El átomo 

Átomo significa en griego “no divisible”. En la filosofía de la antigua Grecia, la palabra “átomo” se

empleaba para referirse a la parte de materia más pequeño que 

podía concebirse.

Con los avances científicos y la aparición de la ciencia experimental se ha demostrado que la estructura atómica integra a partículas más pequeñas.

Desde el siglo V a. C., la humanidad ha escuchado hablar de átomos, como las partículas fundamentales de la materia. Sin embargo, debido a que los átomos son tan pequeños, no es posible verlos a simple vista, por esta razón, se han propuesto varios modelos y teorías acerca de cómo son estas partículas fundamentales.

Los griegos fueron quienes por primera vez se preocuparon por indagar sobre la constitución íntima de la materia, aunque desde una perspectiva puramente teórica, pues no creían en la importancia de la experimentación. Cerca del año 450 a. C., Leucipo y su discípulo, Demócrito, propusieron que la materia estaba constituida por pequeñas partículas a las que llamaron átomos, palabra que significa indivisible. 

Los postulados del atomismo griego establecían que: 

     • Los átomos son sólidos. 

     • Entre los átomos solo existe el vacío. 

     • Los átomos son indivisibles y eternos. 

     • Los átomos de diferentes cuerpos difieren entre sí por su forma, tamaño y distribución espacial. 

     • Las propiedades de la materia varían según el tipo de átomos y cómo estén agrupados. 

Paradójicamente, estas ideas tan avanzadas se perdieron con la decadencia del mundo clásico y el concepto de átomo desapareció de la ciencia durante un largo período, hasta que fue retomado en el siglo XIX. Entonces, numerosos científicos comenzaron a trabajar en la comprensión de la estructura íntima de la materia y propusieron diversos modelos atómicos.

Modelos atómicos 

El Modelo de Dalton (1808)

John Dalton (1766-1844) fue un químico y físico británico que creó una importante teoría atómica de la materia basada en las leyes de la combinación química. La razón que impulsó a Dalton a proponer una nueva teoría atómica fue la búsqueda de una explicación a las leyes químicas que se habían deducido empíricamente hasta el momento, como la ley de la conservación y la ley de las proporciones definidas. Es considerado el padre de la teoría atómica molecular. 

Para Dalton los átomos eran esferas rígidas. Su teoría se puede resumir así:

• La materia está formada por átomos, partículas indivisibles e indestructibles. 
• Los elementos químicos están formados por partículas muy pequeñas e indivisibles llamadas átomos.
• Los átomos que componen una sustancia elemental son semejantes entre sí, en cuanto a masa, tamaño y cualquier otra característica y difieren de aquellos que componen otros elementos.
• Todos los átomos de un elemento químico dado son idénticos en su masa y demás propiedades.
• Los átomos de diferentes elementos químicos son distintos, en particular sus masas son diferentes.
• Los átomos son indestructibles y retienen su identidad en los cambios químicos.
• Los compuestos se forman cuando átomos de diferentes elementos se combinan entre sí, en una relación de números enteros sencilla, formando entidades definidas (hoy llamadas moléculas).
• Los átomos se combinan para formar entidades compuestas.

 En esta combinación los átomos de cada uno de los elementos involucrados están presentes siguiendo proporciones definidas y enteras. Además, dos o más elementos pueden unirse en diferentes proporciones para formar diferentes compuestos.

El Modelo de Thomson (1898)

Sir Joseph John Thomson (1856 -1940), fue un físico británico que descubrió la existencia

del Electrón, partícula subatómica cargada negativamente.

Según el modelo de Thomson, conocido como "modelo del pastel de pasas", el átomo consistía en una esfera uniforme de materia cargada positivamente en la que se hallaban incrustados los

electrones de un modo parecido a como lo están las semillas en una sandía (patilla).

Este sencillo modelo explicaba el hecho de que la materia fuese eléctricamente neutra,

pues en los átomos de Thomson la carga positiva era neutralizada por la negativa.

Para explicar la formación de iones, positivos y negativos, y la presencia de los electrones

dentro de la estructura atómica, Thomson ideó un átomo parecido a un pastel de frutas:

una nube positiva que contenía las pequeñas partículas negativas (los electrones) suspendidos en ella.

El Modelo de Rutherford (1911)

Sir Ernst Rutherford (1871 - 1937), famoso hombre de ciencia inglés que obtuvo el premio Nobel de Química en 1919, fue un físico neozelandés que identificó en 1898 dos tipos de las radiaciones emitidas por el Uranio, a las que llamó alfa y beta.

El hecho de que sólo unas pocas radiaciones sufriesen desviaciones hizo suponer que las cargas positivas que las desviaban estaban concentradas dentro de los átomos ocupando un espacio muy

pequeño en comparación a todo el tamaño atómico; esta parte del átomo con electricidad positiva fue llamado Núcleo.

