Modelos Atómicos: De Dalton a Bohr y Propiedades Periódicas
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Evolución de los Modelos Atómicos
Modelo de Dalton
El átomo se concibe como una esfera diminuta, maciza e indivisible. Según este modelo, todos los átomos de un mismo elemento químico son idénticos entre sí y diferentes a los átomos de cualquier otro elemento. Explica las leyes ponderales de las reacciones químicas, pero no la existencia de los isótopos.
Modelo de Thomson
El átomo es una esfera de masa fluida cargada positivamente, con electrones de carga negativa incrustados en ella, de forma similar a las pasas en un pudin.
Modelo de Rutherford
La mayor parte del átomo está vacía. En su interior hay un núcleo donde se concentra casi toda la masa y la carga positiva. Los electrones se sitúan en la corteza exterior, girando alrededor del núcleo en órbitas circulares. Este modelo introduce:
- Protón: Partícula con carga positiva.
- Neutrón: Partícula sin carga y con masa, que justifica la estabilidad del núcleo al evitar las repulsiones entre protones y explica por qué la masa total es mayor que la suma de las masas de los protones.
Este modelo presenta limitaciones, ya que sería inestable: los electrones, al girar, perderían energía y acabarían cayendo hacia el núcleo. Además, según este modelo, los átomos deberían absorber cualquier cantidad de energía, pero los espectros atómicos demuestran ser discontinuos.
Modelo de Bohr y Desarrollos Posteriores
Los electrones giran alrededor del núcleo en órbitas circulares estacionarias, en las cuales no emiten energía. La energía está cuantizada, y un electrón puede cambiar de órbita absorbiendo o emitiendo un fotón de energía específica.
Posteriormente, el modelo fue perfeccionado:
- Sommerfeld: Observó que las líneas del espectro eran en realidad un conjunto de líneas más finas, lo que le llevó a sugerir la existencia de subniveles de energía.
- Efecto Zeeman: Se observó que las líneas espectrales se desdoblaban en presencia de campos magnéticos, lo que se relacionó con diferentes orientaciones espaciales de las órbitas.
- Espín: El desdoblamiento adicional de las líneas confirmó que el electrón posee propiedades magnéticas intrínsecas, lo que se describe con el número cuántico de espín, que indica el sentido de su giro.
Fórmulas Fundamentales
- Masa atómica promedio:
M = (M₁ × % + M₂ × %) / 100 - Velocidad de la luz:
c = λ / T = λ × ν - Energía de un fotón:
E = h × ν - Energía de una transición electrónica:
|Efinal - Einicial| = (h × c) / λ
Propiedades Atómicas Periódicas
Radio Atómico
Es la distancia desde el núcleo hasta el electrón más externo. Al avanzar hacia la derecha en un periodo de la tabla periódica, la carga nuclear efectiva aumenta y atrae a los electrones con más fuerza, provocando que el radio disminuya.
Energía de Ionización (EI)
Es la energía mínima necesaria para arrancar el electrón más externo de un átomo en estado gaseoso y formar un catión. Cuanto más alejado del núcleo esté el electrón, más débilmente estará unido y menor será la energía de ionización.
X(g) + EI → X+(g) + e−
Electronegatividad
Es la tendencia que tiene un átomo para atraer hacia sí los electrones de un enlace químico compartido.
Afinidad Electrónica (AE)
Es la energía que se libera cuando un átomo en estado gaseoso gana un electrón para formar un anión.
X(g) + e− → X−(g) + AE
Conceptos Clave de las Ondas
| Longitud de onda (λ) | Distancia entre dos crestas o valles consecutivos de una onda. |
| Periodo (T) | Tiempo que tarda una onda en completar una oscilación completa. |
| Frecuencia (ν) | Número de oscilaciones por unidad de tiempo. Se mide en Hercios (Hz). |
| Número de onda | Número de longitudes de onda por unidad de longitud (m-1). |
| Velocidad de propagación (c) | En el vacío, su valor es constante: c = 3×108 m/s. |
Espectros Atómicos y Electromagnéticos
Espectro Electromagnético
Es el conjunto de todas las ondas electromagnéticas, ordenadas según su longitud de onda o, inversamente, su frecuencia.
Espectros Atómicos
Muestran cómo la materia absorbe y emite radiación electromagnética. Son discontinuos porque los átomos solo pueden absorber o emitir fotones con cantidades de energía específicas, correspondientes a la diferencia de energía entre sus niveles electrónicos.
- Espectroscopía de absorción: Se obtiene al analizar la radiación que atraviesa una muestra gaseosa. El espectro resultante muestra líneas negras sobre un fondo de color, que corresponden a las longitudes de onda absorbidas por los átomos.
- Espectroscopía de emisión: Se obtiene al analizar la radiación emitida por una muestra previamente excitada (por calor o electricidad). El espectro resultante muestra líneas de colores sobre un fondo negro, que corresponden a las longitudes de onda emitidas.