Números cuánticos, configuración electrónica y tabla periódica: fundamentos de química

Números cuánticos y subniveles de energía

Los números cuánticos describen el estado de un electrón en el átomo: n (nivel principal), l (subnivel, menor que n), m_l (de -l a +l) y m_s (-1/2 o +1/2).

Los subniveles son:

• s: forma esférica.
• p: plano nodal.
• d: cinco orbitales, con cuatro lóbulos (salvo d_z²).
• f: multilobular, siete orbitales.

Un orbital es estable cuando tiene menor contenido energético.

Paramagnetismo y diamagnetismo

• Paramagnético: presenta electrones sin aparear, por lo que es atraído por un campo magnético.
• Diamagnético: todos sus electrones están apareados, por lo que no es atraído.

Configuración electrónica

Regla de Madelung (n+l): se llena primero el subnivel con la suma n+l más baja (4s con 4+0=4 se llena antes que 3d con 3+2=5). Cuando n+l es igual, tiene mayor energía el de mayor n, así que se llena primero el de menor valor de n.

• Estado fundamental: los electrones ocupan los orbitales de menor energía.
• Estado excitado: el átomo recibe energía y los electrones externos pueden saltar a orbitales de mayor energía.
• Principio de exclusión de Pauli: en un mismo átomo no pueden existir dos electrones con los cuatro números cuánticos iguales. Cada orbital puede contener como máximo dos electrones apareados.
• Principio de máxima multiplicidad de Hund: al llenar orbitales de igual energía, los electrones se distribuyen con espines paralelos y desapareados.

Tabla periódica

Grupos

• Hidrógeno y alcalinos: s¹ (H, Li, Na, K, Rb, Cs, Fr).
• Alcalinotérreos: s² (Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra).
• Metales de transición: d (Sc, Ti, Cr, Mn, Fe, Ni, Cu, etc.).
• Térreos: s²p¹ (B, Al, Ga, In, Tl).
• Carbonoideos: s²p² (C, Si, Ge, Sn, Pb).
• Nitrogenoideos (pnictógenos): s²p³ (N, P, As, Sb, Bi).
• Calcógenos: s²p⁴ (O, S, Se, Te).
• Halógenos: s²p⁵ (F, Cl, Br, I).
• Gases nobles: s²p⁶ (He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn).

Propiedades periódicas

• Radio atómico: aumenta al descender en el grupo y disminuye hacia la derecha en el periodo.
• Radio iónico: los aniones son mayores que el átomo neutro y los cationes son menores. En el grupo aumenta hacia abajo; en el periodo disminuye hacia la derecha.
• Potencial de ionización: energía necesaria para arrancar un electrón a un átomo de ese elemento en estado gaseoso. Aumenta hacia arriba en el grupo y hacia la derecha en el periodo.
• Afinidad electrónica (AE): cambio de energía al añadir un electrón a un átomo gaseoso para formar un ion negativo (+ absorbe, - libera). Aumenta hacia la izquierda y hacia arriba.
• Electronegatividad: tendencia de un átomo a atraer electrones de otro átomo. Aumenta hacia la derecha en el periodo y hacia arriba en el grupo.
• Carácter metálico: los metales tienen baja electronegatividad y baja energía de ionización. Aumenta hacia la izquierda y hacia abajo. La reactividad metálica aumenta hacia abajo en el grupo y hacia la izquierda en el periodo.

Enlace químico

El enlace químico es la fuerza que se forma entre dos átomos cuando su disposición resulta en una energía menor que la de los dos átomos separados. Un sistema es más estable cuando sus átomos alcanzan la configuración isoelectrónica de un gas noble.

Tipos de enlace

• Iónico: entre metal con baja energía de ionización y no metal con alta afinidad electrónica. Hay transferencia de electrones del metal al no metal.
• Covalente: entre dos no metales con alta afinidad electrónica. Se unen compartiendo electrones.
• Metálico: entre elementos de baja electronegatividad, que comparten electrones formando una nube electrónica.

Enlace iónico

Se forma entre metal y no metal por transferencia de electrones, originando iones de carga opuesta (cationes y aniones) que se atraen electrostáticamente. La valencia iónica es el número de electrones que un átomo gana o pierde para formar un ion estable.

Propiedades:

• Estado de agregación: sólido a temperatura ambiente, con puntos de fusión elevados (+400 °C), porque la fuerza electrostática es muy fuerte.
• Dureza: duro.
• Fragilidad: frágil y quebradizo, ya que la repulsión electrostática rompe el cristal al desplazarse las capas.
• Solubilidad: soluble en disolventes polares.
• Conductividad eléctrica: no conduce en estado sólido, pero sí fundido o disuelto.

Red iónica: cada ion tiende a rodearse del mayor número de iones de carga contraria, formando una red tridimensional que se repite indefinidamente.

Energía reticular: energía requerida para separar completamente 1 mol de compuesto iónico sólido en sus iones en estado gaseoso.

Enlace covalente

Covalente dativo: el par de electrones ha sido aportado por uno solo de los átomos y se representa mediante una flecha que parte del átomo donador (ej. SO₂).

