Descubrimientos Clave y Conceptos Fundamentales de la Química Atómica

Historia y Fundamentos de la Química Atómica

Un recorrido por los descubrimientos y conceptos clave que definen la estructura y el comportamiento de la materia a nivel atómico.

Desarrollo del Modelo Atómico

• John Dalton (1808): Propuso que la materia está compuesta por partículas indivisibles llamadas átomos, los cuales se distinguen por su masa y propiedades. Los átomos de un mismo elemento son iguales, y las sustancias se forman por la unión de muchos átomos. Los átomos no se destruyen ni se crean, solo se reordenan (antes del descubrimiento de los electrones).
• Michael Faraday (1833): A través de experimentos con la electrólisis, sugirió la presencia de energía en los átomos.
• J.J. Thomson: Estudió la conductividad eléctrica de los gases en tubos de descarga.
• Eugen Goldstein: Utilizó tubos de rayos catódicos y descubrió los protones.
• Henri Becquerel (1896): Descubrió accidentalmente la radiactividad.
• Ernest Rutherford: Descubrió el núcleo atómico y propuso un modelo atómico basado en experimentos con láminas de oro.
• James Chadwick: Descubrió los neutrones.
• Niels Bohr: Desarrolló la teoría atómica moderna, donde los electrones giran en órbitas circulares alrededor del núcleo. Si un electrón recibe energía, puede saltar a otro nivel orbital.

Partículas Subatómicas

• Protones: Partículas con carga positiva ubicadas en el núcleo.
• Neutrones: Partículas sin carga ubicadas en el núcleo.
• Electrones: Partículas con carga negativa que orbitan alrededor del núcleo.

Números Cuánticos y Orbitales

• Wolfgang Pauli: Estableció que en un mismo átomo, cada electrón posee un conjunto único de números cuánticos (Principio de Exclusión de Pauli).
• Regla de Hund: Al colocar electrones en orbitales (s, p, d, f), se completan todos los orbitales con un electrón antes de que cualquier orbital reciba un segundo electrón.

Subniveles de Energía y Orbitales

Tabla Periódica

La tabla periódica está organizada según los orbitales que ocupa el último electrón de cada átomo. Está ordenada por su número atómico (Z), y los colores representan los diferentes elementos. Las filas (periodos) del 1 al 7 tienen la misma cantidad de niveles de energía. Los grupos (columnas) comparten propiedades químicas similares.

Propiedades Atómicas Periódicas

• Radio Atómico: Es la medida de la distancia entre dos núcleos de átomos iguales enlazados.
• Radio Iónico: El radio de un catión es menor que el del átomo neutro, mientras que el radio de un anión es mayor.
• Volumen Atómico: Se calcula como V = masa / densidad.
• Energía de Ionización: Es la energía necesaria para remover un electrón de un átomo neutro en estado gaseoso.
• Afinidad Electrónica: Es la energía intercambiada cuando un átomo neutro en estado gaseoso acepta un electrón.
• Electronegatividad: Mide la tendencia de un átomo a atraer electrones en un enlace químico. Es mayor para los no metales que para los metales.

Enlaces Químicos

• Enlace Iónico: Se produce por la transferencia de electrones entre un metal y un no metal, formando redes cristalinas. Tiene altos puntos de ebullición y fusión. El metal pierde electrones (catión) y el no metal gana electrones (anión), ambos adquiriendo configuración electrónica estable.
• Enlace Covalente: Se comparte electrones entre dos átomos, generalmente no metales. Puede ser simple, doble, triple, polar, apolar o dativo (coordinado).

Compuestos Químicos Importantes

• Peróxidos: Contienen dos átomos de oxígeno y el otro elemento tiene valencia 1 (ej: Na₂O₂, peróxido de sodio).
• Hidruros: Combinación de hidrógeno con un metal (ej: KH, hidruro de potasio; CaH₂, hidruro de calcio).
• Hidrácidos: Combinación de un no metal con hidrógeno (ej: HF, fluoruro de hidrógeno; H₃N, nitruro de hidrógeno; HF(ac), ácido fluorhídrico).
• Sales Binarias: Combinación de un no metal con un metal (ej: NaBr, bromuro de sodio; FeCl₃, cloruro de hierro).
• Hidróxidos: Combinación de un metal con el grupo hidroxilo (OH) (ej: Ca(OH)₂, hidróxido de calcio; KOH, hidróxido de potasio; NH₄OH, hidróxido de amonio).
• Oxoácidos: Combinación de hidrógeno, un no metal y oxígeno (ej: HNO₂, ácido nitroso; HNO₃, ácido nítrico). La terminación "-oso" indica menor número de oxidación, mientras que "-ico" indica mayor número de oxidación.
• Oxosales: Combinación de un metal, un no metal y oxígeno (ej: CaSO₄, sulfato de calcio; Na₂SO₃, sulfito de sodio).
• Oxosales de Amonio: Formadas por amonio, un no metal y oxígeno (ej: (NH₄)₂SO₄, sulfato de amonio; NH₄NO₂, nitrito de amonio).