El átomo

Átomo: (del prefijo griego a: sin y, y tomos: división) es la mínima parte de un elemento que conserva su identidad.

Las partículas elementales de un átomo son los protones, los electrones y los neutrones. 

Electrones: Los electrones son uno de los tipos más importantes de partículas subatómicas. Los electrones son mucho más pequeños que los neutrones y protones. La masa de un simple neutrón o protón es más de 1800 veces mayor que la masa de un electrón. El electrón tiene una masa de 9,11×10^-28  gramos. Los electrones poseen una carga eléctrica negativa, con una magnitud llamada algunas veces carga elemental o carga fundamental. Por esto se dice que un electrón tiene una carga de -1. La carga fundamental tiene un valor de 1,602×10^-19  culombios.

Protones: Es una partícula subatómica con una carga eléctrica elemental positiva (1,602*10^–19  culombios) y una masa de 1,67*10^–27  kg o, del mismo modo, unas 1836 veces la masa de un electrón.

Neutrones: Es una partícula sin carga eléctrica. Forma, junto con los protones, los núcleos atómicos. Fuera del núcleo atómico es inestable y tiene una vida media de unos 15 minutos, emitiendo un electrón y un antineutrino para convertirse en un protón. Su masa es muy similar a la del protón. El neutrón es necesario para la estabilidad de casi todos los núcleos atómicos (la única excepción es el hidrógeno), ya que interactúa fuertemente atrayéndose con los protones, pero sin repulsión electrostática.

Isótopos: Son los diferentes tipos de átomos de un mismo elemento cuyos núcleos difieren en su número de neutrones. Así, los átomos que son isótopos entre sí se encuentran en el mismo sitio de la tabla periódica pues tienen igual número atómico Z (número de protones en el núcleo) pero diferente peso atómico A (suma del número de neutrones y protones en el núcleo). Ejemplo: ¹²C, ¹³C, ¹⁴C.

En resumen:

El átomo está constituido de un núcleo central que contiene protones y electrones que se mueven en orbitas alrededor del núcleo. Los protones están cargados positivamente, los electrones negativamente. El número de protones es igual al número de electrones. Las sumas de las cargas de electrones es igual en magnitud a la carga del núcleo, el átomo es eléctricamente neutro. El átomo además contiene neutrones, que son partículas neutras de igual masa que los protones.

Número atómico (Z): El número atómico de un elemento es el número de protones en el núcleo de cada uno de sus átomos neutros.

En un átomo eléctricamente neutro (sin carga eléctrica neta) el número de electrones ha de ser igual al de protones. De este modo, el número atómico también indica el número de electrones y define la configuración electrónica de los átomos.

Z= número de protones= número de electrones

Para que un átomo sea neutro, y debe serlo, necesita tener igual número de electrones en su periferia al número de protones. Si pierde electrones se convierte en un ión con carga positiva y si los gana va a ser un ion negativo.

Ion: Partícula cargada constituida por un átomo o molécula que no es eléctricamente neutra.

Anión: Ion con carga eléctrica negativo, es decir, con exceso de electrones. Los aniones se describen con un estado de oxidación negativo. Ejemplo: Sulfuro (S^2-), Cianuro (CN^-), Bromuro (Br^-).

Catión: Ion con carga eléctrica positiva, es decir, ha perdido electrones. Ejemplo: Cúprico (Cu²⁺), Amonio (NH₄⁺).

Valencia: También conocida como número de valencia o de oxidación, se llama valencia al número de electrones que ha perdido o ganado un átomo para transformarse en ión. Si dicho número de electrones perdidos o ganados es 1, 2, 3, etc, se dice que el ión es monovalente, bivalente, trivalente, etc.

Electrones de valencia: La unión entre los átomos se realiza mediante los electrones de la última capa exterior, que reciben el nombre de electrones de valencia. La unión consiste en que uno o más electrones de valencia de algunos de los átomos se introducen en la esfera electrónica del otro.

Tipos de enlace:

En la unión o enlace de los átomos pueden presentarse los siguientes casos:

1. Enlace iónico, si hay atracción electrostática.

2. Enlace covalente, si comparten los electrones.

3. Enlace covalente coordinado, cuando el par de electrones es aportado solamente por uno de ellos.

4. Enlace metálico, son los electrones de valencia pertenece en común a todos los átomos.

Peso atómico (A): Es el número de protones y de neutrones en el núcleo de un átomo del elemento. También se denomina masa atómica. 