Polaridad: el átomo más electronegativo se desplaza hacia el par compartido, adquiriendo carga negativa, mientras el otro adquiere carga positiva, originando un dipolo eléctrico. La flecha apunta al polo negativo. Mide también el carácter iónico del enlace covalente.

Propiedades de sustancias moleculares:

• Estado de agregación: baja densidad; gas, líquido o sólido blando, con bajos puntos de fusión.
• Solubilidad: depende de las fuerzas intermoleculares; las sustancias semejantes se disuelven entre sí.
• Conductividad: no conducen, ya que el enlace covalente es muy unido.

Propiedades de sustancias atómicas (red covalente):

• Estado de agregación: sólidos con punto de fusión alto y gran dureza.
• Solubilidad: insolubles en cualquier disolvente.
• Conductividad: mala conductora.

Teoría del enlace de valencia

• Enlace sigma (σ): se forma por solapamiento frontal de orbitales atómicos. Es estable y permite la rotación de los átomos. Todos los enlaces covalentes simples son sigma.
• Enlace pi (π): se forma por solapamiento lateral de orbitales p paralelos. Aparece en dobles y triples enlaces.

Hibridación: proceso en el que orbitales atómicos puros se combinan entre sí para transformarse en orbitales híbridos.

• sp (lineal): combina un orbital s y un p (ej. BeF₂).
• sp² (trigonal): combina un s y dos p (ej. AlCl₃).
• sp³ (tetraédrica): combina un s y tres p (ej. CH₄).

Geometría molecular: distribución tridimensional de los átomos en la molécula. Lineal (180°), trigonal (120°) y tetraédrica (109,5°).

Teoría de bandas

• Metales: la banda de valencia se solapa con la banda de conducción, por lo que los electrones se mueven libremente.
• Semiconductores: la banda de valencia está llena y la de conducción vacía, con una diferencia de energía pequeña; con poca temperatura, los electrones saltan a la banda de conducción.
• Aislantes: la diferencia de energía entre bandas es grande y no conducen la corriente eléctrica.
• Superconductores: no presentan resistencia eléctrica a 0 K.

Fuerzas intermoleculares

• Fuerzas de London: atracción entre dipolos instantáneos, generados por fluctuaciones de la nube electrónica. Un extremo de la molécula queda con carga parcial negativa y el otro positiva; al acercarse, se producen repulsiones y atracciones de núcleos.
• Puente de hidrógeno: interacción intermolecular entre un átomo de H unido a un átomo muy electronegativo (N, O, F) y un par de electrones no compartido de otro átomo.

Sustancias moleculares

• Puntos de fusión y ebullición: bajos; en condiciones ambientales suelen ser gases o líquidos y pocos sólidos.
• Mecánicas: blandas, compresibles, deformables; no tienen dirección definida (fuerzas de van der Waals).
• Solubilidad: las apolares son insolubles en disolventes polares; las polares son solubles en agua.
• Conductividad: son buenos aislantes eléctricos.

Propiedades de los metales

Presentan brillo, punto de fusión variable, densidad variable, ductilidad (se estiran en hilos), maleabilidad (se laminan), conducen la electricidad y el calor, y son insolubles en disolventes moleculares polares o apolares.

Cinética química

Velocidad de reacción

Es la variación de la concentración de reactivos o productos respecto al tiempo (mol/L·s).

• Velocidad media: v_m = -1/a · ΔA/Δt
• Velocidad instantánea: v = -1/a · dA/dt

Ecuación cinética: v = k · [A]^a · [B]^b

Teoría de las colisiones

La reacción química se produce a partir de choques entre moléculas, átomos o iones de reactivos. La frecuencia de choques, su eficacia y su orientación determinan la velocidad.

Cálculo de la constante: k = A · e^-Ea/RT, con R = 8,314 J/(mol·K).

Teoría del estado de transición

Se forma un estado intermedio de alta energía entre reactivos y productos, de duración muy breve.

• Exotérmica: ΔH < 0.
• Endotérmica: ΔH > 0.

Mecanismo de reacción

Es la secuencia de pasos elementales que dan lugar a la formación de los productos. La suma de los pasos elementales debe dar la ecuación global.

• Molecularidad: número de moléculas que intervienen en una reacción elemental. Se suman los exponentes de la ecuación de velocidad.
• La ecuación de velocidad depende del conjunto de pasos intermedios; el paso más lento determina la ecuación de velocidad y los órdenes de reacción.

Factores que afectan la velocidad

• Concentración: al aumentar la concentración de reactivos, aumenta la velocidad de reacción.
• Naturaleza química: las reacciones que implican la ruptura y reorganización de enlaces covalentes (sobre todo dobles y triples) transcurren de forma más lenta que las reacciones iónicas.
• Catalizador: sustancia que favorece la reacción química disminuyendo la energía de activación sin intervenir en ella. Su opuesto es el inhibidor.

Tipos de catálisis

• Heterogénea: el catalizador está en una fase diferente a la de los reactivos.
• Homogénea: el catalizador está disperso homogéneamente en la mezcla (gas o disolución).
• Enzimática: la eficacia de la enzima se expresa como actividad enzimática. Las enzimas contienen uno o varios sitios activos donde se une una molécula más pequeña, llamada sustrato, sobre la que actúan.