Fundamentos de Química: Estructura Atómica, Propiedades Periódicas y Enlaces Químicos

Estructura Atómica y Modelos Cuánticos

Modelos Atómicos Clásicos

• Rutherford: Su modelo nuclear planteó que el electrón ($e^-$) debería precipitarse en el núcleo debido a la pérdida de energía por radiación, según la física clásica.
• Modelo de Bohr: Propuso la cuantización de la energía y el movimiento del electrón:
  1. El electrón gira en órbitas circulares sin emitir energía.
  2. El radio de la órbita está cuantizado.
  3. La energía liberada o absorbida se emite en forma de fotón.

Principios Cuánticos y Configuración Electrónica

Principio de Incertidumbre

Es imposible conocer simultáneamente la posición y el momento (trayectoria) del electrón.

Números Cuánticos

• $n$ (Principal): Determina la energía y el tamaño del orbital.
• $l$ (Azimutal): $l = n-1$. Determina la energía y la forma del orbital.
• $m_l$ (Magnético): Determina la orientación espacial (valores de $-l$ a $+l$).
• $m_s$ (Spin): Determina el sentido de giro del electrón.

Reglas de Relleno de Orbitales

• Principio de Exclusión de Pauli (PEP): Dos electrones en un mismo átomo no pueden tener los cuatro números cuánticos iguales.
• Regla de Hund (Máxima Multiplicidad): Los electrones en orbitales degenerados se van semiocupando con espines paralelos antes de aparearse.
• Principio de Aufbau: Los electrones ocupan primero los orbitales de menor energía.

Propiedades Periódicas

Efecto Pantalla y Carga Nuclear Efectiva

• Apantallamiento (Efecto Pantalla): Es la reducción de la fuerza de atracción que ejerce el núcleo sobre los electrones de valencia, causada por la repulsión de los electrones internos.
• Carga Nuclear Efectiva ($Z^*$): Se calcula como $Z^* = Z - \sigma$ (donde $\sigma$ es la constante de apantallamiento). Aumenta a lo largo del periodo.

Tendencias Periódicas

• Radio Atómico ($R_{atómico}$): Aumenta en grupo (hacia abajo) y disminuye en periodo (hacia la derecha).
• Energía de Ionización ($E_I$): Es la energía mínima que hay que proporcionar a un átomo neutro en estado gaseoso y fundamental para que ceda un electrón. Siempre es endotérmico.
  • Tendencia: Disminuye en grupo, aumenta en periodo.
  • Excepciones comunes: Be/B, Mg/Al, N/O y P/S.
• Afinidad Electrónica ($A_E$): Es la variación de energía cuando un átomo neutro en estado gaseoso adquiere un electrón.
  • Tendencia general: Disminuye en grupo, aumenta en periodo.
• Electronegatividad ($EN$): Es la capacidad de un átomo para atraer el par de electrones que comparte con otro átomo en un enlace.
  • Tendencia: Disminuye en grupo, aumenta en periodo.

Tipos de Enlaces Químicos

Enlace Iónico

Se forma entre un metal (que pierde $e^-$) y un no metal (que gana $e^-$). Es un proceso altamente exotérmico.

Energía Reticular ($U_r$)

Es la energía liberada durante la atracción electrostática en el proceso de formación de un mol de cristal iónico a partir de los iones en estado gaseoso. Cuanto mayor es el valor absoluto de $U_r$, más estable es el compuesto.

• Ciclo de Born-Haber: Método termodinámico para calcular $U_r$.
• Ecuación de Born-Landé: $U_r = C \cdot (q_1 \cdot q_2)/d$
  • A mayor radio (mayor distancia $d$), menor valor absoluto de $U_r$ (menos estable).
  • A mayor carga ($q_1, q_2$), mayor valor absoluto de $U_r$.

Propiedades de los Compuestos Iónicos

• A temperatura ambiente son sólidos.
• Puntos de fusión y ebullición muy elevados.
• Son duros (debido a las intensas atracciones electrostáticas) y frágiles (al deslizar una capa sobre otra, quedan enfrentados iones del mismo signo, provocando repulsión).
• Son solubles en disolventes polares (como el agua).
• La conductividad eléctrica es nula en estado sólido, pero alta en estado fundido o en disolución.

Enlace Covalente

Se forma entre no metales, donde se comparten pares de electrones.

Conceptos de Enlace Covalente

• Energía de Enlace: Es la energía necesaria para romper los enlaces de 1 mol de cualquier sustancia en estado gaseoso y obtener átomos en estado gaseoso.
• Enlace Covalente Coordinado (Dativo): Uno de los átomos aporta el par de electrones completo y el otro aporta el orbital vacío (el receptor es el ácido de Lewis).

Polaridad del Enlace Covalente

• Apolar: Ocurre cuando los átomos son iguales o tienen electronegatividades muy parecidas.
• Polar: El par de electrones está desplazado hacia el átomo más electronegativo.

Geometría Molecular (TRPECV)

Teoría de Repulsión de Pares de Electrones de la Capa de Valencia (TRPECV)

Se basa en que las moléculas estables adquieren la orientación que provoca la menor repulsión posible entre los pares de electrones de la capa de valencia (CV).

Orden de Repulsión

La repulsión disminuye en el siguiente orden:

Par libre-Par libre > Par libre-Par enlazante > Par enlazante-Par enlazante