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LOS ÁTOMOS Y SUS ENLACES
I. El modelo nuclear del átomo
Demócrito en el siglo V a.C enunció la idea de que los cuerpos estaban formados por pequeñas
partículas indivisibles denominadas átomos. Este fue el principio de la comprensión actual de la materia.
Ya en la década de 1870, el físico Rutherford y sus discípulos Geiger y Marsden bombardearon
una lámina de oro con rayos alfa. Su sorpresa fue el observar cómo algunas partículas se desviaban, otras
rebotaban y un gran número traspasaban la lámina sin modificar su trayectoria. Al final se concluyó que
el átomo reunía toda la masa y su carga positiva en un punto diminuto denominado núcleo, rodeado de
una capa distante de electrones.
El modelo nuclear del átomo se define por las siguientes hipótesis:
 El átomo está constituido por un núcleo central con casi toda la masa del átomo, que
contiene partículas con carga positiva llamadas protones.
 En la corteza están los electrones. Estos poseen una masa despreciable y giran en órbitas
circulares concéntricas en torno al núcleo. La carga negativa de estas partículas equilibra a
la positiva.
 El núcleo ocupa un pequeño espacio en el átomo; el resto del átomo está vacío.
Experimentos posteriores determinaron que existían otras partículas sin carga denominados
neutrones.
Número atómico: número de protones que hay en el núcleo.
Número másico: suma del número de protones y de neutrones del núcleo.
Isótopos  átomos con el mismo número de protones y distinto número de neutrones.
II. El modelo de Bohr
En 1913 el físico Bohr presentó un modelo atómico para el hidrógeno que explicaba la estructura
de la corteza electrónica y justificaba el espectro atómico de dicho elemento. Se basaba en tres
postulados:
 El electrón gira en torno al núcleo en órbitas circulares de energía fija.
 Sólo existen órbitas en las que los electrones tienen valores de energía determinados. Por
eso las órbitas se llaman también niveles de energía.
 Cuando el electrón pasa de un nivel de energía superior a otro de energía inferior, la
diferencia de energía se emite como luz.
III. Niveles y subniveles de energía
El físico Sommerfeld, discípulo de Bohr, propuso la ampliación del modelo atómico. Éste
supuso que cada nivel de energía estaba subdividido en un conjunto de subniveles próximos en energía.
Debido a esto, cada nivel tenía tantos subniveles como indicaba su número y podían albergar un número
máximo de electrones.
Dentro de cada nivel, la energía de los subniveles crece en la secuencia s  p  d  f.
IV. El Sistema periódico de los elementos
Berzelius en 1813 dividió los elementos existentes en dos grupos: metales y no metales. Creó así
el primer Sistema de elementos. Más tarde, en 1865, Newlands aplicó la ley de las octavas: si se colocan
los elementos en orden de masas atómicas crecientes, cada siete elementos aparece un octavo con
propiedades semejantes al primero.
Después, en 1869, Meyer puso en evidencia esta periodicidad y Mendeléiev presentó una tabla
periódica en la que se clasificó los elementos según masas atómicas crecientes.
Ya en 1911 Moseley propuso ordenarlos por número atómico creciente (Z) y, finalmente, en
1952, los científicos Werner y Paneth propusieron el sistema periódico actual.
Todos los elementos de un grupo tienen el mismo número de electrones en su última capa, estos
se denominan electrones de valencia y determinan el comportamiento químico y las propiedades del
elemento.
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10 11 12 13 14 15 16 17 18
1 H
He
2 Li Be
B
C
N
O
F Ne
3 Na Mg
Al Si
P
S
Cl Ar
4 K Ca Sc Ti V
Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn Ga Ge As Se Br Kr
5 Rb Sr
Y Zr Nb Mo Tc Ru Rh Pd Ag Cd In Sn Sb Te
I
Xe
6 Cs Ba La Hf Ta W Re Os Ir
Pt Au Hg Tl Pb Bi Po At Rn
7 Fr Ra Ac
V. Agrupaciones de átomos: Enlace químico
La unión de dos o más átomos para formar un sistema estable se llama enlace químico. La
energía desprendida en el proceso se llama energía de enlace y equivale a la energía necesaria para
separar los átomos unidos.
VI. Moléculas y cristales
Moléculas: agrupaciones estables de un número fijo, generalmente pequeño, de átomos. Si los
átomos son iguales constituyen un elemento y si son distintos, un compuesto.
Cristales: agrupaciones estables de un número variable y muy grande de átomos o iones que
forman sólidos cuyas partículas presentan una ordenación regular en todas las direcciones.
VII. Regla del octeto
Cuando los átomos se unen, tienden a ganar, perder o compartir electrones hasta conseguir la
estructura de gas noble en su última capa: tener ocho electrones en la capa de valencia.
VIII. El enlace metálico
Los físicos Drude y Lorentz propusieron un modelo de enlace metálico llamado modelo del gas
electrónico. Según éste, todos los átomos del metal ceden algunos electrones de valencia y forman iones
positivos, con lo que la red está formada por:
 Una estructura tridimensional de iones positivos que ocupan los nudos de dicha red.
 Una nube o gas electrónico constituido por electrones de valencia cedidos por cada átomo y
que pertenecen al conjunto.
Las propiedades de estos enlaces son:
 Sólidos a temperatura ambiente (excepto Hg).
 Temperaturas de fusión variadas (generalmente elevadas).
 Buenos conductores.
 Dúctiles y maleables.
 Blandos y tenaces.
IX. El enlace iónico
El enlace iónico lo forman iones positivos e iones negativos que se atraen eléctricamente. Los
elementos metálicos ceden electrones a los no metálicos.
Para formar una red cristalina iónica se siguen diversos pasos:
 Formación de los iones: cada elemento forma su anión o catión correspondiente.
 Atracción eléctrica.
 Formación de redes: los iones se colocan los más próximos posible e interaccionan
mutuamente. El número de iones de un signo que rodea al de signo contrario viene
determinado por el índice de coordinación de la red.
Estos enlaces poseen las siguientes propiedades:
 Sólidos a temperatura ambiente.
 Elevadas temperaturas de fusión.
 No son buenos conductores en estado sólido.
 Duros y frágiles.
 Solubles en agua.
X. El enlace covalente
El enlace covalente se forma entre dos átomos que comparten uno o más electrones. Cada par de
electrones compartido constituye un enlace.
El enlace covalente origina dos tipos de sustancias: las formadas por moléculas o sustancias
moleculares y los cristales covalentes.
Las propiedades de las sustancias moleculares son las siguientes:
 Fuerzas de atracción intramolecular muy fuertes.
 A temperatura ambiente la mayoría están en estado gaseoso.
 Insolubles en agua.
 Malos conductores.
Las propiedades de los cristales covalentes son las siguientes:
 Se extienden en las tres dimensiones.
 Estables.
 Duros.
 Con temperatura de fusión elevada.
 Insolubles.
 Malos conductores.
XI. Los diagramas de Lewis
El químico Lewis sugirió una forma sencilla de representar los electrones de valencia de los
átomos, utilizando lo que actualmente conocemos como símbolos de Lewis.
Estos se caracterizan por:
 En cada símbolo químico de un elemento se dibujará un punto por cada electrón de
valencia.
 Cada par de electrones compartidos o par de enlace se representa mediante una raya.