El profesor y químico británico John Dalton estaba fascinado por el “rompecabezas” de los elementos. A principios del siglo XIX estudió la forma en que los diversos elementos se combinan entre sí para formar compuestos químicos. Aunque muchos otros científicos, empezando por los antiguos griegos, habían afirmado ya que las unidades más pequeñas de una sustancia eran los átomos, se considera a Dalton una de las figuras más significativas de la teoría atómica porque la convirtió en algo cuantitativo.
El descubrimiento de la naturaleza de las emisiones radiactivas permitió a los físicos profundizar en el átomo, que según se vio consistía principalmente en espacio vacío. En el centro de ese espacio se encuentra el núcleo, que sólo mide, aproximadamente, una diezmilésima parte del diámetro del átomo.
J.J. Thomson Se le considera el descubridor del electrón por sus experimentos con el flujo de partículas (electrones) que componen los rayos catódicos.
Su contribución más importante a la física fueron sus estudios sobre la dispersión de los rayos alfa producida al bombardear con ellos láminas delgadas de metales. Esta investigación le condujo, en 1911, a un nuevo modelo atómico, conocido como modelo del pudín de ciruelas, según el cual los electrones eran como ‘ciruelas’ negativas incrustadas en un ‘pudín’ de materia positiva.
Rutherford dedujo que la masa del átomo está concentrada en su núcleo. También postuló que los electrones, de los que ya se sabía que formaban parte del átomo, se movían en órbitas alrededor del núcleo. El núcleo tiene una carga eléctrica positiva; los electrones tienen carga negativa. La suma de las cargas de los electrones es igual en magnitud a la carga del núcleo, por lo que el estado eléctrico normal del átomo es neutro.
Niels Bohr En su modelo establece así, que los electrones solo pueden girar en ciertas órbitas de radios determinados. Estas órbitas son estacionarias, en ellas el electrón no emite energía: la energía cinética del electrón equilibra exactamente la atracción electrostática entre las cargas opuestas de núcleo y electrón.
Schrödinger En su modelo se abandona la concepción de los electrones como esferas diminutas con carga que giran en torno al núcleo, que es una extrapolación de la experiencia a nivel macroscópico hacia las diminutas dimensiones del átomo. En vez de esto, Schrödinger describe a los electrones por medio de una función de onda, el cuadrado de la cual representa la probabilidad de presencia en una región delimitada del espacio. Esta zona de probabilidad se conoce como orbital.
CARACTERISTICAS DE LAS PARTICULAS SUBATOMICAS: ELECTRON, PROTON Y NEUTRON
Electrón
Tipo de partícula elemental de carga negativa que forma parte de la familia de los leptones y que, junto con los protones y los neutrones, forma los átomos y las moléculas. Los electrones están presentes en todos los átomos y cuando son arrancados del átomo se llaman electrones libres.
Protón
Partícula nuclear con carga positiva igual en magnitud a la carga negativa del electrón; junto con el neutrón, está presente en todos los núcleos atómicos. Al protón y al neutrón se les denomina también nucleones. El núcleo del átomo de hidrógeno está formado por un único protón. La masa de un protón es de 1,6726 × 10-27 Kg., aproximadamente 1.836 veces la del electrón. Por tanto, la masa de un átomo está concentrada casi exclusivamente en su núcleo.
Neutrón
Partícula sin carga que constituye una de las partículas fundamentales que componen la materia. La masa de un neutrón es de 1,675 × 10-27 Kg., aproximadamente un 0,125% mayor que la del protón. La existencia del neutrón fue profetizada en 1920 por el físico británico Ernest Rutherford y por científicos australianos y estadounidenses, pero la verificación experimental de su existencia resultó difícil debido a que la carga eléctrica del neutrón es nula y la mayoría de los detectores de partículas sólo registran las partículas cargadas.
NUMERO ATOMICO Y NÚMERO DE MASA
Número atómico
Número entero positivo que equivale al número total de protones existentes en el núcleo atómico. Es característico de cada elemento químico y representa una propiedad fundamental del átomo: su carga nuclear.
Numero de masa
Se calcula sumando el número total de protones y neutrones que tiene cada átomo.
VALENCIA
Número que representa la capacidad de un átomo o radical individual para combinarse con otros átomos o radicales. El valor expresa el número de electrones que un átomo puede dar a —o aceptar de— otro átomo (o radical) durante una reacción química.
AUTOEVALUACION
Anote dentro del paréntesis de la izquierda, las letras que correspondan a la opción correcta.
