Teoría Atómica de Dalton y Partículas Subatómicas

Teoría Atómica de Dalton

• La materia está formada por pequeñas partículas separadas e invisibles llamadas átomos.
• Los átomos de un mismo elemento tienen igual masa y propiedades.
• Los átomos de diferentes elementos tienen distinta masa y propiedades.
• Los átomos de elementos distintos pueden unirse en cantidades fijas para crear compuestos, siendo los átomos de un determinado compuesto también iguales en masa y propiedades.
• En las reacciones químicas los átomos se intercambian de una a otra sustancia, pero ningún átomo de un elemento desaparece ni se transforma en un átomo de otro elemento.

Partículas Subatómicas

• Electrón: Experimentos realizados sobre la conducción de la electricidad a través de gases dieron como resultado el descubrimiento de una nueva partícula; en 1897 J.J.Thomson comprobó que los rayos catódicos que se forman en un tubo de descarga de gases están formados por partículas de carga eléctrica negativa y de muy poca masa.
• Protón: En 1886 E.Goldstein observó que cuando se perforaba el cátodo del tubo de descarga aparecían unos rayos que atravesaban el cátodo en sentido contrario a los rayos catódicos: rayos canales, su estudio determinó que estaban formados por partículas positivas y de masa distinta según el gas encerrado en el tubo.
• Neutrón: Con otros experimentos se comprobó que las masas de protones y electrones de un átomo no coincidían con su masa total, en 1932 J.Chadwick descubrió el neutrón.
• Otras Partículas Subatómicas: Hoy en día sabemos que además de electrones, protones y neutrones existen otras partículas subatómicas, mediante la colisión de protones a altas velocidades se detectó la presencia de energías que corresponderían a partículas subatómicas como los cuarks que forman parte de la materia y los bosones como los bosones de Higgs que son un tipo de partículas subatómicas que es responsable de la masa de los constituyentes elementales de la materia.

Descubrimiento de Thomson

Consistió en hacer el vacío en un tubo de descarga de gases hasta una presión mucho más baja que la presión atmosférica normal, el cátodo y ánodo se conectaron a una diferencia de potencial de 10000 V. Se observó que una fluorescencia verde aparecía en la pared opuesta al cátodo y se pensó que era producida por unos rayos que se dirigían desde el cátodo hasta el ánodo por los que se les llamó rayos catódicos; los rayos catódicos estaban formados por partículas negativas que llamó electrones.

Descubrimiento de E.Goldstein

Consistió en usar un tubo de rayos catódicos cuyo cátodo tenía la particularidad de haber sido perforado, los rayos canales están formados por los cationes del gas encerrado en el tubo y por eso la masa de estas partículas cambia al modificarse el gas, cuando ese gas es hidrógeno las partículas que forman los rayos canales eran de menor masa y se las llamó protones.

Modelo Atómico de Thomson

Al ser tan pequeña la masa de los electrones supuso que la mayor parte del átomo era carga positiva que ocuparía gran parte del volumen del átomo.

Modelo Atómico de Rutherford

Observó que algunas partículas emitidas por una sustancia radiactiva sufrían una desviación significativa en su trayectoria al atravesar una delgada lámina de oro y para poder explicar este hecho propuso el siguiente modelo.

Modelo Atómico de Bohr

Fue el primero en el que se introdujo la idea de que el átomo está cuantizado; partió del de Rutherford y le incorporó los principios de la mecánica cuántica desarrollada por Max Planck y el efecto fotoeléctrico descubierto por Einstein años antes, este modelo tenía 3 postulados.

Modelo Actual

En 1915 Sommerfeld modificó el modelo introduciendo órbitas elípticas; el descubrimiento del neutrón en 1932 completó la descripción del modelo atómico, el átomo consta de dos partes bien diferenciadas el núcleo que es la parte central del átomo y en él están los protones y neutrones y la corteza que es la parte exterior del átomo y contiene los electrones que giran en órbitas elípticas alrededor del núcleo; se abandonó el concepto de órbita estacionaria basado en las leyes de la mecánica clásica debido a que no se puede determinar con precisión la posición exacta de un electrón en un determinado instante, en el modelo actual los electrones no describen órbitas definidas en torno al núcleo sino que se encuentran distribuidos en orbitales (regiones del espacio donde es muy grande la probabilidad de encontrar un electrón con una determinada energía).

