Principios de Química: Modelos Atómicos y Propiedades de la Materia

Números Cuánticos

• n (Número cuántico principal): 1-7
• l (Azimutal): n-1
• m (Magnético): -1, 0, 1
• s (Espín): +1/2, -1/2

Modelos Atómicos

Niels Bohr

Propuso que los electrones tienen órbitas estables alrededor del núcleo. Se le conoce como "Modelo planetario". En este modelo, los electrones giran en órbitas circulares alrededor del núcleo, ocupando la órbita de menor energía o la más cercana posible al núcleo.

Thomson

El modelo atómico de Thomson se formuló antes del descubrimiento del neutrón y el protón. Para él, los electrones estaban incrustados en el núcleo, como un pudin de pasas; por eso se le llamó "Modelo del pudin de pasas".

Rutherford

Propuso que los electrones giraban alrededor de un núcleo. Aunque aún no conocía la composición exacta del núcleo, sabía que contenía una carga eléctrica.

Dalton

El modelo atómico de Dalton, surgido en el contexto de la química, fue el primero con bases científicas. Explicaba por qué las sustancias se combinan químicamente entre sí solo en ciertas proporciones.

Pauli

Establece el principio de exclusión: no puede haber dos electrones con el mismo conjunto de números cuánticos.

Propiedades Periódicas

• Estructura electrónica: Distribución de los electrones en los orbitales del átomo.
• Potencial de ionización: Energía necesaria para arrancar un electrón.
• Electronegatividad: Mide la tendencia para atraer electrones.
• Afinidad electrónica: Energía liberada al captar un electrón.
• Carácter metálico: Define su comportamiento metálico o no metálico.
• Valencia iónica: Número de electrones que necesita ganar o perder para completar el octeto.

Electronegatividad

La electronegatividad de un elemento mide su tendencia a atraer hacia sí electrones cuando está químicamente combinado con otro átomo. Cuanto mayor sea, mayor será su capacidad para atraerlos.

Tipos de Enlaces

Enlace iónico

Se transfiere uno o más electrones. Presentan estructuras de sólidos cristalinos, puntos de ebullición y fusión elevados, y son duros pero frágiles (ejemplo: NaCl).

Enlace covalente no polar

Los pares de electrones se comparten equitativamente (ejemplo: H₂).

Enlace covalente polar

Ejemplo: HF. Suelen ser compuestos orgánicos líquidos o sólidos, solubles en solventes no polares, y son malos conductores de electricidad y calor.