Apunte

~  Q  U  Í  M  I  C  A  ~

Prof.  Manuel  Salgado

Unidad N° 2:   EL  ÁTOMO  Y  SUS  ENLACES.

        El átomo: concepto y estructura (modelo orbital). Números cuánticos. Características de las principales partículas que constituyen el átomo. Número atómico y número másico. Nucleido. Concepto de elemento químico y de isótopo. Símbolos de los elementos. Configuración electrónica por niveles y por subniveles de energía.  Clasificación periódica de los elementos: antecedentes y modelo actual (Mendelejev-Moseley). Períodos y grupos: generalidades. Subgrupos de elementos: representativos, de transición y de transición interna (características diferenciales). Propiedades periódicas: radio atómico, energía de ionización, electronegatividad. Clasificación de los elementos en función de la electronegatividad: gases inertes, metales, no metales y el hidrógeno (características diferenciales).

        Uniones químicas entre átomos: regla del octeto. Tipos de uniones: metálica, electrovalente y covalente (características diferenciales). Representación de compuestos a través de fórmulas electrónicas y desarrolladas (cuando corresponda). Fórmulas mínimas y moleculares. Características distintivas de los compuestos obtenidos. Concepto de molécula. Atomicidad. Concepto de número de oxidación: su deducción.

Uniones químicas entre moléculas (puente de hidrógeno, fuerzas de van der Waals): generalidades.

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        ÁTOMO  

                     “Es la menor porción material de un elemento que puede existir en estado libre conservando las propiedades del elemento del cual proviene, y sólo puede ser dividido por métodos físicos de gran aporte energético.” También se puede definir como la menor porción de una sustancia pura simple que puede combinarse con otra para formar una sustancia pura compuesta.

Antecedentes cronológicos:

S V aC: Anaxágoras introduce el concepto de átomo como unidad estructural de la materia. Sus teorías son continuadas por sus discípulos, y es Epicuro (siglo III aC) quien otorga el nombre de “átomos” a esas unidades (etimológicamente: a = sin y tomo = división).

        1833: Faraday descubre la existencia de cargas eléctricas gracias a sus estudios sobre electrólisis.

        1879: Crookes, junto a Hittorf y Goldstein, determina la existencia de partículas negativas que, en 1891, Stoney pasa a denominar “electrones”.

        1886: Goldstein determina la existencia de partículas positivas a las que denomina “protones”.

        1897: Thomson determina la relación entre la carga y la masa del electrón y postula el primer modelo atómico (sencillamente, una esfera que concentra la carga positiva –como un gigantesco protón- y electrones distribuidos caóticamente). Al año siguiente determina la relación entre la carga y la masa del protón.

        1909: Millikan descubre el valor de la carga del electrón.

        1911: Rutherford, a través de sus investigaciones, descarta el modelo de Thomson y postula su propio modelo (una zona central que agrupa a los protones y otra zona envolvente donde se ubican los electrones). Plantea la existencia de otras partículas materiales sin carga eléctrica.

        1913: Bohr, basándose en los descubrimientos de Plank sobre radiaciones electromagnéticas y la espectroscopía, elimina el modelo de Rutherford y postula su propio modelo a partir de la mecánica cuántica (una zona central que agrupa a los protones y una serie de órbitas circulares, a semejanza del modelo planetario, donde se ubica hasta un determinado número máximo de electrones; este número puede calcularse al reemplazar con el número de órbita a n en la siguiente expresión: 2n2).

        1916: Sommerfeld, discípulo de Bohr, corrige el modelo sosteniendo que las órbitas son elípticas.

        1920: Rutherford demuestra la existencia de partículas materiales sin carga eléctrica a las que, en 1932, Chadwick denomina “neutrones”.

1927: Schrödinger, basándose en el principio de incertidumbre de Heisenberg y la mecánica ondulatoria determina que los electrones se encuentran en espacios tridimensionales que rodean al núcleo atómico. Dichos espacios quedan definidos matemáticamente a través de los números cuánticos y constituyen los “orbitales” (regiones donde existe la mayor probabilidad de encontrar un electrón en un momento dado). Queda así caracterizado el modelo atómico actualmente vigente.

La mecánica cuántica, basada en el concepto de cuanto de Plank (que define así a la mínima cantidad de energía que puede absorber o emitir un electrón en forma de radiación electromagnética) da lugar a la consideración de cuatro (4) números llamados cuánticos, cuyos valores caracterizan a cada uno de los electrones de un átomo.

1. Número cuántico principal (n): representa el nivel energético en que se halla el electrón. Presenta valores enteros desde 1 en adelante.
2. Número cuántico secundario (azimutal o momento angular) (l): representa el subnivel energético (orbital) y determina la forma de los orbitales. Presenta, dependiendo del valor de n, valores enteros desde 0 hasta n-1.
3. Número cuántico magnético (o momento magnético)(m): representa la orientación del orbital en el espacio. Presenta, dependiendo del valor de l, valores enteros entre –l y +l (incluyendo el 0).
4. Número cuántico de spin-electrónico (s o ms): representa el sentido de rotación del electrón sobre su propio eje. Presenta sólo dos valores probables: +½ y -½.

Principales partículas:

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