¿Qué describe cada número cuántico?

El número n indica el nivel de energía, l la forma del orbital, m su orientación espacial y s el espín del electrón. Juntos describen un electrón concreto en un átomo.

¿Cómo varía el radio atómico en la tabla periódica?

Aumenta al bajar en un grupo porque se añaden capas electrónicas, y disminuye al avanzar hacia la derecha en un periodo porque crece la atracción del núcleo.

¿Qué es la energía de ionización?

Es la energía necesaria para extraer un electrón de un átomo neutro en estado gaseoso y fundamental. Aumenta hacia la derecha en un periodo y disminuye hacia abajo en un grupo.

Números cuánticos, configuración electrónica y propiedades periódicas

Resumen

El documento explica los cuatro números cuánticos que describen un electrón y cómo se llenan los orbitales según el principio de exclusión de Pauli, el diagrama de Moeller y la regla de Hund. Después analiza las propiedades periódicas: radio atómico, energía de ionización, afinidad electrónica y electronegatividad, y cómo varían en la tabla periódica.

Puntos clave

Los cuatro números cuánticos son n (nivel de energía), l (forma del orbital), m (orientación espacial) y s (espín, +1/2 o -1/2).
Principio de exclusión de Pauli: dos electrones de un mismo átomo no pueden tener los cuatro números cuánticos iguales.
Regla de Hund: en un subnivel, los electrones ocupan primero orbitales distintos con espines paralelos antes de aparearse.
El radio atómico aumenta hacia abajo en un grupo y disminuye hacia la derecha en un periodo.
La energía de ionización aumenta hacia la derecha en un periodo y disminuye hacia abajo en un grupo.
La electronegatividad aumenta hacia la derecha en un periodo y disminuye hacia abajo en un grupo; el flúor es el elemento más electronegativo.

Ponte a prueba

Números Cuánticos y Configuración Electrónica

La combinación de tres números cuánticos (n, l, m) describe un tipo de orbital atómico:

Número cuántico principal (n): Indica el nivel de energía (o tamaño del orbital). n = 1, 2, 3...
Número cuántico secundario o del momento angular (l): Indica la forma del orbital (s es esférico y p tiene forma lobular). También determina el número de subniveles de energía. Los posibles valores de l son: l = 0, 1, 2, ..., (n-1).
- Si l = 0, el orbital es de tipo s.
- Si l = 1, el orbital es de tipo p.
- Si l = 2, el orbital es de tipo d.
- Si l = 3, el orbital es de tipo f.
Número cuántico magnético (m): Indica la orientación espacial del orbital (es decir, el número de orbitales de cada tipo). Los posibles valores de m son: m = -l, ..., 0, ..., +l.
Número cuántico de espín (s): Indica las dos posibles orientaciones del campo magnético creado por el electrón al girar sobre sí mismo. En un orbital, como máximo, puede haber dos electrones con espines opuestos. Los valores de s son: +1/2 y -1/2.

Principio de Exclusión de Pauli

En un mismo átomo, no pueden existir dos electrones con los cuatro números cuánticos iguales; como mínimo, difieren en el espín.

Diagrama de Moeller y Regla de Hund

El orden de llenado de los orbitales sigue el diagrama de Moeller, que se basa en las propiedades de los números cuánticos.

Principio de máxima multiplicidad de Hund: Al llenar orbitales del mismo subnivel energético, primero se colocan los electrones con espines paralelos (desapareados) antes de aparearlos.

Propiedades Periódicas

Radio Atómico e Iónico

Se define como la mitad de la distancia entre los núcleos de dos átomos adyacentes en un sólido metálico o, en el caso de sustancias covalentes, la distancia entre los núcleos de átomos idénticos en una molécula. Su variación en la tabla periódica sigue estas reglas:

El factor principal es el periodo: al aumentar el periodo, aumenta el número de capas electrónicas y, por consiguiente, aumenta el radio atómico.
Dentro del mismo periodo, se considera el grupo (o número atómico): al avanzar en el grupo, hay más electrones en la última capa y más protones en el núcleo, lo que incrementa las fuerzas de atracción y disminuye el radio.

Conclusión: El radio atómico aumenta hacia abajo en un grupo y disminuye hacia la derecha en un periodo.

Energía de Ionización (EI)

Es la energía necesaria para extraer un electrón de un átomo en estado gaseoso y fundamental. Dado que todos los elementos tienden a adquirir la configuración electrónica de un gas noble, la energía de ionización varía en la tabla periódica de la siguiente manera:

El factor principal es el grupo (electrones de valencia): a mayor grupo, más cerca está el elemento de la configuración de gas noble (8 electrones en la última capa) y, por lo tanto, más difícil es arrancarle un electrón. La energía de ionización aumenta.
Dentro del mismo grupo, se considera el periodo: debido a las fuerzas de atracción, a medida que descendemos en el periodo, es más fácil extraer el electrón ya que las fuerzas son menores. La energía de ionización disminuye.

Conclusión: La energía de ionización aumenta hacia la derecha en un periodo y disminuye hacia abajo en un grupo.

Es importante destacar que a un átomo se le pueden ir arrancando sucesivamente más electrones, dando lugar a sucesivas energías de ionización (EI₁, EI₂, EI₃, ...), donde EI₃ > EI₂ > EI₁.

Afinidad Electrónica (AE)

Es la energía liberada (por lo tanto, generalmente es un valor negativo) cuando un átomo neutro, en estado gaseoso, captura un electrón. Por lo general, y con algunas excepciones, varía de manera similar a la energía de ionización. Sin embargo, los gases nobles no tienen afinidad electrónica (ya que no tienden a ganar electrones). Es decir, la afinidad electrónica aumenta hacia la derecha en un periodo y disminuye hacia abajo en un grupo.

Electronegatividad

Es la tendencia que tiene un átomo a atraer hacia sí los electrones compartidos en un enlace covalente. Si un átomo tiende a ganar electrones, se dice que es electronegativo (no metal); si tiende a perderlos, es electropositivo (metal). La electronegatividad varía en la tabla periódica de forma similar a la afinidad electrónica. Es decir, aumenta hacia la derecha en un periodo y disminuye hacia abajo en un grupo (el flúor es el elemento más electronegativo).