Principios Esenciales de la Química Atómica y Comportamiento de los Elementos

Descubrimiento del Electrón

• Viajan en línea recta (proyectan una sombra sobre un objeto colocado en su trayectoria).
• Tienen carga eléctrica negativa (ya que son desviados por campos eléctricos).
• Poseen masa (ya que pueden hacer girar una rueda de paletas).

Modelos Atómicos

• Modelo de Thomson: Imaginó a los átomos como esferas macizas y uniformes de carga positiva, neutralizada por los electrones incrustados en ellas.
• Modelo de Rutherford: En el átomo hay dos regiones: el núcleo, donde se halla casi toda la masa del átomo y todos sus protones; y la corteza, donde se encontraban los electrones.
• Hipótesis de Planck: Los cuerpos emiten o absorben la energía en forma de cuantos (partícula que acompaña a una onda). La energía de una onda se entiende como la energía de cada corpúsculo o cuanto.
• Modelo de Bohr: Los electrones giran alrededor del núcleo en órbitas circulares. Las órbitas cercanas al núcleo tienen menos energía. Un electrón puede saltar de un nivel mayor de energía a otro, emitiendo ese exceso en forma de radiación.
• Principio de Exclusión de Pauli: En un átomo cualquiera no pueden existir dos electrones con los cuatro números cuánticos iguales; cada orbital solo puede alojar a un par de electrones.

Conceptos Fundamentales del Átomo

Número Atómico (Z)

Expresa la carga nuclear de un átomo, es decir, el número de protones. Se representa por la letra Z (subíndice).

Número Másico (A)

Expresa la suma de protones y neutrones. Se representa por la letra A (A = Z + neutrones) (superíndice).

Orbital Atómico

Un orbital atómico es la zona del espacio en la que hay menor probabilidad de encontrar un electrón con determinada energía.

Los Cuatro Números Cuánticos

• n (número principal): Indica la energía del orbital. Sus valores son números enteros a partir del 1.
• l (número secundario): Indica el tipo de orbital que puede ocupar el electrón y varían desde 0 hasta n-1.
  • Si l=0, tipo s
  • Si l=1, tipo p
  • Si l=2, tipo d
  • Si l=3, tipo f
• m (número cuántico magnético): Indica las posibles orientaciones de los orbitales; sus valores van desde -l hasta +l, pasando por el cero.
• s (número cuántico de espín): Señala la orientación del campo magnético del electrón. Sus valores son +1/2 o -1/2.

Configuraciones Electrónicas

• Regla de la Mínima Energía o Principio de Construcción (Aufbau): Los electrones van ocupando los orbitales en orden creciente de energía, empezando por los de menor energía, que son los más cercanos al núcleo.
• Regla de Pauli (Principio de Exclusión de Pauli): En un orbital solo caben dos electrones apareados.
• Regla de Hund o de Máxima Multiplicidad: A la hora de llenar orbitales, los electrones se disponen de manera que estén desapareados al máximo y mantengan sus espines paralelos.

Electrones de Valencia

Al nivel electrónico más externo de un átomo se le conoce como nivel de valencia, y a los electrones allí situados, electrones de valencia, que determinan el comportamiento químico de un elemento.

Propiedades Periódicas

Radio Atómico

El radio de cualquier ion positivo es siempre menor que el de su átomo neutro, al igual que el radio de cualquier ion negativo es siempre mayor que el de su átomo neutro.

Energía de Ionización

Energía necesaria que hay que suministrar para arrancar el electrón más externo de un átomo aislado y dar lugar a un ion positivo. Se mide en kJ/mol o eV/átomo.

En un mismo grupo, el electrón más externo se encuentra más alejado del núcleo y se necesita menos energía para arrancarlo. En un periodo, la carga nuclear aumenta; por tanto, se necesita más energía para arrancarlos.

Afinidad Electrónica

Variación de energía que se produce cuando se añade un electrón a un átomo neutro de un elemento para dar lugar a un ion negativo. Se mide en kJ/mol o eV/átomo.

Electronegatividad

Mide la tendencia que tiene uno de sus átomos a atraer hacia sí el par de electrones del enlace con otro átomo.

Clasificación de Elementos

Metales

Poseen bajas energías de ionización, bajas afinidades electrónicas y bajas electronegatividades; muestran mucha tendencia a perder electrones.

No Metales

Poseen altas energías de ionización, altas afinidades electrónicas y altas electronegatividades. Su tendencia es a ganar electrones.