El Átomo y sus Modelos

El Descubrimiento del Electrón

Thomson investigó la conductividad de los gases a una presión más reducida. Observó que si continúa extrayendo gas de un tubo de descarga, este sigue conduciendo la electricidad, pero deja de emitir luz. Thomson demostró que los rayos catódicos eran partículas cargadas negativamente, por lo que se le considera el descubridor del electrón.

Descubrimiento del electrón:

En el experimento de Thomson, los rayos catódicos se desviaban en la dirección correspondiente a las partículas negativas. A partir de la desviación de los rayos, Thomson pudo calcular la relación entre la carga eléctrica y la masa de estas partículas.

Los electrones:

Son partículas con una masa relativa igual a 1/1837 de un átomo de hidrógeno, y una carga negativa anteriormente indicada. La carga del electrón es la carga mínima que se ha encontrado en la naturaleza, y se la denomina carga elemental.

El modelo atómico de Thomson:

Si los electrones son partículas constitutivas de los átomos y están cargadas negativamente, entonces es necesario que el resto de la estructura interna de los átomos tenga carga positiva.

El Modelo Atómico de Rutherford

Modelo atómico de Rutherford (1911): Ernest Rutherford demostró que los átomos no son macizos, sino que están vacíos en su mayor parte. Rutherford dedujo que en el centro se hallaba algo a lo que llamó núcleo, en el que se encuentran las cargas positivas (protones). Además, intuyó también la presencia de neutrones en el mismo.

Inconsistencias:

1. Según el electromagnetismo clásico, el electrón no podía estar girando en cualquier órbita, pues al ser una partícula cargada emitiría energía en su giro.
2. No podía explicar el fenómeno que ocurría cuando un prisma se descomponía: los espectros atómicos.

El Modelo Atómico de Bohr

Modelo atómico de Bohr: Su modelo introducía el concepto de cuantización de la energía. El electrón gira alrededor del núcleo en ciertas órbitas con un radio determinado, no pierde ni gana energía, son órbitas estacionarias. Un electrón puede pasar de una órbita de menor energía a otra de mayor absorbiendo una determinada cantidad de energía y, si fuese al contrario, emitiéndola.

Tipos de Espectros

• Continuos: No hay separación entre los colores.
• Discontinuos: Aparecen líneas en las cuales corresponden a un valor determinado, la energía está cuantizada.

El Átomo Excitado

Átomo excitado: Si un electrón no se encuentra en el nivel de menor energía posible. Si todos los electrones ocupan los niveles, está en su estado fundamental.

Orbital Atómico

Orbital atómico: Es una región del espacio donde la probabilidad de encontrar un electrón es casi segura.

Configuración Electrónica

Configuración electrónica: Es la forma en la que se distribuyen los electrones en la corteza de un átomo.

Reglas de llenado de orbitales atómicos:

• Se llenan de menor a mayor energía.
• Al completar los orbitales del mismo valor de energía, comenzará el llenado de los siguientes.
• Los electrones ocupan el mayor número posible de orbitales de la misma energía.

Electrones de valencia:

Son los del último orbital, por ejemplo: 1s² 2s² 2p⁶ 3s².

Afinidad Electrónica y Energía de Ionización

Afinidad electrónica: Es la variación de energía de un átomo en estado gaseoso al adquirir un electrón, formando un anión.

Energía de ionización: Es la energía necesaria para que un átomo en estado gaseoso pierda un electrón, formando un catión.

También está el neutrón, que es eléctricamente neutro.

Ejemplo

²⁶₅₆Fe³⁺

• Elemento: Hierro
• Catión/Anión: Catión
• Z = 26
• A = 56
• NP = 26
• NN = 30
• NE = 26 - 3 = 23