Modelo atómico y propiedades químicas

Max Planck: postuló que la energía está cuantizada; a partir de análisis de la radiación que emiten los cuerpos muy calientes, que la materia absorbe o emite energía en forma discreta y no en forma continua. La energía cuantizada no puede adoptar cualquier valor, se intercambia en forma de cuantos. Einstein, se basó en la teoría cuántica de Planck, consideró que la luz está compuesta por partículas, llamadas fotones. Cada fotón debería tener un mínimo de energía para sacar electrones y considera que las ondas son partículas, naturaleza dual.

Postulados de Bohr

1. Los electrones solo orbitan alrededor del núcleo, sin emitir energía en forma de radiación.
2. Los electrones solo orbitan en distancias concretas. Solo están permitidas las órbitas en las que el momento angular de los electrones es un múltiplo de la constante de Planck dividida por 2pi.
3. Un átomo absorbe o emite energía cuando un electrón sube o baja de nivel.

Fallos del modelo atómico de Bohr:

• No es capaz de explicar correctamente los espectros de los átomos polielectrónicos.
• No justifica por qué el electrón, al girar en las órbitas permitidas, no emite energía.
• No encuentra explicación para el desdoblamiento observado en algunas de las líneas espectrales del átomo de H, al emplear espectroscopio con mayor poder de resolución muestran ese desdoblamiento.

Principios de incertidumbre y ecuación de onda

No se puede determinar simultáneamente y con total precisión la posición y momento lineal de una partícula. El producto de ambas incertidumbres es del orden de la constante de Planck. La función de onda permite calcular la energía y la probabilidad de encontrar una partícula utilizando una serie de parámetros. Se pasa de un modelo determinista a uno probabilístico.

Números cuánticos

n - número cuántico principal, indica la capa o nivel de energía relacionado con el tamaño del orbital orbital 1-7. l - número cuántico secundario, indica la subcapa o subnivel de energía y la forma de orbital, l=0-orbital s, l=1-p, l=2-d, l=3-f (0-(n-1)). m - número cuántico magnético, indica las posibles orientaciones especiales de los orbitales (-1-1). s - número cuántico magnético de espín, indica las 2 posibles orientaciones que puede adoptar el campo magnético creado por el electrón al girar sobre sí mismo.

Reglas de construcción de electrones

• Primera regla de Hund: los subniveles energéticos se llenan de menor a mayor valor de su energía. Cuanto menor sea el valor de n+l, menor será la energía orbital. En caso de igualdad, menor energía el de menor valor de n.
• Principio de construcción: la configuración electrónica del estado fundamental de los átomos se obtiene distribuyendo del electrón en los orbitales de menor a mayor energía.
• Principio de exclusión de Pauli: no puede existir en un mismo átomo 2 electrones con los 4 números cuánticos iguales; cada orbital puede tener un máximo de de electrones con espines antiparalelos.
• Principio de máxima multiplicidad: los electrones se distribuyen lo más separado posible, semiocupando primero todos los orbitales de igual energía.

Propiedades atómicas

Radio atómico: el tamaño atómico aumenta al descender en un grupo. Al descender, aumenta el número atómico, por lo que la carga nuclear lo hará también. Los electrones son atraídos con más fuerza y este factor tiende a reducir el tamaño atómico. Cada periodo añade una capa periódica más, lo que incrementa el tamaño atómico. El tamaño atómico disminuye al avanzar en un periodo. Aumenta la carga nuclear, atrayendo con más fuerza los electrones situados en el mismo nivel energético.

Energía de ionización: energía necesaria para arrancarle un electrón a un átomo. La E.I aumenta al avanzar en un periodo, al disminuir el tamaño atómico y aumentar z, los electrones son atraídos con más fuerza, son más difíciles de quitar los electrones. La E.I disminuye, al descender en un grupo, aumentan el tamaño atómico y z, el electrón que se extrae está a mayor distancia del núcleo, por lo que tiene una menor fuerza de atracción, lo que lo hace más fácilmente extraíble.

Afinidad electrónica: energía que proporciona un átomo al ganar un electrón. Proceso exotérmico, libera energía (afinidad -). Proceso endotérmico, absorbe energía (afinidad +). Electronegatividad: tendencia de un átomo a atraer los pares electrónicos compartidos en un enlace, como medida se usa la escala de Pauling, es una escala arbitraria donde se ordenan de mayor a menor electronegatividad; si los átomos que se unen poseen electronegatividad parecida los electrones se comparten, pero si es distinta, se formarán iones.