Evolución de la Teoría Atómica y Propiedades de la Tabla Periódica

Teoría atómica de Dalton

La materia está formada por pequeñas partículas separadas e invisibles llamadas átomos.
Los átomos de un mismo elemento tienen igual masa y propiedades.
Los átomos de diferentes elementos tienen distinta masa y propiedades.
Los átomos de elementos distintos pueden unirse en cantidades fijas para crear compuestos, siendo los átomos de un determinado compuesto también iguales en masa y propiedades.
En las reacciones químicas, los átomos se intercambian de una a otra sustancia, pero ningún átomo de un elemento desaparece ni se transforma en un átomo de otro elemento.

Partículas subatómicas

Electrón: Experimentos realizados sobre la conducción de la electricidad a través de gases dieron como resultado el descubrimiento de una nueva partícula. En 1897, J.J. Thomson comprobó que los rayos catódicos que se forman en un tubo de descarga de gases están formados por partículas de carga eléctrica negativa y de muy poca masa. Al repetir la experiencia con gases distintos, vio que en todos se producen dichos rayos y, por tanto, dedujo que estas partículas estaban presentes en todos los átomos.
Protón: En 1886, E. Goldstein observó que cuando se perforaba el cátodo del tubo de descarga aparecían unos rayos que atravesaban el cátodo en sentido contrario a los rayos catódicos: rayos canales. Su estudio determinó que estaban formados por partículas positivas y de masa distinta según el gas encerrado en el tubo; por tanto, las partículas debían salir del gas y no del electrodo positivo.
Neutrón: Con otros experimentos se comprobó que las masas de protones y electrones de un átomo no coincidían con su masa total. En 1932, J. Chadwick descubrió el neutrón.
Otras partículas subatómicas: Hoy en día sabemos que, además de electrones, protones y neutrones, existen otras partículas subatómicas. Mediante la colisión de protones a altas velocidades se detectó la presencia de energías que corresponderían a partículas subatómicas como los quarks (que forman parte de la materia) y los bosones (como los bosones de Higgs, responsables de la masa de los constituyentes elementales de la materia).

Descubrimientos experimentales

Descubrimiento de Thomson

Consistió en hacer el vacío en un tubo de descarga de gases hasta una presión mucho más baja que la presión atmosférica normal. El cátodo y ánodo se conectaron a una diferencia de potencial de 10.000 V. Se observó que una fluorescencia verde aparecía en la pared opuesta al cátodo y se pensó que era producida por unos rayos que se dirigían desde el cátodo hasta el ánodo, por lo que se les llamó rayos catódicos; los rayos catódicos estaban formados por partículas negativas que llamó electrones.

Descubrimiento de E. Goldstein

Consistió en usar un tubo de rayos catódicos cuyo cátodo tenía la particularidad de haber sido perforado. Los rayos canales están formados por los cationes del gas encerrado en el tubo y, por eso, la masa de estas partículas cambia al modificarse el gas. Cuando ese gas es hidrógeno, las partículas que forman los rayos canales eran de menor masa y se las llamó protones.

Modelos atómicos

Modelo atómico de Thomson: Al ser tan pequeña la masa de los electrones, supuso que la mayor parte del átomo era carga positiva que ocuparía gran parte del volumen del átomo.
Modelo atómico de Rutherford: Observó que algunas partículas emitidas por una sustancia radiactiva sufrían una desviación significativa en su trayectoria al atravesar una delgada lámina de oro. Propuso que: cuando una partícula alfa pasaba cerca del núcleo se veía sometida a una fuerza de repulsión; los átomos no son macizos sino que están vacíos en su mayor parte; la mayor parte de la masa del átomo y toda su carga positiva están reunidas en el núcleo, y en la corteza los electrones giran en órbitas circulares alrededor del núcleo.
Modelo atómico de Bohr: Fue el primero en el que se introdujo la idea de que el átomo está cuantizado. Partió del de Rutherford e incorporó los principios de la mecánica cuántica (Max Planck) y el efecto fotoeléctrico (Einstein). Sus postulados son: los electrones giran en órbitas circulares de radios definidos (estacionarias) sin emitir ni absorber energía; en cada órbita solo puede haber un número dado de electrones; para que un electrón cambie de órbita es necesario emitir o absorber una cantidad determinada de energía.
Modelo actual: En 1915, Sommerfeld modificó el modelo introduciendo órbitas elípticas. El descubrimiento del neutrón en 1932 completó la descripción. El átomo consta de núcleo (protones y neutrones) y corteza (electrones en orbitales). Se abandonó el concepto de órbita estacionaria; los electrones se encuentran distribuidos en orbitales (regiones del espacio donde es muy grande la probabilidad de encontrar un electrón).

Historia de la Tabla Periódica

Berzelius (1814): Clasificó los elementos según su electronegatividad.
Proust (1815): Propuso el ordenamiento a partir del hidrógeno.
Döbereiner (1820): Propuso el ordenamiento basándose en las tríadas.
Newlands (1864): Propuso el ordenamiento según sus masas atómicas (ley de octavas).
Mendeléiev y Meyer (1869, 1870): Tabla periódica; clasificaron los elementos a partir de sus propiedades químicas.
Moseley (1914): Ordenó los elementos según su número atómico.

Propiedades periódicas

Carácter metálico: Aumenta al desplazarnos hacia la izquierda en un periodo y descender hacia abajo en un grupo.
Radio atómico: Aumenta al desplazarnos hacia la izquierda en un periodo y descender hacia abajo en un grupo.
Potencial de ionización: Energía necesaria para arrancarle un electrón a un átomo en estado gas y neutro; aumenta hacia arriba y hacia la derecha.
Afinidad electrónica: Energía que libera un átomo en estado gas cuando capta un electrón; aumenta hacia la derecha y hacia arriba.

Agrupaciones entre átomos y enlaces

Redes cristalinas: Estructuras gigantes formadas por la unión de un número indeterminado de átomos o iones.
Moléculas: Estructura discreta formada por la unión de una cantidad determinada de átomos.

Propiedades de las sustancias

Sustancias iónicas: Sólidas, duras y frágiles, puntos de fusión/ebullición altos, solubles en agua, conductoras solo en disolución o fundidas.
Sustancias covalentes moleculares: Sólidas, líquidas o gaseosas, blandas, puntos de fusión/ebullición bajos, solubles en disolventes orgánicos, no conductoras.
Sustancias covalentes cristalinas: Sólidas, muy duras, puntos de fusión/ebullición muy altos, insolubles, no conductoras.
Sustancias metálicas: Sólidas, dureza variable, puntos de fusión/ebullición altos, insolubles en agua, muy buenos conductores en estado sólido.

Números cuánticos

Principal (n): Nivel energético (1, 2, 3, 4, 5, 6, 7 / K, L, M, N, O, P, Q).
Secundario (l): Forma del orbital (0 a n-1; l=0 es s, l=1 es p, l=2 es d, l=3 es f).
Magnético (ml): Orientación espacial del orbital (-l a +l).
Spin (ms): -1/2 y +1/2.