Estructura Atómica y Enlaces Químicos: Conceptos Fundamentales de la Materia

Propiedades Fundamentales de la Materia y Partículas Subatómicas

La materia presenta propiedades intrínsecas debido a las partículas que la componen. A continuación, se detallan las características de las partículas fundamentales del átomo:

Modelos Atómicos Históricos

Modelo Atómico de Thomson

El modelo atómico de Thomson postula que el átomo es una esfera de carga positiva, en cuyo interior se encuentran incrustados los electrones necesarios para neutralizar la carga positiva total del átomo. Este modelo podía explicar los experimentos realizados en tubos de descarga, donde los electrones procedentes del cátodo chocaban con los átomos del gas encerrado en el tubo, arrancando más electrones.

Modelo Atómico de Rutherford

Según el modelo atómico de Rutherford, toda la carga positiva y prácticamente toda la masa del átomo están concentradas en una región muy pequeña en el centro del átomo, denominada núcleo atómico. Las partículas que rebotaban en sus experimentos eran aquellas que chocaban con el núcleo; sin embargo, al ser este tan pequeño, la mayoría de las partículas atravesaban los átomos de la lámina sin encontrar oposición.

Rutherford propuso que el átomo está formado por un núcleo positivo y una corteza donde se encuentran los electrones, de carga negativa, girando a su alrededor, de manera similar a como los planetas giran alrededor del Sol. El análisis de distintos experimentos realizados en tubos de vacío llevó a Rutherford a anunciar en 1914 la existencia de partículas de carga positiva en el núcleo.

Modelo Atómico de Bohr

En el modelo atómico de Bohr, los electrones de la corteza están situados en niveles de energía o capas discretas alrededor del núcleo. Cada nivel se designa con una letra o un número. De menor a mayor distancia al núcleo, estos niveles son: K (1), L (2), M (3), N (4), O (5), y así sucesivamente. El número que designa cada nivel se representa por n y se denomina número cuántico principal.

Los electrones tienden a situarse en los niveles de menor energía. La energía de un electrón en un nivel n se puede describir con la fórmula: E = -k/n², donde k es una constante.

Teoría Atómica de Dalton (1808)

La Teoría Atómica de Dalton, propuesta en 1808, estableció los siguientes postulados fundamentales:

1. Los elementos están constituidos por átomos, que son partículas materiales independientes, inalterables e indivisibles.
2. Los átomos de un mismo elemento son iguales en masa y en el resto de sus propiedades.
3. Los átomos de distintos elementos tienen diferente masa y propiedades.
4. Los compuestos se forman por la unión de átomos de los correspondientes elementos en una relación constante de números enteros sencillos.
5. En las reacciones químicas, los átomos no se crean ni se destruyen, únicamente se redistribuyen.

Carga Elemental del Electrón

La carga elemental de un electrón (e⁻) es de -1,6 × 10^-19 C (coulombios).

Notación Isotópica y Cálculo de Neutrones

Para un isótopo como el ³¹P (Fósforo-31):

• El número másico (A) es 31.
• El número atómico (Z) para el Fósforo es 15 (que representa el número de protones).
• El número de neutrones se calcula como A - Z.

Por lo tanto, para ³¹P:

• Protones (Z) = 15
• Neutrones = 31 - 15 = 16

Diagrama de Lewis

El Diagrama de Lewis representa los electrones de valencia (electrones en la última capa) de un átomo mediante puntos alrededor del símbolo del elemento. Cada punto corresponde a un electrón de valencia.

Ejemplo: Si un átomo tuviera una configuración de valencia hipotética como 1s² 2d⁶, se representarían 6 puntos alrededor del símbolo del elemento.

Excitación y Emisión de Luz en el Átomo de Hidrógeno

El átomo de hidrógeno posee un único electrón, el cual se encuentra situado en la capa K (nivel de energía más bajo). Cuando una muestra de gas hidrógeno recibe energía, por ejemplo, en forma de una descarga eléctrica, cada electrón absorbe parte de esta energía, saltando a un nivel de energía superior (estado excitado).

Esta situación de excitación no es estable. El electrón tiende a regresar a su nivel de energía inicial (estado fundamental), devolviendo la energía absorbida en forma de luz (fotones). La relación entre la energía devuelta y la frecuencia de la luz emitida se describe mediante la ecuación de Planck:

E = hf

Donde:

• E es la energía del fotón emitido.
• h es la constante de Planck, cuyo valor es 6,62 × 10^-34 J·s.
• f es la frecuencia de la luz emitida.

Dado que el electrón solo puede absorber y emitir energías específicas (correspondientes a las diferencias entre los niveles de energía discretos), solo podrá emitir luz a determinadas frecuencias, lo que da lugar a los espectros de emisión característicos.

Configuración Electrónica y Elementos

Orbitales Atómicos y Capacidad de Electrones

Los orbitales atómicos se llenan en un orden específico, siguiendo el principio de Aufbau. Los principales orbitales y su capacidad máxima de electrones son:

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

El orden de llenado de los orbitales es el siguiente:

1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 4f, 5d, 6p, 7s, 5f, 6d, 7p

Ejemplos de Elementos Químicos

A continuación, se listan algunos elementos químicos con sus respectivos números atómicos o símbolos:

• Hidrógeno (Z=1)
• Helio (Z=2)
• Litio
• Berilio (Be)
• Boro
• Carbono
• Nitrógeno
• Oxígeno
• Flúor
• Neón
• Sodio
• Magnesio
• Aluminio
• Silicio
• Fósforo (P)
• Azufre (S)
• Cloro
• Argón
• Potasio (K)
• Calcio
• Bromo (Z=35)
• Yodo (Z=53)

Clasificación y Propiedades de los Compuestos Químicos