Estructura atómica y tabla periódica

A principios del siglo XIX, John Dalton postuló que la materia estaba formada por átomos, esferas indivisibles e indestructibles. Sin embargo, a finales de siglo, los experimentos con tubos de rayos catódicos demostraron que el átomo tenía componentes internos.

• Modelo de Thomson (1904): Tras descubrir el electrón, Thomson propuso el modelo del "budín de pasas". El átomo sería una esfera de carga positiva con electrones incrustados para neutralizarla.
• Modelo de Rutherford (1911): Mediante el experimento de la lámina de oro, Rutherford observó que la mayoría de las partículas alfa atravesaban el oro, pero unas pocas rebotaban. Esto demostró que el átomo está mayoritariamente vacío, con un núcleo central pequeño y denso de carga positiva donde se concentra casi toda la masa.

Niels Bohr perfeccionó el modelo de Rutherford al explicar por qué los electrones no caían al núcleo. Introdujo la idea de niveles de energía estacionarios.

1. Los electrones solo pueden girar en órbitas específicas sin emitir energía.
2. Cada órbita tiene una energía determinada (cuantización).
3. Saltos electrónicos: Cuando un electrón salta de una órbita externa a una interna, emite energía en forma de fotón (luz). Esto explica los espectros atómicos, que son como la "huella dactilar" de cada elemento.

El modelo actual es puramente matemático y se basa en que no podemos conocer con precisión la trayectoria del electrón.

• Dualidad onda-corpúsculo (De Broglie): El electrón se comporta como partícula y como onda.
• Principio de incertidumbre (Heisenberg): Es imposible conocer simultáneamente la posición y la velocidad de un electrón.
• Concepto de orbital: En lugar de órbitas circulares, hablamos de orbitales, que son zonas del espacio donde hay una probabilidad máxima (superior al 90%) de encontrar al electrón.

Los números cuánticos definen estos orbitales:

• $n$: Nivel de energía (1, 2, 3...).
• $l$: Forma del orbital ($s, p, d, f$).
• $m_l$: Orientación espacial.
• $m_s$: Espín o giro del electrón.

El átomo se compone de tres partículas fundamentales:

• Protón ($p^+$): Carga positiva, en el núcleo. Define la identidad del elemento.
• Neutrón ($n^0$): Sin carga, en el núcleo. Aporta estabilidad.
• Electrón ($e^-$): Carga negativa, en la corteza. Responsable de los enlaces.

Definiciones clave:

• Número atómico ($Z$): Es el número de protones. Define de qué elemento se trata.
• Número másico ($A$): Es la suma de protones y neutrones ($A = Z + N$).
• Iones: Átomos que han ganado electrones (aniones, carga negativa) o perdido electrones (cationes, carga positiva).

Los isótopos son átomos del mismo elemento (mismo $Z$) que tienen distinto número de neutrones (distinto $A$). Por ejemplo, el Carbono-12 y el Carbono-14.

La masa atómica media que aparece en la tabla periódica no es un número entero porque es el promedio ponderado de todos los isótopos naturales: $Masa\_Atómica = \frac{\sum (Masa_{iso} \cdot \% Abundancia)}{100}$

Los radioisótopos son isótopos inestables que emiten radiación. Tienen aplicaciones cruciales en medicina (radioterapia, diagnóstico por imagen) y en arqueología (datación por C-14).

Para escribir una configuración, seguimos el Principio de Aufbau (llenar desde la menor energía) usando el Diagrama de Moeller.

Reglas fundamentales:

• Principio de exclusión de Pauli: En un orbital solo caben 2 electrones con espines opuestos.
• Regla de Hund: En orbitales de la misma energía ($p, d, f$), los electrones se colocan lo más desapareados posible antes de empezar a emparejarse.

La capa de valencia es el nivel de energía más externo. Los electrones que se encuentran aquí determinan cómo reacciona el átomo. La Regla del Octeto establece que los átomos tienden a ganar, perder o compartir electrones para conseguir 8 electrones en su capa de valencia, adquiriendo la configuración de gas noble, que es la máxima estabilidad.

Los elementos están ordenados por número atómico ($Z$) creciente.

• Periodos (filas): Indican el nivel energético de la capa de valencia. Hay 7 periodos.
• Grupos (columnas): Hay 18 grupos. Los elementos de un mismo grupo tienen el mismo número de electrones de valencia y, por tanto, propiedades químicas similares.
• Bloques: La tabla se divide en bloques ($s, p, d, f$) según el último orbital que se está llenando.

1. Metales: A la izquierda y centro. Son conductores, maleables y tienden a perder electrones.
2. No metales: A la derecha. Malos conductores, tienden a ganar electrones.
3. Semimetales (Metaloides): Propiedades intermedias (ej. Silicio).
4. Gases Nobles (Grupo 18): Inertes químicamente por tener su capa de valencia completa.
5. Metales de transición: Bloque $d$, tienen orbitales internos incompletos, lo que les da propiedades magnéticas y colores intensos.

• Radio atómico: Es la mitad de la distancia entre dos núcleos de átomos iguales enlazados.
  • En un grupo: Aumenta hacia abajo (más niveles de energía).
  • En un periodo: Disminuye hacia la derecha (más protones en el núcleo atraen con más fuerza a los electrones, comprimiendo el átomo).
• Efecto pantalla: Los electrones internos "tapan" la atracción del núcleo sobre los externos.
• Radio iónico: Los cationes son siempre más pequeños que su átomo neutro, mientras que los aniones son más grandes debido a la repulsión electrónica.

• Energía de Ionización (EI): Energía necesaria para arrancar un electrón de un átomo gaseoso. Aumenta hacia la derecha y hacia arriba. Es muy difícil arrancar electrones de los gases nobles.
• Afinidad Electrónica (AE): Energía intercambiada cuando un átomo captura un electrón. Sigue una tendencia similar a la EI.

• Electronegatividad: Capacidad de un átomo para atraer hacia sí los electrones en un enlace químico. El elemento más electronegativo es el Flúor ($F$) y el menos el Francio ($Fr$).
• Carácter metálico: Capacidad de perder electrones. Aumenta hacia la izquierda y hacia abajo.

Resumen de tendencias (hacia arriba y a la derecha):

• Aumenta: Energía de ionización, Electronegatividad, Afinidad electrónica.
• Disminuye: Radio atómico, Carácter metálico.