Fundamentos de la Estructura Atómica, Elementos y Enlaces Químicos

Modelos Atómicos y Estructura Fundamental

Modelo de Dalton

Según Dalton, el átomo era una partícula fundamental, indivisible e invisible.

Modelo de Thomson

Thomson propuso un modelo sencillo: el átomo era una esfera con carga positiva distribuida uniformemente, en la cual se encontraban incrustados los electrones con carga negativa (similar a un "pudin de pasas").

Modelo de Rutherford

Rutherford, a través de sus experimentos, concluyó que la mayor parte de la masa del átomo y toda su carga positiva estaban concentradas en una región central muy pequeña, denominada núcleo, mientras que el resto del átomo estaba prácticamente vacío. Los electrones girarían alrededor de este núcleo.

Núcleo

Es una región pequeña y densa que contiene dos tipos de partículas subatómicas:

• Protones: Partículas con carga eléctrica positiva.
• Neutrones: Partículas sin carga eléctrica (neutras).

El núcleo concentra casi toda la masa del átomo.

Corteza

Es la región que rodea al núcleo donde se encuentran los electrones (partículas con carga eléctrica negativa) moviéndose en órbitas o niveles de energía. En un átomo eléctricamente neutro, el número de electrones en la corteza es igual al número de protones en el núcleo.

Conceptos Atómicos Clave

Número Atómico (Z)

Es el número de protones que hay en el núcleo de un átomo. Este número define al elemento químico. En un átomo neutro, el número atómico también es igual al número de electrones.

Z = nº de protones = nº de electrones (en átomo neutro)

Número Másico (A)

Es la suma del número de protones y el número de neutrones en el núcleo de un átomo.

A = nº de protones + nº de neutrones

Isótopos

Son átomos de un mismo elemento químico que tienen el mismo número atómico (Z) pero diferente número másico (A). Esto significa que tienen el mismo número de protones (y electrones, si son neutros) pero diferente número de neutrones.

Modelo de Bohr

Bohr propuso que los electrones giran alrededor del núcleo en órbitas circulares con niveles de energía específicos y cuantizados. Cada nivel de energía (o capa) puede albergar un número máximo de electrones (por ejemplo, la primera capa hasta 2 electrones, la segunda hasta 8, la tercera hasta 18, la cuarta hasta 32, etc., siguiendo la fórmula 2n² para las primeras capas).

Modelo Cuántico-Ondulatorio (Modelo Actual)

Este modelo describe a los electrones no en órbitas definidas, sino en regiones del espacio alrededor del núcleo llamadas orbitales atómicos, donde existe una alta probabilidad de encontrar al electrón. No se puede predecir con exactitud y simultáneamente la posición y la velocidad de un electrón (Principio de Incertidumbre de Heisenberg).

Números Cuánticos

El estado de un electrón en un átomo se describe mediante cuatro números cuánticos:

• Número cuántico principal (n): Indica el nivel de energía principal del electrón. Puede tomar valores enteros positivos (n = 1, 2, 3, ... , 7, etc.).
• Número cuántico secundario o azimutal (l): Describe la forma del orbital. Sus valores dependen de n, y van desde 0 hasta (n-1).
  • l = 0: orbital tipo s (esférico)
  • l = 1: orbitales tipo p (lobulares, forma de ocho)
  • l = 2: orbitales tipo d
  • l = 3: orbitales tipo f
• Número cuántico magnético (m_l): Indica la orientación espacial del orbital. Sus valores van desde -l, pasando por 0, hasta +l.
• Número cuántico de espín (m_s): Describe el momento angular intrínseco del electrón, asociado a su giro. Puede tomar dos valores: +1/2 o -1/2.

Sistema Periódico y Propiedades de los Elementos

Grupos del Sistema Periódico (Familias)

Los elementos se organizan en la tabla periódica en grupos (columnas) y periodos (filas). Algunos grupos notables y su configuración electrónica de valencia son:

• Grupo 1: Metales Alcalinos (configuración ns¹)
• Grupo 2: Metales Alcalinotérreos (configuración ns²)
• Grupos 3-12: Elementos de Transición (configuración general ns^x (n-1)d^y, típicamente ns²(n-1)d^1-10)
• Grupo 13: Térreos o Boroides (configuración ns² np¹)
• Grupo 14: Carbonoideos (configuración ns² np²)
• Grupo 15: Nitrogenoideos o Pnictógenos (configuración ns² np³)
• Grupo 16: Anfígenos o Calcógenos (configuración ns² np⁴)
• Grupo 17: Halógenos (configuración ns² np⁵)
• Grupo 18: Gases Nobles (configuración ns² np⁶, excepto el Helio que es 1s²)

