Fundamentos de la Estructura Atómica: Modelos, Partículas y Configuración Electrónica

Evaluación de Postulados Atómicos

• Falso: En el modelo de Thomson, la carga positiva está distribuida uniformemente en toda la esfera, no concentrada en el núcleo central.
• Verdadero
• Falso: Los neutrones son partículas subatómicas sin carga, pero están en el núcleo, no girando alrededor de él.
• Falso: Según Dalton, los átomos de un mismo elemento son iguales en masa y propiedades. Los isótopos demuestran que esto no siempre es cierto.
• Verdadero

Propiedades de Diferentes Átomos

Nota sobre el cálculo de masa atómica promedio: (100 - 78.70 - 10.13 = 11.17). M = 24.32 u.

Configuración Electrónica y Clasificación Periódica

Evolución de los Modelos Atómicos

¿Por qué dejó de ser válido el modelo de Rutherford?

El modelo de Rutherford no pudo justificar los espectros atómicos discontinuos. En su modelo planetario, los electrones giran en órbitas circulares a gran velocidad alrededor del núcleo, lo que implica que están constantemente acelerados. Sin embargo, era un hecho conocido por la física clásica que cualquier carga eléctrica acelerada emite continuamente energía en forma de radiación. Esto implicaría dos problemas:

1. Los espectros de emisión deberían ser siempre continuos, no discontinuos (con líneas discretas) como se observaba experimentalmente.
2. Al perder energía continuamente, el electrón debería seguir una trayectoria en espiral, acercándose cada vez más al núcleo hasta precipitarse sobre él, lo que causaría el colapso del átomo, hecho que evidentemente no sucede.

¿Cómo justifica el modelo atómico de Bohr los espectros discontinuos?

De acuerdo con el modelo de los niveles de energía de Bohr, cuando un átomo recibe energía, uno o varios electrones pueden saltar desde un nivel próximo al núcleo (de baja energía) hasta un nivel más externo (con mayor energía). Este estado se conoce como estado excitado.

Cuando los electrones regresan a su nivel original (estado fundamental), emiten una cantidad de energía específica, que es igual a la diferencia entre los niveles de partida y de llegada. Por ejemplo, si un electrón pasa del nivel de energía 3 al nivel de energía 1, la energía emitida será:

E_emitida = E₃ - E₁

Como los niveles de energía son cuantizados y diferentes para cada átomo, también lo son las energías emitidas y, por lo tanto, las rayas de su espectro de emisión o de absorción son discretas y características de cada elemento.

Tipos de Radiación Nuclear

Radiación Alfa (α)

• Composición: Partículas formadas por dos protones y dos neutrones (equivalentes a un núcleo de Helio).
• Carga: Positiva (+2).
• Velocidad: Se desplazan a gran velocidad.
• Poder de penetración: Bajo. Son detenidas por una hoja de papel.

Radiación Beta (β)

• Composición: Electrones o positrones de alta energía.
• Carga: Negativa (-1) para los electrones.
• Velocidad: Se desplazan a gran velocidad, cercana a la de la luz.
• Poder de penetración: Medio. Atraviesan láminas delgadas de aluminio.

Radiación Gamma (γ)

• Composición: Radiación electromagnética de alta energía (fotones).
• Carga: No tienen carga eléctrica.
• Velocidad: Se propagan a la velocidad de la luz.
• Poder de penetración: Muy alto. Atraviesan capas gruesas de metal y penetran profundamente en los seres vivos.

Apuntes Adicionales de Química

Elementos y Bloques

• Metales de transición: Fe (Hierro), Bi (Bismuto).
• Elementos del bloque p: B (Boro), C (Carbono), F (Flúor).

Definición de Isótopo

Los isótopos son átomos del mismo elemento (es decir, con el mismo número de protones) que difieren en el número de neutrones y, por lo tanto, en su masa atómica.

Orden de Llenado de Orbitales y Grupos de la Tabla Periódica

• Bloque s: Grupos 1 (s¹) y 2 (s²).
• Bloque d: Grupos 3 (d¹) al 12 (d¹⁰).
• Bloque p: Grupos 13 (p¹) al 18 (p⁶).

Formación de Iones según Configuración Electrónica de Valencia

• s¹ (Grupo 1): Tiende a perder 1 electrón para formar un ion +1.
• s² (Grupo 2): Tiende a perder 2 electrones para formar un ion +2.
• p² (Grupo 14): Puede formar iones -4 o +4.
• p³ (Grupo 15): Tiende a ganar 3 electrones para formar un ion -3.
• p⁴ (Grupo 16): Tiende a ganar 2 electrones para formar un ion -2.
• p⁵ (Grupo 17): Tiende a ganar 1 electrón para formar un ion -1.