ÁTOMO Y MOLÉCULA
ION: CATION Y ANION
Se define al ion como un átomo o una molécula cargados eléctricamente, debido a que ha ganado o perdido electrones de su dotación normal, lo que se conoce como ionización.
Los iones cargados negativamente, producidos por la ganancia de electrones, se conocen como aniones y los cargados positivamente, consecuencia de una pérdida de electrones, se conocen como cationes.
Un catión es un ion (sea átomo o molécula) con carga eléctrica positiva, esto es, con defecto de electrones. Los cationes se describen con un estado de oxidación positivo.
Un anión es un ion (sea átomo o molécula) con carga eléctrica negativa, esto es, con exceso de electrones. Los aniones se describen con un estado de oxidación negativo.
ION +
Mayor cantidad de protones en relación a los electrones
ÁTOMO
NEUTRO
Igual cantidad de protones y electrones
ION –
Mayor cantidad de electrones en relación a los protones
NÚMERO ATÓMICO Y MASA ATÓMICA DE LOS ELEMENTOS
La masa atómica o número másico
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La masa atómica es la cantidad de materia que tiene un átomo y generalmente se obtiene de sumar Z + N = A
Z= el número de protones
N= el número de neutrones
A= masa atómica
El número atómico:
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El número atómico es el número entero positivo que equivale al número total de protones en un núcleo del átomo. Se suele representar con la letra Z. Es característico de cada elemento químico y representa una propiedad fundamental del átomo. Este hecho permitió clasificar a los elementos en la tabla periódica en orden creciente de número atómico.
MOLÉCULA:
Es un conjunto de átomos unidos unos con otros por enlaces fuertes. Es la expresión mínima de un compuesto o sustancia química, es decir, es una sustancia química constituida por la unión de varios átomos que mantienen las propiedades químicas específicas de la sustancia que forman.
Una macromolécula puede estar constituida por miles o hasta millones de átomos, típicamente enlazados en largas cadenas.
Cada molécula tiene un tamaño definido y puede contener los átomos del mismo elemento o los átomos de diversos elementos.
Una sustancia que está compuesta por moléculas que tienen dos o más elementos químicos, se llama compuesto químico.
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CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA
La configuración electrónica de un átomo es una designación de la distribución de los electrones entre los diferentes orbitales, en las capas principales y las subcapas. La notación de la configuración electrónica utiliza los símbolos de subcapa (s, p, d y f) y cada uno con un superíndice que indica el número de electrones en ese subnivel.
Por ejemplo para el Li el cual tiene 3 electrones sería, 1s2 2s1; el número que se encuentra al lado de la subcapa es n, la letra representa el subnivel y el superíndice el número de electrones en ese subnivel.
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Tipos de configuración electrónica
Para graficar la configuración electrónica existen cuatro modalidades, con mayor o menor complejidad de comprensión, que son:
Configuración estándar: Se representa la configuración electrónica que se obtiene usando el cuadro de las diagonales. Es importante recordar que los orbitales se van llenando en el orden en que aparecen, siguiendo esas diagonales, empezando siempre por el 1s.
Aplicando el mencionado cuadro de las diagonales la configuración electrónica estándar, para cualquier átomo, es la siguiente:
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s2 4f14 5d10 6p6 7s2 5f14 6d10 7p6
Configuración condensada: Los niveles que aparecen llenos en la configuración estándar se pueden representar con un gas noble (elemento del grupo VIII), donde el número atómico del gas coincida con el número de electrones que llenaron el último nivel. Los gases nobles son He, Ne, Ar, Kr, Xe y Rn.
Configuración desarrollada: Consiste en representar todos los electrones de un átomo empleando flechas para simbolizar el spin de cada uno. El llenado se realiza respetando el principio de exclusión de Pauli y la Regla de máxima multiplicidad de Hund.
Configuración semidesarrollada: Esta representación es una combinación entre la configuración condensada y la configuración desarrollada. En ella sólo se representan los electrones del último nivel de energía.
NÚMEROS CUÁNTICOS
1) NÚMERO CUÁNTICO PRINCIPAL (n)
Representa los niveles energéticos. Se designa con números enteros positivos desde
n=1 hasta n=7 para los elementos conocidos.
2) NÚMERO CUÁNTICO SECUNDARIO O AZIMUTAL ( l )
Determina el subnivel y se relaciona con la forma del orbital.
Cada nivel energético ( n ) tiene "n" subniveles.
3) NÚMERO CUÁNTICO MAGNÉTICO (m)
Representa los orbitales presentes en un subnivel.
4) NÚMERO CUÁNTICO POR SPIN (s)
Se relaciona con el giro del electrón sobre su propio eje. Al estar juntos en un mismo
orbital, un electrón gira hacia la derecha y otro hacia la izquierda. Se le asignan números fraccionarios: -1/2 y +1/2
TABLA PERIÓDICA DE LOS ELEMENTOS
TT
Tabla Periódica de Elementos Químicos. La Tabla Periódica de Elementos Químicos
clasifica, organiza y distribuye los distintos elementos químicos, conforme a sus
propiedades y características. La misma se le atribuye al químico ruso Dimitri Ivanovich Mendeléiev, quien ordenó los elementos basándose en la variación manual de las propiedades químicas, si bien Jullius Lothar Meyer, trabajando por separado, llevó a
cabo un ordenamiento a partir de las propiedades físicas de los átomos. La forma actual
es
una versión modificada de la de Mendeléiev, fue diseñada por Alfred Werner.
Descripción: Los elementos se hallan distribuidos:
•En 7 filas denominadas (periodos).
•En 18 columnas o familias, las cuales se ordenan en grupos; 8 grupos A y 8 grupos B.
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PERIODOS: Son las filas horizontales, nos indican el último nivel de energía del elemento. Existen 7 periodos o niveles.
•Periodo 1, 2 y 3, formados por 2, 8 y 8 elementos respectivamente, son denominados Periodos cortos.
Periodos 4, 5 y 6 son los Periodos largos, el 7º periodo se halla incompleto.
CLASIFICACIÓN DE LAVOISIER
El propio Lavoisier dio la primera clasificación de elementos agrupando los mismos en: Metales, no metales y metaloides o metales de transición
El modelo de Bohr funcionaba muy bien para el átomo de hidrógeno. En los espectros realizados para otros átomos se observaba que electrones de un mismo nivel energético tenían energías ligeramente diferentes. Esto no tenía explicación en el modelo de Bohr, y sugería que se necesitaba alguna corrección. La propuesta fue que dentro de un mismo nivel energético existían subniveles. La forma concreta en que surgieron de manera natural estos subniveles, fue incorporando órbitas elípticas y correcciones relativistas. Así, en 1916, Arnold Sommerfeld modificó el modelo atómico de Bohr, en el cual los electrones sólo giraban en órbitas circulares, al decir que también podían girar en órbitas elípticas más complejas y calculó los efectos relativistas.
