Fundamentos de Química: Leyes de Gases, Modelos Atómicos y Propiedades Periódicas

Ley de Boyle

A temperatura constante, el volumen que ocupa una masa de gas es inversamente proporcional a la presión que ejerce dicho gas sobre las paredes del recipiente que lo contiene.

Ley de Charles y Gay-Lussac

A presión constante, el volumen de una masa de gas es directamente proporcional a su temperatura absoluta.

Ley de Gay-Lussac

Para una misma masa de gas con volumen constante, la presión es directamente proporcional a su temperatura absoluta.

Volumen Molar

Volumen que ocupa 1 mol de cualquier gas ideal a condiciones normales: 22,4 L.

Ley de Dalton de las Presiones Parciales

En la mezcla de gases ideales, cada gas ejerce una presión parcial igual a la que ejercería si él solo ocupase todo el volumen a la misma temperatura. La presión total de la mezcla coincide con la suma de las presiones parciales de todos los gases que la componen.

Modelo Atómico de Thomson

En 1904, Thomson sugirió un modelo que permitía encajar a los recién descubiertos electrones dentro de un átomo eléctricamente neutro. Imaginó a los átomos como esferas macizas y uniformes de carga positiva neutralizada por los electrones, que estarían incrustados en ellas. La adición de nuevos electrones dotaría al átomo de una carga negativa, mientras que la pérdida de algunos de los electrones primitivos le proporcionaría una carga positiva.

Número Atómico (Z)

Expresa la carga nuclear de un átomo, es decir, el número de protones que tiene, y es una propiedad característica del elemento al que pertenece.

Número Másico

Expresa la suma de protones y neutrones existente en el núcleo de un átomo.

Isótopos

Las distintas clases de átomos que forman un elemento. Los isótopos tienen el mismo número atómico y distinto número másico, es decir, se diferencian en el número de neutrones.

Elemento Químico

Es aquella sustancia pura formada por átomos que tienen igual número atómico.

Modelo Atómico de Bohr

• Los electrones giran en torno al núcleo solo en ciertas órbitas circulares estables donde al moverse no pierden energía (a estas órbitas se les denomina estacionarias).
• Las únicas órbitas permitidas son aquellas cuya energía adopta unos valores determinados (y no cualquier valor).
• A estas órbitas se les llama niveles de energía y se representan con la letra n.
• Cuanto más alejado esté el nivel del núcleo, mayor será su energía.
• Un electrón puede saltar de un nivel de mayor energía a otro emitiendo ese exceso en forma de radiación (o absorbiendo el defecto de energía, si salta de un nivel menos energético a otro más energético).

Principio de Incertidumbre de Heisenberg

Es imposible conocer simultáneamente y con precisión la posición y la velocidad de un electrón en el átomo, ya que en el caso de que pudiéramos detectar un electrón para poder medir su velocidad habría que comunicarle energía, con el consiguiente tránsito a un nivel energético superior.

Orbital Atómico

Es la zona del espacio en la que hay mayor probabilidad de encontrar un electrón con determinada energía.

Energía de Ionización

Es la energía necesaria que hay que suministrar para arrancar el electrón más externo de un átomo aislado de un elemento en estado gaseoso para dar lugar a un ion positivo o catión. Se mide en eV/átomo o kJ/mol.

Electronegatividad

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

Afinidad Electrónica

Es la variación de energía que se produce cuando se añade un electrón a un átomo neutro de un elemento en fase gaseosa para dar lugar a un ion negativo gaseoso. Se mide en kJ/mol o eV/átomo.

Configuraciones Electrónicas

Regla de la Mínima Energía o Principio de Construcción

Los electrones van ocupando los orbitales en orden creciente de energía, empezando por los de menor energía, que son los más cercanos al núcleo. El orden de energía se puede recordar con ayuda del diagrama de Moeller.

Regla de Pauli o Principio de Exclusión

En un orbital solo caben dos electrones apareados, es decir, con sus espines opuestos.

Regla de Hund o Principio de Máxima Multiplicidad

A la hora de llenar orbitales de la misma energía (como en los 3 orbitales p, o en los 5 orbitales d y en los 7 orbitales f), los electrones se disponen de manera que estén desapareados al máximo y mantengan sus espines paralelos: dos electrones no se situarán en el mismo orbital 2p_x, si están libres los 2p_y y 2p_z.