Modelos Atómicos

Modelo Atómico de Thomson

Átomo: Masa maciza de carga positiva con electrones incrustados. Carga eléctrica del átomo = 0

Protón: Se detectaron en tubos de descarga de rayos canales. Tienen carga eléctrica positiva que coincide con la del electrón (1p⁺ = 1.6×10^-19)

Electrón: (1897) Thomson estudió las descargas en tubos de rayos catódicos. Carga eléctrica negativa (1e^– = -1.6×10^-19 culombios). Tienen masa muy pequeña (m_e^– = 9.1×10^-31 kg) y tienen masa mucho mayor que la del electrón.

Modelo Atómico de Rutherford

Bombardeando una lámina de oro con partículas alfa:

• Masa del 99% de las partículas alfa atraviesan la lámina sin desviarse, como es normal.
• Algunas se desvían.
• Algunas rebotan y salen hacia atrás.

El modelo atómico de Thomson no explica este fenómeno. Rutherford supuso que en el átomo hay dos zonas:

Núcleo: Parte del átomo donde se concentra la carga eléctrica positiva (protones) y casi toda la masa, en un volumen muy pequeño.

Corteza: Electrones girando alrededor del núcleo a gran distancia. El número de electrones de la corteza coincide con el número de protones del núcleo, es decir, átomo neutro. Tamaños del átomo (planeta Tierra) y del núcleo (naranja), casi todo el átomo es vacío.

Neutrón: Se descubrió al comprobar que los átomos tenían más masa que la que se deducía del modelo de Rutherford. El neutrón es una partícula sin carga eléctrica y la masa del neutrón es similar a la masa del protón.

Modelo Atómico de Bohr

El modelo atómico de Rutherford tiene limitaciones:

• No indica cómo están distribuidos los electrones.
• No explica algunos fenómenos experimentales: espectros atómicos, efectos fotoeléctricos.

Bohr propuso un modelo basado en tres postulados:

1º Postulado: Coincide con el modelo de Rutherford. Átomo con núcleo, neutrones, carga positiva y casi toda la masa del átomo en un volumen muy pequeño. Corteza con electrones girando en órbitas circulares a gran distancia del núcleo.

2º Postulado: Los electrones solo pueden estar en ciertas órbitas llamadas estacionarias. En ellas, el electrón no emite ni absorbe energía. Radio de la órbita: R = A x n² donde A es constante. Energía de un electrón en una órbita: E = -K x 1/n² donde -K es constante.

3º Postulado: Cuando un electrón pasa de una órbita n_i a otra órbita n_s absorbe o emite energía.

Configuración Electrónica

Es la distribución de los electrones de un átomo en los orbitales y capas o niveles electrónicos. Para distribuir los electrones se sigue la norma de llenar primero los orbitales de menos energía. Para saber el orden de llenado se utiliza un diagrama (diagrama de Moeller).

Iones y Elementos Químicos

Iones

Átomos que poseen carga eléctrica. Un átomo puede intercambiar electrones con otro. Puede ganar o perder electrones. Si un átomo pierde electrones se convierte en un ion positivo.

Elementos Químicos

Metales: Tienen tendencia a perder electrones. Tienen 1, 2 o 3 electrones de valencia (salvo el H). Dan iones positivos. Los metales están en los grupos 1 (s¹), 2 (s²), 13 (s²p¹)…

No Metales: Tienen 4, 5, 6 o 7 electrones de valencia. Tienen tendencia a ganar o compartir electrones. Dan iones negativos. Los no metales están en los grupos 14 (ns² np²), 15 (ns²np³), 16 (ns² np⁴), 17 (ns² np⁵)

Gases Nobles: 8e^– de valencia (He, 2e^–). No tienen tendencia a ganar o perder electrones.

Diagrama de Lewis

Es una forma de representar átomos.

Tipos de Enlace

Según el tipo de átomos que lo formen hay 3 tipos de enlace químico: enlace iónico, enlace covalente y enlace metálico.

Enlace Iónico

Se produce entre un metal y un no metal. El átomo de no metal arranca electrones del átomo de metal.

Propiedades de los compuestos iónicos:

• No hay moléculas individuales, se forman redes de iones positivos y negativos. El tipo de red depende de la carga y tamaño de los iones.
• Son duros (difíciles de rayar), frágiles.
• Se disuelven con facilidad en agua.
• Son sólidos con altos puntos de fusión y ebullición.
• En estado sólido no conducen electricidad. Disueltos en agua o fundidos sí.

Enlace Covalente

Se produce entre dos átomos de no metal. Se comparten electrones.

Propiedades de los compuestos covalentes:

Hay dos tipos de compuestos covalentes:

• Sólidos atómicos covalentes: Formados por redes de átomos unidos unos a otros por enlaces covalentes. Ej: Carbono.
• Compuestos moleculares: Formados por moléculas. Entre ellos puede haber fuerzas, que hacen que estén en estado gas, líquido o sólido.

• Puntos de fusión y ebullición en los sólidos atómicos son altos mientras que en los moleculares son bajos.
• Poco solubles en agua.
• No conducen la electricidad (salvo el grafito)

Enlace Metálico

Los átomos de metal tienen tendencia a perder electrones. Teoría del gas electrónico: un metal está formado por una red sólida de iones positivos bañados por un mar de electrones.

Propiedades de los metales:

• Sólidos. Tienen altos puntos de fusión y ebullición.
• Son duros.
• Son dúctiles y maleables. Los dúctiles pueden hacerse hilos metálicos mientras que los maleables pueden hacerse láminas metálicas muy delgadas.
• Tienen un brillo metálico.
• Son buenos conductores de la electricidad y del calor.