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Teoría cinético-molecular, estructura atómica y enlace químico: conceptos clave

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Teoría cinético-molecular (TCM)

TCM de los gases perfectos

  1. Un gas está formado por moléculas infinitamente pequeñas que no ocupan volumen en relación con el volumen disponible del gas.
  2. Se mueven en cualquier dirección en forma recta, se chocan con otras y forman presión.
  3. Los choques son elásticos, no pierden energía para el gas.
  4. Las moléculas son independientes unas de otras y no se influyen, excepto en la colisión.
  5. La energía cinética depende de la temperatura absoluta.

TCM de los sólidos

  1. Las partículas constituyentes de un sólido están en posición fija, atraídas por una fuerza que no les deja moverse.
  2. Aunque no pueden desplazarse, vibran alrededor de sus posiciones de equilibrio.
  3. Esta vibración es más intensa a mayor temperatura.
  4. De ahí se explican la dilatación y la fusión.

TCM de los líquidos

  1. Las moléculas constituyentes se atraen mediante fuerzas y siempre están en contacto unas con otras.
  2. Las fuerzas de atracción no son tan fuertes y permiten que las moléculas se desplacen.
  3. Las moléculas se mueven continuamente con una velocidad media que depende de la temperatura.

Modelos atómicos

Modelo atómico de Thomson

  1. El átomo es una esfera maciza de carga positiva.
  2. Los electrones están incrustados en la esfera en número suficiente para neutralizar la carga.

Isótopos e isóbaros

Isótopos: tienen el mismo número atómico (Z) y distinto número másico (A).

Isóbaros: tienen el mismo número másico (A) y distinto número atómico (Z).

Modelo atómico de Bohr

  1. 1.º postulado: los electrones giran en órbitas circulares sin emitir energía.
  2. 2.º postulado: no todas las órbitas son posibles; deben cumplir m·v·r = n·h/2π.
  3. 3.º postulado: si un electrón pasa de una órbita superior a una inferior, la diferencia de energía se transmite en forma de radiación electromagnética.

Radio: r = n²K. Energía: E = −K'/n².

Modelo de Sommerfeld y números cuánticos

  • Principal (n): valores 1–7. Indica el nivel o capa.
  • Secundario (l): valores 0 a n−1 (l=0 s, l=1 p, l=2 d, l=3 f). Indica el subnivel o subcapa.
  • Magnético (m): valores de −l a +l, incluido el 0. Indica el orbital.
  • Spin (s): valores +1/2 o −1/2.

Niveles y subniveles: nivel o capa (n); subnivel o subcapa (n y l); orbital (n, l y m).

Principio de exclusión de Pauli: en un mismo átomo no pueden existir dos electrones que tengan sus cuatro números cuánticos iguales.

Orden de llenado: s, p, d, f.

Tabla periódica

Evolución histórica

  • Mendeleiev y Meyer: ordenaban los elementos por masa atómica y los agrupaban según sus propiedades químicas.
  • Moseley: ordenó la tabla según el número atómico.

Elementos representativos

  • Metales alcalinos: ns¹
  • Metales alcalinotérreos: ns²
  • Boroideos: ns²np¹
  • Carbonoideos: ns²np²
  • Nitrogenoideos: ns²np³
  • Anfígenos, halógenos y gases nobles: ns²np⁶ (en el caso de los gases nobles)

Elementos de transición

Elementos de transición: los d, que van de Sc a Zn, y los p, que van de Ga a Kr.

Elementos de transición interna: los f.

Propiedades periódicas

  • Energía de ionización: energía necesaria para arrancar un electrón a un átomo en estado gaseoso. Aumenta de izquierda a derecha y hacia arriba.
  • Afinidad electrónica: energía asociada a la captura de un electrón. Aumenta de izquierda a derecha y hacia arriba.
  • Electronegatividad: poder de un átomo para atraer electrones. Aumenta de izquierda a derecha y hacia arriba.
  • Radio atómico: volumen atómico = masa molar / densidad. Aumenta de izquierda a derecha y hacia abajo.

Valencias principales

Metales:

  • 1: Li, Na, K, Rb, Cs, Fr, Ag
  • 2: Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra, Zn, Cd
  • 3: Al
  • 1, 2: Cu, Hg
  • 1, 3: Au, Tl
  • 2, 3: Fe, Co, Ni
  • 2, 4: Pt, Pb, Sn
  • 2, 3, 6: Cr
  • 2, 3, 4, 6, 7: Mn

No metales:

  • 1: F
  • 1, 3, 5, 7: Cl, Br, I
  • 2: O
  • 2, 4, 6: S, Se, Te
  • 1, 2, 3, 4, 5: N
  • 3, 5: P, As, Sb
  • 2, 4: C
  • 4: Si
  • 3: B
  • 1: H

Enlace químico

Teoría de Lewis

Los átomos se unen a otros ganando, perdiendo o compartiendo electrones hasta conseguir la configuración de gas noble.

Enlace iónico

No se puede explicar mediante Lewis. Un elemento cede un electrón a otro.

Propiedades: forma cristales, es soluble en agua, poco polar, tiene altas temperaturas de fusión, es duro, no se puede separar fácilmente y es poco flexible.

Enlace covalente

Los átomos comparten electrones (según Lewis). Se da entre átomos muy electronegativos. Los electrones se sitúan entre ambos núcleos. Al compartir, alcanzan la configuración de gas noble. Algunos pueden compartir más de un par de electrones y forman redes atómicas.

Propiedades: no son conductores de calor ni de electricidad.

Enlace metálico

Ninguno de los átomos quiere electrones, sino que tienden a perderlos, formando una nube electrónica.

Propiedades: son fácilmente oxidables, tienen densidad elevada, puntos de fusión no muy elevados, son buenos conductores del calor, tienen brillo característico, son muy deformables, forman aleaciones y pueden emitir electrones.

Tabla de elementos de referencia

Rb (37), Sr, Y, Zr, Nb, Mo, Tc, Ru, Rh, Pd, Ag, Cd, In, Sn, Sb, Te, I, Xe (54), Cs (55), Ba, La (57), Hf (72), Ta (73), W, Re, Os, Ir, Pt, Au, Hg, Tl, Pb, Bi, Po, At, Rn (86).

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