III parte
Los primeros atomistas
Los primeros atomistas fueron los griegos, entre ellos destacan Demócrito y Leucipo quienes postularon que la materia está formada por diminutas partículas, tan pequeñas que solo podían ser imaginables y ellas no mueren y se mueven infinitamente en el espacio y en el tiempo (átomos).
Teoría atómica de John Dalton
La imagen del átomo expuesta por Dalton en su teoría atómica, para explicar estas leyes, es la de minúsculas partículas esféricas, indivisibles e inmutables,
iguales entre sí en cada elemento químico
Modelo atómico de J.J Thomson
Demostró que dentro de los átomos hay unas partículas diminutas, con carga eléctrica negativa, a las que se llamó electrones. De este descubrimiento dedujo que el átomo debía de ser una esfera de materia cargada positivamente, en cuyo interior estaban incrustados los electrones.
Modelo atómico de E. Rutherford
Demostró que los átomos no eran macizos, como se creía, sino que están vacíos en su mayor parte y en su centro hay un diminuto núcleo.
Dedujo que el átomo debía estar formado por una corteza con los electrones girando alrededor de un núcleo central cargado positivamente.
Modelo planetario de Niels Bohr
Espectros atómicos discontinuos originados por la radiación emitida por los átomos excitados de los elementos en estado gaseoso. Propuso un nuevo modelo atómico, según el cual los electrones giran alrededor del núcleo en unos niveles bien definidos.
Modelo atómico actual
Fue desarrollado durante la década de 1920, sobre todo por Schrödinger y Heisenberg.
Es un modelo de gran complejidad matemática, tanta que usándolo sólo se puede resolver con exactitud el átomo de hidrógeno. Para resolver átomos distintos al de hidrógeno se recurre a métodos aproximados.
Propiedades de los átomos
Número atómico, Z, es el número de protones que tiene un átomo. Como el átomo es neutro, el número de protones coincide con el número de electrones.
Número másico, A, al número de partículas que tiene un átomo en su núcleo. Es la suma de los protones y los neutrones.
A = número de protones + número de neutrones
La masa atómica
La masa atómica es la masa de un átomo en reposo. En otras palabras, la masa atómica puede ser considerada como la masa total de los protones y neutrones en un átomo único en estado de reposo.
La masa molecular
Es un número que indica cuántas veces mayor es la masa de una molécula de una sustancia con respecto a la unidad de masa atómica. Se determina sumando las masas atómicas relativas de los elementos cuyos átomos constituyen una molécula de dicha sustancia.
laconfiguración electrónica:
es la manera en la cual loselectronesse estructuran o se modifican en unátomo,moléculao en otraestructura física, de acuerdo con elmodelo de capas electrónico, en el cual las funciones de ondas del sistema se expresa como unproducto de orbitales anti simetrizado.
IV parte
Energía de ionización:
Es la energía mínima necesaria para sacar un electrón de un átomo cuando éste se encuentra en estado gaseoso y eléctricamente neutro. En la tabla, la energía de ionización disminuye de arriba hacia abajo y de derecha a izquierda. En general, los átomos de menor potencial de ionización son de carácter metálico (pierden electrones) en tanto que los de mayor energía de ionización son de carácter no metálico (ganan electrones).
Afinidad electrónica:
es la energía intercambiada cuando un átomo neutro, gaseoso, y en su estado fundamental, capta un electrón y se convierte en un ión mono negativo.
Electronegatividad:
de un elemento mide su tendencia a atraer hacia sí electrones, cuando está químicamente combinado con otro átomo. Cuanto mayor sea, mayor será su capacidad para atraerlos.
Carácter metálico:
En los grupos el carácter metálico aumenta de abajo hacia arriba y en los períodos disminuye de izquierda a derecha. El carácter metálico se puede considerar como la facilidad para que un átomo libere electrones. Luego entonces entre más alejados los tenga ejercerá una fuerza de atracción menor y los soltará fácilmente. De aquí se puede deducir que los átomos de los periodos mayores en un grupo , tendrán mayor carácter metálico que los de los primeros periodos.
Los enlaces químicos:
son las fuerzas de atracción que mantienen unidos entre sí a los átomos o iones para formar moléculas o cristales. Los tipos de enlaces presentes en una sustancia, son responsables en gran medida de sus propiedades físicas y químicas. Los enlaces son responsables además, de la atracción que ejerce una sustancia sobre otra.
Enlace iónico
Es el enlace que se da entre elementos de electronegatividades muy diferentes. Se produce una cesión de electrones del elemento menos electronegativo al mas electronegativo y se forman los respectivos iones positivos (los que pierden electrones) y negativos (los átomos que ganan los electrones).
Este tipo de enlace suele darse entre elementos que están a un extremo y otro de la tabla periódica. O sea, el enlace se produce entre elementos muy electronegativos (no metales) y elementos poco electronegativos (metales).
Propiedades
• Temperaturas de fusión y ebullición muy elevadas. Sólidos a temperatura ambiente. La red cristalina es muy estable por lo que resulta muy difícil romperla.
• Son duros (resistentes al rayado).
• No conducen la electricidad en estado sólido, los iones en la red cristalina están en posiciones fijas, no quedan partículas libres que puedan conducir la corriente eléctrica.
• Son solubles en agua por lo general, los iones quedan libres al disolverse y puede conducir la electricidad en dicha situación.
• Al fundirse también se liberan de sus posiciones fijas los iones, pudiendo conducir la electricidad.
Enlace covalente
Es el enlace que se da entre elementos de electronegatividades altas y muy parecidas, en estos casos ninguno de los átomos tiene más posibilidades que el otro de perder o ganar los electrones.
Este tipo de enlace se produce entre elementos muy electronegativos (no metales).
Propiedades
Son las habituales de los enlaces covalentes:
• Temperaturas de fusión bajas. A temperatura ambiente se encuentran en estado gaseoso, líquido (volátil) o sólido de bajo punto de fusión.
• La temperaturas de ebullición son igualmente bajas.
• No conducen la electricidad en ningún estado físico dado que los electrones del enlace están fuertemente localizados y atraídos por los dos núcleos de los átomos que los comparten.
• Son muy malos conductores del calor.
• La mayoría son poco solubles en agua. Cuando se disuelven en agua no se forman iones dado que el enlace covalente no los forma, por tanto, si se disuelven tampoco conducen la electricidad.
Enlace metálico
Es el enlace que se da entre elementos de electronegatividades bajas y muy parecidas, en estos casos ninguno de los átomos tiene más posibilidades que el otro de perder o ganar los electrones.
Este tipo de enlace se produce entre elementos poco electronegativos (metales).
Propiedades
• Temperaturas de fusión y ebullición muy elevadas. Son sólidos a temperatura ambiente (excepto el Mercurio que es líquido).
• Buenos conductores de la electricidad (nube de electrones deslocalizada) y del calor (facilidad de movimiento de electrones y de vibración de los restos atómicos positivos).
• Son dúctiles (facilidad de formar hilos) y maleables (facilidad de formar láminas) al aplicar presión. Esto no ocurre en los sólidos iónicos ni en los sólidos covalentes dado que al aplicar presión en este caso, la estructura cristalina se rompe.
• Son en general duros (resistentes al rayado).
• La mayoría se oxida con facilidad.
¿Qué relación guarda las fuerzas intermoleculares con los enlaces químicos?
Estos guardan relación en el «enlace intermolecular» que es el cual se forma por dos o más moléculas iones o átomos, estas fuerzas hacen que se repelan y se atraigan unas a otras.