Propiedades Atómicas y Estructura Electrónica: Fundamentos de Química

Clasificación de Elementos y Configuración Electrónica

La Tabla Periódica organiza los elementos en grupos (columnas) según su configuración electrónica de valencia:

Grupo 1: Alcalinos

Configuración: ns¹

Grupo 2: Alcalinotérreos

Configuración: ns²

Grupos 3-12: Metales de Transición

Elementos con orbitales d parcialmente llenos.

Grupo 13: Boroideos

Configuración: ns² np¹

Grupo 14: Carbonoideos

Configuración: ns² np²

Grupo 15: Nitrogenoides

Configuración: ns² np³

Grupo 16: Calcógenos

Configuración: ns² np⁴

Grupo 17: Halógenos

Configuración: ns² np⁵

Grupo 18: Gases Nobles

Configuración: ns² np⁶ (Configuración estable)

Bloque F (Rectángulo aparte): Incluye los Lantánidos y Actínidos.

Propiedades Periódicas Fundamentales

Las propiedades periódicas varían de manera predecible a lo largo de los grupos y periodos. El símbolo (+) indica que la propiedad aumenta en el sentido indicado (generalmente hacia la derecha en el periodo y hacia arriba en el grupo, salvo excepciones).

Radio Atómico

• Tendencia: Aumenta (+) al descender en el grupo (mayor número atómico) y disminuye al avanzar en el periodo.
• Definición: Es la mitad de la distancia entre los núcleos de dos átomos iguales enlazados entre sí.
• Nota: En átomos diferentes, el radio atómico varía dependiendo del tipo de enlace químico.

Energía de Ionización (E de Ionización)

• Tendencia: Aumenta (+) al avanzar en el periodo.
• Definición: Energía necesaria para arrancar un electrón (e^-) de un átomo en estado gaseoso.

Afinidad Electrónica (AE)

• Tendencia: Aumenta (+) al avanzar en el periodo.
• Definición: Energía que se libera cuando un átomo neutro gana un electrón y se estabiliza.

Electronegatividad (EN)

• Tendencia: Aumenta (+) al avanzar en el periodo.
• Definición: Tendencia de un átomo a atraer electrones de otro átomo con el que está enlazado.

Radio Iónico

• Catión: Si el átomo pierde electrones (se forma un catión), el radio disminuye (-).
• Anión: Si el átomo gana electrones (se forma un anión), el radio aumenta (+).
• Iones Isoelectrónicos: En iones que tienen el mismo número de electrones, el radio disminuye a medida que aumenta la carga nuclear. Ejemplo de orden decreciente de radio: O^2- > F^- > Ne > Na⁺ > Mg²⁺.

Carácter Metálico

• Tendencia: Aumenta (+) al descender en el grupo y disminuye al avanzar en el periodo.

Enlace Químico y Estructura Cristalina

Enlace Iónico

Unión resultante de la presencia de fuerzas electrostáticas entre aniones y cationes, dando lugar a un compuesto formado por una red cristalina iónica.

Condiciones para la Formación Cristalina

1. Los iones deben ocupar el menor volumen posible.
2. El cristal debe ser neutro: el número de cargas positivas debe ser igual al número de cargas negativas.

Índice de Coordinación

El índice de coordinación de un ion en una red cristalina iónica es el número de iones de signo contrario que le rodean a la misma distancia.

Metales y No Metales

• Metales: Tienen facilidad para perder electrones y formar cationes. Los elementos metálicos reaccionan con los no metálicos para formar compuestos iónicos.
• No Metales: Tienen tendencia a ganar electrones para adquirir la configuración de gas noble. Las combinaciones entre elementos no metálicos suelen formar sustancias covalentes.

Ejemplo de similitud: El Sodio (Na, Z=11) se parece más al Potasio (K, Z=19) porque ambos son metales alcalinos y tienen un electrón desapareado en su capa de valencia.

El Flúor (F): Es el elemento más electronegativo y con mayor afinidad electrónica, y posee el radio atómico más pequeño de todos los halógenos.

Estructura Atómica y Configuración Electrónica

Átomo de Hidrógeno

La energía del electrón depende únicamente de su distancia al núcleo (número cuántico principal n), no de la forma del orbital. Los electrones con el mismo n tienen la misma energía.

Átomos Polielectrónicos

Al tener más de un electrón, estos están sujetos a la atracción nuclear y a la repulsión de los demás electrones (efecto de apantallamiento).

Penetrabilidad y Energía

La Penetrabilidad establece el orden de acercamiento instantáneo máximo del electrón al núcleo. Para el mismo número cuántico principal n, el orden de penetrabilidad es: s > p > d > f. A mayor penetrabilidad, hay un descenso en la energía relativa del electrón. Por lo tanto, el orden de energía para el mismo n es: s < p < d < f.

Reglas de Llenado de Orbitales

El número máximo de electrones (e^-) en cada capa es: 2n².

1. Regla de Construcción (Principio de Aufbau)

   Los electrones se colocan en orden creciente de energía (siguiendo el diagrama de Moeller).

2. Principio de Exclusión de Pauli

   Dos electrones de un mismo átomo no pueden tener los cuatro números cuánticos iguales.

3. Regla de la Máxima Multiplicidad de Hund

   Cuando varios electrones ocupan orbitales degenerados (de la misma energía), lo harán en orbitales diferentes con espines paralelos mientras sea posible, maximizando la multiplicidad.

Propiedades Magnéticas

• Paramagnetismo: Sustancia atraída por un imán. Ocurre cuando hay electrones desapareados, generando un campo magnético neto.
• Diamagnetismo: Sustancia no atraída por un imán. Ocurre cuando todos los electrones están apareados (espines opuestos), resultando en la anulación del campo magnético.

Estabilidad y Niveles de Energía

Un átomo es más estable cuando sus subniveles están completamente llenos o semiocupados.

Diferencias Energéticas entre Orbitales

• La diferencia de energía entre np y (n+1)s (ej: 2p y 3s) es considerable.
• La diferencia de energía entre (n-1)d y ns (ej: 3d y 4s) es pequeña.
• La diferencia de energía entre (n-2)f y ns (ej: 4f y 6s) es aún más pequeña.

Nota: Las excepciones a la regla de construcción (como en el Cromo, Cr) se dan porque la diferencia de energía entre los orbitales es demasiado grande para permitir la promoción de electrones.

Regla del Octeto

Los átomos tienden a ceder, ganar o compartir electrones hasta que el número de estos sea igual a ocho en su nivel de valencia, adquiriendo la configuración de gas noble.

Energías de Interacción

• Energía de Repulsión: Energía absorbida debido a la existencia de fuerzas repulsivas entre las nubes electrónicas. Aumenta al disminuir la distancia entre los núcleos.
• Energía de Atracción: Energía desprendida debido a la presencia de fuerzas atractivas entre iones de carga opuesta. Disminuye cuando los núcleos se acercan.