Modelo atómico de Bohr:

El físico Niels Bohr propuso su modelo atómico a partir de tres postulados los cuales surgieron al unir la idea de átomo nuclear de Rutherford con las ideas de una nueva rama de la Ciencia: la Física Cuántica. Así, en 1913 formuló una hipótesis sobre la estructura atómica:

1° Los electrones giran alrededor del núcleo en orbitas estacionarias sin emitir energía

2° Los electrones solo pueden girar alrededor del núcleo en aquellas orbitas para las cuales el momento angulas del electrón es un múltiplo entero de h/2p,Siendo "h" la constante de Planck, m la masa del electrón, v su velocidad, r el radio de la órbita y n un número entero (n=1, 2, 3,...) llamado número cuántico principal, que vale 1 para la primera órbita, 2 para la segunda, etc.

3°Cuando un electrón pasa de una órbita externa a una más interna, la diferencia de energía entre ambas órbitas se emite en forma de radiación electromagnética.Mientras el electrón se mueve en cualquiera de esas órbitas no radia energía, sólo lo hace cuando cambia de órbita. Si pasa de una órbita externa (de mayor energía) a otra más interna (de menor energía) emite energía, y la absorbe cuando pasa de una órbita interna a otra más externa. Por tanto, la energía absorbida o emitida será:

Por ejemplo: El átomo de hidrógeno según el modelo atómico de Bohr¤ El átomo de hidrógeno tiene un núcleo con un protón.¤ El átomo de hidrógeno tiene un electrón que está girando en la primera órbita alrededor del núcleo. Esta órbita es la de menor energía.¤ Si se le comunica energía a este electrón, saltará desde la primera órbita a otra de mayor energía. Cuando regrese a la primera órbita emitirá energía en forma de radiación luminosa.

Modelo cuántico del átomo

El modelo cuántico es el modelo atómico más actualizado y el que se considera más exacto. Es un modelo matemático muy complejo que se basa en la ecuación de Schrödinger. En este modelo se sigue considerando que en el átomo hay un núcleo central formado por protones (+) y neutrones; y alrededor de este núcleo se mueven los electrones (-). Pero los electrones no se mueven en órbitas como postulaba el modelo de Bohr, sino en un esquema más complicado que se resume a continuación:

En un átomo hay niveles que se designan con números: 1, 2, 3, 4, 5, 6, 7.

En cada nivel hay subniveles que se designan con letras: s, p, d, f.

El nivel 1 tiene subnivel s.El nivel 2 tiene subniveles s, p.El nivel 3 tiene subniveles s, p, d.

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El nivel 4 tiene subniveles s, p, d, f.El nivel 5 tiene subniveles s, p, d, f.El nivel 6 tiene subniveles s, p, d.El nivel 7 tiene subniveles s, p.

En cada subnivel hay orbitales (no es lo mismo que órbitas). 

Un subnivel s tiene 1 orbital.Un subnivel p tiene 3 orbitales.Un subnivel d tiene 5 orbitales.Un subnivel f tiene 7 orbitales.

En cada orbital van los electrones. Sólo puede haber un máximo de 2 electrones por cada orbital. Por lo tanto:

Un subnivel s puede tener hasta 2 electrones.Un subnivel p puede tener hasta 6 electrones.Un subnivel d puede tener hasta 10 electrones.Un subnivel f puede tener hasta 14 electrones.

El orden en que los electrones van ocupando los niveles y subniveles en un átomo está dado por el siguiente esquema denominado “Principio de construcción progresiva” o "Regla de las diagonales":

Números cuánticos

Los números cuánticos son variables involucradas en la ecuación de onda de Schrödinger. Dependiendo de los valores de los números cuánticos, se obtienen diferentes soluciones para la ecuación de onda. Estas soluciones permiten conocer los lugares de máxima probabilidad para ubicar a un electrón dentro de un átomo.

Los números cuánticos obtenidos de la ecuación de onda son tres: - El número cuántico principal. - El número cuántico secundario, también llamado número cuántico azimutal o número cuántico de momento angular. - El número cuántico magnético.

El número cuántico principal, se denota con un una letra n y su valor indica la órbita o nivel energético en el que se encuentra el electrón, mientras mayor sea el valor de n, más alejado está el electrón del núcleo, y mayor es su contenido energético.

El número cuántico secundario, se denota con una letra l y su valor indica la subórbita o subnivel de energía en el que se encuentra el electrón. Dicha subórbita o subnivel energético, también llamado orbital, se puede entender como la forma geométrica que describe el electrón al moverse dentro del átomo.

