🌊 Modelo Cuántico y Configuración Electrónica

🔢 Los Cuatro Números Cuánticos

Definen completamente el estado de un electrón en el átomo:

1️⃣ Principal (n)

• Nivel de energía: n = 1, 2, 3, 4, 5...
• Define la órbita media del electrón
• Máximo de electrones en nivel n: 2n²
• n=1: 2 e⁻ | n=2: 8 e⁻ | n=3: 18 e⁻ | n=4: 32 e⁻

2️⃣ Azimutal (ℓ - momento angular)

• Forma del orbital: ℓ = 0, 1, 2, ..., (n-1)
• ℓ=0 (s), ℓ=1 (p), ℓ=2 (d), ℓ=3 (f)
• Determina la subcapa energética

ℓ	Subnivel	Forma	Número	Máx e⁻
0	s	Esférica	1 orbital	2
1	p	Lobular (mancuerna)	3 orbitales	6
2	d	Compleja (tréboles)	5 orbitales	10
3	f	Muy compleja	7 orbitales	14

3️⃣ Magnético (m_ℓ - orientación espacial)

• Orientación del orbital en el espacio (ejes x, y, z)
• Valores: desde -ℓ hasta +ℓ
• Orbital s (ℓ=0): m_ℓ = 0 (1 orientación)
• Orbital p (ℓ=1): m_ℓ = -1, 0, +1 (3 orientaciones: p_x, p_y, p_z)
• Orbital d (ℓ=2): m_ℓ = -2, -1, 0, +1, +2 (5 orientaciones)

4️⃣ Espín (m_s - rotación intrínseca)

• Momento angular intrínseco del electrón
• Valores: +½ (↑ spin arriba) o -½ (↓ spin abajo)
• No se puede calcular clásicamente - propiedad puramente cuántica

📋 Principios Fundamentales de Llenado

🚫 Principio de Exclusión de Pauli (1925)

No pueden existir dos electrones con los mismos cuatro números cuánticos.

• Máximo 2 electrones por orbital (con espines opuestos)
• Máximo 2 electrones con mismo n, ℓ, m_ℓ (pero diferente m_s)
• Revolucionó la química - explica la estructura electrónica

📈 Principio de Aufbau (Construcción)

Los electrones ocupan primero los orbitales de menor energía.

Orden de llenado (diagrama de Möller):

↕️ Regla de Hund (1927)

Al llenar orbitales degenerados (igual energía), primero se ocupa cada uno individualmente antes de aparear.

• Los electrones se repelen mutuamente (repulsión electrostática)
• Ocupar orbitales separados antes de compartir reduce repulsión
• Causa que muchos elementos tengan electrones desapareados

📝 Notación y Ejemplos de Configuración Electrónica

Formato: nℓ^x

donde n = nivel, ℓ = letra orbital, x = número de electrones

Configuraciones Completas:

• H (Z=1): 1s¹
• He (Z=2): 1s²
• Li (Z=3): 1s² 2s¹
• C (Z=6): 1s² 2s² 2p²
• N (Z=7): 1s² 2s² 2p³ (tres electrones desapareados en 2p)
• O (Z=8): 1s² 2s² 2p⁴
• Ne (Z=10): 1s² 2s² 2p⁶ (gas noble - nivel completo)
• Na (Z=11): 1s² 2s² 2p⁶ 3s¹
• Cl (Z=17): 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁵

Configuración Abreviada (Notación de Gas Noble)

Se reemplaza el núcleo de gas noble anterior por su símbolo:

• Na: [Ne] 3s¹ (en lugar de 1s² 2s² 2p⁶ 3s¹)
• Ca: [Ar] 4s²
• Fe: [Ar] 3d⁶ 4s²
• Br: [Ar] 3d¹⁰ 4s² 4p⁵
• Zn: [Ar] 3d¹⁰ 4s² (con d lleno)

🎯 Diagramas Orbitales de Cajas

Carbono: [He] 2s² 2p²

Oxígeno: [He] 2s² 2p⁴ (sigue Hund)

Nitrógeno: [He] 2s² 2p³ (máxima multiplicidad)

⚠️ Excepciones Importantes (Elementos de Transición)

Elemento	Z	Esperada	Real	Razón
Cr (Cromo)	24	[Ar] 3d⁴ 4s²	[Ar] 3d⁵ 4s¹	d⁵ semilleno es estable
Cu (Cobre)	29	[Ar] 3d⁹ 4s²	[Ar] 3d¹⁰ 4s¹	d¹⁰ lleno es muy estable
Ag (Plata)	47	[Kr] 4d⁹ 5s²	[Kr] 4d¹⁰ 5s¹	d¹⁰ lleno

💡 Orbital vs Órbita

📊 Tabla Periódica y Propiedades de Elementos

🎯 Organización de la Tabla Periódica

Periodos (Filas Horizontales)

