¿Diagramas de los modelos atómicos de Thomson, Rutherford, Bohr, Sommerfeld y al modelo atómico actual?

1.- La materia está compuesta por átomos


  1. La materia está formada por átomos, partículas invisibles.
  2. Los átomos de un mismo elemento químico son idénticos.
  3. Los compuestos químicos están formados por átomos de diferentes elementos químicos.
  4. Durante una reacción química se produce una reordenación de átomos, se agrupan para dar lugar a nuevas sustancias químicas.

1.2.- Partículas subatómicas: electrón, protón y neutrón


El átomo está formado por un núcleo, y este está formado por protones y neutrones, y estos dos presentan carga eléctrica. La del protón es positiva y la del electrón negativa, el neutrón no tiene carga, es neutro.


1.3.- Número atómico, número másico e isótopos


  • Z; número atómico: p+:


     un elemento químico está determinado por el número de protones que contiene su número atómico.

  • A; número másico: p+ y nº:

     no todos los átomos de un elemento tienen la misma masa, pueden contar con distinto número de neutrones.

  • Isótopos:

     átomos del mismo elemento químico que tienen distinta masa, es decir, mismo número atómico, diferente másico.

1.4.- Iones


Un átomo neutro tiene el mismo número de protones que de electrones. Sin embargo, los átomos ganan o pierden electrones, formando iones. Catión es un ion con carga positiva y tiene más protones que electrones. Anión es un ion con carga negativa y tiene más electrones que protones.


1.5.- Modelo atómico de Thomson


Según el modelo de Thomson, un átomo es una esfera de carga positiva en donde se encuentran incrustados los electrones, que pueden salir o entrar, dando lugar a un ion.

1.6.- Modelo atómico de Rutherford


Describe el átomo como un gran espacio fundamentalmente vacío, en el centro esta el núcleo, con carga positiva y casi toda la masa, alrededor orbitan los electrones, que tienen carga negativa.
    • Incontinencias del modelo Rutherford


      • Conténía dos problemas: según el electromagnetismo, el electrón no podía estar girando en cualquier órbita y el otro es que no podía explicar el fenómeno que ocurría cuando un prisma se descompónía. Rutherford no es capaz de explicar los espectros.


2.- El modelo atómico de Bohr


  • Niels Bohr mejoró el modelo de Rutherford, Introducíéndole el concepto de la cuantización de la energía. Introdujo dos hipótesis:
    • El electrón gira alrededor del núcleo en ciertas órbitas, en ellas no gana ni pierde energía.
    • Un electrón puede pasar de una órbita de menor energía a otra de mayor energía absorbiendo una determinada cantidad de energía y si fuese al contrario emitiendo la misma cantidad de energía.
  • Espectros atómicos:


    • La cuantización de las energías de los electrones en la corteza de los átomos es una propiedad fundamental de estos.
    • Si un electrón no se encuentra en el nivel de menor energía posible, El átomo está en estado excitado Y si todos los electrones ocupan los niveles de menor energía posible, el átomo está en su estado fundamental.


3.- Debilidades del átomo de Rutherford y Bohr


Se sabe que toda partícula cargada acelerada emite radiación en forma de energía por tanto los electrones pierden energía cayendo al núcleo, este fenómeno no se observa la naturaleza y Rutherford y Bohr no pueden explicar el motivo por el que el electrón no cae al núcleo.

3.1.- Modelo cuántico


El descubrimiento de la naturaleza cuántica de la materia obliga a reformular el modelo atómico de Bohr. En la teoría cuántica es imposible conocer la posición y velocidad de las partículas solo es posible saber en qué punto del espacio la probabilidad de encontrar a una partícula es alta. En el modelo atómico actual se sustituyen las órbitas de los electrones por orbitales atómicos que son regiones del espacio donde existe una gran probabilidad de encontrar al electrón en cada oriental puede haber un máximo de dos electrones.


3.2.- Configuración electrónica


  • Se denomina configuración electrónica de un átomo a la forma en que se distribuyen sus electrones en la corteza. Los electrones más externos los del último nivel que son los que determinan las propiedades químicas del átomo y se denominan electrones de Valencia.
  • Los orbitales atómicos se llenan de menor a mayor energía.
  • Los electrones ocupan el mayor número posible de orbitales de la misma energía.
  • Solo hasta completar todos los orbitales de un nivel se procederá al llenado de las siguientes orbitales.


4.- El sistema periódico de Mendeleev


  • El sistema periódico actual se basa en el sistema propuesto de Mendeleev, Éste ordenó los elementos por números atómicos y colocó en la misma columna aquellos elementos con propiedades químicas similares, dejó huecos para elementos químicos que no eran conocidos entonces y que fueron descubiertos con posterioridad.
  • El sistema periódico actual consta de:
    • 7 periodos: los átomos de un mismo periodo tienen el mismo número de niveles de energía.
    • 18 grupos o familias (columnas): Los elementos de un mismo grupo tienen la misma configuración electrónica de sus electrones de Valencia.


      • Propiedades periódicas y grupos de elementos


  • En el sistema periódico podemos distinguir los siguientes conjuntos:


    • Metales:


       los forman aquellos elementos que tienen tendencia a perder electrones formando cationes.

    • No metales:

       son aquellos elementos que tienden a captar electrones formando aniones.

    • Semimetales o metaloides:

       son aquellos que comparten propiedades de los metales y no metales, zona P.

    • Gases nobles:

      son los elementos del grupo 18, todos son gaseosos y no suelen formar compuestos.

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