Propiedades Periódicas y Enlaces Químicos: Configuración Electrónica, Radios Atómicos y Más

Configuración Electrónica de un Átomo

La configuración electrónica de un átomo describe la distribución de los electrones (e-) en los orbitales atómicos. La configuración de menor energía se denomina configuración electrónica fundamental. Se obtiene siguiendo tres reglas:

1. Regla de construcción (Aufbau): Los electrones se añaden uno a uno a los orbitales disponibles del átomo en orden creciente de energía.
2. Principio de exclusión de Pauli: Dos electrones en un mismo átomo no pueden tener los cuatro números cuánticos iguales.
3. Regla de máxima multiplicidad de Hund: Cuando varios electrones ocupan orbitales degenerados (de la misma energía), lo harán en orbitales diferentes y con espines paralelos (desapareados) mientras sea posible.

Las sustancias con electrones desapareados son paramagnéticas (atraídas por un imán). Las sustancias con todos los electrones apareados son diamagnéticas (no atraídas o ligeramente repelidas por un imán).

Radios Atómicos e Iónicos

Radio Atómico

El radio atómico se define como la mitad de la distancia entre los núcleos de dos átomos iguales enlazados entre sí. En metales, es la mitad de la distancia entre núcleos de dos átomos adyacentes. En no metales, es la mitad de la distancia internuclear.

• Variación en un período: Disminuye al aumentar el número atómico (Z). La carga nuclear efectiva sobre el electrón más externo aumenta, pero el número de niveles ocupados no varía, aumentando la atracción electrón-núcleo.
• Variación en un grupo: Aumenta al aumentar el número atómico (Z). Se incrementa el número de niveles ocupados, aunque la carga nuclear efectiva sea similar, aumentando el radio atómico.

Radio Iónico

• Cationes: Tienen un radio menor que el del átomo neutro.
• Aniones: Tienen un radio mayor que el del átomo neutro.

Energía de Ionización y Afinidad Electrónica

Energía de Ionización (EI)

La energía de ionización es la energía necesaria para que un átomo neutro de un elemento X, en estado gaseoso y electrónico fundamental, ceda un electrón del nivel externo y dé lugar a un ion monopositivo X⁺ en estado gaseoso y fundamental.

Afinidad Electrónica (AE)

La afinidad electrónica es la energía intercambiada (endotérmica o exotérmica) cuando un átomo neutro X, en estado gaseoso y electrónico fundamental, recibe un electrón y se transforma en un ion mononegativo X^-, en estado gaseoso y fundamental. Cuanta más energía se desprenda (proceso más exotérmico), más fácilmente se formará el anión.

Electronegatividad

La electronegatividad es la tendencia relativa de un átomo para atraer los electrones de otros átomos con los que está enlazado.

Energía de Red y Ciclo de Born-Haber

La energía de red (U) de un compuesto iónico es la energía liberada en el proceso de formación de un mol de cristal iónico sólido a partir de sus iones gaseosos constituyentes, cuando entre ellos no existe interacción alguna. Se puede expresar como:

U = -N_A * A * (Z_c * Z_a * e²) / r₀ * (1 - 1/n)

Donde:

• N_A es el número de Avogadro.
• A es la constante de Madelung.
• Z_c y Z_a son las cargas del catión y anión, respectivamente.
• e es la carga elemental.
• r₀ es la distancia entre los iones.
• n es el factor de compresibilidad de Born.

Un compuesto es más estable cuanto más negativo es el valor de su energía de red. La determinación experimental de la energía de red se realiza indirectamente mediante el ciclo de Born-Haber.

Entalpía (ΔH):

• Procesos exotérmicos (desprendimiento de energía): ΔH < 0
• Procesos endotérmicos (absorción de energía): ΔH > 0

Hibridación de Orbitales

La hibridación de orbitales consiste en la combinación de un número determinado de orbitales atómicos para formar el mismo número de orbitales híbridos, equivalentes entre sí en forma y energía.

Fuerzas Intermoleculares y Puntos de Fusión (Gráfica)

La gráfica representa los puntos de fusión de diferentes sustancias análogas. Se observa que, en general, el punto de fusión aumenta con el peso molecular debido a las fuerzas intermoleculares (F.I.).

• Hidruros de anfígenos: SH₂ < SeH₂ < TeH₂
• Hidruros de halógenos: HCl < HBr < HI
• Nitrogenoides y carbonoideos: El punto de fusión aumenta con el peso molecular.

Estas fuerzas son, principalmente, de tipo dipolo-dipolo (fuerzas de Keesom), que son más intensas cuanto mayor sea la polaridad de la molécula (mayor diferencia de electronegatividad entre los átomos).

Se observa un comportamiento anómalo en los primeros elementos de cada período (H₂O, NH₃, HF), cuyos puntos de fusión son mucho más elevados de lo esperado. Esto se debe a la presencia de puentes de hidrógeno (P.H.), un tipo especial de interacción dipolo-dipolo particularmente fuerte.