1. El Átomo y los Modelos Atómicos

1.1 Descubrimientos Fundamentales

Joseph John Thomson descubrió los electrones a partir de experimentos con rayos catódicos en tubos de vacío.

Ernest Rutherford descubrió el protón experimentalmente, aumentando la complejidad en tubos de vacío.

James Chadwick descubrió los neutrones con experimentos radioactivos.

1.2 Modelo Atómico de Thomson

• El átomo es una esfera maciza de carga positiva.
• Los electrones están incrustados en esta esfera maciza en un número suficiente como para neutralizar la carga eléctrica positiva de la esfera.

2. Modelo Atómico de Rutherford

2.1 Fundamentos Experimentales

Al estudiar el paso de las partículas alfa a través de gases, Rutherford encontró que sus trayectorias eran líneas rectas y que raramente presentaban ligeras desviaciones; más raro aún era un cambio brusco. Este hecho le hizo pensar que los átomos debían tener mucho espacio vacío. Lo mismo observó al disparar partículas alfa sobre láminas de mica.

2.2 Principios del Modelo de Rutherford

• El átomo posee un núcleo central que contiene prácticamente toda la masa y tiene carga positiva.
• Los electrones, de masa muy pequeña y carga negativa, giran alrededor del núcleo a distancias relativamente grandes y en órbitas circulares concéntricas.
• Los electrones se mantienen alrededor del núcleo por la atracción entre su carga negativa y la positiva del núcleo.
• La suma de las cargas negativas de los electrones debe ser igual a la carga positiva del núcleo.

2.3 Aciertos y Objeciones al Modelo

La principal objeción al modelo es que incumple las leyes de la Física clásica en las que se basa.

3. El Núcleo Atómico

El número atómico: Es el número de protones que hay en un núcleo.

El número másico: Es el número de protones más el número de neutrones que hay en un núcleo.

• Isótopos: Son átomos con igual número atómico y distinto número másico.
• Isobaros: Son átomos que tienen igual número másico y distinto número atómico.
• Isoelectrónicos: Son los átomos o iones monoatómicos que tienen el mismo número de electrones.

4. Modelo Atómico de Böhr

4.1 Ondas Electromagnéticas

• Longitud de onda, λ
• Periodo, τ
• Frecuencia, ν
• Velocidad de la luz, c: c = λ ⋅ ν = λ / τ

4.2 Espectros Atómicos

Es el conjunto de ondas simples que forman una onda compuesta. El espectro visible es el conjunto de energías que forman la luz visible. El espectro electromagnético incluye todas las ondas electromagnéticas. Un espectroscopio es el aparato que se utiliza para separar las ondas electromagnéticas y analizarlas.

Clasificación de los Espectros

• Espectro de emisión
• Espectro de absorción

Según su aspecto:

• Espectros de rayas
• Espectros de bandas
• Espectros continuos

4.3 La Teoría Cuántica de Planck

La energía de la luz emitida y la energía que ganaban o perdían los átomos había de ser un múltiplo exacto de una cantidad de energía: cuanto. E = h ⋅ ν

4.4 El Modelo Atómico

• Primer postulado: Los electrones giran en órbitas circulares alrededor del núcleo; el electrón no emite energía.
• Segundo postulado: No todas las órbitas son posibles. Los electrones solo pueden girar en órbitas en las que se cumple: mvr = n ⋅ h / 2π

4.5 Aciertos y Objeciones al Modelo

Permite calcular teóricamente el valor del radio de las órbitas y de la energía de los electrones en ellas. El modelo consiguió explicar todos los valores del espectro observados para el átomo de hidrógeno. El modelo solo es aplicable al átomo de hidrógeno y a los átomos llamados hidrogenoides.

4.6 La Ampliación de Sommerfeld al Modelo

• El modelo de Böhr-Sommerfeld incluye dos números cuánticos en lugar de uno solo.
• Para distinta excentricidad de las elipses, resultan diferentes valores de energía.

5. El Modelo Vectorial del Átomo

El efecto Zeeman: En presencia de un campo magnético, algunos rayos que en condiciones normales aparecen como una raya, en un campo magnético pueden aparecer como tres próximas a ella.

El modelo vectorial introduce todos los principios de la física clásica y la mecánica cuántica.

• De Broglie: Los electrones muestran propiedades de ondas. Como consecuencia, los electrones en este modelo se representan mediante funciones matemáticas que la física utiliza para describir ondas.
• De Heisenberg: Es imposible conocer simultáneamente la posición y la velocidad del electrón.

Un orbital es una región del espacio en la que la probabilidad de encontrar un electrón es máxima. Se diferencia por la forma y por su posición exterior o interior.

