Estructura atómica y sistema periódico

A principios del siglo XX, la física clásica no podía explicar fenómenos como el efecto fotoeléctrico o los espectros atómicos de emisión. El modelo de Bohr (1913) supuso un avance al introducir la cuantización: los electrones solo pueden girar en órbitas específicas donde no emiten energía.

Sin embargo, el modelo de Bohr presentaba limitaciones críticas:

1. Solo funcionaba bien para el átomo de hidrógeno (átomos hidrogenoides).
2. No explicaba el desdoblamiento de las líneas espectrales en presencia de campos magnéticos (efecto Zeeman).
3. Mezclaba conceptos clásicos (órbitas circulares) con cuánticos.

La crisis se resolvió con la dualidad onda-corpúsculo de Louis de Broglie, quien postuló que toda partícula en movimiento lleva asociada una onda: $\lambda = \frac{h}{m \cdot v}$ Donde $h$ es la constante de Planck ($6,626 \cdot 10^{-34} \text{ J}\cdot\text{s}$). Esto implica que el electrón no puede tratarse solo como una pequeña "bola" de materia, sino que tiene un comportamiento ondulatorio.

La mecánica cuántica moderna nace con el Principio de Incertidumbre de Heisenberg, que establece que es imposible conocer simultáneamente y con precisión absoluta la posición ($x$) y el momento lineal ($p$) de una partícula: $\Delta x \cdot \Delta p \geq \frac{h}{4\pi}$ Esto destruye el concepto de "órbita" (trayectoria definida) y lo sustituye por el de orbital: una región del espacio donde existe una probabilidad elevada (superior al 90%) de encontrar al electrón.

Erwin Schrödinger desarrolló una ecuación de onda compleja que describe el comportamiento del electrón. Las soluciones a esta ecuación, denominadas funciones de onda ($\psi$), permiten calcular la densidad de probabilidad ($\psi^2$), que nos indica dónde es más probable hallar al electrón.

Para definir un electrón dentro de un átomo, utilizamos cuatro números cuánticos:

1. Número cuántico principal ($n$): Define el nivel energético y el tamaño del orbital. Toma valores enteros positivos ($1, 2, 3...$).
2. Número cuántico secundario o azimutal ($l$): Define la forma del orbital. Toma valores desde $0$ hasta $n-1$.
   • $l=0$ (orbital $s$, esférico)
   • $l=1$ (orbital $p$, lobulado)
   • $l=2$ (orbital $d$)
   • $l=3$ (orbital $f$)
3. Número cuántico magnético ($m_l$): Define la orientación espacial del orbital. Toma valores desde $-l$ hasta $+l$.
4. Número cuántico de espín ($m_s$): Describe el sentido de giro del electrón sobre su propio eje. Valores: $+1/2$ o $-1/2$.

La configuración electrónica es la distribución de los electrones en los orbitales de un átomo. Se rige por tres reglas fundamentales:

• Principio de Aufbau (o de mínima energía): Los electrones ocupan primero los orbitales de menor energía. Se sigue el Diagrama de Moeller, que ordena los orbitales según el valor de $n+l$.
• Principio de exclusión de Pauli: En un mismo átomo no pueden existir dos electrones con los cuatro números cuánticos iguales. Por tanto, en cada orbital solo caben dos electrones con espines opuestos.
• Regla de máxima multiplicidad de Hund: En orbitales de la misma energía (degenerados), los electrones se distribuyen de forma que haya el máximo número de electrones desapareados (con espines paralelos).

• Estado fundamental: Es la configuración de mínima energía.
• Estado excitado: Cuando un electrón salta a un nivel de energía superior sin cumplir el orden de Aufbau.
• Configuración abreviada (Kernel): Se utiliza el gas noble anterior para simplificar. Ejemplo del Sodio ($Z=11$): $[Ne] 3s^1$.

Existen anomalías importantes en los metales de transición, especialmente en el Cromo ($Z=24$) y el Cobre ($Z=29$). En lugar de terminar en $4s^2 3d^4$ y $4s^2 3d^9$, terminan en $4s^1 3d^5$ y $4s^1 3d^{10}$ respectivamente, debido a la estabilidad adicional que aportan las subcapas $d$ semiocupadas o totalmente llenas.

