Fundamentos de Estructura Atómica y Propiedades Periódicas Elementales

Modelo de Thomson

Compara un átomo con una esfera de carga positiva (+) en la que se encuentran incrustados los electrones (cargas negativas, -) en número suficiente para que el átomo sea eléctricamente neutro. A menudo se le llama el modelo del "pudin de pasas".

Definiciones Atómicas Fundamentales

• Número Atómico (Z): Es el número de protones que tiene el núcleo de un átomo. Si el átomo es neutro, Z también es igual al número de electrones.
• Número Másico (A): Es la suma del número de protones y neutrones en el núcleo de un átomo (A = Z + N, donde N es el número de neutrones).
• Isótopos: Son átomos del mismo elemento (igual Z) pero con diferente número de neutrones y, por lo tanto, diferente número másico (A).
• Isoelectrónico: Se refiere a dos o más especies químicas (átomos o iones) que tienen el mismo número de electrones y la misma configuración electrónica.
• Isóbaros: Son átomos de diferentes elementos (distinto Z) que tienen el mismo número másico (A).

Teoría de Planck

Propone que la energía no se absorbe ni se emite de forma continua, sino en pequeñas cantidades discretas llamadas cuantos (o fotones, en el caso de la luz). La energía de un cuanto es proporcional a la frecuencia de la radiación: E = hν, donde h es la constante de Planck.

Modelo Atómico de Bohr

Postulados Principales

• Los electrones giran alrededor del núcleo en órbitas circulares específicas y estacionarias sin emitir energía.
• Solo son posibles aquellas órbitas en las que el momento angular del electrón (mvr) es un múltiplo entero de h/(2π): mvr = n * h / (2π), donde 'n' es el número cuántico principal (n=1, 2, 3...).
• Un electrón solo emite o absorbe energía cuando salta de una órbita permitida a otra. La energía del fotón emitido o absorbido es igual a la diferencia de energía entre las órbitas: ΔE = E_final - E_inicial = hν.

Aciertos y Limitaciones

• Aciertos: Explica con éxito el espectro de emisión del átomo de hidrógeno y de iones con un solo electrón (hidrogenoides).
• Problemas: Solo es aplicable a átomos o iones con un solo electrón. Postula órbitas circulares, lo cual fue posteriormente modificado. No explica el espectro de átomos polielectrónicos ni el efecto Zeeman.

Modificación de Sommerfeld

Arnold Sommerfeld perfeccionó el modelo de Bohr proponiendo que, además de las órbitas circulares, los electrones también podían describir órbitas elípticas. Esto introdujo el número cuántico secundario o azimutal (l).

Efecto Zeeman

Pieter Zeeman observó el desdoblamiento de las líneas espectrales de una fuente de luz cuando esta se somete a un campo magnético fuerte. Este efecto sugirió la necesidad de un nuevo número cuántico para describir la orientación espacial de las órbitas, el número cuántico magnético (m_l).

Números Cuánticos

Describen el estado energético de un electrón en un átomo:

• n (Número cuántico principal): Describe el nivel de energía principal. Toma valores enteros positivos (n = 1, 2, 3...).
• l (Número cuántico azimutal o secundario): Describe la forma del orbital (subnivel de energía). Toma valores enteros desde 0 hasta n-1. Se asocia a letras:
  • l = 0 → subnivel s (1 orbital)
  • l = 1 → subnivel p (3 orbitales)
  • l = 2 → subnivel d (5 orbitales)
  • l = 3 → subnivel f (7 orbitales)
• m_l (Número cuántico magnético): Describe la orientación espacial del orbital dentro de un subnivel. Toma valores enteros desde -l hasta +l, pasando por 0.
• m_s (Número cuántico de espín): Describe el momento angular intrínseco del electrón (giro). Solo puede tomar dos valores: +½ o -½.

