Un átomo con distinto número de neutrones es un isótopo.
Modelo de Bohr: El electrón se mueve alrededor del núcleo en órbitas circulares, en niveles. «n» es el número cuántico principal.
Dualidad onda-corpúsculo: Toda partícula de masa «m» y velocidad «v» tiene una onda asociada.
Principio de incertidumbre: Es imposible conocer simultáneamente el momento lineal y la posición de una partícula en movimiento.
Orbital atómico: Región del espacio alrededor del núcleo en la que existe una gran probabilidad de encontrar un electrón con una energía determinada.
Número cuántico principal «n»: Toma valores naturales (1, 2, 3…). Cada valor designa un nivel. Está relacionado con el tamaño y la energía del orbital. A mayor «n», mayor distancia del electrón al núcleo.
Número cuántico orbital «l»: Toma valores entre 0 y n-1. Cada uno designa un subnivel y se le asigna una letra: 0-s, 1-p, 2-d, 3-f. Está relacionado con la forma del orbital que ocupa el electrón, con el módulo del momento angular y con la energía del orbital.
Número cuántico magnético «m»: Toma todos los valores desde -l hasta +l.
Número cuántico de espín «s»: Puede tomar valores de -1/2 o +1/2. Está relacionado con el giro del electrón.
Principio de exclusión de Pauli: Dos electrones de un mismo átomo no pueden tener los cuatro números cuánticos iguales.
Sustancias paramagnéticas: Son atraídas por un imán si los electrones se encuentran desapareados.
Sustancias diamagnéticas: No son atraídas por un imán si los electrones están apareados.
Tabla periódica
Periodo: Conjunto de elementos con igual número de capas electrónicas.
Grupo: Conjunto de elementos en la misma vertical, que tienen la misma configuración electrónica externa y propiedades similares. Los elementos representativos son los de los orbitales «s» y «p» (dos primeros y seis últimos grupos). Los elementos de transición tienen orbital «d». Los elementos de transición interna tienen orbital «f».
Radio atómico: Aumenta hacia abajo y hacia la izquierda en la tabla periódica.
Radio iónico: Es el radio que tiene el átomo cuando ha perdido o ganado electrones, adquiriendo la estructura electrónica del gas noble más cercano. El radio de los iones negativos es mayor que el de los átomos neutros.
Energía de ionización: Es la energía necesaria para arrancar un electrón a un átomo aislado en estado gaseoso. Aumenta hacia arriba y hacia la derecha en la tabla periódica.
Afinidad electrónica: Es la energía desprendida cuando un átomo en estado gaseoso capta un electrón. Aumenta hacia arriba y hacia la derecha en la tabla periódica.
Electronegatividad: Es la tendencia de los átomos de un elemento para atraer los electrones de otros con los que están enlazados. Los metales son electropositivos y los no metales electronegativos. Aumenta hacia arriba y hacia la derecha en la tabla periódica.
Enlaces químicos
Enlace químico: Es la fuerza responsable de la unión estable entre los iones, átomos o moléculas que forman las sustancias.
Valencia iónica: Es la carga que adquieren los átomos al convertirse en iones positivos o negativos.
Enlace iónico: Unión resultante de la presencia de fuerzas electrostáticas entre iones positivos y negativos para dar lugar a la formación de un compuesto formado por una red cristalina iónica.
Energía de red: Es la energía del proceso de formación de un mol de cristal iónico sólido a partir de sus correspondientes iones en estado gaseoso, cuando entre ellos no existe ninguna interacción. Aumenta con la carga de los iones y disminuye con la distancia entre los núcleos del catión y el anión.
Enlace covalente: Es la unión de dos o más átomos que comparten uno o más pares de electrones. La compartición de dos pares de electrones es un enlace doble, y la de tres, uno triple. La covalencia es la capacidad para formar enlaces covalentes. La estructura canónica de resonancia es cada una de las estructuras que representan una molécula o un ion poliatómico y que difiere de las demás en la ordenación de sus electrones.
Los pares de electrones enlazantes y los libres que rodean al átomo central se orientan de tal modo que, al aproximarse al núcleo, se alejan entre sí para que las repulsiones sean mínimas. La orientación adoptada es la geometría molecular.
El enlace covalente consiste en la superposición de dos orbitales semiocupados de átomos diferentes. La energía de enlace de una molécula diatómica es la variación de entalpía que tiene lugar cuando se disocia un mol de moléculas en estado gaseoso en átomos en ese estado.
Moléculas homonucleares: Al tener dos átomos de la misma electronegatividad, coinciden los centros de distribución y son apolares. El enlace apolar es aquel en el que los electrones son compartidos por átomos iguales.
Moléculas diatómicas heteronucleares: Al tener dos átomos diferentes, el enlace se polariza. El enlace polar es aquel en el que uno de los átomos desplaza hacia él la carga electronegativa.
Moléculas poliatómicas: Están polarizadas si tienen un momento dipolar resultante. Este es la suma vectorial de los momentos dipolares de los enlaces presentes en una molécula. Se constituyen dipolos dependiendo de la presencia de enlaces polarizados y de la orientación de los enlaces.
Enlace metálico: Es la fuerza de unión existente entre los átomos de los metales, a la que deben su estabilidad y propiedades las redes cristalinas metálicas. Los iones del metal están deslocalizados en el conjunto del cristal constituyendo una nube electrónica.
Fuerzas intermoleculares
Las fuerzas intermoleculares son siempre de tipo electrostático, son fuerzas de atracción existentes entre las moléculas de las sustancias covalentes.
Fuerzas de Van der Waals:
Dipolo-dipolo: Son fuerzas atractivas que aparecen entre dipolos formados por moléculas polares.
Dispersión: Son las fuerzas atractivas que aparecen entre moléculas no polarizadas.
Enlace de hidrógeno: Es un tipo especial de interacción electrostática dipolo-dipolo que tiene lugar entre un átomo de hidrógeno que forma un enlace covalente muy polarizado y un átomo de pequeño tamaño y muy electronegativo (H2O, NH3, HF).
Propiedades de las sustancias
Sustancias iónicas: Son sólidos a temperatura ambiente y sus puntos de fusión son elevados debido a la presencia de intensas fuerzas atractivas entre los iones. Son solubles en agua, son duros y frágiles. No son conductores de electricidad en estado sólido, pero sí disueltos formando un electrolito por medio de la electrólisis.
Sustancias covalentes moleculares: Pueden estar en los tres estados. En estado sólido forman redes cristalinas mediante débiles fuerzas intermoleculares. Sus puntos de fusión son bajos, «semejante disuelve a semejante» y solo conducen la electricidad los ácidos y el agua. Están unidos por enlace de hidrógeno o por fuerzas de Van der Waals.
Sustancias covalentes atómicas: Elementos como C, Si, B y Ge. Forman redes cristalinas unidas por enlaces covalentes, tienen un punto de fusión elevado, no son conductores de electricidad excepto el grafito, son insolubles y de elevada dureza.
