Propiedades de Sustancias Químicas y Modelos Atómicos Clave

Propiedades de los Compuestos Iónicos

• Son sólidos a temperatura ambiente.
• Forman redes cristalinas.
• Son duros debido a las grandes fuerzas atractivas entre iones.
• Son frágiles: al deformar la red, se acercan iones del mismo signo y aparecen fuerzas repulsivas que rompen la red.
• Son solubles en agua: el agua es capaz de romper la red cristalina y dejar libres los iones.
• Son malos conductores de la electricidad en estado sólido (iones y electrones en posiciones fijas).
• Conducen la electricidad disueltos y fundidos, ya que en estas condiciones los iones dejan la red y presentan movilidad.

Propiedades de las Sustancias Covalentes

Ejemplos

• Elementos: hidrógeno (H₂), oxígeno (O₂), etc.
• Compuestos: agua (H₂O), amoniaco (NH₃), etc.

Tipos de Sustancias Covalentes

Sustancias Moleculares

• Formadas por moléculas aisladas.
• A temperatura ambiente pueden ser gases (la mayoría: O₂, CH₄, etc.), líquidos (H₂O, Br₂, etc.) y sólidos (I₂, glucosa, etc.).
• Puntos de fusión y ebullición bajos.
• Aislantes eléctricos.

Sustancias Cristalinas (o Redes Covalentes)

• Número muy grande de átomos unidos entre sí por enlace covalente.
• Ejemplos: diamante (C), grafito (C), sílice (SiO₂).
• Altos puntos de fusión y ebullición.
• Aislantes (con excepción del grafito).
• Insolubles y duros.

Polaridad del Enlace Covalente

Electronegatividad (EN)

Medida de la fuerza de atracción que un átomo ejerce sobre los electrones de enlace. A mayor EN, mayor atracción.

Variación Periódica

• Elementos no metálicos: muy EN.
• Elementos metálicos: poco EN.

Tipo de Enlace según la Diferencia de Electronegatividad

• Enlace Iónico: Gran diferencia de EN (entre metal y no metal), tan grande que el no metal se queda con los electrones de enlace (Metal → catión, No metal → anión).
• Enlace Covalente:
  • Apolar: No hay diferencia de EN (Ej: O₂, H₂).
  • Polar: Pequeña diferencia de EN. Tanto más polar cuanto mayor es la diferencia de EN.

Propiedades de las Sustancias Metálicas

• Presentan brillo metálico por su alto poder de reflexión.
• Puntos de fusión y ebullición elevados, ya que el enlace metálico es fuerte.
• Estado sólido a temperatura ambiente (con excepción del mercurio).
• Son conductores eléctricos, ya que los electrones de la nube electrónica tienen gran movilidad.
• Son dúctiles y maleables.

Modelo Atómico de Thomson

En 1904, Thomson propuso un átomo que era una esfera con carga positiva en la que había electrones incrustados en cantidad suficiente para que fuera neutro. La masa estaba distribuida homogéneamente en todo el volumen.

Este modelo recoge la divisibilidad del átomo y justifica la formación de iones como ganancia o pérdida de electrones.

Modelo Atómico de Rutherford

En 1911, Rutherford hizo un experimento y desechó el modelo de Thomson, proponiendo uno con estructura nuclear. Hizo incidir rayos alfa sobre láminas metálicas muy finas y estudió la dispersión producida cuando la radiación atravesaba el metal.

En el modelo de Thomson, la carga y masa están distribuidas homogéneamente, y los rayos experimentarían una dispersión casi nula. En este otro (el de Rutherford), la mayoría de las partículas seguían una trayectoria recta y una pequeña parte presentaba una desviación, lo que atribuyó a repulsiones de tipo eléctrico.

Propuso el modelo atómico planetario:

• El átomo tiene un núcleo positivo en el cual está concentrada casi toda la masa.
• Los electrones están en la corteza y ocupan casi todo el volumen.
• El átomo es neutro porque se compensan las cargas.

Modelo Atómico de Bohr

Propuesta: Los electrones únicamente pueden moverse en determinadas órbitas o, lo que es lo mismo, los electrones solo pueden tener ciertos estados o niveles energéticos.

Estados Energéticos

• Fundamental: Estado de menor energía; los electrones ocupan las órbitas posibles más cercanas al núcleo.
• Excitado: Todos los demás estados.

Explicación de los Espectros de Emisión

Cuando un átomo capta energía (por descarga o calentamiento), los electrones pasan de órbitas más cercanas a más lejanas del núcleo (estado excitado). Al cabo de cierto tiempo, se vuelve al estado fundamental emitiéndose energía en forma de fotón en cada transición electrónica.