Evolución del Modelo Atómico y Propiedades Periódicas

Modelo Atómico de Dalton (1808)

Propuso que el átomo es una partícula indivisible que se unía entre sí formando átomos compuestos y los átomos tenían diferentes tamaños, pero este modelo fue rechazado cuando se descubren los neutrones, los protones y los electrones.

Modelo Atómico de Thomson (1897)

Descubrió los electrones, donde usó un tubo de rayos catódicos y dedujo la presencia de partículas negativas. Propuso el modelo del "Budín de ciruelas" el cual decía que el átomo era una esfera de materia positiva que contenía incrustados los electrones. Su modelo falló porque no supo explicar dónde se encontraban esos electrones y que en el átomo había partículas neutras.

Modelo Atómico de Goldstein (1886)

Al trabajar con un tubo de descarga de cátodo perforado, observó otro tipo de rayos que procedían del ánodo positivo. Estos rayos atravesaban las perforaciones del cátodo y por ello se les llama rayos canales. Postuló que estos rayos estaban compuestos por partículas de carga positiva denominadas protones. Pero no obstante, no sabía explicar la naturaleza de la estructura atómica.

Modelo Atómico de Rutherford (Experimento de la Lámina de Oro - 1911)

Bombardeó una lámina de oro con partículas alfa positivas y posteriormente analizó la trayectoria para entender cómo son los átomos, y propuso que el átomo contiene un núcleo con protones de carga positiva y neutrones que eran partículas con masa, pero sin carga y que alrededor del núcleo, mediante órbitas, giraban los electrones.

Iones e Isótopos

Ion: átomos cargados y hay 2 tipos: anión (negativo, gana electrones), catión (positivo, pierde electrones).

Isótopos: Cada uno de los átomos de un mismo elemento químico, cuyo núcleo tiene el mismo número de protones, pero distinto número de neutrones.

Z: número atómico de los elementos.

A: masa atómica o número másico de los elementos.

N: número de neutrones del elemento químico.

Números Cuánticos

Número cuántico principal (n): nivel de energía/tamaño del orbital.

Número cuántico orbital (l): tipo de orbital (0 a n-1). Si l=0 tipo s, si l=1 tipo p, si l=2 tipo d, si l=3 tipo f.

Número cuántico magnético (ml): orientación orbital.

Número cuántico de espín (ms): sentido del giro del electrón (1/2 o -1/2).

Efecto Fotoeléctrico

Genera corriente a partir de luz con una frecuencia determinada entre 2 placas metálicas. Cada metal tiene su propia frecuencia umbral (frecuencia mínima para que los electrones salgan disparados del metal).

Estudio de los Espectros Atómicos

El espectro de la luz blanca es un continuo de radiaciones, que van desde el rojo al violeta.

Al meter entre la linterna y el prisma una muestra de gas hidrógeno, el espectro presenta algunas líneas negras a determinadas frecuencias. El hidrógeno absorbe alguna frecuencia con sus átomos y a esto se le llama espectro de absorción del hidrógeno.

Un joven científico llamado Niels Bohr (1885-1962) piensa que la solución a esto debe estar en cómo son los átomos y que no son exactamente como Rutherford había dicho.

El Modelo de Bohr

1. El núcleo del átomo es positivo y contiene los protones y neutrones.
2. Los electrones describen órbitas circulares alrededor del núcleo.
3. Esas órbitas no pueden ser cualquiera, tienen que tener un valor de radio determinado y no otro. Esto se conoce como cuantización de las órbitas atómicas.
4. Los electrones pueden cambiar de órbita absorbiendo o emitiendo energía mediante fotones.

Aportaciones Claves de Bohr

• Introduce el concepto de energía y órbita cuantizada en el átomo.
• Explica el aspecto de los espectros atómicos de muchos elementos mediante la idea del fotón.
• Los resultados están acordes con los obtenidos de manera empírica mediante la ecuación.

Tabla Periódica y Propiedades Periódicas

Dimitri Mendeléiev (1869) propuso ordenar los elementos en orden creciente de la masa atómica.

La tabla de Mendeléiev contenía errores en algunos grupos. No fue hasta 1913, cuando el inglés Henry Moseley propone ordenar los elementos según su número atómico.

Propiedades Periódicas

1. Radio atómico: mitad de la distancia entre dos átomos que están juntos. En un periodo: de izquierda a derecha hay menos radio. En un grupo: de más a menos radio.
2. Energía de ionización: mínima energía necesaria para que un átomo neutro... En un periodo: aumenta. En un grupo: disminuye.
3. Afinidad electrónica (AE): Periodo: menos a más. Grupo: más a menos.
4. Electronegatividad: tendencia a atraer los electrones. Periodo: menos a más. Grupo: más a menos.