Clasificación y Propiedades Generales de los Elementos

Metales

Son generalmente sólidos a temperatura ambiente (excepto el mercurio, que es líquido). Presentan propiedades características como:

• Ductilidad (capacidad de ser estirados en hilos) y maleabilidad (capacidad de ser laminados).
• Buenos conductores del calor y la electricidad.
• Poseen brillo metálico característico.
• Tienden a perder electrones para formar iones positivos (cationes).

No Metales

Pueden encontrarse en los tres estados de agregación a temperatura ambiente: gases (ej. nitrógeno, oxígeno), líquidos (ej. bromo) o sólidos (ej. yodo, azufre). Sus propiedades suelen ser opuestas a las de los metales:

• Malos conductores del calor y la electricidad (aislantes).
• No poseen brillo metálico y suelen ser quebradizos en estado sólido.
• Tienden a ganar electrones para formar iones negativos (aniones) o a compartir electrones.

Semimetales o Metaloides

Son elementos que presentan propiedades intermedias entre los metales y los no metales. Generalmente son sólidos a temperatura ambiente. Su conductividad eléctrica es intermedia (semiconductores). Pueden formar iones positivos con mayor dificultad que los metales.

Gases Nobles

Son elementos químicamente muy poco reactivos (inertes) debido a que tienen su capa de valencia completa con 8 electrones (excepto el Helio, que tiene 2 electrones en su única capa). Esta configuración electrónica les confiere una gran estabilidad, por lo que normalmente no reaccionan con otros elementos.

Enlaces Químicos y Fuerzas Intermoleculares

Enlace Iónico

Se forma por la atracción electrostática entre iones de carga opuesta. Generalmente ocurre entre un metal (que tiende a ceder electrones, formando un catión positivo) y un no metal (que tiende a ganar electrones, formando un anión negativo). Los compuestos iónicos suelen ser sólidos cristalinos a temperatura ambiente, con altos puntos de fusión y ebullición.

Enlace Covalente

Se forma cuando dos átomos, generalmente no metálicos, comparten uno o más pares de electrones para alcanzar una configuración electrónica más estable, similar a la de un gas noble (cumpliendo la regla del octeto o del dueto para el hidrógeno). Las estructuras de Lewis se utilizan para representar estos enlaces.

Sustancias Moleculares (Covalentes)

Son aquellas que están constituidas por moléculas discretas unidas por enlaces covalentes. La fórmula molecular indica el número y tipo de átomos que forman la molécula. Sus propiedades generales incluyen:

• Puntos de fusión y ebullición relativamente bajos (muchas son gases o líquidos volátiles a temperatura ambiente).
• Generalmente no son conductoras de la electricidad.
• Su solubilidad en agua es variable; muchas son insolubles o poco solubles en agua, pero solubles en disolventes apolares.

Enlace Metálico

Se produce cuando se combinan átomos de metales entre sí. En este tipo de enlace, los electrones de valencia de los átomos metálicos se deslocalizan, formando una "nube" o "mar" de electrones que se mueve libremente entre una red ordenada de cationes metálicos. Esta movilidad electrónica es responsable de las propiedades características de los metales, como su alta conductividad eléctrica y térmica.

Fuerzas Intermoleculares

Además de los enlaces intramoleculares (dentro de las moléculas, como el iónico, covalente o metálico), es importante considerar la existencia de fuerzas que unen diferentes moléculas entre sí, especialmente en las sustancias covalentes. Estas son las fuerzas intermoleculares.

Son fuerzas de atracción entre moléculas. No son enlaces químicos en el sentido estricto y suelen ser mucho más débiles que las fuerzas intramoleculares. Determinan propiedades físicas como los puntos de ebullición y fusión de las sustancias moleculares. Un tipo especialmente fuerte de fuerza intermolecular es el puente de hidrógeno, que ocurre cuando un átomo de hidrógeno está unido a un átomo pequeño y muy electronegativo (como nitrógeno, oxígeno o flúor) y es atraído por un par de electrones libres de otro átomo electronegativo cercano.