Postulados de Bohr y Estructura Atómica

Bohr formuló una hipótesis sobre la estructura atómica, estableciendo los siguientes postulados:

1. El electrón solo se mueve en órbitas específicas en las que no emite energía. En cada órbita, el electrón posee una energía determinada, que es mayor cuanto más alejada esté la órbita del núcleo.
2. La emisión de energía ocurre cuando un electrón salta desde un estado inicial de mayor energía a otro de menor energía.

Se basó en dos hechos:

• Teoría de Planck: La materia absorbe o emite energía no de forma continua, sino en cantidades que son múltiplos enteros de una unidad llamada fotón, cuya energía viene dada por el producto de la constante de Planck (h) y la frecuencia (f): E = h * f.
• Explicación de Einstein del efecto fotoeléctrico: Al incidir la luz sobre ciertas superficies metálicas, estas emiten electrones. Para explicar este efecto, Einstein propuso que la luz, además de ser una onda, está formada por fotones cuya energía es E = h * f.

Fórmulas Relevantes del Modelo de Bohr

• Radio: R = 0.53n² (donde n es el nivel de energía). Cuanto mayor sea el nivel, mayor será el radio.
• Energía: E = -13.8/n². Cuanto mayor sea el nivel, mayor será la energía.

Diferencia entre Órbita y Orbital

• Órbita: Trayectoria circular por la que se puede encontrar un electrón.
• Orbital: Espacio determinado del átomo donde se puede encontrar a un electrón o a los electrones.

Modelo Mecano-Cuántico

El modelo mecano-cuántico se basa en tres conceptos:

• Dualidad onda-corpúsculo: Propuesta que establece que no solo los fotones de la luz se pueden comportar como ondas, sino que también los electrones (u otros objetos) pueden tener una naturaleza ondulatoria.
• Principio de incertidumbre de Heisenberg: Es imposible determinar de forma simultánea y con precisión la posición y velocidad de una partícula. Por lo tanto, no se puede establecer con exactitud la trayectoria seguida por una partícula.
• Ecuación de Schrödinger: Se utiliza para describir el comportamiento dual del electrón (como partícula y onda). La resolución de esta ecuación introduce el concepto de orbital atómico.

Orbital Atómico y Números Cuánticos

El orbital atómico está ligado a zonas de carga que rodean al núcleo atómico, donde existe un 99% de probabilidad de encontrar el electrón. Los números cuánticos describen las propiedades de los electrones en los orbitales.

Principio de Exclusión de Pauli

Dos partículas no pueden tener los números cuánticos idénticos.

Propiedades Periódicas

Radio Atómico

Es la mitad de la distancia entre los núcleos de átomos idénticos que están enlazados. Aumenta al descender en un grupo y al avanzar hacia la izquierda en un período (↓ ←).

Radio Iónico

• Radio del anión > Radio del átomo del que procede.
• Radio del catión < Radio del átomo del que procede.
• Aumenta hacia abajo en un grupo y hacia la izquierda en un periodo (↓ ←).

Energía de Ionización

Es la energía necesaria para arrancar 1 mol de electrones a 1 mol de átomos en estado fundamental y gaseoso. Aumenta hacia arriba en un grupo y hacia la derecha en un periodo (↑ →).

Afinidad Electrónica

Es la energía que se intercambia cuando 1 mol de átomos en estado fundamental y gaseoso capta 1 mol de electrones. Aumenta hacia arriba en un grupo y hacia la derecha en un periodo (↑ →).

Electronegatividad

Es la tendencia que tiene un átomo a atraer hacia sí los electrones que comparte con otro átomo unido por un enlace. Es similar a la afinidad electrónica.

Preparación de Disoluciones (Procedimiento)

Material

• Pipeta
• Matraz aforado
• Frasco lavador

Pasos

1. En el matraz aforado de 250 ml, se añaden aproximadamente X ml de agua.
2. A continuación, se añaden los X ml de la sustancia concentrada, tomados con la pipeta del frasco de la sustancia concentrada.
3. Se agrega agua con el frasco lavador hasta las proximidades del enrase.
4. Se enrasa añadiendo agua con la pipeta hasta que la parte inferior de la superficie cóncava sea tangente con la raya del enrase.
5. Finalmente, se cierra el matraz aforado con su tapón y se invierte varias veces para uniformizar la concentración de la disolución preparada.

