Estado Fundamental y Excitado del Electrón

Cada electrón tiene su lugar en el átomo, ocupando un estado fundamental o estacionario. Si se le suministra energía, el electrón puede moverse a un nivel superior (estado excitado). Si, por el contrario, el electrón pierde energía, desciende a un nivel inferior. En ambos casos, el electrón tenderá a volver a su estado fundamental. Si un electrón se pierde del último nivel, el átomo se ioniza.

Definición de Átomo y Conceptos Clave

Actualmente, el átomo se define como “la menor partícula constitutiva de un elemento que conserva sus propiedades y no puede dividirse por métodos químicos”. También se puede definir como “la partícula más pequeña de un elemento que participa en una combinación química”.

  • Anión: Átomo que gana electrones y adquiere carga negativa.
  • Catión: Átomo que pierde electrones y adquiere carga positiva.
  • Isótopo: Átomos del mismo elemento que solo se diferencian en el número másico (A), ya que tienen distinto número de neutrones. El número de electrones y protones es el mismo.
  • Isóbaro: Átomos de distintos elementos que tienen igual A, pero distinto número de electrones y protones.
  • Isoelectrónicos: Átomos o iones que tienen el mismo número de electrones, independientemente del número de neutrones y protones.
  • Isótono: Átomos de distintos elementos que tienen en común el número de neutrones.

Reglas de la Configuración Electrónica

  1. Regla de llenado o de Aufbau: Se calcula el número total de electrones a acomodar y se distribuyen en los niveles y subniveles, comenzando por los de menor energía (estado fundamental).
  2. Principio de exclusión de Pauli: En un mismo átomo no puede haber dos electrones con los cuatro números cuánticos iguales (como mínimo se diferenciarán en el número cuántico de espín, s). Esto implica que en un orbital puede haber como máximo dos electrones.
  3. Regla de Hund: Al llenar orbitales de igual energía (los tres orbitales p, los cinco d, o los siete f), los electrones se distribuyen, siempre que sea posible, con sus espines paralelos (semillenando cada orbital). Luego se colocan los electrones con espines contrarios.

– Sommerfeld introdujo los números cuánticos.

Modelos Atómicos

1. Modelo de Dalton (1803)

Dalton concebía el átomo como una esfera sólida e indivisible. Los átomos de un mismo elemento eran idénticos entre sí, pero diferentes de los de otros elementos.

2. Modelo de Thomson (1897)

Thomson descubrió los electrones (partículas con carga negativa). Propuso que el átomo era una esfera de carga positiva con los electrones incrustados, como un “pudín de pasas”.

3. Modelo de Rutherford (1911)

Rutherford demostró que el átomo tenía un núcleo central pequeño, denso y con carga positiva (protones), y que los electrones giraban alrededor del núcleo en un espacio mayormente vacío, similar a un sistema solar en miniatura.

4. Modelo de Bohr (1913)

Bohr refinó el modelo de Rutherford, estableciendo que los electrones se mueven en órbitas específicas o niveles de energía cuantizados, como si fueran escalones o carriles alrededor del núcleo.

Propiedades Periódicas

Masa Molecular

La masa molecular se calcula sumando las masas atómicas de los átomos que componen la molécula. Se expresa en unidades de masa atómica (uma) o en gramos.

Radio Atómico

El radio atómico es la distancia media entre los núcleos de dos átomos del mismo elemento enlazados entre sí. Permite determinar el tamaño del átomo.

  • Grupo: El radio atómico aumenta de arriba hacia abajo en un grupo, debido al aumento del número de niveles electrónicos y al efecto pantalla.
  • Período: El radio atómico disminuye de izquierda a derecha en un período, ya que aumenta la carga nuclear efectiva mientras que el efecto pantalla y el número de niveles permanecen relativamente constantes.

Radio Iónico

El radio iónico es el radio de un ion (catión o anión). Se compara con el átomo neutro:

  • Los cationes son menores que el átomo neutro, ya que al perder electrones, puede haber una disminución en el número de niveles de energía, o los protones pueden atraer con más fuerza a los electrones restantes.
  • Los aniones son mayores que el átomo neutro, ya que al aumentar el número de electrones (sin cambiar el número de protones), la atracción nuclear disminuye.

Energía de Ionización

La energía de ionización (o potencial de ionización) es la energía necesaria para arrancar el electrón más externo de un átomo neutro, gaseoso y en su estado fundamental.

Afinidad Electrónica

La afinidad electrónica (A.E.) es la energía liberada cuando un átomo gaseoso neutro en su estado fundamental captura un electrón y forma un ion negativo.

Electronegatividad

La electronegatividad es la capacidad de un átomo, en una molécula, para atraer hacia sí los electrones del enlace.

Carácter Metálico

El carácter metálico de un elemento se refiere a su capacidad para perder electrones. Los elementos más reactivos son aquellos con un carácter metálico o no metálico más marcado, ya que tienen mayor tendencia a transferir electrones (oxidándose o reduciéndose, respectivamente). Los metales tienen baja electronegatividad, mientras que los no metales tienen alta electronegatividad.