ESTRUCTURA DEL ÁTOMO Y PARTÍCULAS SUBATÓMICAS

E

STRUCTURA

DEL

ÁTOMO

Y

L



El átomo es un constituyente de la

materia, con propiedades químicas bien

definidas que mantienen su identidad.



Cada elemento químico está formado por

átomos del mismo tipo (con la misma

estructura electrónica básica), y que no es

posible dividir mediante procesos

 Están constituidos por un núcleo central y electrones, de

carga negativa, que giran alrededor de él.



El más simple de los

átomos es el del

hidrógeno



Los núcleos de otros

átomos están

constituidos por

protones idénticos a los

del hidrógeno y de otras

partículas que tienen casi

la misma masa que los

protones, pero

eléctricamente neutros.

Son llamados neutrones.

LOS ÁTOMOS

Litio

Protón Electrón

 El núcleo está formado por protones, de carga positiva, y

neutrones que no poseen carga. Éstos se denominan nucleones, por formar parte del núcleo atómico.

 El átomo es neutro, por lo tanto el número de protones

es igual al número de electrones. Entonces hablamos de

Neutralidad eléctrica del átomo, donde la carga positiva (+) contenida por el núcleo es igual a la suma de las

cargas eléctricas negativas (-) de los electrones.

 En general, la masa de un átomo es aproximadamente la

masa del núcleo, pues la masa del electrón es 1840 veces menor que la masa del protón.

 Los átomos son objetos muy pequeños, con masas

también minúsculas: su diámetro y masa son del orden de la billonésima parte de un metro y cuatrillonésima parte de un gramo.

 Solo pueden ser observados mediante instrumentos

especiales tales como un microscopio de efecto túnel.

 Más de un 99.94% de la masa del átomo está

concentrada en su núcleo, en general repartida de

manera aproximadamente equitativa entre protones y neutrones.

De Wikipedia, la enciclopedia libre

 La masa del neutrón es aproximadamente igual a la masa del

protón.

 En cuanto al tamaño del átomo, éste es más o menos 10,000

veces menor que el tamaño del núcleo, por lo tanto casi todo es vacío.

 Todos los átomos de un elemento químico tienen en el núcleo

el mismo número de protones, es decir, cada elemento

químico está caracterizado (y lo distingue de los demás), por el número de protones (o de electrones) que tienen sus

átomos. Este número se denomina número atómico Z.

LOS ÁTOMOS

Elemento Número atómico Z

Hidrógeno 1

Oxígeno 8

Uranio 92

Masa atómica.



El número de masa atómica (A) es igual a al

número de protones (Z) y al número de

neutrones (N), lo que se denomina también

número másico.

A = Z + N



Es decir: es la suma del número de protones y el

número de neutrones de un átomo



La unidad de masa atómica (se abrevia u.m.a.,

vale casi la masa de un protón o un neutrón)

LOS ÁTOMOS

E

:

 El átomo del elemento Helio tiene dos protones y dos

neutrones en su núcleo:

 Número atómico es 2 (dos protones)

Z = 2

 Número de masa es 2 + 2 = 4 (protones + neutrones)

A = 4

 Los átomos de un elemento dado pueden tener

distinto número de neutrones: se dice entonces que son isótopos.

Dicho de otro modo:

 Aunque todos los átomos de un mismo elemento se

caracterizan por tener el mismo número atómico, pueden tener distinto número de neutrones.

Entonces:

 Llamamos isótopos a las formas atómicas de un

mismo elemento que se diferencian en su número másico.

 Para representar un isótopo, hay que indicar el número

másico (A) propio del isótopo y el número atómico (Z), colocados como índice y subíndice, respectivamente, a la izquierda del símbolo del elemento.

Símbolo del elemento Número másico Número atómico LOS ÁTOMOS

 Actualmente sabemos que el átomo está formado por

electrones (-), protones (+) y neutrones (+/-) y que los electrones giran alrededor del núcleo. El tamaño del átomo esta determinado por distribución de sus

electrones, aunque en el núcleo se concentra la masa.

