Valencia Iónica y Propiedades Periódicas

La valencia iónica de un elemento es el número de electrones que gana o pierde para formar un ion estable, determinada por su configuración electrónica. Las propiedades periódicas vienen determinadas por la posición que ocupa un elemento químico en el Sistema Periódico.

Radio Atómico

Es la distancia que separa el núcleo del átomo de su electrón más periférico. Variación: aumenta al descender en un grupo porque se incrementa el número de niveles electrónicos y, por tanto, el tamaño del átomo; y al avanzar en un periodo, el radio atómico disminuye, ya que aumenta la atracción al aumentar la carga nuclear.

Radio Iónico

El radio de un catión es menor que el de su átomo neutro, mientras que el radio de un anión siempre es mayor que el de un átomo neutro.

Afinidad Electrónica (AE)

Es la variación de energía que se produce cuando se añade un electrón a un átomo neutro de un elemento en fase gaseosa, dando lugar a un anión. Variación: disminuye al descender en un grupo porque aumenta el número atómico y aumenta al avanzar en un periodo (excepto los gases nobles).

Energía de Ionización (EI)

Es la energía que hay que comunicar a un átomo de un elemento en estado gaseoso para arrancar el electrón más externo, dando lugar a un catión. Variación: disminuye al descender en un grupo porque la distancia del electrón al núcleo es mayor y aumenta al avanzar en un periodo porque, al aumentar la carga nuclear, los electrones son más atraídos por el núcleo (excepto el Be, N y P, ya que tienen los orbitales llenos o semillenos). El cesio tiene la menor EI y el flúor la mayor.

Electronegatividad (EN)

Es la tendencia que un átomo presenta al atraer hacia sí mismo el par de electrones de un enlace químico. La EN disminuye al descender en un grupo porque el núcleo del átomo se encuentra lejos del par de electrones que tiene que atraer y aumenta al avanzar en un periodo porque, al elevarse la carga nuclear, la tendencia a atraer el par de electrones de enlace es mayor. El flúor es el más electronegativo y el cesio el menos.

Modelos Atómicos y Espectros

Modelo de Thomson

El átomo es una esfera de carga positiva neutralizada por unas partículas eléctricas negativas (electrones) incrustadas en la esfera.

Modelo de Rutherford

En el átomo hay dos regiones: el núcleo, donde se halla toda la carga positiva (protones), y la corteza, donde se hallan los electrones.

Isótopos

Son átomos de un mismo elemento químico con el mismo número atómico (Z) y distinto número másico (A). La mayoría de los elementos poseen dos o más isótopos en las mismas proporciones. Las masas atómicas son decimales porque se hace una media ponderada de las masas atómicas de los isótopos que contienen.

Elemento Químico

Es una sustancia pura formada por átomos con el mismo Z.

Espectro de Luz

Cuando un haz de luz visible atraviesa un prisma óptico, se descompone en luces de distintos colores que se caracterizan por:

• Longitud de onda (λ): es la distancia entre dos puntos consecutivos de una onda que tiene el mismo estado de vibración. Se mide en metros.
• Frecuencia (ν): es el número de ondas que pasan por un punto en cada segundo. Se mide en Hz.

Espectro de Absorción

Se produce cuando una radiación electromagnética pasa a través de una muestra. Al absorber radiación, algunos electrones pasan a estado excitado.

Espectro de Emisión

Se produce cuando una muestra emite la radiación absorbida; los electrones que estaban en estado excitado vuelven a su estado fundamental, apareciendo líneas de color sobre un fondo negro.

Serie Espectral

Conjunto de líneas espectrales según su frecuencia. Cada elemento genera un espectro de emisión discontinuo característico por el que puede ser reconocido. Balmer estudió el espectro del átomo de hidrógeno.

Hipótesis de Planck

Los cuerpos absorben o emiten energía en forma de paquetes o cuantos de energía, según: E = hν (h: 6.63 x 10^-34).

Efecto Fotoeléctrico

Consiste en la emisión de electrones por parte de ciertos metales cuando sobre ellos incide luz de baja longitud de onda (λ).

Modelo Atómico de Bohr y Configuración Electrónica

Modelo Atómico de Bohr

Los electrones giran en torno al núcleo en órbitas circulares que no absorben ni emiten energía. Solamente están permitidas las órbitas cuya energía toma valores determinados. Cuanto más alejado esté el nivel del núcleo, mayor es su energía. Un electrón puede emitir o absorber energía de un nivel a otro, lo que implica las líneas espectrales.

Principio de Exclusión de Pauli

No pueden existir en un átomo dos electrones con los cuatro números cuánticos iguales; como mínimo, se diferencian en el número cuántico de espín, donde cada orbital puede alojar 2 electrones.

Configuración Electrónica

Es el ordenamiento de los electrones de un átomo en sus niveles y orbitales. Hay que tener en cuenta: la regla de mínima energía, el principio de exclusión de Pauli y el principio de máxima multiplicidad de Hund.

Electrones de Valencia

Son los electrones situados en el nivel más externo. El comportamiento químico de un elemento lo determinan los electrones de valencia.

Regla del Octeto

Los elementos químicos se combinan cediendo, captando o compartiendo electrones hasta alcanzar la configuración electrónica estable de gas noble.