Propiedades Atómicas y Estructura Electrónica: Conceptos Clave

Energía de Ionización (E.I.)

La energía de ionización es la energía mínima necesaria para arrancar un electrón de un átomo gaseoso en su estado fundamental, transformándolo en un ion positivo. Se expresa siempre referida a un mol de átomos y se representa por I.

Factores que afectan la Energía de Ionización:

1. Distancia desde el núcleo hasta el electrón que se pierde.
2. A mayor tamaño del orbital, menor energía de ionización, ya que el electrón se encuentra menos atraído.
3. Carga nuclear efectiva: La carga nuclear y el efecto de apantallamiento de los electrones internos.
4. Tendencia a alcanzar la estructura de octeto.

Tendencias periódicas: En un período, la energía de ionización aumenta hacia la derecha al aumentar la carga nuclear. En un grupo, disminuye al descender debido al aumento del radio atómico y la menor atracción nuclear.

Cada elemento tiende a adquirir la configuración electrónica de un gas noble.

Iones:

• Anión: carga negativa (ej: Cl^-).
• Catión: carga positiva (ej: Al³⁺).

Electroafinidad

La electroafinidad es la energía liberada cuando un átomo gaseoso en su estado fundamental incorpora un electrón libre, transformándose en un ion negativo. Se refiere siempre a un mol de átomos.

Tendencias periódicas: En los grupos, disminuye al bajar debido al aumento de la distancia al núcleo y la menor atracción sobre el electrón libre. En los períodos, generalmente aumenta al avanzar hacia la derecha, aunque con algunas irregularidades, debido al aumento de la carga nuclear efectiva.

Electronegatividad

La electronegatividad es la tendencia que tiene un elemento para atraer hacia sí el par electrónico del enlace compartido con otro. Es una propiedad de los átomos enlazados químicamente entre sí. Los elementos con alta electroafinidad y potencial de ionización también tendrán alta electronegatividad (ej: Flúor (F) alta, Cesio (Cs) baja).

Tamaño de los Átomos

Tamaño de los átomos neutros:

En un grupo, los radios atómicos aumentan al bajar debido al incremento de la distancia al núcleo. En un período, los radios atómicos disminuyen al aumentar el número atómico, ya que aumentan las cargas positivas y negativas, y por lo tanto, la atracción.

Tamaño de los átomos ionizados:

1. Los elementos que forman iones positivos (cationes) tendrán un radio menor que el del átomo neutro, debido a la contracción de la nube electrónica por el predominio de las fuerzas nucleares atractivas. Esta contracción será mayor a mayor carga positiva.
2. Los elementos que forman iones negativos (aniones) tendrán un radio mayor, debido a la expansión de la nube electrónica por la mayor repulsión interelectrónica. Esta expansión será mayor a mayor carga negativa.
3. En especies isoelectrónicas, los radios disminuyen a medida que aumenta el número atómico (Z).
4. Dentro del mismo grupo, el radio iónico aumentará al bajar, por aumentar la distancia al núcleo.

Orbitales y Niveles de Energía

Número máximo de orbitales en cada nivel energético: n²

Número máximo de electrones en cada nivel energético: 2n²

Número máximo de electrones en un orbital: s=2; p=6; d=10; f=14 (2 como máximo por orbital individual)

Los orbitales 2p_x, 2p_y y 2p_z tienen la misma energía, ya que solo depende de (n+l).

Números Cuánticos

• n (Número cuántico principal): Indica la distancia de la órbita al núcleo y el nivel de energía.
• l (Número cuántico secundario o azimutal): Describe la forma del orbital (0=s, 1=p, 2=d, 3=f).
• m (Número cuántico magnético): Indica la orientación espacial del orbital en un campo magnético.
• s (Número cuántico de espín): Representa la orientación del giro intrínseco del electrón (+1/2 o -1/2).

Conceptos Relacionados con Ondas

Longitud de onda: Distancia existente entre dos máximos o dos mínimos sucesivos de una onda.

Número de onda: Número de oscilaciones que hay en cada unidad de longitud.

Frecuencia: Número de oscilaciones que pasan por un punto en la unidad de tiempo.

Período: Tiempo que tarda la onda en recorrer toda su longitud.

Efecto de la intensidad de la luz (I): Si se duplica la intensidad, como no afecta a la energía de los fotones, no varía la longitud de onda y los electrones seguirían saliendo con la misma velocidad, solo que en mayor número.

Modelo Atómico de Bohr

1. En un átomo, el electrón solo puede tener ciertos estados de movimiento definidos y estacionarios; en cada uno de ellos tiene una energía fija y determinada.
2. En cualquiera de estos estados, el electrón se mueve describiendo órbitas circulares alrededor del núcleo.
3. Un electrón puede pasar de una órbita a otra absorbiendo o emitiendo un cuanto de radiación electromagnética de energía igual a la diferencia existente entre las energías de las órbitas inicial y final.

Principio de Incertidumbre de Heisenberg

Establece que hay un límite en la precisión con que se pueden determinar simultáneamente la posición y la energía (o momento) de una partícula.

Diferencias entre el Modelo de Bohr y la Mecánica Cuántica

El modelo de Bohr postula que los electrones describen órbitas planas y, por ello, superficiales. La mecánica cuántica supone a los electrones moviéndose en orbitales tridimensionales.

Principio de Exclusión de Pauli

: no pueden existir en un atomo 2 e- que tengan los 4 Nº cuanticos =s entre si.En el mismo orbital solo pueden existir, 2e- como max, y con spones opuestos.

Principio de Aufbau: Los orbitales se llenan de e- empezando por el de menor E y terminando por el de mayor. Sumando ( n+l ), cuanto > sea esta suma > sera la E del orbital. A igualdad de valores ( n+l ), tendra > E el de mayor Nº n.

e- Diferenciador: ultimo e- colocado en un elemento y que lo diferencia del elemento anterior.

Valencia:  Nº de enlaces formados por un atomo cuando entra a formar parte de un compuesto.

Isoelectronicos: atomos neutros o ionicos con el mismo Nº de e- entre si.

#Criterio de la T.Periodica: en cada grupo los elementos de propiedades analogas, y cada periodo se construye colocando elementos que aumentan en una unidad el nº atomico del elemento precedente.

Ind.Oxidacion: En los comp..ionicos en la carga real que tiene el ion.En c.covalentes es la carga que parece tener el atomo. La existencia del subnivel d en algunos elementos como el Cl, les da la posibilidad de promocionar e- de los subn s y p al d y por lo tanto, explicar las valencia 3,5,7 que no tiene el F. La valencia a veces viene determinada por el Nº de e- desapareados.

Car.xidante y Reductor:los metales de baja electronegatividad tienden a perder e- formando iones positivos sufren un pro.de oxidación.Pueden reducir a otros elementos,es decir, > reductor cuanto + te oxidas.En los no-metales con alto electronegatividad tienden a captar e- formando iones negativos, oxidan a otros elementos.

Car.Metalico:se define en funcion de su electronegatividad.Un elemento es metalico si cede e-, formando cationes, tiene baja electronegatividad.

Orbita:trayectoria que recorre un e- alrededor del nucleo del atomo.

Orbital:zona del espacio donde existe una gran probabilidad de encontrar al e-.(90%)

Radio atomico de los metales: mitad de su distancia internuclear.

Radio atomico de los no-metales: mitad de los longitud de enlace molecular.