Peso atómico= N° Protones + N° Neutrones

La masa atómica, aunque es un número adimencional (sin unidades), se puede expresar en unidades de masa atómica (u) o dalton (d) si se trata del peso de un átomo del elemento o en gramos si se trata de un mol del mismo. 

Por ejemplo en relación con el helio (He), cuyo peso atómico es 4, se puede decir que un átomo de helio pesa 4 unidades de masa atómica y un mol de helio corresponde a 4 gramos.

Mol: Un mol de cualquier elemento, es una cantidad de masa que corresponde a su peso atómico tomado en gramos. Se define como:“La cantidad de materia que tiene tantas unidades elementales cuantos átomos hay en 0,012 Kg de carbono 12”

Número de Avogadro: El número de Avogadro es la cantidad de átomos de un elemento que se encuentran en un su respectivo mol. Dicho número es 6,02205·10²³

No= 6,02205·10²³

Molécula: Una molécula es la unión de dos o más átomos iguales o diferentes. 

Por ejemplo, una molécula de hidrógeno (H₂) está compuesta por dos átomos de hidrógeno (H). 

Teoría atómica de Dalton: En la que proponía que cada elemento químico estaba compuesto por átomos iguales y exclusivos, y que aunque eran indivisibles e indestructibles, se podían asociar para formar estructuras más complejas (los compuestos químicos). 

Esta teoría logró explicar entre otros, los siguientes hechos:

Ley de conservación de la masa: Formulada por Antoine Lavoisier en 1789, afirma que la masa total en una reacción química permanece constante. 

Ley de las proporciones definidas: Enunciada por el químico francés Joseph Louis Proust en 1799, afirma que en un compuesto, los elementos que lo conforman se combinan en proporciones de masa definidas y características del compuesto.

Ley de las proporciones múltiples: Dalton estudió y amplió el trabajo de Proust para desarrollar esta ley, la cual enuncia que cuando dos elementos se combinan para originar diferentes compuestos, dada una cantidad fija de uno de ellos, las diferentes cantidades del otro se combinan con dicha cantidad fija para dar como producto los compuestos, están en relación de números enteros sencillos.

Estructura electrónica de los átomos

Modelo atómico de Thompson: En 1897 Joseph John Thompson realiza una serie de experimentos y descubre el electrón.

En tubos de gases a baja presión en los que se establece una diferencia de potencial superior a 10.000 voltios, se comprobó que aparecían partículas con carga eléctrica negativa a las que se llamó electrones, y demostró que habían sido arrancados de los átomos (los cuales eran neutros). Tal descubrimiento modificó el modelo atómico de Dalton, que lo consideraba indivisible. Thompson supuso el átomo como una esfera homogénea e indivisible cargada positivamente en la que se encuentran incrustados los electrones.

Modelo atómico de Rutherford: El átomo posee un núcleo central pequeño, con cargaeléctrica positiva, que contiene casi toda la masa del átomo. Los electrones giran a grandes distancias alrededor del núcleo en órbitas circulares. La suma de las cargas eléctricas negativas de los electrones debe ser igual a la carga positiva del núcleo, ya que el átomo es eléctricamente neutro.

Modelo atómico de Bohr: Para explicar la estructura del átomo, el físico danés Neils Bohr desarrolló en 1913 una hipótesis conocida como teoría atómica de Bohr. Neils Bohr supuso que los electrones están dispuestos en capas definidas, o niveles cuánticos, a una distancia considerable del núcleo. La disposición de los electrones se denomina configuración electrónica. El número de electrones es igual al número atómico del átomo: el hidrógeno tiene un único electrón orbital, el helio dos y el uranio 92. Las capas electrónicas se superponen de forma regular hasta un máximo de siete, y cada una de ellas puede albergar un determinado número de electrones. La primera capa está completa cuando contiene dos electrones, en la segunda caben un máximo de ocho, y las capas sucesivas pueden contener cantidades cada vez mayores. Ningún átomo existente en la naturaleza tiene la séptima capa llena. Los "últimos" electrones, los más externos o los últimos en añadirse a la estructura del átomo, determinan el comportamiento químico del átomo.

