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TEORIA ATOMICA
HISTORIA DE LA TEORIA ATOMICA
Demócrito de Abdera (450 A.C. a 370 A.C.): Filósofo griego, el primero en formular una
teoría en torno a la conformación de la materia se compone de partículas indivisibles, a las
que llamó átomos (del griego “atomos”, indivisible).
Modelos Atómicos:
1808 - Modelo atómico de John Dalton: Propone que cada elemento químico está
compuesto por átomos iguales y exclusivos, y que aunque indivisibles e indestructibles, se
pueden asociar para formar estructuras más complejas (los compuestos químicos).
Esta teoría tuvo diversos precedentes; entre éstos: La Ley de Conservación de la Masa,
formulada por Antoine Lavoisier (1789) y la Ley de las Proporciones Definidas, enunciada
por Joseph Louis Proust (1799).
Dalton explicó su teoría formulando una serie de enunciados simples:
La materia está formada por partículas muy pequeñas llamadas átomos, que son indivisibles
y no se pueden destruir.
Los átomos de un mismo elemento son iguales entre sí, tienen su propio peso y cualidades
propias. Los átomos de los diferentes elementos tienen pesos diferentes.
Los átomos permanecen sin división, aún cuando se combinen en las reacciones químicas.
Los átomos, al combinarse para formar compuestos, guardan relaciones simples (Ley
Proporciones Definidas).
Los átomos de elementos diferentes se pueden combinar en proporciones distintas y formar
más de un compuesto (Ley de las Proporciones Múltiples).
Los compuestos químicos se forman al unirse átomos de dos o más elementos distintos.
1897 - Modelo atómico de Joseph John Thomson: El átomo está compuesto por un
átomo positivo, en cuya superficie se encuentran los electrones, distribuidos uniformemente
(modelo del pudín de pasas).
1911 - Modelo atómico de Rutherford: El átomo esté formado por dos partes: La
corteza, que está constituida por todos los electrones que hay en el átomo, girando a gran
distancia alrededor del núcleo, y el núcleo, muy pequeño en el que se encuentra toda la
carga eléctrica positiva y casi toda la masa del átomo.
(Rutherford descubre el núcleo: La masa del átomo esta concentrada en un núcleo pequeño
situado en el centro. Los átomos están formados en su mayor parte por espacio vacío. El
tamaño del átomo es de 10-12 cm. y el núcleo 10 -8 cm.(un angstrom) . Esto significa que el
diámetro del núcleo es 10.000 veces menor que el tamaño del átomo).
1913 - Modelo atómico de Bohr o de Bohr-Rutherford: Es un modelo cuantizado del
átomo que explica cómo los electrones pueden tener órbitas estables alrededor del núcleo (o
sea, se fundamenta en el hecho que los electrones con carga opuesta a la del núcleo, no se
precipitan hacia el núcleo por la intensa fuerza de atracción).
(Un cuanto es la mínima unidad de energía E=hν, donde h = contante de Planck y ν =
frecuencia de la energía, por ejemplo, visible o luz emitida)
1916 - Modelo atómico de Sommerfeld: Perfecciona el modelo de Bohr introduciendo el
concepto de órbitas casi-elípticas para los electrones y velocidades relativistas.
MODELO ATOMICO ACTUAL
Fue desarrollado en 1926, sobre todo por Schrödinger y Heisenberg. Es un modelo de
gran complejidad matemática, que usándolo sólo se puede resolver con exactitud el átomo
de hidrógeno.
El átomo se asume esférico, compuesto por una región central, de carga positiva, en la cual
se encuentran los protones y neutrones es decir, prácticamente toda la masa del átomo.
Una nube electrónica rodea al núcleo, en la cual están distribuidos los electrones en
orbitales, la región del espacio en la que la probabilidad de encontrar al electrón es máxima.
PARTICULAS SUBATOMICAS
El átomo está formado por tres tipos de partículas subatómicas:
Partícula
Protón
Neutrón
Electrón
Carga
Positiva
Neutra
Negativa
Masa
Descubridor
E. Rutherford
1 u.m.a.
James Chadwick
1 / 1840 u.m.a. J.J. Thomson
1 u.m.a.
Año
1918
1932
1897
PROPIEDADES DEL ATOMO
PROPIEDADES DEPENDIENTES DEL NUCLEO
1.- Número Atómico, Z
Es el Número de protones en el núcleo.
Ejemplos:
2.- Número Másico, A
Es el Número de (protones + Neutrones) en el núcleo.
