Descubrimiento De el electrón

En 1897, el inglés J.J. Thompson demostró que en todos los átomos Hay partículas cargadas

0, negativamente y les llamo electrones.

Los modelos Atómicos

Para explicar la construcción de los átomos se han propuesto Diferentes modelos a lo largo de la historia, y cada vez son más Claros y completos.

Primer modelo Atómico: modelo de Thompson

En 1904, J.J. Thompson Sugirió que el átomo es una esfera de carga positiva neutralizada Por unas pequeñas partículas eléctricas negativas, electrones, Incrustadas en esa esfera.

Descubrimiento Del protón

Ernest Rutherford observó Que el ión H+ es otra partícula fundamental y llamó protones a Estos iones. Los protones son partes integrantes de los átomos y en Cada átomo neutro existe el mismo número de protones que de Electrones.

Modelo Atómico de Rutherford

En 1911 Rutherford sugirió Un nuevo modelo atómico;
En el átomo hay dos regiones, el núcleo Que ocupa una fracción muy pequeña del volumen total del átomo, Acapara la mayor parte de su masa y está cargado positivamente con Protones, y la corteza, zona extensa donde los electrones giran Alrededor del núcleo y al ser la masa de los electrones tan pequeña Se considera una zona de vacío.

Descubrimiento Del neutrón

Rutherford sugirió la existencia de un tercer tipo de partícula, Que sin carga tendría una masa parecida a la del protón y Estabilizaría el núcleo y propuso llamarle neutrón. Fue James Chadwick quien comprobó su existencia experimentalmente.

Modelo atómico de Bohr

Los electrones Giran en torno al núcleo en ciertas órbitas circulares estables Donde al moverse no pierden energía ( a estas órbitas se las Denomina estacionarias)

Las únicas órbitas permitidas son aquellas cuya energía adopta unos valores Determinados (y no cualquier valor). A estas órbitas les llamó Niveles de energía y las representó por la letra n.

Cuanto más Alejado este el nivel del núcleo, mayor será su energía.

Un electrón Puede saltar de un nivel de mayor energía a otro emitiendo ese Exceso en forma de radiación (o absorbiendo el defecto de energía, Si salta de un nivel menos energético a otro más energético).

Gracias a este Modelo podemos entender los espectros atómicos. Al calentar un elemento o gaseoso, o cuando se le aplica una descarga eléctrica, Los electrones absorben energía y promocionan a niveles superiores (estado excitado), y cada una de las transiciones electrónicas deja Una marca en el espectro a la frecuencia correspondiente.

El modelo de Bohr solo explicaba satisfactoriamente el espectro del hidrógeno, Pronto, pudo comprobarse que las rayas de los espectro atómicos Poseían una estructura fina: cada raya era, en realidad, un conjunto De líneas muy próximas. Además, en 1925, se comprobó que el Electrón, al girar sobre su eje , creaba un pequeño campo magnético En la dirección del giro.

De las órbitas a los orbitales

Es imposible Conocer simultáneamente y con precisión la posición y velocidad de Un electrón en el átomo, ya que en el caso de que pudiéramos Detectar un electrón para poder medir su velocidad habría que Comunicarle energía, con el consiguiente tránsito a un nivel Energético superior.

Debemos hablar De probabilidad de encontrarlo en una cierta regiuón del espacio Alrededor del núcleo del átomo donde la energía sea menor.

Un orbital Atómico es la zona del espacio en la que hay mayor probabilidad De encontrar un electrón con determinada energía.

Principio de Exclusión de Pauli

Según este principio, en un átomo cualquiera no puede Existir dos electrones con los cuatro números cuánticos iguales, es decir, cada Orbital atómico solo puede alojar a dos electrones

El sistema periódico actual consta de 117 elementos y sitúa:

-A los elementos por orden creciente de sus número Atómicos.

-En un mismo grupo (columna vertical) a elementos con Propiedades químicas y físicas parecidas. Existen 18 grupos.

