiende a ganar ni perder electrones, por lo que su estado de oxidación es 0.

Especies Isoelectrónicas

Dos especies químicas son isoelectrónicas cuando tienen la misma configuración electrónica.

Electronegatividad

La electronegatividad es la capacidad de un átomo para atraer hacia sí los electrones compartidos en un enlace covalente. Está relacionada con la energía de ionización (Ei) y la afinidad electrónica (AE). Elementos con alta Ei y AE tienen alta electronegatividad.

• El elemento menos electronegativo es aquel que tiende a perder un electrón para adquirir una configuración electrónica estable.
• El elemento más electronegativo es aquel que está a un electrón de adquirir una configuración electrónica estable y tiene menor volumen.
• En un mismo periodo, la electronegatividad aumenta al aumentar Z.
• En un mismo grupo, la electronegatividad disminuye al descender en el grupo.

Carácter Metálico

El carácter metálico está relacionado con la Ei. A menor Ei, mayor carácter metálico.

• Los metales tienden a perder electrones, tienen baja electronegatividad, baja Ei y baja AE. El carácter metálico aumenta con el número de capas electrónicas.
• Los no metales tienden a ganar electrones, tienen alta Ei, alta AE y alta electronegatividad. El carácter no metálico disminuye con el número de capas electrónicas.

Energía de Ionización (Ei)

La energía de ionización (Ei) es la energía mínima necesaria para arrancar un electrón a un átomo en estado neutro y gaseoso.

• Tendrá menor Ei el átomo con más capas electrónicas y que esté dispuesto a perder electrones para adquirir configuración electrónica estable.
• Dentro de un mismo periodo, la Ei aumenta al aumentar Z.
• Dentro de un mismo grupo, la Ei disminuye al aumentar Z.

Factores que influyen en la Ei:

• Carga del núcleo atómico: A mayor carga nuclear, mayor fuerza de atracción, mayor Ei.
• Radio atómico: A mayor radio, menor fuerza de atracción, menor Ei.
• Efecto apantallamiento: Los electrones internos disminuyen la atracción del núcleo sobre los externos, menor Ei.

Radio Atómico

El radio atómico es la mitad de la distancia entre dos núcleos idénticos, ya sea en un cristal (radio metálico) o en una molécula (radio covalente).

• A mayor número de capas electrónicas, mayor radio atómico.
• En un mismo periodo, el radio atómico disminuye al aumentar Z.
• En un mismo grupo, el radio atómico aumenta al aumentar Z.

Radio Iónico

El radio iónico es el radio de un átomo que ha ganado o perdido electrones.

• Aniones (X^-): Siempre son mayores que los átomos neutros de los que derivan.
• Cationes (X⁺): Siempre son menores que los átomos neutros de los que derivan.

Afinidad Electrónica (AE)

La afinidad electrónica (AE) es la energía liberada cuando un átomo neutro, en estado gaseoso y fundamental, capta un electrón.

• Tendrá mayor AE el átomo que esté a un electrón de adquirir configuración electrónica estable.
• En un mismo grupo, la AE disminuye al descender en el grupo.
• En un mismo periodo, la AE aumenta al aumentar Z.

Principio de Exclusión de Pauli

En un mismo átomo, no pueden existir dos electrones con los cuatro números cuánticos iguales. En un orbital solo caben dos electrones con espines opuestos.

Principio de Máxima Multiplicidad de Hund

Al llenar un subnivel, los electrones tienden a estar desapareados al máximo, manteniendo espines paralelos.

Principio de Mínima Energía y Estado Excitado

En el estado fundamental, los orbitales se completan siguiendo el principio de mínima energía. En el estado excitado, un electrón ha absorbido energía y ha saltado a un orbital de mayor energía.

Regla de Madelung

La energía de un orbital viene determinada por los números cuánticos n y l. A mayor suma de n+l, mayor energía. En caso de igualdad (orbitales degenerados), tiene mayor energía el orbital con mayor n.

