Evolución de los Modelos Atómicos: Estructura, Configuración y Tabla Periódica

Evolución de los Modelos Atómicos y la Estructura de la Materia

La comprensión de la estructura atómica ha evolucionado significativamente a lo largo de la historia, desde las primeras ideas filosóficas hasta los complejos modelos cuánticos actuales. A continuación, se presenta un recorrido por los modelos atómicos más influyentes y conceptos fundamentales relacionados con la química.

Modelos Atómicos Históricos

Modelo Atómico de Dalton (siglo XIX)

• La materia está constituida por partículas diminutas, esféricas e indivisibles, denominadas átomos.
• Todos los átomos de un mismo elemento son iguales entre sí en masa y propiedades, y diferentes de los átomos de otros elementos.
• Los átomos se combinan entre sí en proporciones simples para formar compuestos. Ejemplo: El compuesto del agua (H₂O) se forma por la combinación de un átomo de oxígeno y dos átomos de hidrógeno.

Modelo Atómico de Thomson (1904)

• El átomo es una esfera uniforme y difusa, con carga eléctrica positiva, en la que se encuentran incrustados los electrones, de carga negativa, en posiciones fijas.
• Dado que la materia es eléctricamente neutra, la carga positiva de la esfera debe ser igual a la suma de las cargas negativas de los electrones. Este modelo es conocido como el "pudín de pasas".

Modelo Atómico de Rutherford (1911)

• La carga positiva del átomo y casi toda su masa están concentradas en un volumen central muy pequeño, al que denominó núcleo.
• Los electrones se encuentran a una gran distancia del núcleo y orbitan muy rápidamente alrededor de él, como un sistema planetario.
• La carga positiva del núcleo se debe a una nueva partícula subatómica, el protón.

Modelo Atómico de Bohr (1913)

Bohr postuló que los electrones solo pueden permanecer en determinadas órbitas o niveles de energía constante. Un electrón puede pasar de un nivel a otro al absorber o emitir energía.

• La teoría cuántica asigna a los electrones niveles, subniveles y orbitales, es decir, regiones en las que hay una alta probabilidad de encontrar un electrón con una energía específica.

Conceptos Fundamentales del Átomo

Número Atómico (Z)

El número atómico (Z) representa el número de protones presentes en el núcleo de un átomo. Este valor es único para cada elemento químico y lo identifica.

Número Másico (A)

El número másico (A) es la suma total de protones y neutrones en el núcleo de un átomo. Se calcula como A = Z + N, donde N es el número de neutrones.

El Modelo Atómico Actual (Modelo Cuántico)

Según el modelo atómico actual, un electrón solo puede girar a determinadas distancias del núcleo, que se denominan capas o niveles de energía. En cada nivel de energía, el electrón mantiene su energía constante. El número máximo de electrones (e⁻) que puede haber en cada nivel se calcula mediante la fórmula 2n², donde 'n' es el número del nivel.

Transiciones Electrónicas

• Cuando un electrón absorbe energía, pasa de un nivel de energía inferior a otro de mayor energía (estado excitado).
• Cuando un electrón emite energía (en forma de fotón), pasa de un nivel de energía superior a otro de menor energía (vuelve a su estado fundamental).

Subniveles de Energía y Orbitales

Dentro de cada nivel de energía, existen subniveles, cada uno con una capacidad máxima de electrones:

• s: 2 electrones
• p: 6 electrones
• d: 10 electrones
• f: 14 electrones
• g: 18 electrones (teórico, para elementos muy pesados)

Configuración Electrónica

La configuración electrónica describe la distribución de los electrones en los diferentes niveles, subniveles y orbitales de un átomo. Se utiliza el Diagrama de Moeller (o de las diagonales) para determinar el orden de llenado de los orbitales:

1s2
2s2 2p6
3s2 3p6 3d10
4s2 4p6 4d10 4f14
5s2 5p6 5d10 5f14 5g18

Sistema Periódico de los Elementos

El sistema periódico es una herramienta fundamental para organizar y comprender las propiedades de los elementos químicos.

Pioneros de la Tabla Periódica

• Dmitri Mendeléyev: Ordenó los elementos por su masa atómica creciente, prediciendo la existencia de elementos aún no descubiertos.
• Henry Moseley: Reordenó los elementos por su número atómico creciente, estableciendo la base de la tabla periódica moderna.

Iones: Aniones y Cationes

• Anión: Ion con carga neta negativa (ha ganado electrones).
• Catión: Ion con carga neta positiva (ha perdido electrones).

Propiedades de Metales y No Metales

• Metal: Elemento que tiende a perder electrones (e⁻) para formar cationes.
• No metal: Elemento que tiende a ganar electrones (e⁻) para formar aniones.

Grupos Principales de la Tabla Periódica y su Configuración Electrónica de Valencia

• Alcalinos (Grupo 1): Acaban en s¹ (1 electrón de valencia). Tienden a perder 1 e⁻.
• Alcalinotérreos (Grupo 2): Acaban en s² (2 electrones de valencia). Tienden a perder 2 e⁻.
• Metales de Transición (Grupos 3-12): Su configuración de valencia involucra orbitales d^1-10.
• Térreos (Grupo 13): Acaban en s²p¹ (3 electrones de valencia). Tienden a perder 3 e⁻.
• Carbonoideos (Grupo 14): Acaban en s²p² (4 electrones de valencia). Pueden perder o ganar e⁻.
• Nitrogenoideos (Grupo 15): Acaban en s²p³ (5 electrones de valencia). Tienden a ganar 3 e⁻.
• Anfígenos (Grupo 16): Acaban en s²p⁴ (6 electrones de valencia). Tienden a ganar 2 e⁻.
• Halógenos (Grupo 17): Acaban en s²p⁵ (7 electrones de valencia). Tienden a ganar 1 e⁻.
• Gases Nobles (Grupo 18): Acaban en s²p⁶ (8 electrones de valencia, excepto Helio con 1s²). Son químicamente estables y rara vez reaccionan.