Estructura Atómica, Tabla Periódica y Enlace Químico

Tarjetas de vocabulario completas y exhaustivas sobre modelos atómicos, números cuánticos, tabla periódica, enlace químico, fuerzas intermoleculares y geometría molecular basadas en las notas de clase.

Elemento

Sustancia pura formada por átomos que tienen el mismo número de protones (por ejemplo: hierro, sodio, flúor).

Compuesto

Sustancia pura formada por la unión de dos o más átomos de diferentes elementos unidos mediante enlaces químicos (por ejemplo: agua, glucosa, sal común).

Átomo

Unidad más pequeña de un elemento que conserva sus propiedades químicas, formado por un núcleo (con protones y neutrones) y electrones.

Molécula

Unión de dos o más átomos mediante enlace químico, que pueden pertenecer al mismo elemento ($H_2$, $N_2$, $O_2$) o a distintos elementos ($H_2O$, $CO_2$).

Número atómico

Cantidad de protones que contiene un átomo, siendo la propiedad fundamental que distingue a los átomos de elementos diferentes.

Número másico

Suma del número de protones y de neutrones presentes en el núcleo de un átomo.

Isótopos

Dos o más átomos que poseen el mismo número de protones pero diferente número de neutrones y que pertenecen al mismo elemento.

Masa atómica

Media ponderada de los números másicos de los diferentes isótopos de un elemento calculada teniendo en cuenta su abundancia en la naturaleza.

Ion

Átomo o grupo de átomos que posee carga eléctrica neta tras haber ganado o perdido electrones; se denomina catión si su carga es positiva y anión si es negativa.

Átomo de Bohr

Modelo atómico según el cual los electrones se sitúan en niveles energéticos estables determinados, emitiendo o absorbiendo fotones de energía $E = hf$ al cambiar de un nivel a otro.

Orbital

Zona del espacio con una alta probabilidad de encontrar al electrón.

Número cuántico principal ($n$)

Número cuántico que indica el nivel energético del electrón y adopta valores enteros positivos ($1, 2, 3\text{...}$).

Número cuántico secundario o azimutal ($l$)

Número cuántico que indica el tipo de orbital y su forma; sus valores dependen de $n$ y oscilan desde $0$ hasta $n - 1$ ($l=0 \rightarrow s$, $l=1 \rightarrow p$, $l=2 \rightarrow d$, $l=3 \rightarrow f$).

Número cuántico magnético ($m$)

Número cuántico que indica el subtipo de orbital o su orientación espacial, tomando valores enteros desde $-l$ hasta $+l$, pasando por el cero.

Número cuántico de espín ($s$)

Número cuántico que indica el sentido de giro del electrón sobre su propio eje, cuyos valores posibles son $+1/2$ y $-1/2$.

Principio de Exclusión de Pauli

Regla que establece que dos electrones en un mismo átomo no pueden compartir sus cuatro números cuánticos idénticos, limitando la capacidad de cada orbital a un máximo de dos electrones con espines opuestos.

Regla de Hund

Regla que establece que un segundo electrón no entra en un orbital ya ocupado mientras exista otro orbital desocupado de la misma energía (mismo $n$ y $l$).

Principio de Aufbau

Conjunto de normas para el llenado progresivo de orbitales electrónicos que integra el principio de mínima energía (diagrama de Möeller/Müller), el principio de exclusión de Pauli y el principio de máxima multiplicidad de Hund.

Electrón Diferenciador

Último electrón que entra en el átomo durante su configuración y que posee la mayor energía.

Capa de valencia

Nivel de energía más externo ocupado de un átomo cuyos electrones son los responsables de las propiedades químicas del elemento.

Apantallamiento ($a$)

Efecto de repulsión electrostática existente entre los electrones de un átomo que contrarresta la atracción que ejerce la carga nuclear sobre ellos.

Carga nuclear efectiva ($Z^*$)

Carga positiva neta que experimenta un electrón en un átomo polielectrónico, calculada mediante la relación $Z^* = Z - a$.

Radio atómico

Distancia entre el centro del núcleo atómico y su electrón más periférico, definida también como la mitad de la distancia mínima entre los núcleos de dos átomos iguales unidos.

Energía de ionización (EI)

Energía mínima requerida para arrancar un electrón del nivel externo de un átomo neutro, en estado gaseoso y en su estado electrónico fundamental.

Afinidad electrónica (AE)

Variación de energía que experimenta un átomo en estado gaseoso y en su estado electrónico fundamental cuando capta un electrón.

Electronegatividad (EN)

Capacidad relativa de un átomo para atraer hacia sí el par de electrones que comparte en un enlace químico.

Curva de Morse

Representación gráfica de la energía potencial frente a la distancia internuclear entre dos átomos, que evidencia la distancia de enlace y la energía desprendida en su formación en el punto de mínima energía.

