Teoría Atómica En 1808, John Dalton
estableció las hipótesis sobre las que fundó
su teoría atómica: a) Los elementos están
formados por partículas pequeñas llamadas
átomos. Todos los átomos de un elemento son
idénticos (tamaño, masa, propiedades
químicas) y diferentes de los de otro elemento. b) Los
compuestos están formados por átomos de más
de un elemento en una relación que es un número
entero o una fracción sencilla. c) Una reacción
química consiste en la separación,
combinación o reordenamiento de los átomos, los
cuales no se crean ni se destruyen.
El átomo Es la unidad básica que puede intervenir
en una combinación química. Está formado por
partículas subatómicas, de las cuales las
más importantes son los electrones, los protones y los
neutrones. Los electrones son partículas con carga
negativa que se encuentran en lugares energéticos
conocidos como rempes u orbitales. Su masa es de 9.1 x 10 -28 g.
Los protones son partículas con carga positiva que se
encuentran en el núcleo atómico y cuya masa es de
1.67 x 10 -24 g. Los neutrones son partículas
eléctricamente neutras, que se encuentran en el
núcleo y que tienen una masa un poco mayor que la de los
protones.
Número atómico, Masa atómica.
Isótopos y Peso atómico El número de
protones en el núcleo de un elemento se conoce como
número atómico (Z). El número de protones y
de neutrones presentes en el núcleo de un átomo de
un elemento se conoce como número de masa. Cuando se mide
en uma (unidades de masa atómica, referidas a la masa de
un átomo de carbono 12), se llama masa atómica (A).
A = p + n Algunos elementos presentan más de una masa
atómica, dependiendo del número de neutrones en su
núcleo. A estos átomos se les llama
isótopos. El peso atómico de un elemento es el
promedio de las masas de los isótopos naturales expresado
en uma.
Modelos atómicos A principios del siglo XX, Bohr propuso
un modelo planetario para explicar la estructura atómica:
en el centro del átomo se encontraba el núcleo
donde están los protones y los neutrones y rodeando dicho
núcleo, los electrones giraban distribuidos en capas o
niveles energéticos. Entre más cercanos estuvieran
al núcleo, menor energía presentaban. Este modelo
no explicaba algunos resultados experimentales y por ello, a
finales de los 1920, Schrödinger y Heisenberg propusieron un
modelo mecánico cuántico.
Heisenberg decía que es imposible saber con exactitud la
posición y la velocidad de un electrón en un
momento dado (Principio de incertidumbre), por lo que se
describieron unas “regiones estadísticas de mayor
probabilidad electrónica” –rempe- que
definían la posible posición de un electrón
en determinado momento. Estas regiones también se conocen
como orbitales atómicos y presentan algunos subniveles. La
posición de un electrón puede definirse por 4
números cuánticos: n, l, m y s.
n: es el número cuántico principal y describe el
nivel energético en el que está un electrón
dado. l: es el número cuántico del momento angular;
hace referencia al subnivel energético y a la forma del
orbital. m: es el número cuántico magnético
y describe la orientación del orbital en el espacio. s: es
el número cuántico del espín
electrónico y corresponde al giro del electrón.
Según el Principio de exclusión de Pauli, dos
electrones no pueden tener los mismos números
cuánticos.
Configuración electrónica La disposición de
los electrones en los diversos orbitales atómicos se
conoce como configuración electrónica y cumple con
algunas reglas básicas: a) un orbital no puede tener
más de dos electrones, los cuales deben girar en
direcciones opuestas. b) los electrones no se juntan en un
orbital si existe otro disponible con la misma
energía.
Existe un orden en que se llenan los orbitales y está
descrito en la tabla siguiente:
Tabla periódica Los elementos químicos presentan
algunas propiedades debido a la configuración
electrónica que presentan. Estas propiedades se repiten de
manera periódica y fue Dmitri Mendeleev quien lo
descubrió en 1869. Este investigador organizó los
elementos en grupos o familias químicas, cuyas propiedades
químicas dependen del número de electrones que se
encuentran en el último nivel energético
(electrones de valencia). Asimismo, describió 7
períodos, correspondientes a los 7 niveles
energéticos en los que pueden encontrarse los electrones
de todos los elementos conocidos a la fecha.
Ley periódica, Tamaño atómico,
energía de ionización y afinidad
electrónica. Algunas propiedades físicas y
químicas de los átomos varían
periódicamente, de acuerdo con su número
atómico y es lo que conocemos como Ley periódica.
Entre estas propiedades se encuentran el tamaño
atómico: el radio atómico disminuye de izquierda a
derecha en la tabla periódica (del grupo I al VII) y
aumenta de arriba abajo (del período 1 al 7).
La energía de ionización, que es la energía
necesaria para que un átomo pierda un electrón de
su nivel externo de energía, aumenta conforme se avanza en
un período y disminuye de arriba abajo en un grupo. La
afinidad electrónica (electronegatividad), que es la
capacidad que tiene un átomo para adquirir o ganar un
electrón, aumenta a través de un período y
disminuye en el grupo.
