Fundamentos de Química: Estructura Atómica, Enlaces y Propiedades

Fundamentos de la Estructura Atómica

Conceptos Básicos

• A (Número Másico): Representa la suma de protones (p) y neutrones (n) en el núcleo de un átomo (A = p + n).

• Z (Número Atómico): Indica el número de protones (p) en el núcleo de un átomo. Define la identidad del elemento (Z = p).

• Cálculo de neutrones: n = A - Z.

• Isótopo: Átomos del mismo elemento (mismo número de protones, Z) pero con diferente número de neutrones (n), lo que resulta en un diferente número másico (A).

Números Cuánticos

Los números cuánticos describen el estado energético de un electrón en un átomo y la forma y orientación de los orbitales atómicos.

• n (Número Cuántico Principal): Define el nivel de energía y el tamaño del orbital. Toma valores enteros positivos (1, 2, 3...).

• l (Número Cuántico Azimutal o del Momento Angular): Define la forma del orbital y el subnivel de energía. Sus valores van de 0 a n-1. Se asocia a letras:

  • l = 0: orbital s (esférico)

  • l = 1: orbital p (bilobulado)

  • l = 2: orbital d (más complejo)

  • l = 3: orbital f (aún más complejo)

• m_l (Número Cuántico Magnético): Describe la orientación del orbital en el espacio. Sus valores van desde -l hasta +l, incluyendo el 0.

• Ejemplos de Conjuntos de Números Cuánticos (n, l, m_l):

  • Para un electrón en 3d³: (3, 2, 0)

  • Para un electrón en 3d¹: (3, 2, -2)

  • Para un electrón en 2s¹: (2, 0, 0)

Clasificación de Elementos y Propiedades Periódicas

Grupos de la Tabla Periódica y Configuración Electrónica

• Grupo 1 (s¹): Metales Alcalinos.

• Grupo 2 (s²): Metales Alcalinotérreos.

• Grupos 3-12 (d^1-10): Metales de Transición.

• Grupos 13-18 (p^1-6): Incluyen los Térreos (Grupo 13) y otros grupos hasta los Gases Nobles (Grupo 18).

Clasificación General de Elementos

• Grupos 1-13: Principalmente Metales, con excepciones como el Hidrógeno (H) que es un no metal, y los Semimetales (Boro (B), Silicio (Si), Germanio (Ge), Arsénico (As), Antimonio (Sb), Telurio (Te), Polonio (Po)).

• Grupos 14-17: Predominantemente No Metales.

Propiedades Periódicas

Las propiedades periódicas varían de forma regular a lo largo de los periodos y grupos de la tabla periódica.

• Energía de Ionización: Aumenta hacia la derecha y arriba en la tabla periódica. Es la energía necesaria para arrancar un electrón a un átomo neutro en estado gaseoso.

• Electronegatividad: Aumenta hacia la derecha y arriba en la tabla periódica. Es la tendencia de un átomo a atraer electrones compartidos en un enlace químico.

• Tamaño Atómico (Radio Atómico): Aumenta hacia la izquierda y abajo en la tabla periódica. A mayor número de capas electrónicas, mayor tamaño.

• Afinidad Electrónica: Aumenta hacia la derecha y arriba en la tabla periódica. Es la energía liberada o absorbida cuando un átomo neutro en estado gaseoso capta un electrón para formar un ion negativo.

Tipos de Enlaces Químicos y Propiedades de Sólidos

Enlace Iónico y Compuestos Iónicos

Los compuestos iónicos se forman por la transferencia de electrones entre átomos, creando iones con cargas opuestas que se atraen fuertemente.

• Forman redes cristalinas tridimensionales.

• Tienen elevados puntos de fusión y ebullición.

• Son sólidos a temperatura ambiente.

• Son duros pero quebradizos.

• En estado sólido son aislantes del calor y la corriente eléctrica.

• Conducen la corriente eléctrica cuando están fundidos o en disolución.

• La mayoría son solubles en disolventes polares (como el agua), pero insolubles en disolventes apolares (como el aceite o la gasolina).

