Modelos Atómicos y Propiedades Periódicas: Evolución y Conceptos Clave

Evolución de los Modelos Atómicos

A lo largo de la historia, la comprensión de la estructura del átomo ha evolucionado significativamente. A continuación, se presentan los modelos atómicos más relevantes:

1. Dalton (1808): Propuso que el átomo era una esfera sólida e indivisible.
2. Thomson (1897): Descubrió el electrón y propuso un modelo atómico conocido como el "budín de pasas", donde los electrones (negativos) estaban incrustados en una esfera de carga positiva.
3. Rutherford (1911): Realizó el experimento de la lámina de oro, que llevó al modelo del sistema planetario, donde los electrones orbitan alrededor de un núcleo central positivo.
4. Bohr (1913): Propuso un modelo en el que los electrones giran alrededor del núcleo en órbitas circulares con niveles de energía cuantificados.

Partículas Subatómicas

• Electrón: Partícula con carga eléctrica negativa.
• Protón: Partícula subatómica con carga eléctrica elemental positiva.

Número Másico y Número Atómico

• Número Másico (A): Corresponde a la suma de protones y neutrones en el núcleo de un átomo. Se calcula como: A = Z + neutrones. Por lo tanto, para determinar el número de neutrones: neutrones = A - Z.
• Número Atómico (Z): Es el número de protones en el núcleo de un átomo. En un átomo neutro, el número de protones es igual al número de electrones: Z = protones = electrones.

Niveles de Energía y Orbitales Atómicos

Los electrones en un átomo se encuentran en niveles de energía específicos. La energía de un electrón en un nivel 'n' se puede calcular (en kcal/mol) mediante la siguiente ecuación:

E = -313.6 / n²

Para calcular la energía absorbida o emitida durante una transición electrónica entre los niveles E₁ y E₂, se utiliza la siguiente fórmula:

E_1→2 = E₂ - E₁

Ejemplo: Transición del electrón del nivel 1 al nivel 2:

-313.6/2² kcal/mol - (-313.6/1²) kcal/mol = (-78.4 kcal/mol) - (-313.6 kcal/mol) = +235.2 kcal/mol

La posición probable de un electrón en un átomo se describe mediante una función de onda, también conocida como orbital. Esta función depende de cuatro números cuánticos:

• n (Número cuántico principal): Indica el nivel de energía del orbital.
• l (Número cuántico azimutal o secundario): Indica la forma del orbital.
• m_l (Número cuántico magnético): Indica la orientación espacial del orbital.
• s (Número cuántico de espín): Indica el sentido de rotación del electrón (puede ser +1/2 o -1/2).

Definición de Orbital: Un orbital es una región del espacio alrededor del núcleo donde existe una alta probabilidad de encontrar un electrón.

Principios de la Configuración Electrónica

• Principio de Construcción (Aufbau): Los electrones ocupan los orbitales de menor energía disponibles en orden creciente de energía.
• Principio de Máxima Multiplicidad de Hund: Dentro de un mismo subnivel (mismo valor de 'l'), los electrones se distribuyen de manera que haya el mayor número posible de electrones desapareados (con espines paralelos).
• Principio de Exclusión de Pauli: No puede haber dos electrones en un átomo con los cuatro números cuánticos iguales.

Capacidad máxima de electrones por tipo de orbital:

• s: 2 electrones
• p: 6 electrones
• d: 10 electrones
• f: 14 electrones

Propiedades Periódicas

Los números cuánticos son valores numéricos que describen las características de los electrones.

• Afinidad Electrónica: Energía liberada cuando un átomo gaseoso en estado fundamental captura un electrón y se convierte en un ion mononegativo.
• Ley de las Octavas (Newlands): Propuesta por John Alexander Reina Newlands en 1864, establece que los elementos químicos muestran propiedades similares cada ocho elementos cuando se ordenan por su masa atómica creciente. Esta fue una de las primeras ideas que condujeron al desarrollo de la tabla periódica.
• Electronegatividad: Capacidad de un átomo para atraer electrones en un enlace químico.
• Energía de Ionización: Energía necesaria para separar un electrón en su estado fundamental de un átomo de un elemento en estado gaseoso.
• Radio Atómico: Distancia media entre los núcleos de dos átomos del mismo elemento unidos entre sí. También se puede definir como la distancia desde el núcleo hasta el electrón más externo.

Grupos y Periodos

En la tabla periódica:

• Periodos: Son las filas horizontales.
• Grupos: Son las columnas verticales.