La tabla periódica se organiza según la configuración electrónica de la capa de valencia (la más externa):

• Bloque s: Grupos 1 y 2.
• Bloque p: Grupos 13 al 18.
• Bloque d: Metales de transición (grupos 3 al 12).
• Bloque f: Tierras raras (lantánidos y actínidos).

El apantallamiento es el efecto por el cual los electrones internos reducen la atracción del núcleo sobre los electrones externos, lo que determina cómo varía el tamaño y la energía de los átomos.

La carga nuclear efectiva ($Z_{ef}$) es la carga real que "siente" un electrón externo tras descontar la repulsión de los electrones internos. $Z_{ef} = Z - S$ Donde $S$ es la constante de apantallamiento.

• En un periodo, $Z_{ef}$ aumenta de izquierda a derecha porque aumenta el número de protones ($Z$) pero el apantallamiento se mantiene casi constante.
• En un grupo, $Z_{ef}$ se mantiene aproximadamente constante o aumenta muy levemente.

El radio atómico se define como la mitad de la distancia entre los núcleos de dos átomos adyacentes.

• En un periodo: Disminuye hacia la derecha al aumentar la $Z_{ef}$, que atrae con más fuerza a la nube electrónica.
• En un grupo: Aumenta hacia abajo al añadir nuevos niveles de energía ($n$ aumenta).

Radio iónico:

• Los cationes son más pequeños que sus átomos neutros (pierden electrones y disminuye la repulsión).
• Los aniones son más grandes que sus átomos neutros (ganan electrones, aumenta la repulsión y la nube se expande).
• En series isoelectrónicas (especies con los mismos electrones, como $O^{2-}, F^-, Na^+$), el tamaño disminuye al aumentar el número atómico $Z$.

La Energía de Ionización (EI) es la energía necesaria para arrancar un electrón de un átomo gaseoso en su estado fundamental: $X(g) + EI \rightarrow X^+(g) + e^-$ Aumenta hacia la derecha y hacia arriba en la tabla periódica.

La Afinidad Electrónica (AE) es el cambio de energía cuando un átomo gaseoso capta un electrón: $X(g) + e^- \rightarrow X^-(g) + AE$ Generalmente es más negativa (más exotérmica) en los halógenos, ya que al ganar un electrón adquieren configuración de gas noble.

La electronegatividad mide la tendencia de un átomo a atraer el par de electrones compartido en un enlace. La escala más usada es la de Pauling (el Flúor es el máximo con 4.0). El carácter metálico representa la facilidad para perder electrones. Los elementos más metálicos (alcalinos) están abajo a la izquierda, siendo excelentes reductores. Los no metales (arriba a la derecha) tienen gran poder oxidante.

Los átomos tienden a reaccionar para alcanzar la configuración electrónica de un gas noble ($ns^2 np^6$), conocida como regla del octeto, por ser una situación de mínima energía y máxima estabilidad.

• Los metales alcalinos pierden un electrón fácilmente formando cationes $1+$.
• Los halógenos ganan un electrón fácilmente formando aniones $1-$.

El comportamiento de una sustancia ante un campo magnético depende de sus electrones:

1. Diamagnetismo: Todos los electrones están apareados. La sustancia es débilmente repelida por campos magnéticos.
2. Paramagnetismo: Existen electrones desapareados. La sustancia es atraída por campos magnéticos. Cuantos más electrones desapareados existan, mayor será el momento magnético.

Cada elemento tiene un "código de barras" único: su espectro de emisión. Cuando los electrones de un átomo se excitan (por calor o electricidad) y regresan al estado fundamental, emiten fotones con energías específicas.

• Ensayos a la llama: Permiten identificar metales por el color que emiten (ej. el Sodio emite un amarillo intenso).
• Líneas de Fraunhofer: Son líneas oscuras de absorción en el espectro solar que indican qué elementos están presentes en la atmósfera del Sol.
• Absorción atómica: Técnica analítica muy precisa basada en la cantidad de luz que absorben los átomos para cuantificar concentraciones de metales.