Enlace Covalente y Compuestos Moleculares

El enlace covalente se produce cuando los átomos comparten electrones. La intensidad del enlace dentro de la molécula es muy alta.

• El enlace entre los átomos al compartir electrones es muy intenso, incluso más que el iónico (requiere mucha energía para separar los átomos dentro de una molécula).

• Al ser las moléculas neutras, las fuerzas de unión entre moléculas son muy débiles.

• Se necesita poca energía para separar una molécula de otra, lo que resulta en bajas temperaturas de fusión y ebullición.

Redes Covalentes

Son un tipo especial de compuestos covalentes donde los átomos están unidos por enlaces covalentes en una red tridimensional continua.

• La gran intensidad del enlace covalente hace que estos compuestos sean sólidos a temperatura ambiente.

• Poseen puntos de fusión y ebullición muy elevados.

• Presentan gran dureza.

• Son malos conductores del calor y la corriente eléctrica.

• Son insolubles en cualquier sustancia.

Enlace Metálico y Propiedades de los Metales

El enlace metálico se caracteriza por la presencia de un "mar de electrones" deslocalizados que se mueven libremente entre los iones metálicos positivos.

• Son buenos conductores de la corriente eléctrica, debido a la presencia de electrones libres con gran libertad de movimiento.

• Poseen puntos de fusión y ebullición altos.

• Presentan brillo metálico.

• Tienen elevada densidad.

• Son dúctiles y maleables (pueden estirarse en hilos y formarse en láminas).

• Los metales sólidos tienen una dureza variable y gran tenacidad.

Modelos Atómicos Históricos

Demócrito

Demócrito (siglo V a.C.) postuló que la materia estaba formada por pequeñas partículas indivisibles, a las que llamó átomos. Entre los átomos, habría vacío.

Aristóteles

Aristóteles (siglo IV a.C.) defendía la teoría de los cuatro elementos, según la cual toda la materia se formaba por la combinación de aire, agua, tierra y fuego. Esta teoría prevaleció durante muchos siglos.

John Dalton y su Teoría Atómica

John Dalton (principios del siglo XIX) recuperó la teoría atómica de Demócrito, considerando que los átomos (partículas indivisibles) eran los constituyentes últimos de la materia que se combinaban para formar los compuestos. Sus postulados clave fueron:

• La materia está formada por átomos indivisibles e indestructibles.

• Cada elemento está formado por átomos iguales, con la misma masa y propiedades químicas.

• Los átomos de distintos elementos tienen masas y propiedades químicas diferentes.

• En las reacciones químicas, los átomos no se crean ni se destruyen, solo cambian su distribución en las sustancias.

• Los átomos de diferentes elementos se combinan para formar compuestos químicos, siempre en una proporción fija y sencilla para cada tipo de compuesto posible.

J.J. Thomson y el Modelo del "Pudín de Pasas"

J.J. Thomson (finales del siglo XIX) propuso el primer modelo atómico que incluía partículas subatómicas. Su modelo, conocido como el "pudín de pasas", establecía que:

• Los electrones (pequeñas partículas con carga negativa) se encontraban incrustados en una esfera o nube de carga positiva.

• La carga positiva de la esfera compensaba exactamente la negativa de los electrones, haciendo que el átomo fuera eléctricamente neutro.

Niels Bohr y su Modelo Atómico

Niels Bohr (principios del siglo XX) propuso un modelo atómico para el átomo de hidrógeno que incorporaba ideas de la mecánica cuántica. Sus postulados clave fueron:

• Los electrones se mueven en órbitas circulares estables (niveles de energía) alrededor del núcleo sin emitir energía. Cuanto más alejada esté la órbita del núcleo, mayor será su energía.

• Solo pueden existir aquellas órbitas que tengan ciertos valores de energía cuantizados, definidos por el número cuántico principal n.

• La energía liberada o absorbida cuando un electrón salta de una órbita superior (energía E₂) a una inferior (energía E₁), o viceversa, se emite o absorbe en forma de luz (fotón). La frecuencia (f) de esta luz viene dada por la expresión: E₂ - E₁ = hf (donde h es la constante de Planck).