Números Cuánticos, Tabla Periódica y Energía Radiante: Conceptos Clave de Química

Cálculo de número atómico, número másico y partículas

Para calcular los protones (p⁺) y electrones (e^-) se utiliza el número atómico (Z), y para los neutrones (n⁰) se aplica la fórmula n⁰ = A - Z, donde A es el número másico.

• Catión: carga positiva, pierde e^-.
• Anión: carga negativa, gana e^-.

Radiación luminosa

Para calcular la frecuencia de una radiación luminosa se utiliza la expresión f = c / λ, donde:

• c es la velocidad de la luz: c = 3 × 10⁸ m/s.
• λ es la longitud de onda (m).
• f es la frecuencia (Hz = s^-1).

Constante de Planck

La energía asociada a una radiación se calcula mediante E = h · f, donde la constante de Planck vale h = 6,63 × 10^-34 J·s.

Niveles de energía

La variación de energía puede expresarse como ΔE = h · f = h · c / λ, y la energía de un nivel como E = -K / n² (J).

Se calcula con ΔE = E_f - E_i:

• Transición de inferior a superior: absorción de energía (ΔE positivo, +).
• Transición de superior a inferior: emisión de energía (ΔE negativo, -).

Isótopos

Los isótopos son elementos con el mismo número atómico (Z) pero distinto número másico (A).

Números cuánticos

• n (número cuántico principal): valores 1, 2, 3… (nunca 0). Indica el nivel de energía.
• l (número cuántico secundario o momento angular): indica la forma de los orbitales; siempre menor que n: 0, 1, 2, 3…
• m_l (número cuántico magnético): indica la orientación en el espacio: -l, …, 0, …, +l.
• m_s (número cuántico de spin): orientación del electrón en el orbital: +½ o -½.

Tipos de orbitales

• l = 0 → orbital s (s²)
• l = 1 → orbital p (p⁶)
• l = 2 → orbital d (d¹⁰)
• l = 3 → orbital f (f¹⁴)

Configuración electrónica

1s², 2s², 2p⁶, 3s², 3p⁶, 4s², 3d¹⁰, 4p⁶, 5s², 4d¹⁰, 5p⁶, 6s², 4f¹⁴, 5d¹⁰, 6p⁶, 7s², 5f¹⁴, 6d¹⁰, 7p⁶, 6f¹⁴, 7d¹⁰, 7f¹⁴.

¿Qué orbital tiene mayor energía?

Se aplica la regla de Möller (n + l): tiene mayor energía el orbital con mayor valor de n + l; a igualdad, el de mayor n.

Periodo y grupo

• Grupos representativos (1, 2, 13, 14, 15, 16, 17, 18): terminan en orbitales s o sp. El número de grupo se obtiene sumando los electrones de s y p.
• Transición (3 al 12): terminan en orbital d. Se indica el número del grupo y el orbital d aparece como subíndice.

Al perder un electrón, este se extrae del nivel mayor ocupado.

En la tabla periódica los elementos se ordenan según aumenta su número atómico.

Electrón diferenciador

El electrón diferenciador es el e^- que añadimos para pasar de un elemento a otro en la tabla periódica.

Propiedades periódicas

Radio atómico

• En grupo: aumenta hacia abajo al aumentar el número de capas electrónicas.
• En periodo: disminuye hacia la derecha; aunque tienen el mismo número de capas, al desplazarse a la derecha aumenta el número atómico, lo que produce mayor atracción sobre la envoltura electrónica.

Energía de ionización

• En grupo: aumenta hacia arriba, ya que los electrones periféricos están más atraídos al estar más cerca del núcleo.
• En periodo: aumenta hacia la derecha, pues existe mayor atracción del núcleo sobre el electrón, por lo que cuesta más arrancarlo.

Afinidad electrónica

Es el proceso inverso a la energía de ionización.

Electronegatividad

Es la capacidad de un átomo para atraer hacia sí el par de electrones compartido en un enlace covalente. Sigue las mismas tendencias que la energía de ionización y la afinidad electrónica.