El documento resume la teoría atómica desde sus orígenes en la antigua Grecia hasta la teoría atómica moderna. Explica las partículas subatómicas como electrones, protones y neutrones. Describe los hechos experimentales que llevaron al desarrollo de la teoría atómica como la electrolisis y la radiactividad. También cubre conceptos como los números cuánticos, orbitales atómicos, distribución electrónica y la tabla periódica.

1. AUTORA: MELANY YENDIS
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QUIMICA GENERAL

2. TEORÍA ATÓMICA
 Origen
Se dice que fue leucippus y democritus quienes plantearon por
primera vez la idea de que todo esta echo de pequeñas partículas,
conocidas como átomos, en el siglo V antes de cristo.
Esta idea fue apoyada por algunos, pero firmemente destitutida por otros
como Aristóteles.
Durante la edad media y el reinado católico, a vida se vio muy fluida por
las ideas de Aristóteles, por lo que el tema de los átomos no se volvió a
tocar. Sin embargo, la concepción del átomo siguió viva y volvió a tener
asidero durante el renacimiento.

3.  Partículas sub-atómicas
Es una partícula mas pequeña que el
átomo . Puede ser una partícula elemental o
una compuesta a su vez, por otras partículas
subatómicas, como son los quarks, que
componen los protones y neutrones. No
obstante, existen otras partículas subatómicas,
tanto compuestas como elementales, que no
son parte del átomo, como es el caso de los
neutrinos y bosones.

4.  Electrón
Es una partícula elemental
estable cargada negativamente que
constituye uno de los componentes
fundamentales del átomo. Forma parte del
grupo de los leptones.
 Protón
Un protón es una partícula
cargada positivamente que se encuentra
dentro del núcleo atómico. El número de
protones en el núcleo atómico es el que
determina el numero atómico de un
elemento, como se indica en la tabla
periódica de los elementos.
 Neutrón
Un neutrón es una partícula
subatómica contenida en el núcleo
atómico. No tiene carga eléctrica neta, a
diferencia de carga eléctrica positiva
del protón. El número de neutrones en
un núcleo atómico determina
el isotopo de ese elemento.
 Isótopo
Es un átomo cuyo núcleo tiene el
mismo número de protones pero diferente
número de neutrones.

5. HECHOS EXPERIMENTALES QUE LLEVARON A LA
FORMULACIÓN DE LA TEORÍA ATÓMICA
 Electrolisis
Es un proceso que tiene lugar cuando se aplica una diferencia de
potencial entre dos electrodos se realiza redox. La diferencia de potencial
aplicada a los electrodos depende del electroluitp y del material que
constituye los electrodos. Las pila que producen corriente eléctrica se
denomina pilas voltaicas mientras que las pilas que consumen corriente
eléctrica se denominan pilas electrolíticas.
En algunas electrolisis, si el valor de la diferencia de potencial aplicada
es tan solo ligeramente mayor que el calculo teóricamente, la reaccion e
lenta o no se produce, por lo que resulta necesario aumentar el potencial
aplicado. Este fenómeno se da cuando en alguno de los electrodos se
produce algún desprendimiento de gas. El potencial añadido en exceso se
denomina potencia de sobretensión

6.  Descarga de gases
Una descarga eléctrica en un medio gaseoso, es un fenómeno en el que un
gas, que normalmente, no conduce la electricidad, empieza a hacerlo debido a la
ionización de sus átomos como con secuencia de la influencia de una fuente energética
de calor, de radiación o de un campo eléctrico, que provoca una diferencia de potencial
entre los electrodos entre los que se sitúa el gas).
 Radiactividad
En una reacción nuclear de "descomposición espontanea " , es decir, un
núcleo inestable se descompone en otro mas estable que el, a la vez que emite una
radiación. El nucleído hijo (el que resulta de la desintegración) puede no ser estable, y
entonces se desintegra en un tercero, el cual puede continuar el proceso, hasta que
finalmente se llega a un nucleído estable se dice que los sucesivos nucleídos de un
conjunto de desintegraciones forman un a serie radiactiva o familia radiactiva.
 Espectroquímica
Es una lista de ligandos ordenados por fuerza del ligando y una lista de iones
metálicos basada en su número de coordinación, grupo y su identidad. En la Teoría del
campo cristalino, los ligandos modifican la diferencia en energía entre los orbitales d (Δ -
parámetro de desdoblamiento del campo ligante), que se ve reflejado principalmente en
las diferencias en color entre complejos metal-ligando similares.

