Modelo Atómico de Rutherford

Rutherford basó su modelo atómico en el experimento que lleva su nombre.

Bombardeó una finísima lámina de oro (de unos 5·10^-8) con rayos alfa de los que se sabía que tenían carga positiva. En una pantalla situada detrás podían observar el destello de las partículas alfa chocando. La gran mayoría de las partículas no se desviaban pero había un porcentaje pequeño pero no por ello menos importante que sí se desviaba e incluso rebotaba.

La interpretación de este hecho experimental llevó a Rutherford a enunciar su modelo atómico que se caracteriza por:

• El átomo posee un núcleo central pequeño con carga eléctrica positiva y que contiene casi toda la masa del átomo.
• Girando en órbitas circulares a grandes distancias del núcleo se encuentran los electrones. La atracción eléctrica entre los electrones y el núcleo es la fuerza centrípeta necesaria que permite el giro de los electrones.
• La suma de las cargas eléctricas negativas debe ser igual a la carga eléctrica positiva del núcleo.

Este modelo no explica los espectros de emisión o absorción de los átomos, de los cuales hablaremos más adelante. Sí es acertado en cuanto a que diferencia dos zonas: el núcleo con carga positiva debida a los protones y la corteza con carga negativa debida a los electrones.

Modelo Atómico de Bohr

El modelo está basado en los siguientes postulados que Bohr enunció sin demostrar:

• Los electrones giran alrededor del núcleo en órbitas circulares sin emitir energía.
• Sólo son posibles una serie de órbitas. Las posibles órbitas intermedias no pueden ser ocupadas por un electrón.
• Cuando un electrón pasa de una órbita superior a otra inferior, la diferencia de energía entre ambas órbitas se emite en forma de radiación electromagnética.

Este modelo consiguió explicar satisfactoriamente algunos aspectos de los espectros de emisión del átomo de hidrógeno pero se vio insuficiente cuando se revelaron nuevas rayas en los espectros cuando la tecnología de los espectrógrafos avanzó.

Modelo Atómico Mecánico-Cuántico

En 1926, Erwin Schrödinger propuso que se describiera al electrón no como una partícula que giraba alrededor del núcleo sino como una onda que vibraba alrededor de dicho núcleo, de modo que estaba al mismo tiempo en todos los puntos de la órbita.

La descripción del átomo se basa en el cálculo de las soluciones de la ecuación de onda de Schrödinger. Se observa que las soluciones solo pueden tomar valores enteros y se denominan números cuánticos n, l, m, s.

Cada electrón de un átomo tiene una serie de 4 números cuánticos que lo sitúan en un orbital o zona de mayor probabilidad de encontrarlo. Cada combinación de números cuánticos también representa la forma que tiene el orbital.

Grupos

• s1 —> metales alcalinos —> G1
• s2 —> metales alcalino-térreos —> G2
• s2p1 —> boroideos —-> G13
• s2p2 —> carbonoideos —> G14
• s2p3 —> nitrogenoides —> G15
• s2p4 —> anfígenos —> G16
• s2p5 —> halógenos —> G17
• s2p6 —> gases nobles —> G18

Propiedades Periódicas

· Potencial o energía de ionización, EI

Es la energía necesaria para arrancar un electrón a un átomo en estado gaseoso.

• En un grupo, la EI es mayor en los elementos con menor número atómico. Incluye GN.
• En un periodo, la EI es mayor cuanto mayor es el número atómico.

· Electronegatividad

Es la medida de la atracción de un átomo sobre el par de electrones mediante los cuales está enlazado con otro átomo.

• En la TP varía de la misma manera que la EI.
• Hay que destacar que los gases nobles están excluidos porque al no enlazarse con otros átomos, su electronegatividad es nula.

· Volumen o radio atómico

Consideramos que el átomo es una esfera cuyo radio va desde el centro del núcleo hasta el electrón más alejado.

• En un grupo el radio atómico, y por tanto el volumen, crece al aumentar el número atómico.
• En un periodo, los radios atómicos disminuyen al aumentar el número atómico.

