Conceptos Fundamentales de Química: Estructura Atómica, Propiedades Periódicas y Enlaces

Fundamentos de la Estructura Atómica

Conceptos Atómicos Básicos

Z (Número Atómico) = Cantidad de Protones (P)

A (Número Másico) = Protones (P) + Neutrones (N)

Definiciones de Partículas

• Átomo: Partícula con carga neutra. Implica que la cantidad de Electrones (E) es igual a la cantidad de Protones (P).
• Ión: Átomo con carga no neutra.
  • Catión: Ión con carga positiva. Tiene más Protones (P) que Electrones (E).
  • Anión: Ión con carga negativa. Tiene más Electrones (E) que Protones (P).

Variaciones Atómicas

• Isótopos: Átomos que tienen igual Z pero diferente A, porque poseen la misma cantidad de Protones pero diferente cantidad de Neutrones.
• Isóbaros: Átomos que tienen diferente Z pero igual A. Son de distintos elementos porque tienen diferente Número Atómico (Z).
• Isoelectrónico: Se refiere a una especie que tiene la misma cantidad de Electrones que otro átomo o ión de referencia.
• Compuestos Diatómicos: Átomos que solamente se encuentran de a pares en la naturaleza. Ejemplos: O₂ (Oxígeno), I₂ (Yodo).

Configuración Electrónica (CE)

Configuración Electrónica (CE): Se realiza siguiendo la regla de las diagonales (o principio de Aufbau).

Configuración Electrónica Externa (CEE): Se cuentan los electrones desde el último subnivel S para adelante.

Electrones de Valencia: Son los electrones que se utilizan para las uniones químicas. Coincide con la CEE.

Determinación de Período y Grupo en la Tabla Periódica

Período de un elemento según su CE: Coincide con el valor del nivel energético más alto de los electrones (división horizontal de la Tabla Periódica).

Ejemplo:

35 E = 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s² 3d¹⁰ 4p⁵. (El nivel más alto es 4, por lo tanto, pertenece al Período 4).

Grupo de un elemento según su CE:

• Si la CE termina en el subnivel S: Es grupo 1 o 2, dependiendo de la cantidad de electrones en la CEE. Ejemplos: 2s¹ (Grupo 1); 3s² (Grupo 2).
• Si la CE termina en el subnivel P: Es grupo 13-18. Se le suma 10 al número de electrones en la CEE. Ejemplos: 2s² 2p⁶ (CEE = 8; Grupo 18); 3s² 3p⁴ (CEE = 6; Grupo 16).
• Si la CE termina en el subnivel D: Es grupo 3-12. Se suma la cantidad de electrones en la CEE (electrones del subnivel S más los del subnivel D). Ejemplos: 5s² 4d⁷ (CEE = 9; Grupo 9); 5s² 4d⁹ (CEE = 11; Grupo 11).

Propiedades Periódicas y Electrónicas

Radio Atómico: Distancia desde el núcleo hasta la última órbita ocupada, utilizada para conocer el tamaño de un átomo. Aumenta de arriba a abajo y de derecha a izquierda. El Francio (Fr) es el átomo más grande y el Flúor (F) el más pequeño.

Energía de Ionización (EI): Energía necesaria para remover un electrón de un átomo, lo que provoca que el átomo pase a ser un catión. Aumenta de abajo hacia arriba y de izquierda a derecha.

Afinidad Electrónica (AE): Energía que se libera cuando un átomo gana un electrón, pasando a ser un anión.

Electronegatividad (EN): Capacidad de un átomo de atraer electrones en un enlace químico. Aumenta de abajo hacia arriba y de izquierda a derecha.

Carácter Metálico: Indica qué tan metálico es un elemento. Aumenta de arriba a abajo y de derecha a izquierda.

Carácter No Metálico: Indica qué tan no metálico es un elemento. Aumenta de abajo hacia arriba y de izquierda a derecha.

Clasificación y Características de los Elementos

Metales:

• Poseen brillo y superficies pulidas (reflejan la luz).
• Buenos conductores de calor y electricidad.
• Maleables y dúctiles.
• Poseen baja electronegatividad y baja Energía de Ionización.
• Tienden a formar cationes.

No Metales:

• No poseen brillo ni superficies pulidas (no reflejan la luz).
• No son maleables ni dúctiles.
• Malos conductores de calor y electricidad.
• Tienden a formar aniones.
• Poseen alta electronegatividad y alta Energía de Ionización.
• Poco resistentes y se desgastan con facilidad.
• Se presentan en los tres estados de la materia.

Nota: La línea divisoria (escalerita) que va del Grupo 13 al 16 separa a los Metales (izquierda) de los No Metales (derecha).

Gases Nobles:

• Son los elementos más estables (poseen Configuración Electrónica Externa completa).
• Generalmente no forman compuestos.

Enlaces Químicos

Tipos de Uniones Químicas

Unión Iónica:

• Unión debida a la atracción electrostática de partículas de distinto signo.
• Ocurre entre metales (que forman fácilmente cationes) y no metales (que forman fácilmente aniones).
• Se forman iones (uno gana y el otro pierde electrones). El átomo con menor electronegatividad (el metal) cede electrones al de mayor electronegatividad (el no metal).
• Forman compuestos sin cargas (los metales y no metales se neutralizan, resultando en una carga neta cero).
• No se representa con Fórmula Desarrollada.

Unión Covalente:

• Unión entre no metales.
• Se comparten electrones (cada átomo aporta electrones).
• Son Puras (o no polares) si se comparten electrones entre átomos de igual electronegatividad (se simboliza con guiones en la Fórmula Desarrollada).
• Son Dativas (o coordinadas) si solo un átomo cede el par de electrones al resto (se simboliza con flechas que salen del átomo que cede al receptor en la Fórmula Desarrollada).
• Son Simples, Dobles o Triples dependiendo de cuántos pares de electrones se estén compartiendo (un par de electrones es un enlace simple, dos pares es doble, y así sucesivamente).
• Se representan con Fórmula de Lewis y Fórmula Desarrollada.

Importante: Las Fórmulas de Lewis para las uniones Iónicas y para las Covalentes son distintas.

Unión Metálica:

• Unión entre metales.
• Forman una red tridimensional de cationes inmersos en un “mar” o nube de electrones deslocalizados.
• Independencia: Los electrones pueden moverse a lo largo de la red (lo que explica la conductividad).
• Estabilidad: Se debe a la atracción entre los cationes y la nube de electrones.

Regla del Octeto

Los átomos de distintos elementos se unen entre sí, compartiendo o cediendo electrones, de manera de adquirir la Configuración Electrónica Externa del gas noble o inerte más cercano para lograr una mayor estabilidad.