-En un mismo período (fila horizontal) a los elementos Cuyas propiedades cambian de forma progresiva. Hay 7 períodos.

-Sitúa a los metales a la izquierda y en el centro, y a Los no metales a la derecha, con excepción del hidrógeno, que se coloca en al Grupo 1 por tener una configuración electrónica parecida.

-Los grupos se nombran con números arábigos desde el uno Hasta el dieciocho. Algunos de ellos tienen nombre propios (alcalinos, Alcalinotérreos, térreos o boroideos, carbonoideos, nitrogenoideos, anfígenos, Halógenos y gases nobles)

Valencia de un Elemento

Al nivel electrónico más externo de un átomo se le conoce Como nivel de Valencia, y a los electrones allí situados, electrones de Valencia.

El comportamiento de un elemento químico de un elemento lo Determinan fundamentalmente los electrones de Valencia.

Regla del octeto ó de ocho electrones

Regla que expresa que todos los elementos, excepto Los gases nobles, deben combinarse con otros para estar estables y conseguir 8 Electrones en el nivel de Valencia.

-La capacidad que tienen los átomos se denomina Valencia y se define como el número de átomos de hidrógeno que pueden unirse o ser sustituido por un átomo de Correspondiente elemento. Por ejemplo, el átomo de oxigeno (con seis electrones de Valencia) puede captar dos más Combinándose con dos átomos de hidrógeno (H2O), entonces diremos que la Valencia del oxigeno es 2.

-Valencia iónica: Número de electrones que gana o pierde Para formar un ión estable. Por ejemplo, El sodio (Na: 1s2 2s2 2p6 3s1) tiende a perder un electrón del tercer orbital Para adquirir una estructura de gas noble y convertirse en ión sodio

6. Propiedades periódicas

La posición que ocupa un elemento en el sistema periódico Está relacionada con sus propiedades.

Radio atómico

Los radios atómicos aumentan al descender en un mismo grupo. Esto es porque se incrementa el número de niveles electrónicos y, por tanto, el Tamaño del átomo.

Al avanzar en un período, los radios atómicos de los Elementos disminuyen. Esto se debe al aumento de la carga nuclear, que origina Una mayor atracción sobre la nube electrónica.

-El radio atómico de un ión positivo (catión) es siempre Menor que el de su átomo neutro (ya que pierde electrones)

-El radio atómico de cualquier ión negativo (anión) es Siempre mayor que el de su átomo neutro.

6.2 Energía de ionización

La primera energía de ionización (EI1), es la energía Necesaria que hay que suministrar para arrancar el electrón más externo de un átomo. Se mide en kJ/mol o eV/átomo.

Cuanta menos energía de ionización tenga un elemento, mayor Será su tendencia a convertirse en catión.

Dentro de un mismo grupo, el electrón externo se encuentra Más alejado del núcleo y se necesita menos energía para arrancarlo a medida que Aumenta el número de niveles.

Al avanzar en un período, la carga nuclear aumenta, por Tanto, al estar los electrones sometido a mayor atracción, se necesita más Energía para arrancarlos.

6.4 Electronegatividad

La electronegatividad de un elemento mide la tendencia que Tiene uno de sus átomos a atraer hacia sí el par de electrones del enlace con Otro átomo.

Variación a lo largo Del sistema periódico

Electronegatividad – Tendencia a atraer los electrones de un Enlace.

Electronegatividad disminuye al descender el grupo, y Aumenta de izquierda a derecha en el período (se eleva la carga nuclear, y con Ella, la tendencia a atraer hacia sí el par de electrones del enlace de otro átomo.

6.5 Carácter metálico y no metálico

– Los metales poseen Bajas energías de ionización y bajas electronegatividades. Muestran mucha Tendencia a perder electrones, y por tanto, a formar cationes.

– Los no metales poseen altas energía de ionización y altas Electronegatividades. Muestran mucha tendencia a ganar electrones, y por lo Tanto, forman aniones.

– Si un elemento muestra carácterísticas intermedias, se le Considera semimetal.