El modelo de Borh fue creado para el átomo de hidrógeno, pero sus ideas fundamentales se pueden hacer extensivas a átomos de otros elementos.

Configuración electrónica: Es la forma como se distribuyen los electrones de un átomo en los diferentes niveles y orbitales.

Orbital: Es una región del espacio donde existe una alta probabilidad de encontrar un electrón girando.

Números cuánticos: Para describir la distribución de los electrones en torno al núcleo se necesitan 4 números llamados números cuánticos, que son los siguientes: n, l, ml y s ó ms

• n, el número cuántico principal, es el nivel de energía, y corresponde al tamaño o volumen del átomo. Los niveles van de n=1 a n=7. Este nivel de energía aumenta con el valor de n, lo que significa que un electrón que se encuentre en el primer nivel de energía tiene menor energía (Para n=1 se tiene el nivel de menor energía) que uno que esté en el tercero o cuarto nivel. Se denomina K al primer nivel de energía, L al segundo, y así sucesivamente hasta el nivel Q.

• l es el número cuántico del momento angular, número cuántico secundario o azimutal (l = 0,1,2,3,4,5,...,n-1), indica la forma o geometría de los orbitales y el subnivel de energía en el que se encuentra el electrón. Por ejemplo en el nivel 4 existen los subniveles 0, 1, 2 y 3, que se designan en su orden con las letras s (sharp), p (principal), d (diffuse) y f (fundamental).

Hay 4 tipos de orbitales principales:

Orbitales de tipo s que tienen forma circular

Orbitales de tipo p de forma semicircular achatada

Orbitales de tipo d de forma lobular, con anillo nodal

Orbitales de tipo f de formas lobulares con nodos radiales

Cada orbital tiene un valor correspondiente a l y existe un máximo de dos electrones por orbital, por lo que podemos decir:

El número de electrones que existen por nivel electrónico es 2n² 

Ejemplo: n =2 implica  2 x 2² = 8e^-      Esto quiere decir que se pueden colocar hasta 8 electrones en el segundo orbital.

La expresión que indica los orbitales que se encuentran en un nivel de energía está dada por n – l, donde l toma todos los valores enteros en el rango.

Si n = 1, 1 – 1 = 0, podemos decir que cuando n es 1, sólo existen orbitales s.

Si n = 2, 2 – 1 = 1, podemos decir que cuando n es 2, existen orbitales s y p, ya que el máximo orbital puede ser l = 1.

• m_l es el número cuántico magnético y se define como la dirección en el espacio que tienen los electrones en torno al núcleo, o sea, en los orbitales.

             m_l toma todos los valores entre –l y l, incluyendo el 0. Lo anterior significa que:

• m_s ó s es el número cuántico del spin e indica el sentido de giro del campo magnético que produce el electrón al girar sobre su eje. Toma valores 1/2 y -1/2.

Como hay sólo dos posibilidades de giro, en cada orbital deben existir como máximo 2 electrones de distinto spin (anti paralelos).

Principio de Hund: Los electrones se ubican en cada uno de los orbitales, con el spin de menor energía, y una vez que todos los orbitales contienen el electrón de menor energía, se aparean con el electrón de spin contrario.

Principio de exclusión Pauli: En un átomo no pueden existir dos electrones con sus 4 números cuánticos iguales.

Principio de Aufbau: Los electrones en el átomo se ubican primero en los orbitales de menor energía, mientras que los orbitales de mayor energía solo se ocupan cuando se completa la capacidad de los de menor energía.

Para escribir la configuración electrónica de un elemento, debemos seguir el siguiente orden para colocar los electrones (de menor a mayor energía): 

1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 4f, 5d, 6p,7s, 5f, 6d, 7p, 8s

Lo anterior es posible resumirlo en el siguiente esquema, en donde sólo hay que seguir la dirección de la flecha: 

Ejemplos:

Ejercicios:

1. Escriba la configuración electrónica  de los siguientes elementos:

                 a) K                                  b)     Ne                                 c) B

2. Identificar los elementos y la parte de la tabla periódica (grupo, periodo y bloque) en que se encuentran los elementos con las siguientes configuraciones electrónicas:

a.       1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s² 3d⁵ 

b.       1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁵

c.        1s²   2s²  2p⁶  3s²   3p³