Modelos Atómicos Fundamentales

Teoría Atómica de Dalton

La Teoría Atómica de Dalton (1808) propuso que la materia está formada por átomos indivisibles, que los átomos de un mismo elemento son iguales, y que los compuestos se forman por combinaciones en proporciones fijas. Aunque fue clave para la química moderna, hoy sabemos que los átomos son divisibles y que existen isótopos. Aun con sus errores, fue una base fundamental para el desarrollo de la teoría atómica.

Descubrimiento del Electrón por Thomson

En 1897, J.J. Thomson descubrió el electrón utilizando un tubo de rayos catódicos. Observó que los rayos se desviaban al aplicar campos eléctricos y magnéticos, lo que indicaba que estaban formados por partículas con carga negativa. Concluyó que eran mucho más pequeñas que los átomos, demostrando así que el átomo no era indivisible.

Experimento de Rutherford y la Estructura Nuclear

En 1911, Rutherford realizó un experimento en el que lanzó partículas alfa contra una lámina muy fina de oro. Aunque esperaba que todas atravesaran la lámina en línea recta, algunas se desviaron o rebotaron. A partir de esto, concluyó que el átomo tiene un núcleo muy pequeño, denso y con carga positiva, donde se concentra casi toda su masa. Además, dedujo que la mayor parte del átomo es espacio vacío.

Modelo Atómico de Bohr y Espectros Atómicos

El modelo atómico de Bohr (1913) propuso que los electrones se mueven en órbitas fijas alrededor del núcleo, cada una con energía cuantizada. Cuando un electrón salta entre órbitas, emite o absorbe luz en forma de fotones, generando líneas espectrales. Estas líneas corresponden a las transiciones de electrones entre niveles de energía específicos, explicando los espectros atómicos.

Conceptos de Estructura Atómica

Diferencia entre Órbita y Orbital

La órbita es una trayectoria definida para el electrón, como en el modelo de Bohr. El orbital, en cambio, es una región de alta probabilidad donde se encuentra el electrón, y se describe en el modelo cuántico, basado en probabilidades.

Fórmulas Fundamentales

• Z = PROTONES
• PROTONES = ELECTRONES (en átomos neutros)
• ELECTRONES = PROTONES – CARGA (en iones)
• A = PROTONES + NEUTRONES
• NEUTRONES = A – Z
• CARGA = PROTONES – ELECTRONES

Principales No Metales

• C
• N
• O
• F
• P
• S
• Cl
• Se
• Br
• I

Afirmaciones sobre Estructura Atómica

Verdadero o Falso: Niveles de Energía y Orbitales

• a) Un electrón situado en el orbital 3s tiene la misma energía que si estuviera situado en un orbital 2s. FALSO (Tiene más energía).
• b) Hay cinco tipos de orbitales distintos en el nivel de energía número 4. FALSO (Hay 9).
• c) Si un átomo tiene el nivel de energía número 3 completo, tiene 30 electrones en total. FALSO (2 + 6 + 10 = 18 electrones para el nivel 3).
• d) Un electrón salta a un orbital de menor energía porque absorbe energía. FALSO (Libera energía).

Verdadero o Falso: Propiedades Periódicas

• a) El radio atómico del átomo de Ca (Z=20) es menor que el radio atómico del átomo de Be (Z=4). FALSO (Ca tiene más capas electrónicas que Be, por lo tanto, su radio atómico es mayor).
• b) El carácter metálico del átomo de Fe (Z=26) es mayor que el carácter metálico del átomo de K (Z=19). FALSO (El K es un metal alcalino y tiene mayor facilidad para ceder electrones, así que tiene mayor carácter metálico que el Fe).
• c) Los elementos que pertenecen al mismo grupo en la tabla periódica tienen su último electrón situado en el mismo nivel de energía. FALSO (Diferentes niveles de energía).
• d) Los elementos que pertenecen al mismo periodo en la tabla periódica tienen su último electrón situado en el mismo tipo de orbital. FALSO (El tipo de orbital puede variar (s, p, d…)).

Tabla Periódica

Reglas de la Tabla Periódica

• El PERIODO se determina por el último nivel de energía (exponente relleno).
• GRUPOS: Si sumas el exponente es dos cifras pq no esta completo.

Nombres de Grupos Principales

• 1. ALCALINOS
• 2. ALCALINOTÉRREOS
• 3-12. METALES DE TRANSICIÓN
• 14. CARBONOIDES
• 15. NITROGENOIDES
• 16. CALCÓGENOS
• 17. HALÓGENOS
• 18. GASES NOBLES

Enlaces Químicos y Propiedades de Sustancias

Determinación del Enlace Químico y Forma

Fe

• Tipo de enlace: Metálico
• Forma: Molécula
• Punto de fusión y ebullición: Altos
• Fragilidad: No es frágil (maleable y dúctil)
• Dureza: Alta
• Solubilidad en agua: Insoluble
• Estado a temperatura ambiente: Sólido
• Conductividad eléctrica: Alta, tanto en estado sólido como líquido

CO2

• Tipo de enlace: Covalente
• Forma: Moléculas
• Punto de fusión y ebullición: Muy bajos
• Dureza: No aplica (es un gas)
• Fragilidad: No aplica
• Solubilidad en agua: Poca, pero puede disolverse y formar ácido carbónico
• Estado a temperatura ambiente: Gas
• Conductividad eléctrica: Nula

C60 (Grafito)

• Tipo de enlace: Covalente
• Forma: Cristal
• Punto de fusión: Muy alto
• Dureza: Baja entre capas (se deslizan fácilmente)
• Fragilidad: Frágil, se rompe con facilidad
• Solubilidad en agua: Insoluble
• Estado a temperatura ambiente: Sólido
• Conductividad eléctrica: Buena, gracias a los electrones libres que se mueven entre capas

LiF

• Tipo de enlace: Iónico
• Forma: Molécula
• Punto de fusión y ebullición: Muy altos
• Dureza: Alta
• Fragilidad: Frágil (se rompe con golpes)
• Solubilidad en agua: Alta
• Estado a temperatura ambiente: Sólido
• Conductividad eléctrica: Solo en estado líquido o disuelto en agua