Radio Atómico

Es la mitad de la distancia entre dos núcleos unidos por un enlace covalente. Contrario a la energía de ionización.

  • Grupo: Aumenta hacia abajo porque aumenta el número de capas al aumentar el período.
  • Período: Disminuye hacia la derecha porque aumenta la carga nuclear efectiva.

Electronegatividad

Medida de la capacidad de un átomo para atraer hacia sí el par de electrones que comparte con otro átomo al que se une por enlace covalente. Se comporta de manera similar a la energía de ionización. Al ser su radio menor, el núcleo atraerá con mayor fuerza a los electrones compartidos.

Energía de Ionización

Es la energía mínima necesaria que hay que aportar para extraer un electrón más débilmente unido a un átomo neutro en estado gaseoso y fundamental, obteniendo un ion monopositivo y un electrón sin energía cinética.

  • Periodo: La carga nuclear efectiva aumenta a la derecha y los electrones están más atraídos al núcleo, por lo que se necesitará mayor energía de ionización para extraerlos.
  • Grupo: El radio atómico aumenta hacia abajo. Si vamos hacia arriba, el radio es menor, por lo que los electrones están más cercanos al núcleo, mayor será la atracción y se necesitará más energía de ionización.
  • La primera energía de ionización es menor que la segunda porque al quitar el primer electrón hay menos repulsión entre el resto y el segundo átomo estará más atraído al núcleo y se necesitará más energía de ionización.

Afinidad Electrónica

Es la variación de energía que se produce cuando un átomo neutro en estado gaseoso y fundamental adquiere un electrón para formar un anión. Se comporta de manera similar a la electronegatividad.

  • Grupo: La afinidad electrónica aumenta de abajo a arriba porque al ser menor el radio, los electrones están más cerca del núcleo y ejercerá mayor atracción para crear el anión.
  • Periodo: La carga nuclear efectiva aumenta de izquierda a derecha y la afinidad electrónica también.

Estado Fundamental y Excitado

  • Estado fundamental: Los electrones se llenan de menor a mayor energía (ej. 1s2 2s2).
  • Estado excitado: El elemento adquiere energía para que un electrón salte de capa (ej. 1s2 2s1 2p1).

Radio Iónico

  • RA+ < RA < RA–
  • RA+: Al tener menos electrones (los electrones se repelen) hay menor apantallamiento, mayor Z y menor radio, por lo que hay menos repulsión y menos capas.
  • RA–: Al tener más electrones, mayor apantallamiento, menor Z y mayor radio porque la nube electrónica se expande.
  • Dos átomos con mismos electrones y configuración electrónica: tiene menor radio el que tenga mayor Z porque el núcleo atraerá con más fuerza a los electrones periféricos.

Estructura de Lewis

V: electrones de valencia; N: electrones necesarios para completar el octeto (H=2, B=6, Be=4); C: número de electrones compartidos (N – V); S: electrones sin compartir (V – C).

Orbitales Atómicos

Región en el espacio con alta probabilidad de encontrar un electrón.

  • Principio de exclusión de Pauli: En un mismo átomo no pueden existir dos electrones con los valores de los cuatro números cuánticos iguales. Cada orbital alberga como máximo dos electrones.
  • Principio de máxima multiplicidad de Hund: Cuando en un subnivel energético existen varios orbitales disponibles, los electrones tienden a ocupar el máximo número de ellos con espines paralelos. Primero las positivas y luego las antiparalelas.

Enlace Iónico

Su mecanismo de unión se basa en la transferencia de electrones. Los metales tienden a perder electrones para adquirir la configuración de gas noble y los no metales tienden a ganarlos. (ej. Na+ Cl–). Las cargas de signos opuestos se atraen por fuerzas electrostáticas y se unen formando redes iónicas. En sólido no transmiten electricidad, en disolución sí. MgCl2 es más estable porque tiene más carga (2+). Si tienen la misma carga, es más estable quien esté más lejos en el radio atómico.

Enlace Covalente

Su mecanismo se basa en la compartición de electrones porque tienen una electronegatividad similar.

Enlace de Hidrógeno

Se da entre el H y un átomo pequeño y muy electronegativo (N, O, F). Es un enlace entre moléculas (intermolecular), no intramolecular. El átomo electronegativo tira de los electrones y se queda cargado negativamente y el H positivamente. Por fuerzas electrostáticas las cargas positivas de una molécula y la negativa de otra se atraen formando un enlace de hidrógeno. Para romperlo hace falta mucho calor (ej. H2O).

Fuerzas Dipolo-Dipolo

Se da en moléculas polares con dipolos permanentes. Los electrones se desplazan al átomo más electronegativo y se queda cargado negativamente y el otro positivamente. Por fuerzas de Van der Waals, la parte positiva de una molécula se une a la negativa de otra. Cuanto más polar, más fuerte.

Fuerzas de London (Dipolo Instantáneo-Inducido)

Se dan en moléculas apolares. Los electrones se distribuyen de forma que no se forman polos. Sin embargo, como los electrones están en constante movimiento, en un instante se desplazan mínimamente hacia un átomo creando una carga negativa y otra positiva (ej. Cl+, Cl–). La formación de un dipolo instantáneo induce la formación de polos en las moléculas vecinas. Son fuerzas débiles.

Polaridad Molecular

  • Molécula polar: Los momentos dipolares individuales se refuerzan y se dirigen hacia un átomo. Los pares de electrones en el sentido opuesto al vector resultante disminuyen el efecto polar.
  • Molécula apolar: Aunque tenga enlaces polares, los momentos dipolares individuales se anulan por la geometría y el momento dipolar es 0.

Modelo Cuántico

El modelo mecano-cuántico se basa en la dualidad onda-corpúsculo y en el principio de incertidumbre de Heisenberg.