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Para cada valor de n, l adquiere diferentes valores enteros, que van desde cero hasta n-1; así por ejemplo: Cuando n = 1, l adquiere un solo valor: 0 Cuando n = 2, l adquiere dos valores: 0 y 1 Cuando n = 3, l adquiere tres valores: 0, 1 y 2

El número cuántico magnético, se denota con una letra m y sus valores indican las orientaciones que tienen los orbitales en el espacio.

Para cada valor de l, m adquiere diferentes valores enteros que van desde –l hasta +l, pasando por cero; así por ejemplo: Cuando l = 0, m adquiere un solo valor: 0 Cuando l = 1, m adquiere tres valores: –1, 0 y +1 Cuando l = 2, m adquiere cinco valores: –2, –1, 0, +1 y +2.

Principio de Exclusión de Pauli.

El principio de exclusión de Pauli: establece que no es posible que dos electrones de un átomo tengan los mismos cuatro números cuánticos iguales. Esto implica que en un mismo orbital atómico sólo pueden coexistir dos electrones con espines opuestos.

Regla de Hunt.

La regla de Hund es un método empírico utilizado para el llenado de orbitales que posea igual energía. Dicha regla fue acuñada por el físico alemán Friedrich Hund, y es conocida también bajo el nombre de regla de máxima multiplicidad de Hund.

La regla se basa en el llenado de orbitales atómicos que tengan igual energía, así podemos decir que existen tres orbitales tipo p, cinco orbitales atómicos tipo d, y siete tipo f. En ellos se van colocando los electrones con spines paralelos en la medida de lo posible. La partícula analizada será más estables ( es decir, tendrá menor energía), cuando los electrones se encuentren en modo desapareado, con espines colocados paralelamente, en cambio poseerá mayor energía cuando los electrones se encuentren apareados, es decir los electrones colocados de manera anti paralela o con espines de tipo opuestos.Para poder comprender bien la regla de Hund, es necesario saber que todos los orbitales en una capa deben de encontrarse ocupados al menos por un electrón,

antes de que se añada un segundo electrón. Es decir, los orbitales deben estar completos y todos los electrones deben encontrarse en paralelo antes de que el orbital se llene del todo. Cuando el orbital adquiera el segundo electrón, éste debe encontrarse apareado con el anterior.

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Principio de Abau

En el estado fundamental de un átomo, los electrones ocupan orbítales atómicos de tal modo que la energía global del átomo sea mínima.Se denomina principio de construcción (Aufbau) al procedimiento para deducir la configuración electrónica de un átomo, y consiste en seguir un orden para el llenado de los diferentes orbítales, basado en los diferentes valores de la energía de cada uno de ellos. Para recordarlo se utiliza el diagrama de Möller o de las diagonales, así como la regla de la mínima energía (n+l).

Configuración electrónica

La configuración electrónica del átomo de un elemento corresponde a la ubicación de los electrones en los orbitales de los diferentes niveles de energía. Aunque el modelo de Scrödinger es exacto sólo para el átomo de hidrógeno, para otros átomos es aplicable el mismo modelo mediante aproximaciones muy buenas.La manera de mostrar cómo se distribuyen los electrones en un átomo, es a través de la configuración electrónica. El orden en el que se van llenando los niveles de energía es: 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p. El esquema de llenado de los orbitales atómicos, lo podemos tener utilizando la regla de la diagonal, para ello debes seguir atentamente la flecha del esquema comenzando en 1s; siguiendo la flecha podrás ir completando los orbitales con los electrones en forma correcta.Escribiendo configuraciones electrónicasPara escribir la configuración electrónica de un átomo es necesario:Saber el número de electrones que el átomo tiene; basta conocer el número atómico (Z) del átomo en la tabla periódica. Recuerda que el número de electrones en un átomo neutro es igual al número atómico (Z = p+).Ubicar los electrones en cada uno de los niveles de energía, comenzando desde el nivel más cercano al núcleo (n = 1).Respetar la capacidad máxima de cada subnivel (s = 2e-, p = 6e-, d = 10e- y f = 14e-).

El ordenamiento de la tabla periódica.

Grupos

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A las columnas verticales de la tabla periódica se les conoce como grupos o familias. Hay 18

grupos en la tabla periódica estándar, de los cuales diez son grupos cortos y los ocho

restantes largos, que muchos de estos grupos correspondan a conocidas familias de

elementos químicos: la tabla periódica se ideó para ordenar estas familias de una forma

coherente y fácil de ver.

