Orbitales y Sistema Periódico en Química

Orbitales

Orbital atómico - región del espacio donde existe una alta probabilidad de encontrar 1 electrón.

Número Cuántico

'Herramientas' que usamos para poder describir un orbital. Los 3 primeros (n, l, m) dan información del orbital y el 4º, el s, da información de los electrones que los ocupa.

• n - Número Cuántico Principal (relacionado con el tamaño del orbital) (valores del 1 al 7)
• l - Número Cuántico Secundario (indica la subcapa o subnivel de energía y la forma del orbital) (l=0 - s) (l=1 - p) (l=2 - d) (l=3 - f). Valores del 0 al n-1.
• m - Número Cuántico Magnético (indica la orientación espacial de los orbitales) (valores del -l a +l)
• s - Número Cuántico Espín (indica las orientaciones que pueden tomar los electrones) (valores +-1/2).

Número de orbitales = n^2, Número de electrones = 2*n^2.

Notación Orbital

(desapareados) s(1 hueco) p(3 huecos) d(5 huecos) f(7 huecos).

Energía de los Orbitales

N+L.

Principios de Pauli y Hund

Cada orbital solo puede albergar como máximo 2 electrones y estos electrones tendrán espines opuestos. Cuando en un subnivel energético existen varios orbitales disponibles, los electrones tienden a ocupar el mayor número de ellos y además con espines paralelos.

Sistema Periódico

Grupos 1-2 y 13-18. Periodo = número cuántico principal (n) coincide con la capa de valencia.

• Grupo: 1 (alcalinos) s(1), 2 (alcalinotérreos) s(2), 13 (boroideos) s(2)p(1), 14 (carbonoideos) s(2)p(2), 15 (nitrogenoideos) s(2)p(6), 16 (anfígenos) s(2)p(4), 17 (halógenos) s(2)p(5), 18 (gases nobles) s(2)p(6).
• Metales de Transición: (3-12) - Periodo = número cuántico principal, Grupo = 3 d(1) - 12 d(10).

Formación de Iones Estables

1-2 (pierden electrones), 13-17 (ganan electrones), 3-12 (pierden la capa de electrones más externa).

Radio Atómico

Dentro de un mismo grupo aumenta ya que aumenta el número de capas. Dentro de un mismo periodo aumenta hacia la izquierda, ya que Z cada vez es menor, por lo tanto hay menos protones y por lo tanto, los electrones son menos atraídos, aumentando así el radio atómico.

Radio Iónico

¿Quién tiene mayor radio, un anión o su átomo neutro? Al tener un electrón de más, teniendo en cuenta que los electrones se repelen entre sí, el radio iónico se expande (anión > radio iónico que átomo neutro). ¿Un catión o su átomo neutro? Al tener menos electrones, los electrones se repelen menos, por lo tanto su radio será menor (catión < radio iónico que su átomo neutro).

Energía de Ionización

Cuando un átomo tiene un radio atómico menor, los electrones están muy atraídos y por tanto se necesita una energía de ionización mayor. Energía 1 ionización < energía segunda ionización. Se repelen menos los electrones entre sí al quitar.

Afinidad Electrónica

Al tener el radio atómico menor el núcleo atrae con más fuerza. Al ser el radio atómico menor, el núcleo atrae con más fuerza a los electrones y por lo tanto es más electronegativo.

Enlaces

Covalente: compartir electrones, electronegatividad similar, elementos no metálicos de grupos cercanos (H y Be siempre covalentes).

Iónico: Transferencia de electrones, electronegatividad muy diferente, metálicos y no metálicos.

Metálico: compartir electrones de forma colectiva entre todos los átomos que componen el metal.

Lewis: 1-1, 2-2, 13-3, 14-4, 25-5, 16-6, 17-7, 18-8 (electrones), He-2.

Átomo Central: más electronegativo. Electrones compartidos = electrones necesarios (para llegar al octeto 8*elementos totales en todos menos el H que son 2) - electrones disponibles (los que hay en la capa de valencia de cada elemento) (en esto último si hay iones añades o quitas) electrones solitarios = electrones disponibles - electrones compartidos.