Propiedades Periódicas y Estructura Atómica

Diagrama de Moeller y Grupos de la Tabla Periódica

Diagrama de Moeller: 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 4f, 5d, 6p, 7s, 5f, 6d, 7p, 6f

Grupos:

• 1: Alcalinos
• 2: Alcalinotérreos
• 3-12: Metales de transición
• 13: Térreos
• 14: Carbonoideos
• 15: Nitrogenoideos
• 16: Anfígenos
• 17: Halógenos
• 18: Gases nobles

Número Másico (A): Protones + Neutrones

Número Atómico (Z): Protones = Electrones

Neutrones: A - Z

Estado de Oxidación

Se determina atendiendo a la configuración electrónica de la capa de valencia.

• Si un átomo necesita perder 1 electrón para adquirir configuración electrónica estable (ej: ns¹), su estado de oxidación será +1 (A⁺).
• Si un átomo presenta configuración electrónica estable, no tiene tendencia a ganar ni perder electrones, por lo tanto, su estado de oxidación es 0.

Electronegatividad

La electronegatividad es la capacidad de un átomo para atraer hacia sí los electrones compartidos en un enlace covalente.

• Metales: Baja electronegatividad.
• No metales: Alta electronegatividad.
• El elemento con tendencia a perder un electrón para ser estable es menos electronegativo.
• El elemento que necesita ganar un electrón para ser estable y tiene menor volumen es más electronegativo.
• En un mismo periodo, la electronegatividad aumenta con Z (más electrones, mayor tendencia a atraerlos).
• En un mismo grupo, la electronegatividad disminuye hacia abajo (más capas electrónicas, menor atracción de electrones externos).

Carácter Metálico

El carácter metálico está relacionado con la energía de ionización (Ei): a menor Ei, mayor carácter metálico.

• Metales: Tienden a perder electrones para ser estables, mayor número de capas electrónicas implica mayor carácter metálico.
• No metales: Tienden a ganar electrones, menor número de capas electrónicas implica menor carácter metálico.

Energía de Ionización (Ei)

La energía de ionización es la energía mínima para arrancar un electrón de un átomo en estado neutro y gaseoso.

• Menor Ei: Átomos con más capas electrónicas y menos electrones en la capa de valencia.
• En un mismo periodo, la Ei aumenta con Z (mayor carga nuclear, mayor atracción).
• En un mismo grupo, la Ei disminuye con Z (más capas electrónicas, menor atracción).

Factores que influyen en la Ei:

• Carga nuclear: Mayor carga, mayor Ei.
• Radio atómico: Mayor radio, menor Ei.
• Efecto pantalla: Electrones intermedios disminuyen la atracción nuclear.

Radio Atómico

El radio atómico es la mitad de la distancia entre dos núcleos idénticos.

• A mayor número de capas electrónicas, mayor radio atómico.
• En un mismo periodo, el radio disminuye con Z (mayor carga nuclear, mayor atracción).
• En un mismo grupo, el radio aumenta con Z (más capas electrónicas).

Radio Iónico: Radio de un átomo al ganar o perder electrones.

• Anión (X^-): Mayor radio por repulsión electrónica.
• Catión (X⁺): Menor radio por menor repulsión.

Afinidad Electrónica (AE)

La afinidad electrónica es la energía liberada cuando un átomo neutro en estado gaseoso capta un electrón.

• Mayor AE: Mayor tendencia a formar iones negativos.
• En un mismo grupo, la AE disminuye al aumentar Z.
• En un mismo periodo, la AE aumenta al aumentar Z.

Orbitales Degenerados

Orbitales degenerados son aquellos con la misma energía. Coinciden en los números cuánticos n y l.

Espectros Atómicos

Los espectros atómicos proporcionan información sobre la estructura interna de los átomos. Cada elemento tiene un espectro único.

Principio de Mínima Energía

Los orbitales se llenan siguiendo un orden creciente de energía.

• Estado fundamental: Configuración de mínima energía.
• Estado excitado: Configuración diferente a la de mínima energía.

Regla de Madelung

La energía de un orbital se determina por n+l. A mayor n+l, mayor energía. Si n+l coincide, mayor n implica mayor energía.

Principio de Exclusión de Pauli

En un mismo átomo, no pueden existir dos electrones con los mismos cuatro números cuánticos. En un orbital caben máximo dos electrones.

Principio de Máxima Multiplicidad de Hund

Los electrones se distribuyen en los orbitales de un subnivel de forma que estén desapareados al máximo, manteniendo espines paralelos.

Números Cuánticos

• n (Principal): Nivel energético (n=1, 2, ...).
• l (Secundario): Forma del orbital (l=0, 1, ..., n-1).
• m (Magnético): Orientación espacial del orbital (m=-l, ..., 0, ..., +l).
• s (Espín): Giro del electrón (s=+1/2, -1/2).

Orbitales Atómicos

• s (l=0): Forma esférica.
• p (l=1): Forma bilobular.
• d (l=2): Formas más complejas.
• f (l=3): Formas multilobulares.

Valencias

Valencias comunes de algunos elementos:

• 1: Li, Na, K, Rb, Cs, Ag, NH₄
• 2: Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Zn
• 1,2: Cu, Hg
• 3: Al
• 1,3: Au
• 2,3: Fe, Co, Ni
• 2,4: Pt, Pb, Sn, Ir
• 2,3,6: Cr
• 2,3,4,6,7: Mn
• 1: H, F
• 1,3,5,7: Cl, Br, I
• 2: O
• 2,4,6: S, Se, Te
• 1,3,5: N
• 3,5: P, As, Sb
• 3: B
• 2,4: C, Si

Casos Especiales

• P y As: HPO₂, H₄P₂O₅, H₃PO₃, HPO₃, H₄P₂O₇, H₃PO₄
• Cr: H₂CrO₄, H₂Cr₂O₇
• Mn: H₂MnO₃, H₂MnO₄, HMnO₄
• B: HBO₂, H₃BO₃, H₂B₄O₇

Diatómicos

H₂, F₂, Cl₂, Br₂, I₂, O₂, N₂