Todos los elementos que pertenecen a un grupo tienen la misma valencia, entendido como el

número de electrones en la última capa, y por ello, tienen propiedades similares entre sí.

La explicación moderna del ordenamiento en la tabla periódica es que los elementos de un

grupo poseen configuraciones electrónicas similares y la misma valencia, o número de

electrones en la última capa. Dado que las propiedades químicas dependen profundamente

de las interacciones de los electrones que están ubicados en los niveles más externos, los

elementos de un mismo grupo tienen propiedades químicas similares.

Por ejemplo, los elementos en el grupo 1 tienen una configuración electrónica ns1 y una

valencia de 1 (un electrón externo) y todos tienden a perder ese electrón al enlazarse

como iones positivos de +1. Los elementos en el último grupo de la derecha son los gases

nobles, los cuales tienen lleno su último nivel de energía (regla del octeto) y, por ello, son

excepcionalmente no reactivos y son también llamados gases inertes.

Numerados de izquierda a derecha utilizando números arábigos, según la última

recomendación de la IUPAC (según la antigua propuesta de la IUPAC) de 1988 y entre

paréntesis según el sistema estadounidense,8 los grupos de la tabla periódica son:

Grupo 1 (I A): los metales alcalinos

Grupo 2 (II A): los metales alcalinotérreos.

Grupo 3 (III B): familia del Escandio (tierras raras y actínidos).

Grupo 4 (IV B): familia del Titanio.

Grupo 5 (V B): familia del Vanadio.

Grupo 6 (VI B): familia del Cromo.

Grupo 7 (VII B): familia del Manganeso.

Grupo 8 (VIII B): familia del Hierro.

Grupo 9 (VIII B): familia del Cobalto.

Grupo 10 (VIII B): familia del Níquel.

Grupo 11 (I B): familia del Cobre.

Grupo 12 (II B): familia del Zinc.

Grupo 13 (III A): los térreos.

Grupo 14 (IV A): los carbonoideos.

Grupo 15 (V A): los nitrogenoideos .

Grupo 16 (VI A): los calcógenos o anfígenos.

Grupo 17 (VII A): los halógenos.

Grupo 18 (VIII A): los gases nobles.

Períodos

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Las filas horizontales de la tabla periódica son llamadas períodos. El número de niveles

energéticos de un átomo determina el periodo al que pertenece. Cada nivel está dividido en

distintos subniveles, que conforme aumenta su número atómico se van llenando en este

orden:

Siguiendo esa norma, cada elemento se coloca según su configuración electrónica y da forma

a la tabla periódica. Los electrones situados en niveles más externos determinan en gran

medida las propiedades químicas, por lo que éstas tienden a ser similares dentro de un mismo

grupo, sin embargo la masa atómica varía considerablemente incluso entre elementos

adyacentes. Al contrario, dos elementos adyacentes de mismo periodo tienen una masa

similar, pero propiedades químicas diferentes.

La tabla periódica consta de 7 períodos:

Período 1 Período 2 Período 3 Período 4

Período 5 Período 6 Período 7

Características de los Metales

La mayor parte de los elementos metálicos exhibe el lustre brillante que asociamos a los metales. Los metales conducen el calor y la electricidad, son maleables (se pueden golpear para formar láminas delgadas) y dúctiles (se pueden estirar para formar alambres). Todos son sólidos a temperatura ambiente con excepción del mercurio (punto de fusión =-39 ºC), que es un líquido. Los metales se funden ligeramente arriba de la temperatura ambiente: el cesio a 28.4 ºC y el galio a 29.8 ºC. En el otro extremo, muchos metales se funden a temperaturas muy altas. Por ejemplo, el cromo se funde a 1900 ºC.

Los metales tienden a tener energías de ionización bajas y por tanto se oxidan (pierden electrones) cuando sufren reacciones químicas. Los metales comunes tienen una relativa facilidad de oxidación. Muchos metales se oxidan con diversas sustancias comunes, incluidos 02 Y los ácidos.

Se utilizan con fines estructurales, fabricación de recipientes, conducción del calor y la electricidad. Muchos de los iones metálicos cumplen funciones biológicas importantes: hierro, calcio, magnesio, sodio, potasio, cobre, manganeso, cinc, cobalto, molibdeno, cromo, estaño, vanadio, níquel,....

