Estructura Atómica, Configuración Electrónica y Tendencias Periódicas

Modelos Atómicos

Modelo de Thomson (Rayos Catódicos)

La conductividad de los gases a una presión más reducida permite que sigan conduciendo la electricidad, aunque no se emita luz. En este modelo, la carga del electrón se considera la carga elemental. El átomo se suponía como una esfera con masa y carga positiva, con los electrones insertos en ella.

Modelo de Rutherford

Rutherford emitió sobre una lámina de oro un haz de partículas alfa. Observó que la mayoría atravesaba la lámina, pero otras rebotaban. Supo explicar que estas últimas habrían chocado con un núcleo masivo y con carga positiva. Determinó que el núcleo debía tener dimensiones pequeñas y que, en su totalidad, el átomo estaba prácticamente vacío. Los electrones se movían alrededor del núcleo.

Modelo Atómico Nuclear

Se supone la existencia de un núcleo 10⁴ veces menor que el tamaño de un átomo y con carga positiva. Para que no exista un colapso del núcleo, los electrones describen órbitas alrededor del mismo.

Modelo de Bohr

El electrón de un átomo solo puede moverse en determinadas órbitas y solo posee determinados valores o niveles de energía. Este modelo fue elaborado gracias al estudio de los espectros, destacando:

• Serie de Balmer: Transición de electrones excitados (que son diferentes para cada elemento y característicos) al nivel 2.
• Serie de Lyman: Los electrones pasan al nivel 1.
• Serie de Paschen: Los electrones pasan al nivel 3.

Estructura Atómica e Isótopos

Para definir un átomo utilizamos:

• A: Número másico (protones + neutrones).
• Z: Número atómico (protones).

Los isótopos son átomos de un mismo elemento con el mismo número de protones, pero diferente número de neutrones (y, por tanto, distinto valor de A).

Configuración Electrónica y Orbitales

Un orbital es la región del espacio en la que hay una gran probabilidad de encontrar un electrón. La configuración electrónica se obtiene aplicando tres reglas fundamentales para llenar los orbitales:

1. Principio de Aufbau: Los orbitales de energía más baja se llenan primero.
2. Principio de exclusión de Pauli: En cada orbital solo caben dos electrones, los cuales deben tener distinto espín.
3. Regla de Hund: Los orbitales de igual energía han de tener el mayor número de electrones desemparejados.

Propiedades Periódicas

Tamaño de los Átomos y Radio Iónico

• El tamaño de los átomos aumenta al descender en un grupo y disminuye al avanzar en un periodo.
• Los iones positivos o cationes son siempre menores que los átomos neutros correspondientes.
• Los iones negativos o aniones son siempre mayores que los átomos neutros correspondientes.

Energía y Electronegatividad

• Energía de Ionización (EI): Es la energía necesaria para arrancar el electrón más externo de un átomo en estado gaseoso. Esta energía crece al avanzar en un periodo y disminuye al descender en un grupo.
• Afinidad Electrónica (AE): Es el cambio de energía que acompaña al proceso de adición de un electrón a un átomo gaseoso. Se considera AE favorable (+) y AE desfavorable (-).
• Electronegatividad (EN): Es la tendencia que tienen los átomos a atraer hacia sí electrones cuando se combinan con otros elementos. Son números adimensionales que aumentan en un periodo y disminuyen en un grupo.

Reactividad

La reactividad de los metales aumenta al descender en un grupo, mientras que en los no metales aumenta al ascender en un grupo.