7. TEORÍA ATÓMICA MODERNA
La teoría atómica moderna comienza con John Dalton, un químico y
meteorólogo inglés que en el año 1808 publicó un libro que explica su teoría de
los átomos bajos algunos principios: los elementos químicos se componen de
átomos, y estos a su vez son idénticos en peso, aunque los de diferentes
elementos tienen diferente peso.
Aunque estas ideas no eran nuevas, su importancia vino al descubrir
una forma de obtener el peso atómico, y también fue el primero en proponer
símbolos estándar para los elementos.

8. ÁTOMO DE BOHR
Entre 1911 y 1913 existió gran incertidumbre acerca de la estructura
atómica. Se había descartado el modelo de J.J.Thomson porque no pudo
explicar la desviación de los rayos alfa; el modelo de Rutherford estaba de
acuerdo con los experimentos de desviación de partículas alfa, pero éste,
además de ser inestable (porque el electrón perdía energía en forma de
radiación electromagnética), no podía explicar la naturaleza de los espectros de
emisión y absorción atómica.
En 1913, Bohr desarrolló un modelo atómico abandonando las
consideraciones de la física clásica y tomando en cuenta la Teoría cuántica de
Max Planck.
Niels Bohr no desechó totalmente el modelo planetario de Rutherford,
sino que incluyo en el restricciones adicionales. Para empezar, consideró no
aplicable el concepto de la física clásica de que una carga acelerada emite
radiación continuamente.

9. Según la teoría cuántica de Planck, la absorción y emisión de energía
tiene lugar en forma de fotones o cuantos. Bohr usó esta misma idea para
aplicarla al átomo; es decir, el proceso de emisión o absorción de radiación por
un átomo solo puede realizarse en forma discontinua, mediante los fotones o
cuantos que se generen por saltos electrónicos de un estado cuantizado de
energía a otro. El modelo de Bohr está basado en los siguientes postulados, que
son válidos para átomos con un solo electrón como el hidrógeno y permitió
explicar sus espectros de emisión y absorción.

10. NÚMEROS CUÁNTICOS
Los números cuánticos son unos números asociados a magnitudes físicas
conservadas en ciertos sistemas cuánticos. En muchos sistemas el estado del
sistema puede ser representado por un conjunto de números, los números
cuánticos, que se corresponden con valores posibles de observables que
conmutan con el Hamiltoniano del sistema. Los números cuánticos permiten
caracterizar los estados estacionarios, es decir los estados propios del sistema.
 El principio de exclusión de Pauling
el principio cuántico enunciado por wolfgang ernst paulini en 1925. Establece que
no puede haber dos fermiones con todos sus números cuánticos idénticos ( esto
es el mismo estado cuántico de partícula individual ) en el mismo sistema
cuántico ligado . Formulado inicialmente como principio , posteriormente se
comprobó que era derivable de supuestos más generales : de echo esto es una
consecuencia del teorema de la estadística de spín

11.  Orbital atómico
En el modelo atómico surgido tras la aplicación de la Mecánica
Cuántica al átomo de Bohr, y en general en química, se denomina orbital atómico
a cada una de las funciones de onda monoelectrónicas que describen los
estados estacionarios de los átomos hidrogenoides (son las funciones de onda Ψ
que se obtienen resolviendo la ecuación de Schrödinger independiente del
tiempo HΨ = EΨ, es decir, las funciones propias del Hamiltoniano, H). No
representan la posición concreta de un electrón en el espacio, que no puede
conocerse dada su naturaleza mecanocuántica, sino que representan una región
del espacio en torno al núcleo atómico en la que la probabilidad de encontrar al
electrón es elevada (por lo que en ocasiones al orbital se le llama Región
espacio energética de manifestación probabilística electrónica o REEMPE).
 Hibridación
Hibridación, es el proceso de formación de orbitales electrónicos
híbridos. En algunos átomos, los orbitales de los subniveles atómicos s y p
mezclarse, dando origen a orbitales híbridos sp, sp² e sp³. La hibridación explica
la formación de algunos enlaces que serían imposibles por las teorías asociadas,
así como la disposición geométrica de algunas moléculas.

