El Átomo y su Estructura

El átomo se caracteriza por los siguientes puntos fundamentales:

• Es la unidad básica de la materia y, aunque históricamente se consideró indivisible, posee partículas subatómicas.
• Algunas de estas partículas, los electrones (e⁻), tienen carga negativa.
• El resto constituye la mayor parte de la masa atómica (masa de protones p⁺ y neutrones n⁰) y poseen carga positiva debido a los protones.
• Dado que el átomo es eléctricamente neutro, el número de electrones (e⁻) es igual al número de protones (p⁺).

Modelo Atómico de Rutherford

Según el modelo de Rutherford, el átomo posee un núcleo central con carga positiva (p⁺) que concentra casi toda la masa (p⁺ y n⁰). Los electrones giran a gran velocidad en torno a dicho núcleo. Se concluye que el átomo es, fundamentalmente, espacio vacío.

Un catión se origina cuando un átomo pierde un electrón (e⁻), adquiriendo carga positiva.

Espectros Atómicos

Existen dos tipos principales de espectros:

1. Espectros continuos: Se observan, por ejemplo, cuando la luz blanca atraviesa un prisma de vidrio.
2. Espectros discontinuos:
   • Espectro atómico de emisión: Emitido por un elemento excitado por calor o corriente eléctrica; se visualiza como rayas de colores sobre un fondo negro.
   • Espectro atómico de absorción: Se obtiene al iluminar un elemento con una radiación conocida y analizarla en el espectroscopio; se visualiza como rayas negras sobre un fondo de color.

El modelo de Rutherford explica satisfactoriamente la electrificación de la materia y la formación de iones, pero no logra explicar la existencia de los espectros discontinuos.

Magnitudes Atómicas

• Número atómico (Z): Es el número de protones (p⁺) presentes en un átomo.
• Número másico (A): Representa la suma del número de protones (p⁺) y neutrones (n⁰).
• Isótopos: Son átomos que poseen el mismo número atómico (Z) pero distinto número másico (A).
• Masa atómica relativa: Es la masa de un átomo comparada con la doceava parte de la masa del isótopo de Carbono-12 (C₁₂).

Postulados del Modelo de Bohr

1. Existe un número determinado de órbitas circulares estables en las cuales el electrón se desplaza a gran velocidad sin emitir energía.
2. El electrón posee en cada órbita una energía determinada, la cual es mayor cuanto más alejada del núcleo se encuentre dicha órbita. Cada órbita se caracteriza por un nivel energético (representado por n = 1, 2, 3…).
3. El electrón no radia energía mientras permanece en una órbita estable.

Enlaces Químicos y Estructura de la Materia

Representación y Reglas de Estabilidad

Diagrama de Lewis: Consiste en escribir el símbolo del elemento rodeado de sus electrones de valencia, representados mediante puntos o aspas.

Regla del octeto: Establece que la capa más externa de los átomos tiende a completar 8 electrones para alcanzar estabilidad.

Enlace químico: Es la fuerza de atracción de tipo electrostático que mantiene unidos a los átomos en los elementos y compuestos. Existen tres tipos principales: covalente, iónico y metálico.

Enlace Covalente

Es el enlace mediante el cual los átomos alcanzan la estabilidad compartiendo electrones.

Cristales Atómicos Covalentes

En estos, los átomos se mantienen unidos formando redes tridimensionales:

• Cristal de diamante: Los átomos de Carbono (C) se sitúan en una red tridimensional tetraédrica. Los electrones están fuertemente enlazados y no hay electrones libres, por lo que el diamante no conduce la electricidad.
• Cristal de grafito: Los átomos se distribuyen en anillos de seis miembros. Cada átomo se une a otros tres mediante enlaces covalentes fuertes, y a un cuarto átomo en un plano adyacente mediante un enlace más débil. Este último permite que el grafito conduzca la electricidad y sea mucho más blando que el diamante.

Propiedades de los Compuestos Covalentes

Moleculares:

• Estado físico: Pueden ser gaseosos, líquidos o sólidos (estos últimos son frágiles o blandos).
• Solubilidad: Generalmente insolubles en agua, pero solubles en disolventes orgánicos como la gasolina.
• Puntos de fusión y ebullición: Valores muy bajos.
• Conductividad: Malos conductores de calor y electricidad.

Reticulares:

• Extremadamente duros.
• Puntos de fusión y ebullición muy elevados.
• Prácticamente insolubles.
• No conducen la electricidad.

Fuerzas Intermoleculares

Son fuerzas de atracción electrostática entre dipolos de moléculas. Se distinguen dos tipos:

1. Enlaces de hidrógeno: Comunes entre moléculas de H₂O. Determinan sus propiedades:
   • Estado líquido: Las moléculas forman agrupaciones.
   • Estado sólido: Las moléculas adoptan formas hexagonales características del hielo.
   • Estado gaseoso: Único estado donde las moléculas están libres.
2. Fuerzas de Van der Waals: Atracciones electrostáticas menos intensas que los enlaces de hidrógeno, producidas entre dipolos permanentes o inducidos.

Enlace Iónico

Se basa en la transferencia de electrones y la atracción electrostática entre iones de distinto signo.

Ejemplo: Formación del Cloruro de Sodio (NaCl)

• Formación del ion sodio: El átomo de Na (3s¹) pierde su electrón externo para completar su capa, convirtiéndose en un catión.
• Formación del ion cloro: El átomo de Cl (3s²3p⁵) acepta un electrón para completar su octeto, convirtiéndose en un anión.
• Cristal iónico: Los cationes y aniones se atraen formando una red cristalina iónica, no moléculas aisladas.

Propiedades de los Compuestos Iónicos

• Sólidos cristalinos a temperatura ambiente.
• Elevados puntos de fusión y ebullición.
• Gran dureza (resistencia al rayado) pero frágiles y quebradizos.
• Buenos conductores fundidos o en disolución; malos conductores en estado sólido.
• La mayoría son muy solubles en agua.

Enlace Metálico

Se forma cuando las capas electrónicas exteriores de los átomos metálicos se solapan y los electrones quedan deslocalizados. Un cristal metálico consiste en cationes ordenados sumergidos en un «mar de electrones» libres.

Propiedades del Enlace Metálico

• Excelentes conductores eléctricos y térmicos.
• Presentan brillo metálico característico.
• Poseen elevados puntos de fusión y ebullición.