El Experimento de la Lámina de Oro de Rutherford

El físico neozelandés E. Rutherford y sus discípulos Geiger y Marsden bombardearon una delgada lámina de oro con rayos alfa (partículas con carga positiva emitidas por sustancias radiactivas).

Esperaban que todas las partículas atravesaran la lámina y sus impactos pudieran recogerse de manera uniforme tras ella. No fue así: algunas partículas salían desviadas o incluso rebotadas en sentido contrario.

Rutherford concluyó que el átomo reunía toda su masa y su carga positiva en un punto diminuto al que llamó núcleo, el cual estaba rodeado por una distante capa de electrones.

Hipótesis del Modelo Nuclear del Átomo

• El átomo está constituido por un núcleo central con casi toda la masa del átomo, que contiene partículas con carga positiva llamadas protones.
• En la corteza están los electrones, con una masa despreciable frente a la del núcleo. Giran en órbitas circulares concéntricas en torno al núcleo y su carga negativa equilibra a la positiva.
• El tamaño del núcleo es muy pequeño en comparación con el tamaño del átomo, y entre el núcleo y la corteza hay un espacio vacío.

Experimentos posteriores permitieron comprobar que en la mayoría de los núcleos había otras partículas sin carga eléctrica denominadas neutrones.

Número Atómico y Número Másico

• El número atómico representa el número de protones del núcleo. Se representa con la letra Z.
• El número másico es la suma del número de protones y de neutrones del núcleo. Se representa con la letra A.

En algunos casos, el número másico coincide con la masa atómica experimental. Pero si un elemento tiene diversos isótopos, su masa atómica es la media ponderada de todos los isótopos, la cual depende de la abundancia relativa de cada uno de ellos.

La Corteza Atómica y Niveles Energéticos

El Modelo de Bohr y el Espectro del Átomo de Hidrógeno

• El electrón gira en torno al núcleo en órbitas circulares de energía fija.
• Solo existen órbitas en las que los electrones tienen valores de energía determinados. Por eso, las órbitas se llaman también niveles de energía, designados con la letra n = 1, 2, 3, 4…
• Cuando el electrón pasa de un nivel de energía superior a otro de energía inferior, la diferencia de energía se emite como luz.

Configuración electrónica: es la distribución de los electrones de un átomo en los diferentes niveles y subniveles de energía.

Regla del Octeto

Los átomos de los gases nobles son los más estables conocidos, lo cual tiene que ver con su estructura electrónica: todos ellos tienen 8 electrones en su capa de valencia, salvo el helio, que completa con 1s².

Esta disposición de octeto es, por tanto, particularmente estable y los átomos se unen para intentar adquirirla.

Organización de los Elementos: Períodos y Grupos

Los elementos situados en la misma fila forman un período: cada elemento tiene en el núcleo de sus átomos un protón más que el anterior y, si es neutro, un electrón más en la corteza. El número del período es el mismo número del último nivel electrónico que se va llenando.

Los elementos de propiedades químicas parecidas se colocan, según la intuición de Mendeléiev, en un grupo o columna. Se numeran del 1 al 18 y se admiten nombres colectivos para algunos grupos. El número del grupo está relacionado estrechamente con el número de electrones de la capa de valencia del átomo.

Todos los elementos de un grupo tienen el mismo número de electrones en su última capa. Se llaman electrones de valencia y determinan el comportamiento químico del elemento y sus propiedades.

Enlace Metálico y Propiedades de los Metales

Los metales tienen unas propiedades y unas estructuras que se explican mediante una interacción denominada “enlace metálico”. Las propiedades eléctricas de los metales sugieren la existencia de una gran cantidad de electrones que no pertenecen a ningún átomo del cristal en particular.

Modelo del Gas Electrónico

Los físicos P. Drude y H. A. Lorentz propusieron un modelo de enlace metálico llamado modelo del gas electrónico. Según este modelo, todos los átomos del metal ceden algunos electrones de valencia y forman iones positivos, con los que la red está formada por:

• Una estructura tridimensional de iones positivos que ocupan los nudos de la red.
• Una nube o gas electrónico constituido por los electrones de valencia cedidos por cada átomo y que tiene la posibilidad de desplazarse por toda la red.

La red metálica se representa simplemente mediante el símbolo del elemento: Mg, Na, Fe.

Propiedades de los Metales

Casi todos los metales se encuentran en la naturaleza formando compuestos de modo que deben someterse a un proceso de obtención. Solo cuatro (Au, Ag, Cu y Pt) se encuentran libres (metales nativos).

• Son sólidos a temperatura ambiente, salvo el mercurio, y sus temperaturas de fusión son muy variadas.
• Son buenos conductores de calor. Los cationes de la red absorben energía y vibran, chocando unos con otros y se produce el fenómeno de dilatación.
• Son buenos conductores de la electricidad. La energía es transmitida ahora por el gas electrónico cuando entre los extremos se aplica una diferencia de potencial.
• Son dúctiles y maleables, ya que las capas de los iones pueden deslizarse una sobre otras sin que cambie la posición interna de la red.
• Por la misma razón son blandos y tenaces (oponen resistencia a romperse o deformarse).

Propiedades de los Compuestos Covalentes

Moléculas Covalentes (N₂, O₂, Cl₂, HCl, H₂O)

• Gases, líquidos y sólidos a temperatura ambiente.
• Con bajos puntos de fusión y ebullición.
• No son buenos conductores eléctricos.
• Suelen ser insolubles en agua.

Cristales Covalentes (Diamante (C), Grafito, SiO₂)

• Sólidos a temperatura ambiente.
• Los puntos de fusión y ebullición son muy altos.
• Suelen ser duros.
• No son buenos conductores eléctricos (excepto el grafito).
• No son solubles en agua.

Propiedades de los Compuestos Iónicos

• Son sólidos a temperatura ambiente, con altos puntos de fusión.
• Son solubles en agua.
• No conducen la electricidad en estado sólido, pero sí disueltos o fundidos.
• Son duros.
• Son frágiles.

Formación de Compuestos Iónicos (Ejemplo: NaCl)

La reacción entre cloro gaseoso y cristales metálicos de sodio tiene lugar de forma violenta, desprendiendo luz y calor, creando así una red cristalina de cloruro sódico.

El proceso puede describirse en las siguientes etapas:

1. Formación de los iones.
2. Atracción eléctrica entre iones de distinto signo.
3. Formación de redes.