· Volumen iónico

• Con claridad se puede decir que aumenta el grupo según el número atómico.
• No es tan claro pero en general se puede decir que el radio iónico decrece con el número atómico.
• El radio iónico de un catión es menor que el del átomo neutro correspondiente porque se produce una pérdida de electrones.
• El radio iónico de un anión es mayor que el del átomo neutro porque gana electrones.

Enlace Químico

Las sustancias están formadas por agrupaciones de átomos unidos por enlaces químicos.

Enlace Iónico

La energía reticular es la energía desprendida en la formación de un mol de compuesto iónico a partir de sus iones en estado gaseoso.

PROPIEDADES

• Son sólidos a temperatura ambiente
• Tienen puntos de fusión y ebullición muy elevados
• Son duros y frágiles
• Solubles en disolventes polares
• No conducen la electricidad en estado sólido pero sí en estado líquido o disuelto.

Enlace Covalente Dativo o Coordinado

Sucede cuando la pareja de electrones que se comparte proviene de uno solo de los átomos.

PROPIEDADES

Moléculas covalentes:

• Estado en función de la masa y la polaridad.
• Puntos de fusión y ebullición bajos
• No son conductores de electricidad.
• Su solubilidad depende de la polaridad de la molécula que a su vez depende de su geometría.

Redes covalentes:

• Altos puntos de fusión y ebullición.
• Aislantes de electricidad (excepto el grafito)
• Insoluble en agua

Enlace Metálico

FORMACIÓN DEL ENLACE METÁLICO

Los átomos metálicos forman una red cristalina en la que los núcleos ocupan sus posiciones y los electrones forman una nube alrededor de aquellos. Los e- que forman la nube no pertenecen a ningún núcleo completo y están libres. Esta nube es la que mantiene la integridad del metal.

PROPIEDADES

• Son muy buenos conductores de la electricidad y del calor gracias a la movilidad que tienen los electrones.
• Son dúctiles (se estiran con facilidad para formar hilos) y maleables (se pueden hacer láminas muy finas).
• Elevada densidad.
• Altos puntos de fusión y ebullición.

Número Cuántico

(n-l-m-s)

• n —> Periodo, línea de la tabla periódica del 2p6 es el 2
• l–> Orbital (de o hasta n-1) s=0       p=1        d=2       f=3
• m–> De l a -l
• s–> 1/2 o -1/2

GAS NOBLE NO TIENE ELECTRONEGATIVIDAD ES UN ÁTOMO AISLADO

• y – = enlace covalente –> enlace de hidrógeno
• • y + = enlace metálico 
• • y + = enlace iónico –> red cristalina 

Gas noble

TEORIA DE REPULSION –> GEOMETRÍA

SI ES POLAR ENLACE DE HIDRÓGENO (sumatorio de fuerzas diferente de 0)

SI ES APOLAR ENLACE DE VAN DER WALLS (sumatorio de fuerzas igual a 0)

POTENCIAL DE IONIZACION  –>  ENERGIA DE IONIZACION (arriba derecha)

REACTIVIDAD QUÍMICA  –>  ELECTRONEGATIVIDAD (arriba derecha)

RADIO ATOMICO (abajo izquierda)

 1s                                                       S=2

2s     2p                                                P=6

3s     3p      3d                                      D=10

4s     4p      4d    4f                               F=14

5s     5p      5d    5f

6s     6p      6d   

NUMERO DE OXIDACION: NUMERO DE ELECTRONES QUE GANA O PIERDE

Pares e-       enlazantes       libres        en torno al átomo central                 molecular

    – 2                     2                  0              lineal

    – 3                     3                  0              triangular plana

     3                     2                  1              

   –  4                     4                  0               tetraedrica

    – 4                     3                   1               tetraedrica                             piramidal trigonal

    – 4                     2                   2               tetraedrica                                    angular 

   –  5                     5                   0               bipiramidal trigonal 

    – 6                     6                   0                octaedrica 

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