12. DISTRIBUCIÓN ELECTRÓNICA
Es la distribución de los electrones de un átomo en los diferentes
estados energéticos determinados por los orbitales en dicho átomo. Así, mediante
la configuración electrónica se representan los diferentes estados de los electrones
presentes en el átomo.
 Regla de hund
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
antiparalela o con espines de tipo opuestos.

13.  niveles de energía
Los niveles de Energía son estados energéticos en donde se pueden encontrar
los electrones en estados estables o no, según el subnivel en que se encuentran
ya sea , cerca del núcleo o en las últimas capas.

15. LA TABLA PERIÓDICA
La tabla periódica de los elementos clasifica, organiza y distribuye los
distintos elementos químicos conforme a sus propiedades y características; su
función principal es establecer un orden específico agrupando elementos.
Suele atribuirse la tabla a Dmitri Mendeléyev, quien ordenó los elementos
basándose en sus propiedades químicas, si bien Julius Lothar Meyer, trabajando
por separado, llevó a cabo un ordenamiento a partir de las propiedades físicas
de los átomos.
La estructura actual fue diseñada por Alfred Werner a partir de la versión de
Mendeléyev. En 1952, el científico costarricense Gil Chaverri presentó una nueva
versión basada en la estructura electrónica de los elementos, la cual permite
ubicar las series de lantánidos y actínidos en una secuencia lógica de acuerdo
con su número atómico.

16. LEY PERIÓDICA
Es la base de la tabla periódica y establece que las propiedades físicas
y químicas de los elementos químicos tienden a repetirse de forma sistemática
conforme aumenta el número atómico.
La ley periódica surgió de forma totalmente empírica y antes de conocerse sus
fundamentos sus descubridores y los que contribuyeron a su primitivo desarrollo
nada sabían de electrones, protones o neutrones, ni de número atómico y
estructura atómica. Sin embargo esto no fue un inconveniente para su inmediata
utilización como norma de búsqueda de elementos desconocidos, y como
principio organizado de la creciente multitud de hechos químicos. En este
sentido la ley periódica y la tabla periódica contribuyeron notablemente al
desarrollo de la quimica durante medio siglo.

17.  Grupos
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.
 Periodo
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 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.

18. PROPIEDADES PERIÓDICAS
Son propiedades que presentan los átomos de un elemento y que
varían en la Tabla Periódica siguiendo la periodicidad de los grupos y periodos
de ésta. Por la posición de un elemento podemos predecir qué valores tendrán
dichas propiedades así como a través de ellas, el comportamiento químico del
elemeneto en cuestión. Tal y como hemos dicho, vamos a encontrar una
periodicidad de esas propiedades en la tabla. Esto supone por ejemplo, que la
variación de una de ellas en los grupos o periodos va a responder a una regla
general. El conocer estas reglas de variación nos va a permitir conocer el
comportamiento, desde un punto de vista químico, de un elemento, ya que dicho
comportamiento, depende en gran manera de sus propiedades periódicas.