 El modelo de capa de electrones pretende explicar

dichas características. Aquí se distinguen dos modelos de electrones:

Partícula Carga eléctrica (Coulumbs)

Masa (kg)

Electrón -1.6021 × 10-19 _{9.1091 × 10}-31

Protón +1.6021 × 10-19 _{1.6725 × 10}-27

Neutrón Sin carga 1.6748 × 10-27

 Los electrones interactúan con el núcleo mediante

fuerzas eléctricas de atracción, las cuales disminuyen de manera inversa con el cuadrado de la distancia que

separa las cargas.

 En el átomo ¿qué electrones serán atraídos con mayor

fuerza al núcleo: los de las órbitas cercanas o de las más alejadas?

 Para responder veamos,

 Los electrones, de acuerdo con su posición dentro de la

Electrones internos.

 Son los más cercanos al núcleo, por lo cual nunca

intervienen o interactúan con otros átomos. El núcleo más los electrones internos forman el centro atómico, que tiene carga positiva.

Electrones de valencia.

 Están más alejados del núcleo y por ellos, son los menos

atraídos por el núcleo. Estos electrones son los

responsables de las interacciones entre unos átomos y otros. Al sitio donde se encuentran estos electrones, se le da el nombre de capa eterna o de valencia.

A la última capa de electrones de un átomo neutro se le conoce como capa de valencia

Esta es la capa de valencia, aquí es donde ocurren las reacciones químicas

Aquí están los electrones de «core», donde casi nunca pasa nada

 Un mol de una sustancia sólida está constituido por

6.022 × 1023 _{moléculas. Estos a su vez están formados}

por un núcleo en donde se concentra la mayor cantidad de masa, rodeado de electrones cuyo número depende de cada especie química.

 En el caso de los sólidos, cuando los átomos se unen a

los electrones más externos de cada uno interaccionan intensamente con los de sus vecinos más próximos, por lo que su estado se ve modificado respecto al que

tendrían en el átomo aislado. Así tenemos electrones de valencia y el resto son electrones corticales (o de

 De acuerdo con este modelo los átomos pueden ganar,

perder o compartir electrones que se encuentran en la capa de valencia, ya que estos son los que son atraídos con mayor debilidad por el núcleo del átomo.

 Así por ejemplo, el átomo de aluminio (símbolo Al),

tiene 13 protones y 13 electrones (Z = 13) y sin embargo solo posee tres electrones en su capa de valencia, los cuales cederá al interactuar con otra sustancia,

produciéndose así un ión de aluminio con carga neta de

3+ que, por lo tanto, tendrá 13 protones (+) y solo 10 electrones (-) de tal manera que lo simbolizamos:

 Cuando un átomo de oxígeno con 8 protones y 8

electrones (Z = 8), 6 de los cuales están en la capa de valencia, se combina con otra sustancia y gana dos

electrones, formándose el ión O2- _{(con 8 protones y 10}

electrones), que tiene 8 electrones de valencia.

 En consecuencia, debemos tomar en cuenta un

concepto relevante para las combinaciones químicas: la valencia (del latín valentia = fuerza o poder), que

inicialmente se empleó para establecer la propiedad de combinación de los átomos. Cada átomo tiene un

número determinado de electrones de valencia, de los cuales depende en parte el número de átomos a los que se pueden enlazar.

LOS ÁTOMOS

 Cuando un átomo pierde o gana electrones se convierte

en un ión.

• Los iones positivos (+) son denominados cationes, • Los iones negativos son denominados aniones

Elemento

Símbolo

Valencias

Potasio

K

1+

Calcio

Ca

2+

Aluminio

Al

3+

Fósforo

P

3-

Oxígeno

O

2-

Neón

Ne

0

Indagación. Completa la siguiente tabla utilizando la tabla periódica y el esquema que se presenta. Recuerda que primero deben ser

llenados los espacios más cercanos al núcleo.