Relaciones entre Propiedades Iónicas

↑ Radio iónico → ↓ Atracción eléctrica entre iones → ↓ Energía reticular (Ur) → ↓ Punto de fusión y ebullición → ↑ Solubilidad

Tabla Periódica (Fragmento)

Tipos de Enlaces

Enlace Iónico

Se forma entre un metal y un no metal. Propiedades:

• Elevados puntos de fusión y ebullición.
• Solubles en agua.
• No conducen la electricidad en estado sólido, pero sí en estado disuelto o fundido (reacción química: electrólisis).
• Al intentar deformarlos, se rompe el cristal (fragilidad).

Enlace Metálico

Propiedades:

• Elevados puntos de fusión y ebullición.
• Insolubles en agua.
• Conducen la electricidad incluso en estado sólido (solo se calientan: cambio físico).
• La conductividad es mayor a bajas temperaturas.
• Pueden deformarse sin romperse.

Enlace Covalente

• Los compuestos covalentes suelen presentarse en estado líquido o gaseoso, aunque también pueden ser sólidos. Por lo tanto, sus puntos de fusión y ebullición no son elevados.
• La solubilidad de estos compuestos es elevada en disolventes polares, y nula su capacidad conductora.
• Los sólidos covalentes macromoleculares tienen altos puntos de fusión y ebullición, son duros, malos conductores y, en general, insolubles.

Geometría Molecular (TRPECV)

La Teoría de Repulsión de Pares de Electrones de Valencia (TRPECV) predice la geometría molecular basada en la repulsión entre pares de electrones alrededor de un átomo central.

Si hay n pares de electrones que rodean a un átomo central, la geometría electrónica es X. De esos n pares, si n son libres y n son enlazantes, la molécula es de tipo AB_nE_n. Según la TRPECV, el par libre ejerce máxima repulsión sobre los enlazados, modificando la geometría electrónica a una geometría molecular de pirámide de base trigonal. Como la geometría electrónica es tetraédrica, tiene hibridación sp³ (4 orbitales híbridos). El solapamiento es entre orbitales con electrones desapareados.

Termodinámica y Equilibrio Químico

Entalpía (ΔH)

• ΔH > 0 (positiva): Reacción endotérmica.
• ΔH < 0 (negativa): Reacción exotérmica.

Entropía (ΔS)

• ΔS < 0: Ha disminuido el desorden.
• ΔS > 0: Ha aumentado el desorden.

Energía Libre de Gibbs (ΔG)

• ΔG < 0: Reacción espontánea. Energía útil: ΔG = ΔH – T * ΔS.
• ΔG > 0: Reacción no espontánea.
• ΔG = 0: Equilibrio.

Constantes de Equilibrio

• K_p = K_c(RT)^Δn
• Q = K_c: Equilibrio.
• Q < K_c: Hacia la derecha.
• Q > K_c: Hacia la izquierda.
• Q = K_s: Saturada y en equilibrio.
• Q < K_s: Insaturada, se podrá disolver más sólido.
• Q > K_s: Sobresaturada, el exceso de compuesto se precipitará.

Ácidos y Bases

Ácidos Fuertes

HA + H₂O → A^– + H₃O⁺ (HClO₄, HBr, HCl, H₂SO₄, HNO₃). Sin K_a.

Bases Fuertes

BOH → B⁺ + OH^– (NaOH, KOH, Ca(OH)₂). Sin K_b.

Ácidos Débiles

HA + H₂O ↔ A^– + H₃O⁺ (HNO₂, HF, CH₃COOH, H₂CO₃, HCN). Con K_a.

Bases Débiles

B + H₂O ↔ BH⁺ + OH^– (NH₃, CO₃^2-, aminas). Con K_b.

Reacción de Neutralización

HA + BOH → BA + H₂O

Números de Oxidación Comunes

Ciclo de Born-Haber (Ejemplo con NaCl)

Na(s) + 1/2 Cl₂(g) → NaCl(s) (ΔH_fº)

Si es (l), se debe incluir la energía de vaporización (Ev) para convertirlo a gas: X(g)

1. Na(s) → Na(g) (Energía de sublimación, E.sub)
2. 1/2 Cl₂(g) → Cl(g) (1/2 Energía de disociación, 1/2 E.dis)
3. Na(g) → Na⁺(g) + e^– (Energía de ionización, E.I)
4. Cl(g) + e^– → Cl^–(g) (Afinidad electrónica, A.E)
5. Na⁺(g) + Cl^–(g) → NaCl(s) (Energía reticular, U_r)

Estados físicos comunes: Sólidos (S): Na, Mg, Ca, Al, K. Gases (g): O₂, Cl₂, F₂. Líquido (L): Br₂.