Ejemplos:
Isótopos
No todos los átomos de un determinado elemento poseen el mismo número de neutrones
por lo cual átomos de un mismo elemento poseen masa atómica diferente es decir distinto
número másico. Los distintos átomos son llamados los “isótopos” del elemento respectivo.
Ejemplos:
3.- Radioactividad
Propiedad que posee el núcleo de ciertos átomos de emitir, espontáneamente, radiación en
forma de partículas de alta energía:
Radiación alfa (α) consiste en la emisión de partículas con carga positiva de +2 y con una
masa de 4 u.m.a., idénticas a los núcleos de los átomos de helio ordinario 24He
Radiación beta (β) consiste en la emisión de partículas cargadas negativamente, de
propiedades idénticas a las de los electrones.
Radiación gamma (γ) consiste en una emisión de fotones de alta energía y de longitud de
onda muy corta. La emisión de radiación gamma acompaña a casi todas las reacciones
nucleares y no produce cambio en la carga ni en la masa, por esto suele no escribirse en las
ecuaciones.
Ecuación Nuclear
En una ecuación química nuclear típica se debe conservar la masa y la carga, entre
reactantes y productos:
238
U → 90 234Th + 24He + 00γ
92
234
234
0
90 Th → 91 Pa + -1 e
232
4
228
Ra
90 Th → 2 He + 88
La Radiactividad artificial es la producción de isótopos mediante reacciones de
bombardeo con partículas, mediante las cuales un núcleo estable se transforma en
radiactivo. Estas partículas bombardeadas pueden ser: neutrones o neutrinos, protones y
positrones. Ejemplo
27
13 Al
28
13 Al
+ 01n
+ 00γ
→
→
28
13 Al
28
14 Si
+ -10e
Partículas Radiactivas
Partícula
Alfa
Beta
Gamma
Neutrón
Protón
Positrón
Símbolo
α 24He
 -10e

n
p+, H+
0
+1 e
Carga
+2
-1
0
0
+1
+1
Masa
4
0
0
1
1
0
PROPIEDADES Y CARACTERISTICAS DEPENDIENTE DE LA CORONA O
NUBE ELECTRONICA
La nube electrónica está formada por el conjunto de capas o niveles de energía donde se
encuentran los orbitales, que son las regiones del espacio donde es probable encontrar un
electrón. Los niveles o capas de energía se numeran desde “1”, la capa vecina y en la cual
los electrones poseen menor energía (por la cercanía del núcleo) a “8”, la más lejana y en la
cual los electrones poseen la mayor energía.
Cada orbital puede contener un número máximo de electrones, dispuestos siempre en pares,
de ser posible:
Subnivel s
s2
Esférico
Máximo = 2 electrones
2 2 2
Subnivel p
p p p
3 pares de lóbulos Máximo = 6 electrones
2 2 2 2 2
Subnivel d
d d d d d
5 pares de lóbulos Máximo = 10 electrones
Subnivel f
f2 f2 f2 f2 f2 f2 f2
7 pares de lóbulos Máximo = 14 electrones
La energía de los orbitales va en aumento desde “s” a “f”.
NÚMEROS CUÁNTICOS
Cada electrón se identifica a través de cuatro números, definidos de manera que en un
átomo, dos electrones sólo pueden tener hasta tres números iguales, diferenciándose en el
cuarto. Estos números son:
Número Cuántico Principal, n: Indica el número de capa o nivel de energía.
n = 1,2,…,8. La más cercana y de menor energía es la 1 mientras que la 8 es la más lejana
y con mayor energía.
Número Cuántico Secundario o Azimutal, l: Indica el tipo del subnivel donde se
encuentra el electrón:
Número Cuántico Magnético, ml: Indica la orientación espacial del orbital.
Para cada valor de “l” hay 2l+1 valores de ml.
Valor de “l”
Valor(es) de ml
0
0
+1 0
-1
1
+2 +1 0
-1 -2
2
+3 +2 +1 0
-1 -2 -3
3
Número cuántico de espín, ms: indica el sentido de giro del campo magnético que
produce el electrón al girar sobre su eje. Toma valores de +1/2 y -1/2.
CONFIGURACION ELECTRONICA
El arreglo de los electrones en los diferentes orbitales constituye la “configuración
electrónica” de cada átomo, para lo cual se procede de acuerdo al camino señalado por las
flechas.
Para proceder a realizar una configuración electrónica, deben tenerse en cuenta:
Principio de Exclusión de Pauli:
En un orbital no puede haber más de dos electrones, y siempre con spines contrarios.