Elemento Número de electrones Primera órbita Segunda órbita Electrones de valencia Cloro Hidrógeno Helio Litio Berilio Boro Carbono Nitrógeno Oxígeno Flúor Neón Sodio Magnesio Aluminio Silicio Fósforo Azufre Argón

R

A

UMENT

O

DE LA ENER

GÍA

Representación gráfica del modelo de un átomo de uranio n= n= n= n= n= n= n= K L M N O P Q 2 8 18 32 21 9 2

El átomo natural

más rico en

electrones

– el uranio –

posee los 7

niveles de

energía

M

Número cuántico

Indica Valores

Principal (n) Niveles de energía 1, 2, 3, 4, 5, 6, 7 Secundario o azimutal (l) Forma de la nube electrónica l = 0 hasta n-1 Magnético (m) La orientación de la nube electrónica -l hasta +l

Giro o spin (s) El giro del electrón +1_/

 Es necesario comprender cómo están dispuestos los

electrones en la parte externa, ya que de ello dependen las propiedades físicas y químicas de los elementos.

 La configuración electrónica consiste en la distribución

ordenada de sus electrones en los diferentes niveles y subniveles de energía.

Considérese entonces:

 Principio de exclusión de Pauli: Establece que cada electrón

debe tener su propio conjunto de números cuánticos, pero en las siguientes circunstancias:

«En un átomo no puede haber dos electrones que tengan los cuatro números iguales, al menos se

diferenciarán en uno de ellos.»

 Este principio señala que el número máximo d electrones que

puede tener un determinado nivel de energía se representa mediante el valor de 2n2_{. Esta regla ha sido verificada hasta}

n=4, porque los niveles O, P, Q no soportan un número de electrones igual a 2n2_{, es decir, 50, 72 o 98. la capa periférica}

presenta una gran estabilidad con 8 electrones y la capa K está saturada con 2 electrones.

Valor de n Valor de l Subnivel Número máximo de electrones 1 0 s 2(1) 2 _{= 2} 2 1 p 2(2) 2 _{= 8} 3 2 d 2(3) 2 _{= 18} 4 3 f 2(4)2 _{= 32}

Niveles y subniveles de energía n = 1 n = 2 n = 3 n = 4 (K) (L) (M) (N) 1s2 _{2 electrones} 2s2 2p6 3s2 4s2 3p6 3d10 4p6 4d10 4f14 8 electrones 18 electrones 32 electrones

 Principio de edificación progresiva o regla de Auf-Bau:

Establece que

«cada nuevo electrón añadido a un átomo entrará en el orbital de menor energía».

 Por lo que los orbitales s pueden albergar hasta dos

electrones; los p hasta seis electrones; los d hasta 10 electrones y los f hasta 14 electrones.

 Este orden esta directamente relacionado con la energía

del correspondiente nivel: los primeros electrones irán ocupando el nivel de menos energía y, una vez

completado, empezará a ocuparse el de energía inmediatamente mayor.

 1s < 2s < 2p < 3s < 3p < 4s

< 3d < 4p < 5s < 4d < 5p < 6s < 4f < 5d < 6p < 7s < 5f < 6d

 Para recordarlo se utiliza

la «Regla de las diagonales»

 ₁H Z=1: 1s1

 ₂He Z=2 : 1s2

 ₁₁Na Z=11: 1s2 2s2 2p6 3s1

 ₁₉K Z=19 : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1

 ₂₀Ca Z=20 : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2

NOTA. La suma de los electrones de todos los subniveles debe ser igual al número atómico (Z) del elemento considerado.

 Principio de máxima multiplicidad o regla de Hund: Se

aplica cuando un orbital p, d, o f es ocupado por más de un electrón. Esta regla establece que:

 «los electrones permanecen sin aparear con espines

paralelos en orbitales de igual energía, hasta que cada uno de estos tiene, cuando menos un electrón»

 Por ejemplo, ningún orbital p puede poseer dos

electrones hasta que todos los orbitales p tengan un electrón cada uno.

 La notación es como sigue:

 También se ha empleado el diagrama orbital (diagrama

energético). Cuando se usa este diagrama se colocan flechas para indicar el spin (giro del electrón):

Notación convencional

Configuración electrónica

Diagrama orbital o Diagrama energético 1H 1s1 1s 2He 1s2 1s 3Li 1s2 2s1 1s 2s 4Be 1s2 2s2 1s 2s 5B 1s2 2s2 2p1 1s 2s 2p

MODELO CUÁNTICO YCONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA

Al electrón que entra en la última posición dentro de una configuración electrónica y que lo diferencia del electrón del átomo que le precede en la tabla periódica se le conoce como electrón diferencial