Fundamentos de Química: Modelos Atómicos y Nomenclatura Inorgánica

Teoría Atómica de Dalton

1. Los átomos están formados por partículas **indivisibles** e **indestructibles**.
2. Los átomos de un mismo elemento son **idénticos** en masa y propiedades. Los átomos de diferentes elementos tienen masas y propiedades diferentes.
3. Los átomos se unen entre sí en proporciones simples para formar **compuestos** (moléculas).

Modelo Atómico de Thomson

**Thomson** descubrió el **electrón** en 1897. Se imaginó el átomo como una esfera con un fluido de carga **positiva** y los electrones incrustados en él, similar a un "**pastel de pasas**".

Rutherford y la Radiactividad

**Rutherford** contribuyó al descubrimiento de la **radiactividad**. Observó que algunos **núcleos atómicos** experimentan desintegración y emiten **radiación** de tres tipos principales:

• Alfa (α): Partículas compuestas por dos **protones** y dos **neutrones** (núcleos de helio). Su carga es **positiva**. Tienen **poco poder de penetración**; dos folios de papel pueden detenerlas.
• Beta (β): **Electrones** de alta energía. Su carga es **negativa** y su masa es muy pequeña. Poseen **mayor poder de penetración** que las partículas alfa, pudiendo atravesar hasta 2 mm de aluminio.
• Gamma (γ): **Radiación electromagnética** (fotones de alta energía), no partículas. No tienen carga ni masa. Presentan un **gran poder de penetración**, siendo necesario el uso de gruesas capas de **hormigón** o **plomo** para su atenuación.

Modelo Atómico de Rutherford

1. El **núcleo** concentra la **carga positiva** y casi toda la **masa** del átomo.
2. Los **electrones** giran en **órbitas** alrededor del núcleo a una gran distancia.

Modelo Atómico de Bohr

1. El átomo está formado por un **núcleo** central donde se encuentran los **protones** y los **neutrones**. Los **electrones** forman la **corteza** que rodea el núcleo.
2. Los electrones de la corteza solo pueden moverse en **órbitas** o **niveles de energía** específicos. Mientras un electrón permanece en una órbita, **no emite ni absorbe energía**. La energía de un electrón es **menor** cuanto más cerca se encuentra del núcleo.
3. Para que un electrón pase de una órbita inferior a una superior (hacia "arriba"), debe **ganar energía** (absorber un fotón). Para pasar de una órbita superior a una inferior (hacia "abajo"), debe **soltar energía** (emitir un fotón).

Formulación Química Inorgánica

Hidruros Metálicos

• FeH₂ - **Dihidruro de hierro**

Hidruros No Metálicos

1. Hidruros volátiles (grupos 13-16):
   • CH₄ - **Metano**
   • NH₃ - **Amoniaco**
   • SbH₃ - **Estibano**
2. Hidruros de los grupos 16 y 17 (ácidos hidrácidos en disolución acuosa):
   • H₂O - **Agua**
   • H₂S - **Sulfuro de hidrógeno**

Óxidos

• SO₂ - **Dióxido de azufre**
• N₂O - **Monóxido de dinitrógeno**

Peróxidos

• H₂O₂ - **Peróxido de hidrógeno**

Hidróxidos

• Cu(OH)₂ - **Dihidróxido de cobre**
• NaOH - **Hidróxido de sodio**

Ácidos Oxoácidos

1. Ácidos del cloro:
   • HClO - **Ácido hipocloroso**
   • HClO₂ - **Ácido cloroso**
   • HClO₃ - **Ácido clórico**
   • HClO₄ - **Ácido perclórico**
2. Ácidos del nitrógeno:
   • HNO₃ - **Ácido nítrico**
   • HNO₂ - **Ácido nitroso**
3. Ácido del carbono:
   • H₂CO₃ - **Ácido carbónico**
4. Ácidos del azufre:
   • H₂SO₄ - **Ácido sulfúrico**
   • H₂SO₃ - **Ácido sulfuroso**
5. Ácido del fósforo:
   • H₃PO₄ - **Ácido fosfórico**

Sales Binarias

• SnI₄ - **Tetrayoduro de estaño**

Conceptos Fundamentales

Isótopo

Átomos del mismo elemento con el mismo **número atómico (Z)** pero diferente **número másico (A)**.

Iones

Átomos que **ganan o pierden electrones**.

Aniones

Iones con **carga negativa**, formados cuando un átomo **gana electrones**.

Cationes

Iones con **carga positiva**, formados cuando un átomo **pierde electrones**.