Números Cuánticos, Enlaces Químicos y Propiedades de los Materiales: Conceptos Clave

Números Cuánticos

• n: Número cuántico principal. Propuesto por Bohr, identifica el nivel energético.
• l: Número cuántico secundario o azimutal. Introducido por Sommerfeld, describe la forma del orbital y toma valores desde 0 hasta n-1.
• m: Número cuántico magnético. Descrito por Zeeman, representa la orientación espacial de los orbitales atómicos y toma valores desde -l hasta +l.
• s: Número cuántico de espín. Indica los dos estados energéticos del electrón, con valores de +1/2 o -1/2.

Tipos de Enlaces Químicos

Enlace Iónico

Se forma cuando un átomo de baja energía de ionización (E.I.) cede electrones a otro átomo con elevada afinidad electrónica (A.E.) que los gana. Ambos átomos forman iones. Es de naturaleza electrostática y no está dirigido.

Enlace Metálico

Los átomos metálicos se desprenden de uno o varios electrones que se mueven libremente entre los iones positivos.

Índice de Coordinación y Redes Iónicas

Índice de coordinación: Número de iones que rodea a otro ion de carga opuesta. Depende de los tamaños relativos del anión y el catión.

La formación de una red iónica debe cumplir estas consideraciones:

• Cristales iónicos neutros.
• Empaquetamiento lo más compacto posible.
• El volumen de los iones determinará el número de iones negativos que rodean a cada ion positivo y el tipo de estructura compacta que puede generar.

Energía reticular (U): Energía liberada cuando un mol de iones en estado gaseoso pasa a formar un cristal iónico en estado sólido.

Propiedades de los Materiales

Propiedades de los Compuestos Iónicos

• Sólidos a temperatura ambiente.
• Altas temperaturas de fusión y ebullición.
• Muy difíciles de rayar.
• Alta dureza.
• Frágiles.

Propiedades de los Metales

• Altas temperaturas de ebullición y fusión.
• Sólidos a temperatura ambiente, excepto el mercurio.
• Muy densos.
• Dúctiles y maleables.
• Brillo metálico característico.

Principios Fundamentales de la Estructura Atómica

Principio de Exclusión de Pauli

Establece que no puede haber dos electrones en un átomo con todos los números cuánticos iguales, es decir, dos electrones no pueden tener los mismos valores para los cuatro números cuánticos. Este principio tiene las siguientes implicaciones:

• En un orbital específico, puede haber un máximo de dos electrones, y estos deben tener espines opuestos.
• Si dos electrones ocupan el mismo orbital, deben diferir en su espín.

El principio de Pauli es clave para entender la estructura electrónica y la distribución de los electrones en los diferentes niveles y subniveles atómicos.

Regla de Máxima Multiplicidad de Hund

Hace referencia a la forma en que los electrones se distribuyen en los orbitales atómicos dentro de una misma subcapa, de modo que el número de electrones con el mismo espín (hacia arriba o hacia abajo) sea el mayor posible. Establece que los electrones deben ocupar los orbitales de una misma subcapa de manera que el número total de electrones con espín paralelo sea lo más alto posible, lo que maximiza la multiplicidad. Esto se debe a que la repulsión entre electrones se minimiza cuando los electrones de espín paralelo ocupan orbitales diferentes.