19.  Afinidad electrónica
es el cambio de energía cuando un átomo acepta un electrón en el estado
gaseoso Entre más negativa sea la afinidad electrónica, mayor será la tendencia del
átomo a aceptar (ganar) un electrón. Los elementos que presentan energías más
negativas son los halógenos (7A), debido a que la electronegatividad o capacidad de
estos elementos es muy alta. La afinidad electrónica no presenta un aumento o
disminución de forma ordenada dentro de la tabla periódica, más bien de forma
desordenada, a pesar de que presenta algunos patrones como por ejemplo que los
no metales poseen afinidades electrónicas más bajas que los metales. En forma
global es posible encontrar un estándar de variación parecido al de la energía de
ionización.
 Electronegatividad
Tendencia que presenta un átomo a atraer electrones de otro cuando forma
parte de un compuesto. Si un átomo atrae fuertemente electrones, se dice que es
altamente electronegativo, por el contrario, si no atrae fuertemente electrones el
átomo es poco electronegativo. Cabe destacar, que cuando un átomo pierde
fácilmente sus electrones, este es denominado “electropositivo”. La
electronegatividad posee relevancia en el momento de determinar la polaridad de una
molécula o enlace, así como el agua (H2O) es polar, en base a la diferencia de
electronegatividad entre Hidrógeno y Oxígen

20.  Radio Radio atómico
Es la mitad de la distancia entre dos núcleos de dos átomos adyacentes.
Numerosas propiedades físicas, incluyendo la densidad, el punto de fusión, el punto
de ebullición, están relacionadas con el tamaño de los átomos. Los radios atómicos
están determinados en gran medida por cuán fuertemente atrae el núcleo a los
electrones. A mayor carga nuclear efectiva los electrones estarán más fuertemente
enlazados al núcleo y menor será el radio atómico. Dentro de un periodo, el radio
atómico disminuye constantemente debido a que aumenta la carga nuclear efectiva. A
medida que se desciende en un grupo el radio aumenta según aumenta el número
atómico.
 Radio iónico
Es el radio de un catión o de un anión. El radio iónico afecta las
propiedades físicas y químicas de un compuesto iónico. Por ejemplo, la estructura
tridimensional de un compuesto depende del tamaño relativo de sus cationes y
aniones. Cuando un átomo neutro se convierte en un ión, se espera un cambio en el
tamaño. Si el átomo forma un anión, su tamaño aumenta dado que la carga nuclear
permanece constate pero la repulsión resultante entre electrones extiende el dominio
de la nube electrónica. Por otro lado, un catión es más pequeño que su átomo neutro,
dado que quitar uno o más electrones reduce la repulsión electrón–electrón y se
contrae la nube electrónica.

21.  Potencial de ionización
Se define el potencial de ionización como la energía que debemos
suministrar a un átomo para arrancarle un electrón. Esquemáticamente, para un
átomo A cualquiera, podemos escribir: A + PI = A+ + e-
donde PI representaría la energía a suministrar. El potencial de ionización nos mide la
"facilidad" con la que un átomo neutro se puede convertir en un ión positivo (catión).
En teoría, el proceso puede repetirse y las cantidades de energía necesarias se
llamarían segundo potencial de ionización, tercer... etc. La energía que habrá que
suministrar al electrón para que pueda escapar del átomo tendrá que ver con la
mayor o menor fuerza con la que es atraído por el núcleo y repelido por los otros
electrones, y esta a su vez depende del número de protones (Z) y de la repulsón de
los otros electornes sobre el que se va a arrancar. En definitiva volvemos a lo mismo:
al efecto pantalla. Después de lo dicho, la cosa queda clara. Según bajamos en un
grupo el efecto pantalla aumenta, como ya vimos en el caso del radio atómico y, por
tanto, según bajamos en un grupo, el potencial de ionización disminuye. Por el
contrario, a lo largo del periodo, el efecto pantalla disminuye y por tanto, a lo largo de
un periodo, el potencial de ionización aumenta.

22. BIBLIOGRAFÍA
http://www.ecured.cu/index.php/Part%C3%ADculas_subat%C3%B3micas
http://www.batanga.com/curiosidades/2011/04/29/teoria-atomica-moderna
http://www.fullquimica.com/2011/04/teoria-atomica-de-niels-bohr.html
https://www.clubensayos.com/Ciencia/Teoria-Atomica/1104237.html
http://energia-nuclear.net/definiciones/electron.html
http://contenidos.educarex.es/mci/2010/06/propiedades.
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