Estructura atómica y propiedades periódicas: modelos, tendencias y excepciones

Chuleta: Estructura atómica y propiedades periódicas

Modelos atómicos

Modelo atómico de Rutherford

El átomo se compone de un núcleo central, pequeño, denso y cargado positivamente (protones): concentra casi toda la masa. Alrededor del núcleo existe una corteza extensa donde los electrones (e^-) se mueven.

Modelo atómico de Bohr y correcciones

Bohr propuso que los electrones (e^-) giran en órbitas estables de energía cuantizada (niveles n = 1, 2, 3...). Solo emiten o absorben energía al saltar entre esos niveles. Las correcciones a este modelo provienen de la Mecánica Cuántica, que sustituye el concepto de órbita por el de orbital (una región de probabilidad de encontrar al electrón).

Conceptos clave

• Átomo: la unidad básica de la materia.
• Número atómico (Z): número de protones que identifica al elemento.
• Número másico (A): suma de protones y neutrones. A = Z + número de neutrones.
• Partículas subatómicas:
  • Protón: p⁺ (en el núcleo).
  • Neutrón: n (en el núcleo).
  • Electrón: e^- (en la corteza).
• Longitud de onda (λ): característica de las radiaciones electromagnéticas. Se relaciona con la frecuencia (f) y la velocidad de la luz (c) mediante la fórmula: c = λ · f.

Carga nuclear efectiva (Z_eff)

La carga nuclear efectiva (Z_eff) es la carga positiva neta real que experimentan los electrones de valencia. El efecto de apantallamiento (o de pantalla), causado por los electrones internos, reduce la carga nuclear total (Z) hasta la Z_eff.

Variación de Z_eff

• En un periodo (fila) →: la Z_eff aumenta (porque aumenta Z y el número de capas se mantiene).
• En un grupo (columna) ↓: la Z_eff permanece casi constante (aumenta Z pero también el número de capas / apantallamiento).

Energía de ionización (E.I.) y excepciones

La energía de ionización (E.I.) es la energía necesaria para arrancar un electrón de un átomo neutro en estado gaseoso. La tendencia general en la tabla periódica es que la E.I. aumenta de izquierda a derecha y de abajo hacia arriba.

Excepciones destacadas

• Boro (B) y Berilio (Be): E.I.(B) < E.I.(Be). Esto ocurre porque el berilio tiene la subcapa 2s² llena y relativamente estable. Es más fácil arrancar el electrón 2p¹ del boro que romper la estabilidad de la configuración 2s² del berilio.
• Nitrógeno (N) y Oxígeno (O): E.I.(O) < E.I.(N). El nitrógeno tiene la subcapa 2p³ semillena (medio llena), lo que le confiere mayor estabilidad. El oxígeno (2p⁴) puede ganar estabilidad al perder un electrón y alcanzar una configuración semillena, por lo que su energía de ionización es menor.

Series espectrales (Líneas de Balmer, Paschen, etc.)

Las series espectrales son grupos de líneas que surgen cuando los electrones caen a un nivel de energía específico (n₁). Se calculan con la fórmula de Rydberg:

1/λ = R_c · (1/n12 - 1/n22), con n₂ > n₁.

Principales series

• Serie de Lyman: n₁ = 1 (ultravioleta).
• Serie de Balmer: n₁ = 2 (visible).
• Serie de Paschen: n₁ = 3 (infrarrojo).
• Serie de Brackett: n₁ = 4 (infrarrojo).
• Serie de Pfund: n₁ = 5 (infrarrojo).
• Serie de Humphreys: n₁ = 6 (infrarrojo).

Nota: se ha conservado todo el contenido original y se han corregido ortografía, gramática y formato para facilitar la lectura. Los conceptos clave están resaltados en negrita.