En el modelo de Rutherford, los electrones se movían alrededor del núcleo como los planetas alrededor del Sol. La carga eléctrica del núcleo y de los electrones se neutralizan entre sí, provocando que el átomo sea eléctricamente neutro. Los electrones no caían en el núcleo, ya que la fuerza de atracción electrostática era contrarrestada por la tendencia del electrón a continuar moviéndose en línea recta.

Este modelo fue satisfactorio hasta que se observó que estaba en contradicción con una información ya conocida en aquel momento: de acuerdo con las leyes del electromagnetismo, un electrón o todo objeto eléctricamente cargado que es acelerado o cuya dirección.

                                             

El Modelo de Bohr (1913)

Después de los descubrimientos de Rutherford, los científicos pensaron en el átomo como un sistema solar microscópico, con los electrones girando en órbita alrededor del núcleo, Bohr al principio supuso que los electrones se movían en órbitas circulares, pero la física clásica decía que una partícula con carga eléctrica debía perder energía, lo que llevaría en un momento hacer al electrón caer hacia el núcleo, entonces Bohr dijo que las leyes conocidas de la física eran inadecuadas para describir algunos procesos de los átomos. El físico Danés Niels Bohr, premio Nobel de Física en 1922, introdujo en 1913 los tres postulados siguientes:

Primer Postulado: El producto del impulso o cantidad de movimiento (mv) del electrón por la longitud de la órbita que describe es un múltiplo del cuanto de energía (primer postulado).

Segundo Postulado: Mientras un electrón gira en una orbita fija no emite energía radiante.

Tercer Postulado: Un electrón puede saltar desde una orbita de energía a otra inferior de menor energía. En este salto el átomo emite una cantidad de energía radiante igual a la diferencia de energía de los estados inicial y final.

Aunque la teoría de Bohr fue de gran utilidad, tenía fallas, para empezar años después el electrón se identificó con un comportamiento de onda y en este modelo eso no se tomó en cuenta, además el modelo solo funcionaba para el hidrógeno, dejando fuera las relaciones electrón - electrón en átomos de muchos electrones.

                                           

Modelo cuántico.

El físico E. Schrödinger estableció el modelo mecano-cuántico del átomo, ya que el modelo de Bohr suponía que los electrones se encontraban en órbitas concretas a distancias definidas del núcleo;

mientras que, el nuevo modelo establece que los electrones se encuentran alrededor del núcleo ocupando posiciones más o menos probables, pero su posición no se puede predecir con exactitud.

Con estas dos partículas, se intentó construir todos los átomos conocidos, pero no pudo ser así porque faltaban unas de las partículas elementales del núcleo que fue descubierto por J. Chadwick en 1932 y que se llamó neutrón. Esta partícula era de carga nula y su masa es ligeramente superior a la del protón (1,6748210-27kg.). Sin negar el considerable avance que supuso la teoría atómica de Bohr, ésta solo podía aplicarse a átomos muy sencillos, y aunque dedujo el valor de algunas constantes,

que prácticamente coincidían con los valores experimentales sencillos, el modelo no fue capaz de explicar los numerosos saltos electrónicos, responsables de las líneas que aparecen en

los espectros de los átomos que poseen más de un electrón. 

Al modelo de Bohr se le fueron introduciendo mejoras, pero la idea de un átomo compuesto por órbitas alrededor de un núcleo central puede considerarse demasiado sencilla, no fue posible interpretar satisfactoriamente el espectro de otros átomos con más de un electrón (átomos polielectrónicos) ni mucho menos la capacidad de los átomos para formar enlaces químicos.

                                                          

Estructura del átomo

Con base en la teoría atómica de Dalton, un átomo se define como la unidad básica de un elemento que puede intervenir en una combinación química. Dalton describió un átomo como una partícula extremadamente pequeña e indivisible. Sin embargo, una serie de investigaciones iniciadas alrededor de 1850, y que continuaron hasta el siglo XX, demostraron claramente que los átomos tienen una estructura interna, es decir, que están formados por partículas aún más pequeñas, llamadas partículas subatómicas. 

Estas investigaciones condujeron al descubrimiento de tres partículas: electrones, protones y neutrones.  

El electrón 

Un electrón es considerado como una partícula diminuta y fundamental que forma parte de la estructura del átomo con una carga eléctrica negativa y que órbita alrededor del núcleo atómico, el electrón aporta la mayoría de las propiedades físico-químicas de los elementos y materiales del universo, el electrón es representado con el símbolo e-

Según los modelos clásicos, la estructura interna del átomo está compuesta por un núcleo con carga positiva al cual orbitan una serie de pequeñas partículas con carga negativa llamadas electrones, la suma de cargas positivas es igual al número de cargas negativas o electrones, haciendo neutro y estable el átomo.

En la década de 1890, muchos científicos estaban interesados en el estudio de la radiación, la emisión y transmisión de la energía a través del espacio en forma de ondas. La información obtenida por estas investigaciones contribuyó al conocimiento de la estructura atómica. Para investigar este fenómeno se utilizó un tubo de rayos catódicos, precursor de los tubos utilizados en los televisores. 