Enlace iónico

Tipo de enlace interatómico formado por fuerzas de atracción electrostática entre cationes y aniones que surgen por transferencia electrónica entre elementos de muy distinta electronegatividad (metal y no metal).

Red cristalina iónica

Estructura tridimensional ordenada de cationes y aniones en la que el número total de cargas positivas iguala al de cargas negativas, sin formar moléculas aisladas.

Número de coordinación

Número de iones de signo contrario que rodean a una misma distancia a un ion determinado en una red cristalina iónica (por ejemplo, $6:6$ en el $NaCl$ y $8:8$ en el $CsCl$).

Energía reticular (o energía de red)

Cantidad de energía desprendida cuando se forma un mol de un cristal iónico sólido a partir de sus iones en estado gaseoso.

Ciclo de Born-Haber

Método experimental indirecto basado en la ley de Hess que permite calcular la energía reticular a partir de magnitudes como la entalpía de formación, energía de ionización, afinidad electrónica, energía de disociación y de sublimación.

Enlace covalente

Enlace químico direccional que se produce mediante la compartición de pares de electrones entre átomos de análoga y alta electronegatividad (no metales).

Sustancias covalentes reticulares

Sólidos constituidos por extensas redes cristalinas tridimensionales de átomos unidos por enlaces covalentes (como el diamante, el grafito y el $SiO_2$), con puntos de fusión extremadamente altos.

Modelo del gas de electrones

Modelo del enlace metálico en el cual los átomos ceden sus electrones de valencia transformándose en cationes fijos en una red, mientras los electrones forman una nube deslocalizada móvil que neutraliza las repulsiones entre ellos.

Modelo de bandas

Modelo del enlace metálico que describe la conductividad eléctrica en función de la superposición o brecha energética (banda prohibida) entre la banda de valencia y la banda de conducción.

Puentes de hidrógeno

Fuerzas atractivas intermoleculares intensas que se presentan en sustancias que poseen un átomo de hidrógeno unido directamente a un átomo muy electronegativo y pequeño ($F$, $O$ o $N$).

Fuerzas de Debye

Interacciones intermoleculares de Van der Waals producidas entre un dipolo permanente y un dipolo inducido en una molécula vecina.

Fuerzas de London

Fuerzas atractivas de Van der Waals producidas por dipolos instantáneos aleatorios que inducen dipolos en moléculas apolares contiguas; aumentan con la masa molecular.

Octeto incompleto

Excepción a la regla del octeto en la que un átomo central alcanza estabilidad rodeado de menos de 8 electrones de valencia, como el boro en el $BCl_3$ con 6 electrones.

Octeto expandido

Excepción a la regla del octeto en la que elementos a partir del tercer periodo que disponen de orbitales $d$ vacíos pueden alojar más de 8 electrones en su capa de valencia, como el fósforo en el $PCl_5$.

Orden de enlace (OE)

Número de pares de electrones compartidos entre dos átomos (1 para enlace simple, 2 para doble, 3 para triple); valores mayores reflejan enlaces más cortos y fuertes.

Enlace covalente coordinado o dativo

Enlace covalente en el que uno solo de los átomos enlazados aporta el par de electrones compartido completo, generando cargas formales sobre el átomo dador (+$ exercise) y el aceptor (-$$).

Promoción de electrones

Proceso mediante el cual un electrón salta de un orbital ocupado a uno desocupado de nivel energético similar (como de $2s$ a $2p$ en el carbono), aumentando el número de electrones desapareados y la covalencia del átomo.

Estructuras de Lewis

Fórmulas químicas representativas en las que se ilustran los átomos de una molécula junto con todos los electrones de su capa de valencia, distinguiendo pares enlazantes y pares solitarios.

Modelo RPECV (o TREPEV)

Modelo que predice la geometría molecular considerando que las nubes de carga de los pares de electrones alrededor del átomo central se disponen maximizando los ángulos para reducir la repulsión electrostática mutua.

Momento dipolar de enlace ($\mu$)

Magnitud vectorial que caracteriza la polaridad de un enlace covalente, con módulo calculado mediante $\mu = q \times l$ y sentido dirigido hacia el átomo más electronegativo.

Momento dipolar molecular

Suma vectorial de todos los momentos dipolares de enlace presentes en una molécula; si su resultante es nula ($\mu = 0$) la molécula es apolar, mientras que si es distinta de cero es polar.

Efecto de pares no enlazantes sobre el ángulo de enlace

Fenómeno por el cual las nubes electrónicas de los pares de electrones no enlazantes resultan más voluminosas y repelen con mayor intensidad a las enlazantes, comprimiendo los ángulos de enlace respecto a los ideales.