• Indican el nivel energético más externo (capa de valencia)
• 7 periodos → hasta 7 niveles de energía
• Al descer: aumenta el radio atómico

Grupos o Familias (Columnas Verticales)

• Elementos con configuración electrónica externa similar
• 18 grupos numerados de 1-18 (IUPAC moderna)
• Misma columna = propiedades químicas similares

Bloques de la Tabla Periódica

Bloque	Orbitales	Grupos	Características
s	Orbital s	1, 2, 18	Metales alcalinos, alcalinotérreos, gases nobles
p	Orbital p	13-18	No metales, semimetales, halógenos
d	Orbital d	3-12	Metales de transición
f	Orbital f	Lantánidos, Actínidos	Elementos de transición interna

📈 Propiedades Periódicas

1️⃣ Radio Atómico (tamaño del átomo)

• ↑ Aumenta hacia abajo en un grupo (nuevos niveles)
• ↓ Disminuye hacia la derecha en un periodo (mayor carga nuclear)
• Orden: Cs > K > Na > Li (metales alcalinos)
• Orden: F < Cl < Br < I (halógenos)

2️⃣ Energía de Ionización (EI)

Energía necesaria para arrancar un electrón del átomo neutro:

• ↓ Disminuye hacia abajo (mayor distancia núcleo-electrón)
• ↑ Aumenta hacia la derecha (mayor carga nuclear)
• Orden: He > F > Ne (más altos - gases nobles)
• Orden: Cs < K < Na < Li (más bajos - metales alcalinos)

3️⃣ Afinidad Electrónica (AE)

Energía liberada cuando un átomo neutro gana un electrón:

• ↑ Aumenta hacia la derecha (carga nuclear aumenta)
• ↓ Disminuye hacia abajo (electrón llega a capa más alejada)
• Halógenos (F, Cl, Br) tienen afinidades muy altas (quieren completar octeto)
• Gases nobles tienen afinidades prácticamente cero (estables)

4️⃣ Electronegatividad (χ)

Tendencia relativa de un átomo a atraer hacia sí electrones en un enlace químico:

• ↑ Aumenta hacia arriba y derecha
• F es el más electronegativo: χ = 4.0 (escala de Pauling)
• Cs es el menos electronegativo: χ = 0.7
• Escala de Pauling: 0.7 (mínimo) a 4.0 (máximo)

5️⃣ Potencial de Ionización Sucesivo

Energía necesaria para extraer el 1º, 2º, 3º... electrón:

Saltos grandes indican valenecia química (electrones de valencia):

• Na: EI₁ bajo, luego saltazo (1 electrón de valencia)
• Mg: EI₁, EI₂ bajos similares, luego saltazo (2 e⁻ valencia)
• Al: EI₁, EI₂, EI₃ bajos similares, luego saltazo (3 e⁻ valencia)

🏷️ Grupos Importantes de la Tabla Periódica

Grupo 1: Metales Alcalinos

• Li, Na, K, Rb, Cs, Fr
• Configuración: [Gas noble] ns¹
• Muy reactivos (pierden 1 e⁻ fácilmente)
• Reaccionan vigorosamente con agua

Grupo 2: Metales Alcalinotérreos

• Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra
• Configuración: [Gas noble] ns²
• Reactivos, pero menos que grupo 1
• Pierden 2 e⁻ para formar iones 2+

Grupo 13-18: Elementos Representativos (Bloques p)

• Grupo 13 (Boro, Al, Ga...): 3 e⁻ valencia
• Grupo 14 (C, Si, Ge...): 4 e⁻ valencia (tetravalentes)
• Grupo 15 (N, P, As...): 5 e⁻ valencia
• Grupo 16 (O, S, Se...): 6 e⁻ valencia

Grupo 17: Halógenos

• F, Cl, Br, I, At
• Configuración: [Gas noble] ns² np⁵
• Necesitan 1 e⁻ para completar octeto
• MÁS electronegativos después de F
• Muy reactivos → forman iones 1-

Grupo 18: Gases Nobles

• He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn
• Configuración: [Gas noble] ns² np⁶ (octeto completo)
• Inertes químicamente (8 e⁻ estables)
• No forman enlaces químicos normalmente

Grupos 3-12: Metales de Transición

• Llenan orbitales d
• Múltiples estados de oxidación comunes
• Forman complejos y iones coloreados
• Ejemplos: Fe, Cu, Zn, Ni, Pt

💡 Regla del Octeto

🔗 Relaciones entre Propiedades y Estructura

• Alto EI + Alta AE + Alta electronegatividad → No metales (arriba-derecha)
• Bajo EI + Baja AE + Baja electronegatividad → Metales (abajo-izquierda)
• Radio pequeño → Propiedades electrónicas más intensas
• Configuración cerrada (gases nobles) → Máxima estabilidad