Átomos y modelos atómicos

Química. Alotropía. Mendeliev. Tabla periódica moderna. Clasificación. Teoría de Lewis (del octeto). Iónica

  • Enviado por: Ellemir
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RESUMEN DE Fisicoquímica: átomo y modelos atómicos:

1er modelo: Thompson (1898); fue propuesto luego del descubrimiento del electrón; según este modelo el átomo era 1 esfera con cargas eléctricas positivas, pero contenía la cantidad necesaria de electrones negativos para neutralizar la carga del átomo. Posteriores hechos experimentales no pudieron ser explicados por este modelo, por lo que fue desechado.

El 2do modelo (en el que se introducía el concepto del núcleo atómico) fue propuesto en 1911 por Rutherford; este consistía en un núcleo central positivo en cuyo entorno giraban los electrones. Este descubrimiento fue posible gracias a la aplicación de la radiactividad y el modelo es comparable al sistema solar.

Bohr propuso en 1913 un modelo que incluía niveles de energía y que seria utilizado posteriormente como base para otras investigaciones. Según este modelo los electrones giran en orbitas (o niveles de energía) determinadas con 1 cantidad fija de energía. En estas orbitas los electrones no absorben ni emiten energía y mientras más cerca del núcleo están los electrones menor es su energía. Esto se pudo deducir interpretando el espectro que produce la luz que da el hidrógeno incandescente y no esta demás aclarar que este modelo solo podía explicar el espectro del hidrógeno. (niveles estacionales de energía)

Posteriormente diferentes investigadores aplicando complejos principios y cálculos llegaron a la suposición de que las orbitas estarían representadas por zonas (zonas orbitales) donde normalmente se encuentran los electrones en movimiento formando una nube de carga eléctrica negativa alrededor del núcleo.

Modelo atómico sencillo:

  • El átomo se constituye por protones (+); neutrones (=) y electrones (-).

  • Los protones y neutrones están agrupados en el núcleo central compacto (+).

  • El electrón tiene una masa casi nula; por lo que la masa esta centrada en el núcleo.

  • Los electrones giran en torno al núcleo en niveles de energía.

  • Las orbitas o niveles de energía se denominan, de adentro hacia fuera: K L M N O P y Q.

  • El n° máximo de electrones de cada orbita se determina mediante la formula 2.n2 (ej. K, n=1 2.12=2 electrones (ver pag 129)

  • El átomo es neutro gracias a que tiene igual cantidad de protones y electrones.

  • El n° de protones es el numero atómico y se representa Z (ej.: el oxigeno tiene 8 protones Z =8)

  • La suma de protones y neutrones se llama numero de masa y se representa con A: 1 átomo de oxigeno que tiene 8 protones y 8 neutrones tiene su A =16.

Los electrones del ultimo nivel se denominan electrones de valencia.

Alotropía: es una propiedad que tienen algunos elementos de formar diferentes sustancias simples en el mismo estado de agregación (sólido, liquido, gaseoso); estas se llaman variedades alotrópicas existen dos variedades: las que se dan por una diferente disposición de los átomos (como por ej. Pasa que a partir del carbono se forma el grafito y el diamante; en el cual las diferentes propiedades de las sustancias se ven determinadas por la disposición de los átomos). La otra variedad se da por un distinto numero de átomo; como sucede con el oxigeno, del cual derivan el oxigeno O2 y el Ozono O3.

MENDELIEV: en 1869 fue ordenando todos los elementos conocidos en su época en base a sus masas atómicas (o peso atómico como se conocía en esa época) en forma crecientes y así encontró una relación entre dichas masas y sus propiedades químicas. Fue formando columnas verticales (GRUPOS) en las cuales los elementos tienen propiedades similares (cuando vio que el sodio tenia características parecidas al litio comenzó una nueva hilera y luego se dio cuanta de que el magnesio era parecido al sodio, por lo que lo colocó debajo de esta y así sucesivamente).

Las filas horizontales reciben el nombre de PERÍODOS y en estas filas los elementos están ordenados por su masa atómica en forma creciente.

En la 1era clasificación Mendeliev no incluyó los gases inertes porque no se los había descubierto; cuando se conocieron los incluyó formando una nueva familia que llamo GRUPO CERO.

Moseley: estudiando los rayos X obtenidos de distintos elementos llego a la conclusión de que las propiedades de los elementos son una función periódica de sus números atómicos y o de sus peso atómicos como sostenía Mendeliev; desde entonces los elementos han sido ordenados por su numero atómico creciente. (carga nuclear)

TABLA PERIÓDICA MODERNA:

Las filas horizontales (periodos) son 7; ; el numero del periodo indica la cantidad de niveles que tienen los átomos de los elementos que se ubican en dicho periodo.

