Propiedades Atómicas

Carácter Metálico

El carácter metálico es el conjunto de propiedades físicas y químicas que presentan los átomos, como por ejemplo la electronegatividad. Cuanto más baja sea la electronegatividad, mayor será su carácter metálico. Por lo cual, aumenta en una familia hacia abajo y en un periodo hacia la izquierda.

Radio Atómico

Es la mitad de la distancia que existe entre los núcleos de dos átomos contiguos. El radio atómico aumenta hacia abajo en un grupo, pues el número de niveles poblados aumenta, y disminuye hacia la derecha en un periodo, debido a que la carga nuclear atrae con más fuerza a los electrones al ir aumentando a la misma vez que el número de electrones.

Energía de Ionización

También llamada potencial de ionización, es la energía necesaria para liberar un electrón de un átomo en estado gaseoso. La energía de ionización aumenta en una familia de abajo arriba, porque cuanto más cerca estén los electrones del núcleo, más difícil será arrancarlos, y en un periodo hacia la derecha por el mismo motivo.

Afinidad Electrónica

Es la energía desprendida cuando un átomo acepta un electrón. El proceso da lugar a la formación de un anión. A veces, la afinidad electrónica es negativa.

El primer número ‘n’ es 5 porque es el periodo donde se encuentra el electrón; ‘l’ es uno porque va desde 0 a n-1 y puede tener los valores de 0, 1, 2, 3 y 4, y en este caso es 1 que es el orbital ‘p’; ‘m’ es -1 porque en este caso sería -1, 0, 1 y elegimos el -1 porque al haber dos electrones desapareados sería (px, py, pz) y ‘s’ tiene que ser ±1/2, en este caso +1/2 los dos porque las flechas están hacia arriba. (Ejemplo: 5p²)

Modelos Atómicos

Modelo de Rutherford

Para Rutherford, el átomo era un sistema planetario de electrones girando alrededor de un núcleo atómico pesado y con carga eléctrica positiva.

El modelo atómico de Rutherford puede resumirse de la siguiente manera:

• El átomo posee un núcleo central pequeño, con carga eléctrica positiva, que contiene casi toda la masa del átomo.
• Los electrones giran a grandes distancias alrededor del núcleo en órbitas circulares.
• La suma de las cargas eléctricas negativas de los electrones debe ser igual a la carga positiva del núcleo, ya que el átomo es eléctricamente neutro.

Fallos: Estaba en contradicción con las leyes electromagnéticas clásicas porque, según estas, el electrón al girar tenía que emitir energía, con lo que cada vez tendría menos y, por tanto, terminaría precipitándose sobre el núcleo en una espiral. No explicaba el porqué de las discontinuidades de los espectros atómicos, ya que el electrón pasaría por todas las órbitas posibles al describir dicha espiral.

Modelo de Thomson

Thomson, una vez caracterizado el electrón, imaginó el átomo como una esfera material de electricidad positiva dentro de la cual, como muy pequeños gránulos, se encontraban incrustados los electrones en número suficiente para que el conjunto resultara neutro. (Como si fuera una sandía).

Según el modelo de Thomson, cabía esperar que las partículas atravesaran la lámina abriéndose algo más, pero algunas partículas sufrían desviaciones considerables y una pequeña parte rebotaba en la lámina. Estas grandes desviaciones de las partículas alfa solo se podían explicar por el choque contra una partícula de gran masa y elevada carga positiva. Al ser muy pocas partículas las que rebotaban, quería decir que la masa y la carga positiva tenían que estar muy concentradas en el núcleo, encontrándose los electrones girando alrededor para no caer sobre él por atracción electrostática.

Modelo de Bohr

Antecedentes: Espectros Atómicos

Cuando un elemento en estado gaseoso se calienta o se excita por una descarga eléctrica, emite una radiación que constituye su espectro atómico de emisión. Estos espectros se caracterizan por ser discontinuos; esto es, aparecen una serie de rayos luminosos de frecuencias definidas separadas por zonas oscuras. Cada elemento da lugar a su espectro propio y diferente a los demás. El espectro de un elemento se puede comparar a la huella dactilar de las personas, de forma que puede utilizarse para identificarlo.

Fallos: No explica la cuantización de la energía ni la repetición periódica de algunas propiedades de los elementos, y además, con el avance tecnológico, se observó que algunas líneas espectrales eran en realidad dos.

Modelo de Bohr

Niels Bohr, premio Nobel en 1922, aplicó en 1913 la teoría dada por Planck (Nobel en 1918) al modelo de Rutherford, obteniendo un notable éxito al explicar el espectro del hidrógeno.

La teoría cuántica de Planck (1900) nos lleva a la conclusión de que la energía no es divisible indefinidamente, sino que existen unas proporciones mínimas de energía a las que llamó “cuantos”. Así, la radiación emitida o absorbida por un cuerpo es un número entero de “cuantos”.

Bohr desarrolló su modelo en tres postulados:

1. La energía del electrón dentro del átomo está cuantizada. El electrón gira alrededor del núcleo en órbitas circulares sin emitir energía radiante; por lo tanto, para mantenerse en órbita se tiene que cumplir que la fuerza eléctrica y la centrífuga sean iguales.
2. Solo son posibles aquellas órbitas en las que el electrón tiene un momento angular (J).
3. Solo se absorbe o emite energía cuando un electrón pasa de un nivel de energía a otro. La energía liberada al caer el electrón desde una órbita a otra de menor energía se emite en forma de fotón cuya frecuencia viene dada por la ecuación de Planck.