Principios Fundamentales de la Teoría Atómica de Dalton

La teoría atómica de Dalton se basa en los siguientes postulados:

• La materia está formada por pequeñas partículas separadas e indivisibles llamadas átomos.
• Una sustancia que tiene todos sus átomos iguales es un elemento.
• Los átomos de elementos distintos pueden unirse en cantidades fijas para originar compuestos.
• Los átomos de los diferentes elementos se distinguen por su masa y sus propiedades.
• Los átomos de un determinado compuesto son también iguales en masa y propiedades.

Partículas Subatómicas

• Electrón: Partícula con carga negativa (-) y muy poca masa que constituyen los rayos catódicos.
• Protón: En el caso del hidrógeno, los rayos canales están formados por partículas de carga positiva (+) y una masa 1937 veces mayor que la de los electrones, denominadas protones.
• Neutrón: Partícula con una masa semejante a la del protón y sin carga eléctrica.

Número Atómico (Z) y Número Másico (A)

• Número Atómico (Z): Es el número de protones que tienen los núcleos de los átomos de un elemento.
• Número Másico (A): Es la suma del número de protones y de neutrones que tiene el núcleo de un átomo. A = Z + N.

Modelos Atómicos

Modelo Atómico de Thomson

Thomson demostró que en el interior de los átomos hay unas partículas diminutas con carga eléctrica negativa, a las que denominó electrones. Como la materia es eléctricamente neutra, el átomo debía ser una esfera maciza de materia cargada positivamente en cuyo interior estaban incrustados los electrones. Este es un modelo estático y no nuclear.

Modelo Atómico de Rutherford

Rutherford demostró que los átomos no son macizos, sino que están vacíos en su mayor parte. Dedujo que en el centro del átomo hay un diminuto corpúsculo, al que llamó núcleo, en el que se encuentran las partículas de carga positiva, los protones. Presenta un átomo dinámico y nuclear en el que los electrones, en igual número que los protones, giran alrededor del núcleo en órbitas circulares.

Modelo Atómico de Bohr

Bohr propuso que:

• Los electrones giran en torno al núcleo en órbitas circulares de radios definidos.
• No todas las órbitas son posibles.
• En cada una de estas órbitas solo puede haber un número dado de electrones con una energía determinada en cada caso.
• En este modelo, los electrones solo ocupan órbitas con valores determinados de energía.

Modelo Atómico Actual

• El neutrón, cuya masa es similar a la del protón y sin carga eléctrica.
• El electrón se comporta como una onda en su movimiento alrededor del núcleo.
• No es posible predecir la trayectoria exacta del electrón.
• Los orbitales son regiones en torno al núcleo donde la probabilidad de encontrar un electrón con una determinada energía es muy grande.

Tabla Periódica

Mendeléyev y Meyer, en 1870, presentaron su tabla periódica. Sin embargo, para conseguir que los elementos quedaran agrupados en la familia que les correspondiese según sus propiedades, era necesario invertir el orden. Moseley encontró una manera experimental de determinar el número atómico en 1914, resolviendo así el problema. La tabla periódica permite establecer relaciones entre los diferentes elementos y aporta información muy valiosa sobre sus propiedades y su comportamiento químico. Los periodos son las filas horizontales y los grupos, las columnas verticales.

Enlaces Químicos

Los enlaces químicos son las distintas clases de fuerzas que mantienen establemente unidos los átomos en las sustancias.

Enlace Iónico

Consiste en la atracción electrostática que aparece entre los iones positivos y negativos que constituyen el compuesto iónico.

Propiedades:

1. A temperatura ambiente son sólidos de elevado punto de fusión.
2. Son frágiles. Al golpearlos se rompen en cristales de menor tamaño.
3. Son solubles en agua.
4. No conducen la electricidad en estado sólido.
5. Son conductores en disolución o fundidos.

Justificación:

1. Existen fuerzas intensas entre los iones. Se precisa mucha energía para romper los enlaces.
2. Al golpear el cristal, los iones se desplazan, rompiéndose los enlaces.
3. Las moléculas de H₂O interaccionan con los iones separados de la red iónica.
4. Los iones no pueden desplazarse, ocupan posiciones fijas.
5. Los iones pueden desplazarse libremente en la disolución o en el componente fundido.

Enlace Covalente

Es la unión de dos átomos que comparten uno o más pares de electrones.

Sustancias Covalentes Moleculares

Propiedades:

1. En condiciones ordinarias son gases, líquidos o sólidos de bajo punto de fusión y de ebullición.
2. La mayoría son insolubles en agua.
3. No conducen la electricidad ni en estado puro.

Justificación:

1. Dentro de la molécula, los enlaces covalentes son fuertes, pero entre dos moléculas son débiles.
2. No poseen iones positivos (+) y negativos (-) que interaccionen con el agua.
3. Carecen de electrones o iones libres que puedan desplazarse.

Sustancias Covalentes Atómicas (o Reticulares)

Propiedades:

1. Son sólidos de alto punto de fusión y muy duros.
2. Son insolubles en agua y en casi todos los disolventes.
3. No conducen la corriente eléctrica.

Justificación:

1. Todos los enlaces presentes son covalentes.
2. Carecen de iones positivos (+) y negativos (-) que faciliten la solubilidad en el agua.
3. Carecen de electrones o iones libres.

Enlace Metálico

Es la fuerza atractiva existente en los metales entre los iones positivos (+) y los electrones móviles de valencia que les rodean.

Fuerzas Intermoleculares

Son las fuerzas atractivas existentes entre las moléculas de las sustancias covalentes moleculares.