De esto se desprende que dos electrones pueden tener sólo hasta tres números cuánticos
iguales.
Principio de la Máxima Multiplicidad:
Todos los orbitales disponibles se llenan con un electrón. Si sobran, se comienza a
aparear con los electrones restantes.
Configuración Abreviada
Si hay un gran número de electrones, puede usarse la configuración abreviada, en la cual se
considera la configuración del gas noble que antecede al elemento, sumándose la
configuración de los electrones restantes. Ejemplo:
Lo mismo es válido para representar aniones y cationes.
Símbolo de Lewis
Consiste en una representación del símbolo del elemento más la de los electrones de la
última capa. Ejemplo:
Relación entre Configuración Electrónica y Números Cuánticos
A partir de la configuración de un electrón pueden determinarse los cuatro números
cuánticos y viceversa.
Clasificación de los Elementos según su Configuración Electrónica
De acuerdo a la configuración electrónica, los elementos pueden clasificarse en:
Representativos: Aquellos que presentan orbitales “s” o “p” incompletos.
De Transición: Aquellos que presentan orbitales “d” o “f” incompletos.
TABLA O SISTEMA PERIODICO DE LOS ELEMENTOS QUIMICOS
Es un ordenamiento de los elementos químicos, de acuerdo al número atómico creciente.
Las filas se denominan Períodos en los cuales se encuentran elementos cuyos átomos
tienen igual número de capas de energía.
Las columnas se denominan Grupos, los cuales reúnen a los elementos cuyos átomos tiene
igual número de electrones de “valencia” es decir, los electrones ubicados en la última
capa.
En la Tabla, los Elementos Metálicos, aquellos con tendencia a ceder electrones, se ubican
al lado izquierdo mientras que los Elementos No Metálicos, se ubican a la derecha. En el
extremo derecho, se encuentra el Grupo de los Gases Nobles o Inértidos, que no presentan
tendencia a ceder ni a aceptar electrones. Al centro, se ubican los Elementos de
Transición o Anfóteros, que presentan cualidades metálicas y no metálicas.
PROPIEDADES PERIODICAS
Son aquellas propiedades que, si su valor aumenta (o disminuye) a lo largo de un P o un G,
éste disminuye ( o aumenta) a lo largo de un G.
Los aumentos o disminuciones son periódicas. Ejemplo, para el Radio Atómico:
En el P – 2, disminuye de 2,05 A (Li) a 0,51 A (Ne)
En el P – 3 disminuye de
El número atómico y la masa atómica NO son propiedades periódicas porque aumenta tanto
en los períodos como en los grupos.
Son propiedades periódicas, entre otras, las siguientes: Radio Atómico, Potencial o Energía
de Ionización y factores que lo afectan; Electronegatividad y Electroafinidad.
Se interpreta el Sistema Periódico, recorriendo los Períodos de izquierda a derecha y los
Grupos, de arriba hacia abajo.
Radio Atómico
Período: Disminuye al aumentar la atracción del núcleo sobre los electrones de la última
capa.
Grupo: Aumenta, al aumentar el número de niveles de energía.
Ejemplo:
En el P – 2, disminuye de 2,05 A (Li) a 0,51 A (Ne)
En el G – 1, aumenta de 2,05 A (Li) a 3,34 A (Cs).
Potencial o Energía de Ionización
Es la energía necesaria para arrancar el electrón más externo desde un átomo neutro en
fase gaseosa:
X(g) + Ei → X+(g) + ē.
Período: Aumenta por la disminución del radio atómico, aumentando la atracción del
núcleo sobre el electrón más externo.
Grupo: Disminuye porque aumenta el efecto pantalla, disminuyendo la carga nuclear. Es
decir, disminuye la atracción sobre el electrón más externo debida al efecto de los
electrones intermedios.
Ejemplos:
Electroafinidad o Afinidad Electrónica
Es la energía desprendida por un ion gaseoso que recibe un electrón y pasa a átomo
gaseoso X+(g) + ē → X(g) + E
Período: Aumenta porque disminuye el radio atómico, aumentando la atracción sobre los
electrones.
Grupo: Disminuye por el aumento del radio atómico, lo cual disminuye la atracción entre
núcleo y electrones de la última capa.
Ejemplos:
Electronegatividad
Tendencia de un átomo a captar electrones.
Período: Aumenta al disminuir el radio atómico, aumenta la atracción del núcleo sobre la
capa externa (radio atómico)
Grupo: Disminuye al aumentar el radio atómico, disminuyendo la atracción del núcleo
sobre capa externa.
Ejemplos: