Guía Completa de Estructura Atómica y Enlaces Químicos: Conceptos Clave y Fórmulas

Estructura Atómica y Enlaces Químicos: Fundamentos Esenciales

Estructura Atómica

Fórmula fundamental: f = c / λ

• Hipótesis de Planck: E = h * f, donde h = 6.626 * 10^-34 J*s
• Efecto Fotoeléctrico:
  • E < E₀: No hay emisión de e^-
  • E = E₀: Emite e^-
  • E > E₀: e^- emitido con E = E₀ + E_c -> h * f = h * f₀ + (m * v²) / 2
• Espectro: 1 / λ = R * (1 / n₂ - 1 / n₂), donde R = 1.097 * 10⁷ m^-1, ΔE = R = 2.179 * 10^-18 J. Series: Ly(1), Ba(2), Pa(3), Br(4), Pf(5)
• Dualidad Onda-Corpúsculo: λ = h / (m * v)

Propiedades Atómicas

• Número Atómico y Número de Neutrones: A = Z + N
• Carga Nuclear Efectiva (Z*): Z* = Z - a. Z* aumenta en un periodo al aumentar Z (Z aumenta y 'a' no). Z* no varía en un grupo (Z y 'a' aumentan proporcionalmente).
• Radio Atómico (RA): Mitad de la distancia intermolecular mínima en una molécula diatómica sólida.
  • En un mismo periodo: Al aumentar Z, Z* aumenta, ejerciendo mayor atracción y disminuyendo el RA.
  • En un mismo grupo: Z* no varía, el número de niveles de llenado aumenta al aumentar Z, por lo que el RA aumenta.
• Radio Iónico (RI):
  • Cationes: Pierden e^-, disminuye 'a', aumenta Z* (para el mismo Z); disminuye el RI.
  • Aniones: Ganan e^-, aumenta 'a', disminuye Z*; aumenta el RI.
• Energía de Ionización (EI): Mínima energía necesaria para que un átomo neutro gaseoso en su estado electrónico fundamental ceda un electrón de su nivel externo. Proceso endotérmico: X(g) + EI -> X⁺(g) + 1e^-
  • Periodo: Aumenta al aumentar Z, +Z*, -RA, electrones más atraídos, +EI.
  • Grupo: Disminuye al aumentar Z, Z* = cte, +RA, electrones menos atraídos, -EI.
• Afinidad Electrónica (AE): Variación de energía que se produce cuando un átomo neutro, gaseoso y en su estado electrónico fundamental adquiere un electrón. Proceso exotérmico: X(g) + 1e^- -> X^-(g). No es regular.
  • Periodo: AE aumenta al aumentar Z: +Z*, -RA, +atracción de e^-, tiende a completar configuración de gas noble.
  • Grupo: AE disminuye al aumentar Z: Z* = cte, +RA, -atracción de e^-.
• Electronegatividad (EN): Medida de la capacidad de un átomo para atraer el par de electrones compartido en un enlace químico. EN = (EI + AE) / 2
  • Periodo: EN aumenta al aumentar Z: +Z*, -RA, +atracción de e^-.
  • Grupo: EN disminuye al aumentar Z: Z* = cte, +RA, -atracción de e^-.

Enlaces Químicos

• Ciclo de Born-Haber: ΔH_f = ΔH_sub + ΔH_dis + EI₁ + AE₁ + U_R
• Ecuación de Born-Landé: U_R = -k * Z₁ * Z₂ * e² * N_A * A / r * (1 - 1/n), donde:
  • Z: Cargas de los iones
  • e: Carga del electrón
  • k: Constante de Coulomb
  • N_A: Número de Avogadro
  • A: Constante de Madelung
  • r: Distancia interiónica
  • n: Factor de compresibilidad
  • A mayor tamaño de los iones, mayor 'r', menor U_R: Mayor RI, menor estabilidad del compuesto.
  • A mayor valor absoluto de Z, mayor U_R, mayor estabilidad.
  • El punto de fusión aumenta según U_R.
• Teoría de la Nube Electrónica: Enlace metálico es un enlace deslocalizado entre núcleos atómicos positivos y electrones que se mueven libremente por la red. El número de electrones debe ser mayor o igual al número de átomos. Iones en red cristalina.

Estructuras de Lewis y Geometría Molecular

• Octeto de Lewis: Un átomo se completa con 8 electrones. Se representan los electrones con puntos. A mayor número de electrones en el enlace, mayor energía del enlace y menor distancia interiónica.
• Excepciones al Octeto:
  • Incompleto: Grupo 13 (Al, B) con 6 electrones.
  • Ampliado: S (12 electrones), P (10 electrones).
  • Dativo: Ácido/base: amonio, oxonio.
• Teoría de Repulsión de Pares de Electrones de la Capa de Valencia (TRPECV): Las moléculas estables adquieren la orientación que provoca la menor repulsión entre los pares de electrones de la capa de valencia.
  • Lineal (180º)
  • Triangular plana (120º)
  • Tetraédrica (109.5º)
  • Piramidal trigonal (107º)
  • Angular (104º)
  • Bipiramidal trigonal (120º horizontal, 90º vertical)
  • Octaédrica (90º)
• Teoría de Hibridación de Orbitales:
  • Solapamiento frontal (σ): Enlaces sencillos.
  • Solapamiento lateral (π): Enlaces múltiples.
  • sp: 1e^-s, 1e^-p.
  • sp²: 2e^-s, 1e^-p.
  • sp³: Llenar 4 huecos.
  • Enlace múltiple: 1 tipo sp, +1 o 2 solapamientos laterales.
• Polaridad: En un enlace covalente entre átomos con diferente electronegatividad, el enlace es polar (μ_T ≠ 0). Si son similares, es apolar (μ_T = 0). Cuando hay separación de carga en una molécula, se crea un momento dipolar (μ, medido en debyes, D), representado por una flecha en sentido de mayor EN. μ = carga parcial * distancia. ΔEN >= 1.7, +iónico; ΔEN < 1.7, +covalente.
  • Enlace de Hidrógeno: Entre moléculas polares, aumenta el punto de fusión y ebullición.
  • Fuerzas de Van der Waals: Intermoleculares entre dipolos permanentes, polares.
  • Fuerzas de London: Dipolos instantáneos, apolares.

Termodinámica

• Ecuación de Estado de los Gases Ideales: p * V = n * R * T, donde R = 0.082 atm*L/K*mol
  • Isoterma: T = cte
  • Isocora: V = cte
  • Isobara: p = cte
  • Adiabática: Q = cte
• Primer Principio de la Termodinámica: ΔU = Q + W = Q - p * ΔV = Q_v (isocora)
• Entalpía: ΔH = ΔU + p * ΔV = Q_p (isobara)
  • Exotérmica: ΔH < 0
  • Endotérmica: ΔH > 0
  • En soluciones o líquidos: ΔH = ΔU --> Q_p = Q_v
  • En gases ideales: Q = c_e * m * ΔT
• Entalpía de Enlace: Σ E_{enlaces rotos} - Σ E_{enlaces formados}
• Entropía: Aumenta: ΔS = Σ S_productos - Σ S_reactivos
• Energía Libre de Gibbs: ΔG = ΔH - T * ΔS
  • ΔG = 0: Equilibrio
  • ΔG < 0: Espontánea
  • ΔG > 0: No espontánea