Fisicoquimica

Modelos atómicos.

Primer modelo: Thomson (1897):

El átomo era una esfera sólida de carga positiva sobre la que se disponen los electrones.
La suma total de cargas positivas y negativas era nula.

Modelo atómico de Rutherford (1911):

El átomo estaba formado por una zona central que poseía una pequeñísima porciñon de materia, y que se denominó núcleo atómito. Este núclero poseía cargapositiva llamada protón y girando alrededor del núclero atómico en órbitas los electrones que tenían carga negativa.
El átomo es neutro, es decir que presentan la misma cantidad de protones que de electrones.

Modelo atómico de Bohr (1913):

Los electrones giraban alrededor del núcleo en órbitas circulares definidas y con un nivel de energía característico. Cuanto más se alejaba esta órbitadel núcleo donde circulaba el electrón mayor sería su nivel de energía.
Además según Bohr cada órbita admitía un número máximo de electrones.
Si el átomo no recibe energía los electrones giran alrededor del nícleo en órbitas estables sin emitir energía.
En determinadas condiciones los electrones absorven energía y pueden moverse desde su órbita (estado fundamental) hacia una órbita de mayorenergia (estado exitado). Cuando vuelve a su estado fundamental se libera energía en forma de radiación electromagnética.
Así se explica el fenómento de luminiscencia y en este caso la radiación es visible.

Los elementos químicos.

Todos aquellos átomos que tienen igual número de protones en el núcleo corresponden al mismo elemento químico.
Se denomina número atómico (z) al número que indica lacantidad de cargas positivas (p+) y cantidad de cargas negativas (e-)
Respecto a los electrones como el átomo en su estado original no presenta carga eléctrica, el número de p+ es igual al número de e-

Isótopos: son aquellos átomos de un mismo elemento química que tienen distinta cantidad de neutrones.

Es importante no confundis el número másico con el de la masa de un átomo o mass átomicaes relativa.
Cuando hablamos de la masa nos referimos a la cantidad de materia que un átomo posee. Como los átomos son muy pequeños, no se pueden aislar y mucho menos medir la masa de uno de ellos. Lo que se hace es comparar cuando mayor es un átomo respecto de otro que se toma como referencia. En 1800 Dalton construyó una escala de masas atómicas relativas y al átomo más pequeño (H) le asignó unvalor arbitrario de 1.
Hace mucho tiempo que dejó de usarse esta escala, ahora el patrón de referencia es el 12 C cuyo valor en masa es (1,66*10-24g) y la masa relativa (Ar) se define como en número que indica cuántas veces mayor que la unidad de masa atómica es la masa de un átomo determinado. Por ejemplo: el hidrógeno tiene una masa atómica relativa de 1 v, por lo que la masa atómica relativade carbono es 12 veces la de hidrógeno.

Modelo mecánico cuántico.

Los electrones no se distribuyen en órbitas definidas, sino en zonas del espacio denominadas orbitales atómicos, donde la probabilidad de encontrar los electrones es máxima. Esto es asó porque no es posible medir al mismo tiempo la velocidad y la posición del electrón.
Entonces los electrones no tienen trayectorias fijasalrededor del núcleo sino que lo envuelven formando una zona difusa de carga negativa.

C.E. (configuración electrónica)

Cada nivel de energía o nivel principal se denomina con un número n. Cada nivel de energía (1, 2, 3...) es la región de la nube electrónica con valores similares de energía. Cuanto más lejos del núcleo se ubiquen más energía tendrán.
A su vez cada nivel principal contiene nsubniveles que se designan con las letras s, p, d, f.

Cada subnivel puede alojar una cantidad máxima de electrones.
El subnivel s puede alojar hasta 2 electrones.
El subnivel p puede alojar hasta 6 electrones.
El subnivel d puede alojar hasta 10 electrones.
El subnivel f puede alojar hasta 14 electrones.

La distribución particular de los electrones en los distintos niveles y subniveles...