Orbitales Atómicos

• Orbitales s (l=0): Forma esférica.
• Orbitales p (l=1): Dos lóbulos idénticos a lo largo de un eje. Hay tres orbitales p (m_l = -1, 0, +1).
• Orbitales d (l=2): Cuatro lóbulos. Hay cinco orbitales d (m_l = -2, -1, 0, +1, +2).
• Orbitales f (l=3): Aspecto multilobular. Hay siete orbitales f (m_l = -3, -2, -1, 0, +1, +2, +3).

Modelo Atómico de Thomson

El átomo es una esfera de carga positiva con electrones distribuidos en su interior. La carga negativa de los electrones se compensa con la carga positiva de la esfera.

Hipótesis de Planck

Los átomos absorben o emiten energía en cantidades discretas llamadas cuantos o fotones (E = hv). La energía no se emite ni absorbe de forma continua.

Modelo Atómico de Rutherford

El átomo tiene un núcleo central con protones (carga positiva) y una corteza con electrones (carga negativa) girando alrededor del núcleo a gran distancia.

Espectros Atómicos

Los espectros atómicos son característicos de cada elemento y proporcionan información sobre la estructura interna de los átomos.

Clasificación de los Elementos en la Tabla Periódica

• Hidrógeno: No es un metal.
• Elementos representativos (s y p): Completan los subniveles s y p de la capa de valencia.
• Elementos de transición (d): Completan el subnivel d de la penúltima capa.
• Elementos de transición interna (f): Completan el subnivel f de la antepenúltima capa (lantánidos y actínidos).

Postulados de Bohr

• Los electrones giran en órbitas estacionarias sin emitir energía.
• La energía de cada órbita está cuantizada.
• Los electrones absorben o emiten energía al pasar de una órbita a otra.

Mecánica Cuántica

• Efecto fotoeléctrico: Emisión de electrones al incidir radiación electromagnética sobre un metal.
• Dualidad onda-corpúsculo (De Broglie): Toda partícula en movimiento tiene un comportamiento ondulatorio asociado.
• Ecuación de Schrödinger: Define una función de onda para el electrón.
• Principio de incertidumbre de Heisenberg: Es imposible conocer simultáneamente la posición y la velocidad de una partícula con exactitud.

Modelo Mecanocuántico del Átomo

El orbital atómico es la zona donde existe mayor probabilidad de encontrar un electrón. La configuración electrónica es la distribución de los electrones en los orbitales en estado fundamental.

Tabla Periódica: Historia y Organización

Antecedentes Históricos

• Döbereiner: Tríadas de elementos con propiedades semejantes.
• Newlands: Ley de las octavas (propiedades se repiten cada ocho elementos).

Tabla Periódica de Mendeleiev

Mendeleiev y Meyer clasificaron los elementos en orden creciente de masas atómicas y en función de sus propiedades. Mendeleiev dejó espacios libres para elementos aún no descubiertos. La ley periódica de Mendeleiev establece que las propiedades de los elementos son función periódica de la masa atómica.

Ley de Moseley

Moseley identificó el número atómico (Z) con la carga nuclear. La ley periódica moderna establece que las propiedades de los elementos son función periódica del número atómico.

Sistema Periódico Actual

Los elementos se ordenan en orden creciente de Z y según su configuración electrónica, en 18 grupos y 7 periodos. Los elementos del mismo grupo tienen propiedades físicas y químicas semejantes.

Zonas de la Tabla Periódica

• Metales y no metales: Los metales están a la izquierda y los no metales a la derecha. Los semimetales se encuentran en la zona intermedia.

Gráfica de Ei y Número Atómico

La gráfica muestra cómo la Ei aumenta en un periodo al aumentar Z. Se observan los periodos 2 y 3. La Ei depende de la carga nuclear, el radio atómico y el efecto apantallamiento.

Tabla de Ei

• La Ei aumenta al quitar electrones a un átomo porque se reduce su tamaño y aumenta la atracción del núcleo.
• El litio (Z=3) solo tiene 3 electrones, por lo que solo se pueden definir 3 capas de Ei.
• El volumen aumenta al bajar en un grupo porque los átomos tienen más electrones y más niveles.
• Los espectros son discontinuos porque representan saltos electrónicos entre niveles de energía cuantizados.