Consta de un tubo de vidrio del cual se ha evacuado casi todo el aire. Si se colocan dos placas metálicas y se conectan a una fuente de alto voltaje, la placa con carga negativa, llamada cátodo, emite un rayo invisible. Este rayo catódico se dirige hacia la placa con carga positiva, llamada ánodo, que pasa por una perforación y continúa su trayectoria hasta el otro extremo del tubo. Cuando dicho rayo alcanza la superficie, recubierta de una manera especial, produce una fuerte fluorescencia o luz brillante. 

El protón 

En el centro o núcleo de cada átomo se encuentran los protones y los neutrones, que tienen casi la misma masa. La diferencia principal entre un protón y neutrón radica en su carga eléctrica, ya que el protón tiene carga positiva, mientras que el neutrón no posee carga, por lo que el protón es afectado por fuerzas eléctricas, mientras que el neutrón no lo es.

Los protones fueron identificados y caracterizados por los años de 1920, pero se aprendió de su tamaño y masa hasta 1954, y se supo de su composición hasta los años 60 y 70. Ahora te propongo que conozcamos un poco más sobre ellos. 

El 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. 

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. 

Núcleo 

El núcleo atómico es la pequeña parte central del átomo, con carga eléctrica positiva y en la que se concentra la mayor parte de la masa del átomo.

Las principales partículas subatómicas de los núcleos de los átomos son los protones y los neutrones o los nucleones (excepto el del hidrógeno ordinario o propio, que contiene únicamente un protón). Un mismo elemento químico está caracterizado por el número de protones del núcleo que determina la carga positiva total. Éste número se denomina numero atómico. El número másico es el total de protones y neutrones.

ION: Catión y Anión

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.

Número atómico y masa atómica de los elementos

La masa atómica o número másico:

Cuando se busca la masa atómica del carbono en una tabla periódica, como la que aparece en la cubierta interior de este libro, se encontrará que su valor no es 12.00 uma, sino 12.01 uma. La razón de esta diferencia es que la mayor parte de los elementos de origen natural (incluido el carbono) tienen más de un isótopo.

Esto significa que al medir la masa atómica de un elemento, por lo general se debe establecer la masa promedio de la mezcla natural de los isótopos. 

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:

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.

Determinar la cantidad de protones y electrones

• Busca en la tabla el elemento cuyo número de protones, neutrones y electrones estás tratando de averiguar. 
• Localiza el número atómico del elemento en la tabla periódica. Lo encontrarás mirando en la esquina superior izquierda de la casilla donde está el elemento. El número atómico te informa del número de protones que tiene un determinado elemento.
• Calcula el número de electrones usando una vez más el número atómico. Un átomo contiene el mismo número de protones que de electrones. Por lo tanto, el número atómico de un elemento te indicará también cuántos electrones tiene.

 Determinar la cantidad de neutrones

• Localiza el número atómico del elemento cuya cantidad de neutrones deseas determinar.
• Redondea la cifra que está en la parte de arriba de la casilla del elemento (peso atómico) al número entero más próximo. Por ejemplo, un peso atómico de 36,43 se debe redondear a 36, mientras que uno de 75,78 se redondearía a 76.
• Anota el resultado del redondeo.
• Recuerda el número de protones o electrones que calculaste con anterioridad. (Recuerda: siempre va a ser el mismo número).
• Resta el número de protones (o de electrones) al número obtenido en el paso 3, el del redondeo del peso atómico. Esto te dará la cantidad correcta de neutrones del elemento objeto de tu estudio. Por ejemplo, si el número de protones era de 34 y el peso atómico fue redondeado a 76, tendrás 76 - 34 = 42, que será el número de neutrones del elemento.

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.

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.

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.

EJEMPLO:

Configuración electrónica del Ra:  Z = 88 quiere decir que tiene 88 e-

La configuración electrónica es:

1 s2  2 s2 p6  3 s2 p6 d10  4s2 p6 d10 f14 5s2 p6 d10  6s2

Ejercicio de configuraciones electrónicas

Escribe las configuraciones electrónicas de los siguientes elementos.

• N    1s²2s²2p³ 
• P     1s²2s²2p⁶3s²3p³
• Ar   1s²2s²2p⁶3s²3p⁶
• Ti    1s²2s²2p⁶3s²3p⁶3d²4s²
• V     1s²2s²2p⁶3s²3p⁶3d³4s²
• Ge   1s²2s²2p⁶3s²3p⁶3d¹⁰4s²4p²
• Br    1s²2s²2p⁶3s²3p⁶3d¹⁰4s²4p⁵
• Sr    1s²2s²2p⁶3s²3p⁶3d¹⁰4s²4p⁶5s²
• Au    [Xe]4f¹⁴5d¹⁰6s¹
• Be     1s²2s²

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