Distribución de Electrones (Configuración Electrónica)

Las reglas que gobiernan cómo se distribuyen los electrones en los orbitales de un átomo son:

• Principio de Exclusión de Pauli: En un mismo átomo, no pueden existir dos electrones que tengan sus cuatro números cuánticos (n, l, m_l, m_s) iguales. Esto implica que en cada orbital caben como máximo dos electrones, y deben tener espines opuestos.
• Regla de Hund (Principio de Máxima Multiplicidad): Al llenar orbitales de igual energía (degenerados, como los tres orbitales p), los electrones se distribuyen ocupando el mayor número posible de ellos y con espines paralelos (desapareados), antes de empezar a aparearse.
• Regla de Madelung (o de las diagonales, n+l): Los orbitales se llenan en orden creciente de la suma (n+l). Si dos orbitales tienen el mismo valor de (n+l), se llena primero aquel con el valor de 'n' más bajo.
• Principio de Construcción (Aufbau): Los electrones ocupan los orbitales atómicos de manera que la energía total del átomo sea la mínima posible, llenando primero los orbitales de menor energía.

Propiedades Periódicas

Potencial de Ionización (PI) o Energía de Ionización (EI)

Es la energía mínima necesaria para arrancar un electrón del nivel más externo de un átomo neutro en estado gaseoso, convirtiéndolo en un ion positivo (catión).

• Variación en un Grupo: Disminuye al bajar en un grupo. Al aumentar el número de niveles electrónicos, el electrón más externo está más alejado del núcleo y más apantallado por los electrones internos, por lo que está menos atraído y se requiere menos energía para arrancarlo.
• Variación en un Periodo: Aumenta de izquierda a derecha. Al aumentar el número atómico (Z) en un mismo periodo, aumenta la carga nuclear efectiva sobre los electrones externos (están en el mismo nivel), atrayéndolos con más fuerza y haciendo más difícil arrancarlos.

Afinidad Electrónica (AE) o Electroafinidad

Es la energía liberada (generalmente, aunque puede ser absorbida) cuando un átomo neutro en estado gaseoso capta un electrón para formar un ion negativo (anión). Se suele expresar con signo negativo si se libera energía (proceso exotérmico).

• Variación en un Grupo: Aumenta (se vuelve más exotérmica o menos endotérmica) al subir en un grupo (con excepciones). El electrón entrante está más cerca del núcleo y experimenta mayor atracción.
• Variación en un Periodo: Aumenta (se vuelve más exotérmica o menos endotérmica) de izquierda a derecha. Al aumentar la carga nuclear efectiva, el núcleo atrae con más fuerza al electrón adicional. Los halógenos presentan las afinidades electrónicas más altas.

Electronegatividad (χ)

Es la medida de la tendencia de un átomo a atraer hacia sí los electrones cuando forma parte de un enlace químico en una molécula.

Existen diferentes escalas, como la de Pauling y la de Mulliken. La electronegatividad de Mulliken se calcula como: χ_Mulliken = (PI + AE) / 2 (usando PI y AE en las unidades adecuadas).

• Variación en un Grupo: Disminuye al bajar en un grupo (similar al PI).
• Variación en un Periodo: Aumenta de izquierda a derecha (similar al PI). El flúor (F) es el elemento más electronegativo.

Radio Atómico y Volumen Atómico

El radio atómico se define como la mitad de la distancia entre los núcleos de dos átomos idénticos adyacentes. El volumen atómico es el volumen ocupado por un mol de átomos del elemento (V_atómico = Masa atómica / densidad).

• Variación en un Grupo: Aumentan al bajar en un grupo. Se añaden nuevos niveles electrónicos, por lo que el tamaño del átomo crece.
• Variación en un Periodo: Disminuyen de izquierda a derecha. Al aumentar la carga nuclear efectiva en el mismo nivel energético, los electrones son atraídos con más fuerza hacia el núcleo, provocando una contracción del tamaño atómico.