Descubriendo la Estructura Atómica: De Dalton a la Tabla Periódica Moderna

**John Dalton y su Teoría Atómica de la Materia**

La materia está formada por átomos indivisibles que permanecen inalterados en los procesos químicos. Según Dalton:

• La materia está constituida por átomos.
• Los átomos son indivisibles y no se modifican en las reacciones químicas.
• Todos los átomos de un mismo elemento químico son idénticos en masa y propiedades.
• Los átomos de elementos químicos diferentes tienen masa y propiedades diferentes.

**Experimento de Rutherford**

Rutherford lanzó partículas contra una lámina de oro, observando que algunas salían desviadas, otras rebotaban y otras pasaban sin desviarse.

Interpretación

Concluyó que el átomo concentra toda su masa y carga positiva en un punto diminuto llamado núcleo, que está rodeado por una capa de electrones.

**Conceptos Fundamentales**

**Número Atómico (Z)**

Representa el número de protones que hay en el núcleo.

**Número Másico (A)**

Es la suma de protones y neutrones del núcleo.

**Isótopos**

Son átomos de un mismo elemento que tienen el mismo número de protones, pero distinto número de neutrones.

**Masas Atómicas Relativas**

Se define como la doceava parte de la masa de un átomo de carbono-12: 1u = 1,66 x 10^-27 kg.

**Modelo Atómico de Bohr**

Bohr propuso tres postulados:

• El electrón describe órbitas circulares, de energía fija, en torno al núcleo.
• Solo existen órbitas electrónicas con valores de energía determinados. Estas órbitas se llaman también niveles de energía, designados con los valores n = 1, 2, 3, 4...
• Cuando el electrón pasa de un nivel de energía superior a otro de energía inferior, la diferencia de energía se emite como luz.

**El Espectro del Átomo de Hidrógeno**

Un electrón, excitado por la aportación de una energía exterior, es promovido a niveles superiores. Esos estados energéticos son inestables, y el electrón regresa de inmediato a niveles energéticos inferiores, emitiendo la energía correspondiente en forma de luz. Si la luz emitida se pasa por un prisma y se analiza, se comprueba que cada salto se hace patente mediante una raya en el espectro. Las rayas se agrupan en series.

**Evolución del Sistema Periódico**

• J. Berzelius (1813): Dividió los elementos en dos grandes grupos: metales y no metales.
• J. A. Newlands (1865): Enunció la ley de las octavas. Consiguió ordenar algunas filas, pero no se conocían los gases nobles y no se encontraron sitios para elementos recientes.
• L. Meyer (1869): Puso en evidencia una cierta periodicidad en el volumen atómico.
• D. Mendeleiev (1869): Presentó una primera versión de su tabla periódica en la que clasificaba los elementos según sus masas atómicas crecientes. Aparecían ordenados en la vertical los elementos con propiedades químicas semejantes. Dejó huecos donde no aparecían elementos que encajaran y predijo la existencia de elementos no conocidos.
• H. Moseley (1911): Ordenó los elementos por su número atómico (Z) creciente, solucionando los desajustes de la tabla de Mendeleiev.
• A. Werner y F. A. Paneth (1952): Propusieron el sistema periódico actual, denominado sistema periódico largo.

**Sistema Periódico y Estructura Electrónica**

Cada uno de los bloques del sistema periódico coincide con el subnivel de la corteza electrónica que va siendo ocupado sucesivamente por los electrones.

• Bloque s: Formado por los grupos 1 y 2. Son metales ligeros.
• Bloque p: Grupos 13 al 18.
• Bloque d: Grupos 3 al 12. Metales de transición. Llenan subniveles "d".
• Bloque f: Metales de transición interna. Llenan subniveles "f".

Los elementos en la misma fila forman un período.