( ) 1. El experimento de Rutherford demostró la existencia de:
a) El átomo
b) La molécula
c) los electrones
d) el núcleo atómico
( ) 2. El estado de mínima energía de un átomo se conoce como:
a) Híbrido
b) Normal
c) Excitado
d) Basal
( ) 3. Son átomos de un mismo elemento con igual número atómico, pero diferente
Masa atómica:
a) Isótopos
b) Isómeros
c) Alótropos
d) Isópteros
( ) 4. Propuso un modelo atómico basado en experimentos con radiactividad y
Bombardeo de láminas de oro:
a) Dalton
b) Thomson
c) Rutherford
d) Dirac
( ) 5. La partícula más pequeña que conserva las características de una sustancia se le llama:
a) Molécula
b) Elemento
c) Átomo
d) Protón
e) Neutrón
( ) 6. La conclusión, de que no solo la luz se comporta como onda- partícula, sino también la masa, fue formulada por:
a) Summerfield
b) Thomson
c) Bohr
d) Planck
e) De Broglie
( ) 7. Según Bohr, un electrón que se encuentre en estado estacionario de energía:
a) Gana energía constantemente
b) Se acerca al núcleo constantemente
c) Pierde energía constantemente
d) Se ioniza constantemente
e) No gana ni pierde energía
TABLA PERIODICA
Sistema periódico o Tabla periódica, esquema de todos los elementos químicos dispuestos por orden de número atómico creciente y en una forma que refleja la estructura de los elementos. Los elementos están ordenados en siete hileras horizontales, llamadas periodos, y en 18 columnas verticales, llamadas grupos. El primer periodo, que contiene dos elementos, el hidrógeno y el helio, y los dos periodos siguientes, cada uno con ocho elementos, se llaman periodos cortos. Los periodos restantes, llamados periodos largos, contienen 18 elementos en el caso de los periodos 4 y 5, o 32 elementos en el del periodo 6. El periodo largo 7 incluye el grupo de los actínidos, que ha sido completado sintetizando núcleos radiactivos más allá del elemento 92, el uranio
Los grupos o columnas verticales de la tabla periódica fueron clasificados tradicionalmente de izquierda a derecha utilizando números romanos seguidos de las letras “A” o “B”, en donde la “B” se refiere a los elementos de transición. En la actualidad ha ganado popularidad otro sistema de clasificación, que ha sido adoptado por la Unión Internacional de Química Pura y Aplicada (IUPAC, siglas en inglés). Este nuevo sistema enumera los grupos consecutivamente del 1 al 18 a través de la tabla periódica. (Ver figura 5)
CLASIFICACIÓN PERIÓDICA DE LOS ELEMENTOS DE MENDELEIV
Esta ley es la base de la tabla periódica y establece que las propiedades físicas y químicas de los elementos tienden a repetirse de forma sistemática conforme aumenta el número atómico.
La ley química que afirma que las propiedades de todos los elementos son funciones periódicas de sus masas atómicas fue desarrollada independientemente por dos químicos: en 1869 por el ruso Dimitri I. Mendeléiev y en 1870 por el alemán Julius Lothar Meyer. La clave del éxito de sus esfuerzos fue comprender que los intentos anteriores habían fallado porque todavía quedaba un cierto número de elementos por descubrir, y había que dejar los huecos para esos elementos en la tabla. Por ejemplo, aunque no existía ningún elemento conocido hasta entonces con una masa atómica entre la del calcio y la del titanio, Mendeléiev le dejó un sitio vacante en su sistema periódico. Este lugar fue asignado más tarde al elemento escandio, descubierto en 1879, que tiene unas propiedades que justifican su posición en esa secuencia. El descubrimiento del escandio sólo fue parte de una serie de verificaciones de las predicciones basadas en la ley periódica, y la validación del sistema periódico aceleró el desarrollo de la química inorgánica.
APLICACIÓN DE LA TABLA PERIODICA
Con la ley periódica y tabla periódica los conocimientos químicos dispersos se fueron organizando y condensando a partir del ordenamiento de las propiedades químicas de los elementos. (Ver tabla 2)
Numero de electrones
Los electrones están ubicados en orbitas o capas externas al núcleo; tienen un nivel de energía determinado y un numero máximo de electrones. Estos orbítales se designan con letras, según el numero de electrones que tenga cada átomo.
Numero de protones
Es el número atómico Z; este determina las propiedades químicas del elemento y es también el número que ocupa en la tabla de la clasificación de los elementos.
Electrones de valencia
Son electrones exteriores de un átomo que participan en la formación de enlaces químicos.
El mol
Es el número de moléculas que hay en una cantidad fija de una sustancia, y se denomina constante de Avogadro. Se expresa como Na= 6.023X1023
Masa molar de los elementos
Es la masa de un mol de átomos o moléculas; también es la masa dividida entre la cantidad de sustancia, cuya unidad es g/mol.
Un mol de átomos recibe el nombre de átomos gramo. Asimismo, la masa atómica puede expresarse en gramos por átomo-gramo.
Masa de un mol de moléculas
Si un átomo-gramo tiene 6.023X1023 átomos y las moléculas están formadas por la combinación química de los átomos-gramo, deducimos que la masa de un mol de compuesto es igual a la suma de las masas atómicas en gramos de los átomos que la componen.
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