Descubrimientos Históricos

• Berzelius (1814): Clasificó los elementos según su electronegatividad.
• Proust (1815): Propuso el ordenamiento a partir del hidrógeno.
• Döbereiner (1820): Propuso el ordenamiento basándose en las triadas.
• Newlands (1864): Propuso el ordenamiento según sus masas atómicas; ley de octavas.
• Mendeléiev y Meyre (1869, 1870): Tabla periódica; clasificaron los elementos a partir de sus propiedades químicas.
• Moseley (1914): Ordenó los elementos según su número atómico.

Características de los Elementos

• Carácter Metálico: Aumenta al desplazarnos hacia la izquierda en un periodo y descender hacia abajo en un grupo.
• Metales: Elementos situados más a la izquierda que tienen mayor tendencia a perder electrones de su nivel más externo.
• No metales: Elementos situados más a la derecha que tienen mayor tendencia a ganar electrones e incorporarlos a su nivel más externo.
• Gases Nobles: Grupo especial de elementos que aunque se podrían considerar no metales, en realidad no tienen tendencia a ganar ni perder.

Propiedades Atómicas

• Radio Atómico: Aumenta al desplazarnos hacia la izquierda en un periodo y descender hacia abajo en un grupo.
• Potencial de Ionización: Energía necesaria para arrancarle un electrón a un átomo en estado gas y neutro, aumenta cuando vamos hacia arriba y hacia la derecha.
• Afinidad Electrónica: Energía que libera un átomo en estado gas cuando capta un electrón, aumenta hacia la derecha y hacia arriba.

Agrupaciones entre Átomos

• Redes Cristalinas: Estructuras gigantes formadas por la unión de un número indeterminado de átomos o iones que se disponen constituyendo una estructura continua geométricamente ordenada.
• Moléculas: Estructura discreta formada por la unión de una cantidad determinada de átomos que es la misma en todas las moléculas de una sustancia pura y coincide con su fórmula química.

Propiedades de Sustancias

• Sustancias Iónicas: Estado a temperatura ambiente (sólidas), dureza (duras y frágiles), puntos de fusión y ebullición (altos), solubilidad (solubles en agua), conductividad eléctrica (solo en disolución acuosa o fundidas).
• Estructuras de Lewis: Se representan de la siguiente forma: se escriben los símbolos de los elementos enlazados por el enlace covalente, los pares de electrones que se comparten se representan mediante pares de puntos o guiones; se dibujan los electrones no enlazantes del nivel electrónico más externo.
• Sustancias Covalentes:
  • Moleculares: Estado físico a temperatura ambiente (sólidas, líquidas o gaseosas), dureza (muy blandas), puntos de fusión y ebullición (bajos), solubilidad (solubles en disolventes orgánicos e insolubles en agua), conductividad eléctrica (no conductoras).
  • Cristalinas: Estado físico a temperatura ambiente (sólidas), dureza (muy duras), puntos de fusión y ebullición (muy altos), solubilidad (insolubles), conductividad eléctrica (no conductoras).
• Sustancias Metálicas: Estado físico a temperatura ambiente (sólidas), dureza (variable), puntos de fusión y ebullición (variables en general altos), solubilidad (solubles en otro metal fundido o en mercurio e insolubles en agua), conductividad eléctrica (muy buenos en estado sólido).

Números Cuánticos

• Principal (n): Nivel energético (1, 2, 3, 4, 5, 6, 7/k, l, m, n, o, p, q).
• Secundario (l): Forma del orbital (0...n-1/l=0 es orbital s, l=1 es orbital p, l=2 es orbital d, l=3 es orbital f).
• Magnético (ml): Orientación espacial del orbital (-l...+l); si l=1->mg=-1, 0, 1.
• Spin (ms): -1/2 y +1/2.