Características de los NO METALES

Los no metales varían mucho en su apariencia no son lustrosos y por lo general son malos conductores del calor y la electricidad. Sus puntos de fusión son más bajos que los de los metales (aunque el diamante, una forma de carbono, se funde a 3570 ºC). Varios no metales existen en condiciones ordinarias como moléculas diatómicas. En esta lista están incluidos

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cinco gases (H2, N2, 02, F2 y C12), un líquido (Br2) y un sólido volátil (I2). El resto de los no metales son sólidos que pueden ser duros como el diamante o blandos como el azufre. Al contrario de los metales, son muy frágiles y no pueden estirarse en hilos ni en láminas. Se encuentran en los tres estados de la materia a temperatura ambiente: son gases (como el oxígeno), líquidos (bromo) y sólidos (como el carbono). No tienen brillo metálico y no reflejan la luz. Muchos no metales se encuentran en todos los seres vivos: carbono, hidrógeno, oxígeno, nitrógeno, fósforo y azufre en cantidades importantes. Otros son oligoelementos: flúor, silicio, arsénico, yodo, cloro.

Caracterististicas de los gases nobles.

Los gases nobles se ubican en el grupo VIIIA en la tabla periodica de los elementos químicos. Los gases nobles se caracterizan ya que presentan propiedades químicas muy similares. Algunas características de los gases nobles a condiciones normales son:

Son gases con un solo átomo (monoatómicos) Son incoloros Presentan reactividad química baja

Radio Atómico

El radio atómico está totalmente definido como la mitad de la distancia entre dos núcleos de

dos átomos adyacentes. Diferentes propiedades físicas, densidad, punto de fusión, punto de

ebullición, están relacionadas con el tamaño de los átomos. Identifica la distancia que existe

entre el núcleo y el orbital más externo de un átomo. Por medio del radio atómico, es posible

determinar el tamaño del átomo.

Propiedades

En un grupo cualquiera, el radio atómico aumenta de arriba a abajo con la cantidad

de niveles de energía. Al ser mayor el nivel de energía, el radio atómico es mayor...

En los períodos, el radio atómico aumenta de derecha a izquierda, ya que al ir hacia la

izquierda, Z disminuye en una unidad al pasar de un elemento a otro, es decir hay un

electrón menos en la misma capa de valencia. La carga nuclear, Z disminuye a medida

que nos desplazamos hacia la izquierda.

El radio atómico puede ser covalente o metálico. La distancia entre núcleos de átomos

"vecinos" en una molécula es la suma de sus radios covalentes, mientras que el radio

metálico es la mitad de la distancia entre núcleos de átomos "vecinos" en cristales

metálicos. Usualmente, por radio atómico se ha de entender radio covalente.

Energía de ionización.

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La energía de ionización (EI) o potencial de ionización (PI) es la energía mínima necesaria para arrancar un electrón de un átomo en fase gaseosa y estado fundamental, siendo el electrón arrancado el más externo, es decir, el más alejado del núcleo. La ecuación correspondiente se puede escribir como:A (g) + EI –> A+(g) + 1eEl electrón más alejado será el que se halla atraído con menos fuerza por el núcleo y, por tanto, el más fácil de arrancar (requiere menos energía).Los factores de los cuales depende la energía de ionización son:a) La carga del núcleo atómicob) El apantallamiento que experimentan los electrones externos debido a los electrones internosc) El tamaño del átomod) El tipo de orbital (s, p, d o f)Esencialmente, cuanto mayor es el valor de Z más fuerte atrae los electrones de la corteza y más difícil resulta arrancarlos. Como consecuencia de esto, un átomo cuyo radio es menor tiene los electrones de la última capa más cercanos al núcleo y cuesta más arrancarlos. Así, la energía de ionización varía en sentido contrario a la variación del radio atómico.

Afinidad electromagnética

Se llama afinidad electrónica (AE) a la energía asociada al proceso en el que un átomo

neutro, aislado y en su estado fundamental, capta un electrón y forma un ion negativo estable.

De algún modo viene a indicar la "facilidad con que el átomo puede aceptar al electrón".

Electronegatividad

  La 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.

    Pauling la definió como la capacidad de un átomo en una molécula para atraer

electrones hacia así. Sus valores, basados  en datos termoquímicos, han sido

determinados en una escala arbitraria, denominada escala de Pauling, cuyo valor

máximo es 4 que es el valor asignado al flúor, el elemento más electronegativo. El

elemento menos  electronegativo, el cesio, tiene una electronegatividad de 0,7.

La electronegatividad de un átomo en una molécula está relacionada con su potencial de

ionización y su electroafinidad.

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        Un átomo con una afinidad electrónica muy negativa y un potencial de ionización

elevado, atraerá electrones de otros átomos y además se resistirá a dejar ir sus

electrones ante atracciones externas; será muy electronegativo.

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