Estructura Atómica y Propiedades Periódicas: Conceptos Fundamentales

Orbitales Atómicos y Números Cuánticos

Un orbital atómico se define como la región del espacio donde existe una alta probabilidad de encontrar un electrón. Para describir estos orbitales, utilizamos las "herramientas" denominadas números cuánticos. Los tres primeros proporcionan información sobre el orbital, mientras que el cuarto describe al electrón que lo ocupa:

• n (Número cuántico principal): Relacionado con el tamaño del orbital. Sus valores oscilan del 1 al 7.
• l (Número cuántico secundario o azimutal): Indica la subcapa o subnivel de energía y la forma del orbital. Sus valores van desde 0 hasta (n-1).
  • l = 0 (s)
  • l = 1 (p)
  • l = 2 (d)
  • l = 3 (f)
• m (Número cuántico magnético): Indica la orientación espacial de los orbitales. Sus valores van desde -l hasta +l.
• s (Número cuántico de espín): Indica las orientaciones que pueden tomar los electrones. Sus valores son ±1/2.

Cálculos y Notación Orbital

Para determinar la capacidad de un nivel energético, utilizamos las siguientes fórmulas:

• Número de orbitales: n²
• Número de electrones: 2 · n²

En la notación orbital (representación de huecos para electrones desapareados), disponemos de:

• s: 1 hueco
• p: 3 huecos
• d: 5 huecos
• f: 7 huecos

Principios de Configuración Electrónica

Energía de los Orbitales

La energía se determina mediante la suma n + l. Además, se deben seguir principios fundamentales:

• Principio de exclusión de Pauli: Cada orbital solo puede albergar como máximo 2 electrones, y estos deben tener espines opuestos.
• Regla de Hund: Cuando en un subnivel energético existen varios orbitales disponibles, los electrones tienden a ocupar el mayor número de ellos y con espines paralelos.

El Sistema Periódico

Organización por Grupos y Periodos

En la tabla periódica, el periodo coincide con el número cuántico principal (n) de la capa de valencia. Los grupos principales se clasifican de la siguiente manera:

• Grupo 1 (Alcalinos): s¹
• Grupo 2 (Alcalinotérreos): s²
• Grupo 13 (Boroideos): s²p¹
• Grupo 14 (Carbonoideos): s²p²
• Grupo 15 (Nitrogenoideos): s²p³
• Grupo 16 (Anfígenos): s²p⁴
• Grupo 17 (Halógenos): s²p⁵
• Grupo 18 (Gases nobles): s²p⁶

Los metales de transición (grupos 3-12) tienen un periodo correspondiente al número cuántico principal, y su configuración varía desde d¹ (grupo 3) hasta d¹⁰ (grupo 12).

Formación de Iones Estables

• Grupos 1-2: Tienden a perder electrones.
• Grupos 13-17: Tienden a ganar electrones.
• Grupos 3-12: Pierden la capa de electrones más externa.

Propiedades Periódicas

Radio Atómico e Iónico

El radio atómico aumenta dentro de un mismo grupo al aumentar el número de capas. En un mismo periodo, aumenta hacia la izquierda, ya que al ser Z (número atómico) menor, hay menos protones y los electrones son menos atraídos por el núcleo.

En cuanto al radio iónico:

• Anión vs. Átomo neutro: El anión tiene mayor radio porque, al tener un electrón de más, los electrones se repelen entre sí y la nube se expande.
• Catión vs. Átomo neutro: El catión tiene menor radio porque, al tener menos electrones, estos se repelen menos y son atraídos con más fuerza.
• Especies isoelectrónicas: La que tiene menos protones (el mayor anión) atrae con menos fuerza a los electrones, por lo tanto, su radio iónico es mayor.

Energía de Ionización, Afinidad y Electronegatividad

• Energía de Ionización: Cuando un átomo tiene un radio atómico menor, los electrones están muy atraídos y se necesita más energía para arrancarlos. La primera energía de ionización es siempre menor que la segunda, ya que al quitar un electrón, los restantes se repelen menos.
• Afinidad Electrónica: Al ser el radio atómico menor, el núcleo atrae con más fuerza a los electrones externos.
• Electronegatividad: Con un radio atómico menor, el núcleo atrae con más fuerza a los electrones de enlace, siendo el átomo más electronegativo.

Enlaces Químicos y Estructuras de Lewis

Tipos de Enlace

• Covalente: Compartición de electrones entre elementos no metálicos de electronegatividad similar (H y Be siempre forman enlaces covalentes).
• Iónico: Transferencia de electrones entre metales y no metálicos con electronegatividades muy diferentes.
• Metálico: Compartición colectiva de electrones entre todos los átomos que componen el metal.

Estructuras de Lewis

Se basan en los electrones de valencia: Grupo 1 (1e⁻), Grupo 2 (2e⁻), Grupo 13 (3e⁻), Grupo 14 (4e⁻), Grupo 15 (5e⁻), Grupo 16 (6e⁻), Grupo 17 (7e⁻), Grupo 18 (8e⁻, excepto el He que tiene 2).

• Átomo central: Generalmente el menos electronegativo.
• Electrones compartidos: Electrones necesarios (8 por elemento para el octeto, excepto H que son 2) menos electrones disponibles (capa de valencia, ajustando según la carga de los iones).
• Electrones solitarios: Electrones disponibles menos electrones compartidos.