Estructura del átomo

a) Núcleo atómico

Tiene un tamaño diminuto respecto al volumen del átomo.

Por ejemplo, para el átomo de Al.

Con Lord Ernest Rutherford of Nelson sólo se sabía que tiene carga eléctrica positiva. Hoy en día se sabe que, con el excepción que el átomo de hidrógeno (que sólo tiene un protón), los núcleos atómicos contienen una mezcla de protones y neutrones, colectivamente llamados como nucleones. El protón tiene la misma carga que el electrón pero positiva. El protón es de tamaño similar, pero eléctricamente neutro. Ambos tienen una masa de 1 UMA. Los protones y los neutrones en el núcleo atómico se mantienen unidos por la acción de la fuerza nuclear fuerte, que supera a la fuerza de repulsión electromagnética mucho más débil que actúa entre los protones de carga positiva.

La corteza del átomo está formada por unas partículas llamadas electrones y de masa 1/1.836 UMA, por lo que al ser tan pequeña se desprecia. Como el átomo es neutro debe haber el mismo número de electrones que de protones.

Al número de protones se le llama Z o número atómico, y se corresponde con el número de orden en el sistema periódico.

Como el átomo es eléctricamente neutro debe haber el mismo número de protones que de electrones.

Al número de neutrones se llama N.

La masa atómica (A) de un átomo será la suma de los protones y de los neutrones (ya que la del electrón por ser muy pequeña se desprecia).

A = N + Z

Los átomos se representan así: ^A_XX (puede que nos encontremos el número atómico y la masa cambiada, pero siempre sabremos cual es uno y cual es otro porque la masa atómica siempre será mayor que el número atómico). Ejemplo:

²³₁₁ Na, ¹⁴₇N

Para un mismo elemento químico, el número de protones que tienen sus átomos en sus núcleos es el mismo, pero no el de neutrones, el cual puede variar. Se llaman isótopos de un elemento químico a los átomos de un mismo elemento químico que tienen el mismo número atómico pero distinto número de neutrones. Ejemplo:

Isótopos del hidrógeno: ¹₁H, (protón), ²₁H (deuterio), ³₁H (tritrio)

Esto es opuesto a lo que afirmaba John Dalton, ya que creía que lo característico de los átomos de un mismo elemento químico era su masa atómica. Pero no, lo característico es su número atómico, es decir, todos los átomos de un mismo elemento químico siempre tienen igual número de protones en sus núcleos, pero pueden tener distinto número de neutrones, y por tanto diferentes masas atómicas.

Los isótopos son los responsables de que la masa de los elementos químicos en el sistema periódico no sea un número entero, ya que la masa que presentan las tablas periódicas es una masa resultante de promediar las masas de los diferentes isótopos existentes de un mismo elemento.

Los átomos son neutros, pues el número de cargas positivas es igual al número de cargas negativas, es decir, el número de electrones es igual al número de protones.

Puede ocurrir que el átomo pierda o gane electrones (nunca que pierda o gane protones pues esto acarrearía la transformación de ese átomo en otro átomo de un elemento químico diferente), adquiriendo carga eléctrica neta y dando lugar a un ión:

Si pierde electrones, adquiere carga eléctrica positiva y el ion se llama catión. Si gana electrones, adquiere carga eléctrica negativa y el ion se llama anión.

b) Corteza atómica. Números cuánticos

La situación de los electrones, su nivel de energía y otras características se expresan mediante los números cuánticos. Estos números cuánticos, que se fueron introduciendo como postulados a partir de las modificaciones introducidas en el modelo de Böhr para explicar los fenómenos experimentales, se pueden deducir teóricamente al resolver la ecuación de onda Erwin Schrödinger.

Cada electrón dentro de un átomo viene identificado por 4 números cuánticos:

Número cuántico principal. Se representa por la letra n.

Nos da idea del nivel de energía y el volumen real del orbital. Puede tomar los valores:

N = 1, 2, 3, 4, …

(K, L, M, N, …)

Número cuántico secundario o azimutal. Se representa por la letra L.

Determina la forma del orbital. Puede tomar los valores:

L = 0, 1, 2, 3, …, n - 1

(s, p, d, f, …)

O sea,

Número cuántico magnético. Se representa por la letra m.

Nos indica la orientación que tiene el orbital al someter el átomo a un campo magnético fuerte (efecto Zeeman)

Puede tomar los valores:

m = -l, …, 0, …, +l

O sea,

Cada valor de m es un orbital. En cada orbital caben como máximo 2 electrones.

Aspectos espaciales de los orbitales atómicos

Los orbitales S (l = 0) son esféricos. Su volumen depende del valor de n.

Los orbitales p son 3, tienen forma de 2 lóbulos unidos por los extremos y orientados en la dirección de los 3 ejes del espacio.

Los orbitales d son 5, cuya disposición y orientación dependen de los valores de m.

Configuración electrónica

Se entiende por configuración electrónica la distribución más estable, y por tanto, más probable de los electrones en torno al núcleo.

Para distribuir los electrones en los distintos niveles de energía tenemos en cuenta los siguientes principios y reglas:

Principio de relleno o Aufbau. Los electrones entran en el átomo en los distintos orbitales de energía ocupando primero los de menor energía.

Para saber el orden de energía de los orbitales se usa el diagrama de Mouller.

Ejemplo del diagrama de Mouller

O Bien se sigue esta regla: "Los orbitales menos energéticos sonlos de menor valor de n + l. Si los orbitales tienen el mismo valor de n + l, tendrá menos energía los de menor valor den".

De acuerdo con estas reglas el orden es el siguiente:

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

Sin embargo, este orden teórico presenta algunas excepciones. Por ejemplo, en las configuraciones de los lantánidos, aunque en teoría los orbitales 4f son más energéticos que los 5d, en realidad el átomo coloca primero un electrón en el 5d que entonces se vuelve más energético, y empieza a rellenar los 4f.

En cada orbital sólo caben 2 electrones. Por tanto, la capacidad de los distintos subniveles son:

El número de electrones que caben en cada subnivel se puede también fácilmente mediante la fórmula 2·(2y + 1) y el de cada nivel mediante la fórmula 2·n²

Principio de exclusión de Pauli. No pueden existir dentro de un átomo dos electrones con sus 4 números cuánticos iguales. La consecuencia de esto es que en un orbital sólo puede haber 2 electrones con spines diferentes.

Principio de Hund o de máxima multiplicidad. Un segundo electrón no entra en un orbital que esté ocupado por otro mientras que haya otro orbital desocupado de la misma energía (o sea, igual los valores de n y l) Ver clasificación por suborbitales

Autor: José González.

Editor: Ricardo Santiago Netto (Administrador de Fisicanet)

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