5.1 Números Cuánticos del Modelo Vectorial

Formado por cuatro números cuánticos:

• Número cuántico principal, n: Puede tomar valores 1, 2, 3, 4, etc. Cuantiza el llamado nivel energético principal.
• Número cuántico secundario o azimutal, l: Toma valores que van desde 0 hasta (n-1).
• Número cuántico magnético, m: Puede tomar valores que van desde -l hasta l.
• Número cuántico de espín, s: Puede tomar solo dos valores: -1/2 y 1/2.

6. Distribución de los Electrones en los Átomos Polielectrónicos

6.1 Principio de Exclusión de Pauli

En un mismo átomo no pueden existir dos electrones que tengan sus cuatro números cuánticos iguales.

6.2 Regla de Hund o de Máxima Multiplicidad

Mientras sea posible, los electrones de un mismo subnivel se distribuyen de modo solitario.

6.3 Regla de Madelung

• Tiene menor energía el orbital con un valor de n+l más bajo.
• A igualdad de n+l, tiene menor energía el orbital con un n más bajo.

6.4 Principio de Construcción

Los electrones de un átomo se disponen ocupando sucesivamente los orbitales de menor energía posible.

7s 7p
6s 6p 6d
5s 5p 5d 5f
4s 4p 4d 4f
3s 3p 3d
2s 2p
1s

7. Ordenación de los Elementos y Enlace Químico

7.1 Ordenación de los Elementos

7.1.1 La Tabla Periódica de Mendeléiev y Lothar Meyer

• Se ordenaban por su masa atómica.
• Se agrupaban por sus propiedades químicas, la más destacada era su valencia química.

7.2 Configuraciones Electrónicas

7.2.1 Grupos

Un grupo está formado por elementos que tienen una configuración electrónica similar en el nivel más alto.

7.2.2 Periodos

Un periodo está formado por todos los elementos cuyo nivel energético máximo es el mismo.

7.2.3 Elementos Normales

Se consideran elementos normales aquellos que tienen su último electrón en orbitales tipo s o tipo p.

• Los metales alcalinos: ns¹
• Los metales alcalinotérreos: ns²
• Boroideos: ns² np¹
• Carbonoideos: ns² np²
• Nitrogenoideos: ns² np³
• Anfígenos: ns² np⁴
• Halógenos: ns² np⁵
• Gases nobles: ns² np⁶

7.2.4 Elementos de Transición

Son los que tienen una configuración electrónica con los electrones de mayor energía situados en orbitales tipo (n-1)d^x. Todos son metales.

7.2.5 Elementos de Doble Transición

Tienen una configuración electrónica con el electrón diferenciador en orbitales tipo (n-2)f^x.

• Lantánidos
• Actínidos

7.3 Propiedades Periódicas

7.3.1 Energía de Ionización

Es la energía necesaria para arrancar un electrón a un átomo en estado gaseoso. X(g) → X⁺(g) + e^–

Los potenciales de ionización sucesivos (energías necesarias para continuar extrayendo electrones) pueden variar porque, conforme nos acercamos al núcleo, los electrones están más atraídos y es más difícil extraerlos.

Criterios

• Depende de la configuración electrónica (el átomo desea perder electrones para alcanzar el estado ideal).
• Al romper una configuración electrónica estable, la energía de ionización es extremadamente alta.
• Cuanto más externo esté el electrón a extraer, la energía de ionización será más baja.

7.3.2 Afinidad Electrónica

Energía que cede un átomo en estado gaseoso fundamental cuando gana un electrón. X(g) + e^– → X^–(g)

Cuanto más favorable sea el proceso → más energía que se desprende → mayor afinidad electrónica.

Criterios

• Configuración electrónica: si el electrón ganado permite formar una configuración electrónica estable, el proceso será favorable.
• Si al ganar un electrón el átomo pierde una configuración electrónica estable, el proceso será desfavorable.
• Al bajar en un grupo (más capas), menor atracción, menor energía.
• A medida que avanzamos hacia la derecha, aumenta la energía y la afinidad electrónica porque el electrón está más atraído por el núcleo.

7.3.3 Electronegatividad

Es la tendencia que tiene el átomo a atraer hacia sí mismo los electrones compartidos en un enlace covalente.

• Escala de Pauling: La media aritmética del potencial de ionización y la afinidad electrónica.

Fr → F (de menor a mayor electronegatividad)

7.3.4 Carácter Metálico

Un material es un metal cuando manifiesta propiedades como brillo, conductividad de la electricidad y el calor.

Depende de la configuración electrónica; los metales tienen pocos electrones de valencia, que están débilmente atraídos. Los no metales tienen muchos electrones de valencia y muy cercanos al núcleo.