Las columnas verticales (grupos) son 18 y los elementos que se encuentran en un mismo grupo tienen propiedades químicas similares y sus propiedades físicas están relacionadas.

Los elementos del grupos 1 se llaman metales alcalinos (con excepción del hidrógeno porque no es metal) ; son sólidos, blandos, livianos muy reactivos ya que se oxidan fácilmente con el oxigeno del aire y reaccionan con violencia ante el agua liberando calor y gas hidrógeno; forman bases; son fuertes reductores no se encuentran en la naturaleza por lo que se los conserva en frascos sumergidos en éter de petróleo o nafta o en tubos al vacío.

Los elementos pertenecientes al grupo 2 se llaman metales alcalino-térreos (porque forman parte de la tierra) y son más duros, mas densos y menos reactivos que los del grupo 1.

En el grupo 17 se encuentran los elementos halógenos (generadores de sales) no se los encuentra libres en la naturaleza sino unidos/coaliados con los metales formando sales (cloruro de sodio, fluoruro de magnesio, etc) de las que se los extrae por electrolisis.

Los gases inertes o nobles pertenecen al grupo 18; estos son gaseosos, malos conductores del calor y la electricidad y todos salvo el helio tienen 8 electrones en su ultimo nivel.

CLASIFICACION DE ELEMENTOS:

Gases inertes: tienen los niveles energéticos completos; a temperatura ambiente son gaseosos; no presentan reactividad química (o sea, no se combinan con otros elementos para formar sustancias compuestas) y todos tienen 8 electrones en su ultima orbita a excepción del helio que tiene 2. Son malos conductores del calor y la electricidad.

No metales: los átomos presentan en su ultimo nivel 5, 6 o 7 electrones; tienden a recibir otros electrones (es decir se reducen) para completar este nivel (cuando ganan electrones se convierten en iones negativos o aniones). Son oxidantes (de los metales) y son malos conductores excepto el grafito.

Metales: poseen 1, 2 o 3 electrones en su ultimo nivel energético y tienen tendencia a perderlos (se reducen) quedando iones positivos o cationes. Son sólidos, buenos conductores de la electricidad y el calor y brillan y son grises.

Teoría de Lewis (o del octeto): Los átomos metales y no metales para lograr su estabilidad transfieren o comparten electrones, uniéndose entre si y así logran adquirir una distribución de sus electrones similar al gas inerte más próximo en la Tabla Periódica.

UNIONES: hay 3 tipos:

Covalente: forma de unión química en la cual los átomos comparten pares electrones. Si es entre átomos iguales es no polar y cuando los átomos son diferentes se forma una molécula polar o diplo.

El procedimiento es el siguiente; en la unión covalente no polar* como los átomos son iguales tienen la misma carga nuclear positiva y por lo tanto atraen con la misma fuerza al par de electrones negativos que comparten por lo que en esta molécula las cargas eléctricas están distribuidas uniformemente y no hay polos eléctricos positivos o negativos.

En la unión covalente polar ponemos como ejemplo la formación de agua; tanto los átomos de hidrógeno como el de oxigeno buscan su estabilidad; los átomos de H necesitan c/u 1 electrón, mientras que el O necesita 2; en consecuencia se establece una unión covalente cuando comparten electrones. La diferencia con la unión covalente no polar es que al ser el O mucho más electronegativo que el H este atrae con mayor intensidad a los pares de electrones compartidos y en consecuencia el O queda levemente negativo mientras que los H quedan levemente positivos.

En esta combinación hace que entre las moléculas de agua se produzca una fuerza de atracción: el oxigeno de una molécula atrae al hidrógeno de las moléculas vecinas y se originan uniones llamadas puente de hidrógeno; en consecuencia de esta ultima unión las moléculas se agrupan formando conglomerados moleculares de masa relativamente elevada.

De las propiedades de las moléculas de aguay las atracciones entre las mismas como consecuencia de la unión de puente de hidrógeno se determinan ciertas propiedades:

  • Es liquida a temperatura ambiente

  • Su densidad es menor en estado sólido que en estado liquido (el hielo flota)

  • En estado pura casi no conduce la corriente eléctrica

  • Es disolvente por excelencia

Iónica: es aquella que se produce entre iones (toda partícula con carga eléctrica por perdida o ganancia de electrones; los iones positivos se llaman cationes y los negativos aniones) de signo contrario metales y no metales que se produce por transferencia de electrones.

Características de la molécula no polar: no conduce la corriente eléctrica-fuerza de atracción débil-puntos de ebullición y fusión bajos-estado gaseoso.

“forma de unión química que se produce cuando 2 átomos de elementos no metálicos comparten electrones para completar su nivel. En estas uniones ambos elementos tienden a ganar electrones por lo que no hay transferencia sino que comparten pares de electrones.

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