Propiedades periódicas, mecánica cuántica y cálculos químicos: radio atómico, energía de ionización y electronegatividad
Propiedades periódicas de los elementos
Radio atómico
En un período (izquierda → derecha)
Al aumentar la carga nuclear efectiva, aumenta la atracción electrostática del núcleo sobre los electrones, por lo que disminuye el radio atómico.
En un grupo (arriba → abajo)
Al aumentar el número de capas electrónicas y el efecto pantalla, disminuye la atracción efectiva del núcleo sobre los electrones externos, por lo que aumenta el radio atómico.
Energía de ionización
En un período (izquierda → derecha)
Al aumentar la carga nuclear efectiva y disminuir el radio atómico, aumenta la atracción del núcleo sobre los electrones, por lo que se necesita más energía para arrancar un electrón.
En un grupo (arriba → abajo)
Al aumentar el número de capas electrónicas y el efecto pantalla, disminuye la atracción del núcleo sobre el electrón externo, por lo que se necesita menos energía para arrancarlo.
Afinidad electrónica
En un período (izquierda → derecha)
En general, al aumentar la carga nuclear efectiva y disminuir el radio atómico, aumenta la atracción del núcleo sobre el electrón que se incorpora, haciendo más favorable su captación.
En un grupo (arriba → abajo)
En general, al aumentar el radio atómico y el efecto pantalla, disminuye la atracción del núcleo sobre el electrón que se incorpora, haciendo menos favorable su captación.
Electronegatividad
En un período (izquierda → derecha)
Al aumentar la carga nuclear efectiva y disminuir el radio atómico, aumenta la atracción del núcleo sobre los electrones compartidos en un enlace, por lo que aumenta la electronegatividad.
En un grupo (arriba → abajo)
Al aumentar el número de capas electrónicas, el radio atómico y el efecto pantalla, disminuye la atracción del núcleo sobre los electrones compartidos, por lo que disminuye la electronegatividad.
Conceptos fundamentales
Estado fundamental: menor energía; estado excitado: algún e⁻ sube de nivel.
Catión: pierde e⁻; anión: gana e⁻.
Paramagnético: e⁻ desapareados; diamagnético: todos apareados.
Isótopos: mismo Z, distinto A (distinto número de neutrones).
Dualidad onda-corpúsculo
Descubierta por De Broglie al unir las ideas de Planck y Einstein. Afirma que toda masa tiene una onda asociada a su movimiento. Principio de Heisenberg.
Fórmulas químicas y físicas
Masa molar: MM = m / n
Moles: n = m / MM
Gases ideales: P · V = n · R · T
Densidad de un gas: d = (P · MM) / (R · T)
Molaridad: M = n(soluto) / V(disolución en L)
Molalidad: m = n(soluto) / masa(disolvente en kg)
Densidad de una disolución: d = masa(disolución) / V(disolución)
Riqueza (%): [masa pura / masa muestra] · 100
Rendimiento (%): [masa obtenida / masa teórica] · 100
Energía de un fotón: E = h · ν
Longitud de onda: λ = c / ν
Energía según la longitud de onda: E = (h · c) / λ
Heisenberg: λ = h / (m · v) = h / p
Bohr: E = Rh(1/nf² − 1/ni²); ΔE = h · ν; E = Rh / n²
Efecto fotoeléctrico
Emisión de electrones por un metal al incidir luz de frecuencia suficiente. Einstein aplicó la idea de Planck: la luz está formada por fotones; si hν ≥ W0, hay emisión. El exceso de energía se convierte en energía cinética.
Modelos atómicos
Modelo de Thomson
Esfera positiva con electrones incrustados.
Modelo de Rutherford
Lámina de oro + partículas α → núcleo pequeño, positivo y denso; átomo casi vacío. No explica la estabilidad ni los espectros.
Modelo de Bohr
Explicó el espectro del hidrógeno proponiendo que los electrones solo pueden ocupar determinadas órbitas estacionarias con energías cuantizadas. En estas órbitas no emiten energía. Cuando un electrón pasa a un nivel superior, absorbe energía; cuando pasa a uno inferior, emite un fotón cuya energía equivale a la diferencia entre ambos niveles.
Modelo cuántico
Los orbitales son regiones de probabilidad, no órbitas definidas.
Principios y reglas de configuración electrónica
Principio de Pauli: máximo 2 e⁻ por orbital, con espines opuestos.
Regla de Hund: los orbitales de igual energía se ocupan primero individualmente.
Principio de Aufbau: llenado de menor a mayor energía (regla de Möller).
Historia de la clasificación de los elementos
Döbereiner: tríadas. Newlands: octavas. Mendeléiev: ordenó por masas atómicas y dejó huecos. Moseley: ordenó por número atómico Z.
Orden de llenado de subniveles
1s² → 2s² → 2p⁶ → 3s² → 3p⁶ → 4s² → 3d¹⁰ → 4p⁶ → 5s² → 4d¹⁰ → 5p⁶ → 6s² → 4f¹⁴ → 5d¹⁰ → 6p⁶ → 7s² → 5f¹⁴ → 6d¹⁰ → 7p⁶
Números cuánticos
n = nivel energético (1, 2, 3…)
l = subnivel: s = 0; p = 1; d = 2; f = 3
ml = orientación del orbital: desde −l hasta +l
ms = espín: +½ o −½
Series espectrales del hidrógeno
n = 1: Lyman
n = 2: Balmer
n = 3: Paschen
n = 4: Brackett