7.4 Enlace Químico

Fuerzas que mantienen unidos los átomos o iones en un compuesto. Los átomos se enlazan para alcanzar configuraciones electrónicas estables. Tienden a cumplir la regla del octeto.

• Longitud de enlace: Distancia entre dos átomos o iones que están enlazados en el compuesto.
• Ángulo de enlace: El que forman tres átomos, al menos, enlazados.
• Energía de enlace: Energía que hay que comunicar para romper un enlace.

7.5 Enlace Iónico

• Uno de los átomos cede electrones, mientras que el otro los gana.
• Permanecen unidos entre sí mediante cargas electrostáticas.
• Se ordenan formando estructuras geométricas tridimensionales extensas.

Para conocer cuántos átomos hay se utiliza la fórmula empírica.

• Índice de coordinación: Número de iones de signo contrario que le rodean.
• Energía reticular: Aquella necesaria para romper la red iónica. Cuanto más alta sea, es más estable y más difícil de romper.

Las valencias se pueden predecir utilizando la configuración electrónica. Los enlaces iónicos más favorables son entre los que tienen poca y mucha electronegatividad.

Propiedades

• Sólidos a temperatura ambiente.
• Altas temperaturas de fusión y ebullición.
• Son duros (resistentes al rayado).
• Suelen aparecer de forma cristalina.
• Son frágiles (no ponen resistencia al romperse).
• Estructura muy cuadriculada: no conducen la electricidad, solo en estado líquido fundido.
• Son solubles en disolventes polares (agua).

7.6 Enlace Covalente

Los átomos alcanzan la configuración electrónica estable compartiendo electrones. Los electrones se comparten por pares. Cada átomo aporta un electrón del par (excepto en el enlace covalente dativo). Al hacer el recuento, los electrones compartidos pertenecen a ambos átomos. Se da entre átomos en los que la diferencia de electronegatividad no es muy intensa.

1 raya → Enlace simple
2 rayas → Enlace doble
3 rayas → Enlace triple

• Se forma entre dos no metales.
• Los electrones compartidos se sitúan entre ambos núcleos. La atracción de los núcleos por esos electrones los mantiene unidos.
• Cada uno de los átomos alcanza la configuración de gas noble.
• Ciertos átomos pueden compartir más de un par de electrones con un mismo átomo o con varios, formando más de un enlace covalente.

Sólidos Atómicos (diamante, grafito, sílice)

El enlace covalente es el más fuerte de la naturaleza. Son redes extensas de billones de átomos unidos con enlace covalente a partir de un orden geométrico. Son duros, resistentes a ser rayados, frágiles, insolubles, no son conductores (aislantes), salvo excepciones (grafito).

Moléculas Covalentes

Grupo relativamente pequeño (dos átomos o más) unidos mediante enlace covalente. Romperlas es muy difícil porque están fuertemente atraídas. El enlace químico es fuerte; sin embargo, las fuerzas intermoleculares son débiles.

Propiedades

• Son líquidos o gases a temperatura ambiente. Se debe a que la unión entre las fuerzas intermoleculares es débil.
• Son malos conductores del calor y la electricidad.
• Las moléculas covalentes polares se disuelven en disolventes polares (agua y amoníaco).
• Las moléculas covalentes apolares se disuelven en disolventes apolares (tetracloruro de carbono y azufre).

7.7 Enlace Metálico

Los núcleos, con sus electrones internos, se agrupan en redes extensas que aprovechan al máximo el espacio, llamadas empaquetamiento compacto. Los electrones de valencia de todos los átomos pierden su individualidad y se mueven como una nube por los huecos de la estructura.

Propiedades

• Baja electronegatividad, que los hace fácilmente oxidables.
• Tienen densidad elevada.
• Tienen puntos de fusión no demasiado elevados.
• Son buenos conductores de la electricidad.
• Son buenos conductores del calor.
• Tienen un brillo característico.
• Son muy deformables.
• Forman aleaciones.
• Pueden emitir electrones.

7.8 Enlaces Intermoleculares

7.8.1 Puente de Hidrógeno

Más intensas que las fuerzas de Van der Waals. Se dan cuando hay un átomo electronegativo unido a un átomo de hidrógeno y también cuando posee pares de electrones no compartidos. A esto se debe que el agua sea líquida. Aumenta los puntos de fusión y ebullición.

7.8.2 Fuerzas de Van der Waals

Son interacciones muy débiles entre moléculas. Están basadas en la aparición de dipolos eléctricos en las moléculas y la atracción que estos ejercen entre sí.

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Ab.

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