Estructura Atómica

Partículas Subatómicas

Electrón: Descubierto en 1897 por J. J. Thomson como partícula negativa constituyente de los rayos catódicos. Según el modelo de Thomson, el átomo está formado por las cargas negativas (los electrones) incrustadas en una masa de carga positiva.

Protón: Observado por primera vez en 1919 por Rutherford y Chadwick al bombardear ciertos átomos con partículas alfa. Su carga es positiva. Según el modelo de Rutherford, el átomo está formado por un núcleo donde se alojan la carga positiva y casi la totalidad de la masa, rodeado de una corteza formada por los electrones que giran a su alrededor.

Neutrón: Detectado en 1932 por Chadwick en una reacción nuclear. No tiene carga eléctrica.

Características Atómicas

Número Atómico (Z): Indica el número de protones del núcleo y determina el elemento del que se trata.

Número Másico (A): Indica el número de neutrones y protones (es decir, nucleones) que componen el núcleo y determina el isótopo del elemento.

Isótopos: Formas atómicas de un mismo elemento que difieren en su número másico debido a que poseen distinto número de neutrones.

Espectros Atómicos

Los elementos gaseosos, a baja presión, emiten energía en forma de radiación electromagnética de modo discontinuo: espectros de rayas.

Las series de bandas espectrales se denominan: Lyman, Balmer, Paschen, Brackett y Pfund.

Modelos Atómicos

Teoría Cuántica de Planck

La energía emitida por un cuerpo mediante la radiación de una determinada frecuencia es múltiplo de una cantidad de energía elemental llamada cuanto.

Teoría Corpuscular de la Luz de Einstein

La luz está constituida por partículas (fotones) cuya energía es E=h·v.

Modelo Atómico de Bohr

1. El espacio que rodea al núcleo tiene zonas permitidas (niveles) en los que puede encontrarse el electrón. Los niveles vienen definidos por el número cuántico principal, n.
2. Siempre que un átomo absorbe o emite energía, lo hace mediante cuantos complejos de valor h·v.

Modelo Mecano-Cuántico

El electrón, como cualquier partícula en movimiento, presenta propiedades ondulatorias y corpusculares. Es imposible determinar con exactitud la posición de un electrón alrededor del átomo. El orbital es la región en la que existe mayor probabilidad de encontrar al electrón. Cada solución de la ecuación de onda de Schrödinger informa del estado energético del electrón y de la función de onda asociada a ese estado energético.

Números Cuánticos

Los estados energéticos permitidos para el átomo y la molécula se distinguen entre sí mediante cuatro números cuánticos: n, l, m, s.

• n (Principal): Designa el nivel. Está relacionado con el tamaño y la energía del orbital. Sus valores son n: 1, 2, 3, 4…
• l (Orbital o del Momento Angular): Designa un subnivel y está relacionado con la forma y la energía del orbital y con el módulo del momento angular. Sus valores son s (l=0), p (l=1), d (l=2), f (l=3).
• m (Magnético): Relacionado con la orientación del orbital. Sus valores están comprendidos entre -l y +l.
• s (Espín): Relacionado con el sentido del giro del electrón. Sus valores son -1/2, +1/2.

Cada orbital atómico está representado por los números cuánticos n, l, m. Cada electrón requiere, además, el s.

La distribución de los electrones de un átomo en orbitales recibe el nombre de configuración electrónica. La de menor energía es la configuración electrónica fundamental.

Principios de Configuración Electrónica

• Regla de la Construcción (Principio de Mínima Energía o Aufbau): La configuración electrónica fundamental se obtiene colocando los electrones uno a uno en los orbitales disponibles del átomo en orden creciente de energía.
• Principio de Exclusión de Pauli: Dos electrones de un mismo átomo no pueden tener los cuatro números cuánticos iguales.
• Regla de la Máxima Multiplicidad de Hund: Cuando varios electrones ocupan orbitales degenerados (de la misma energía), lo harán en orbitales diferentes y con espines paralelos (electrones desapareados), mientras sea posible.

Los orbitales llenos o semiocupados confieren al conjunto del átomo una estabilidad adicional.

Tabla Periódica

La clasificación periódica de Mendeleiv contenía todos los elementos entonces conocidos, ordenados según la masa atómica creciente y la semejanza en las propiedades. Se observó que la masa atómica no era criterio suficiente para obtener una ordenación coherente. H. Moseley determinó el número atómico de los elementos y comprobó que, si se colocaban por orden creciente de su número atómico, todos quedaban situados en el lugar requerido por el criterio de semejanza de propiedades.

Ley Periódica: Cuando los elementos se colocan en orden creciente de su número atómico, tiene lugar una repetición periódica de ciertas propiedades físicas o químicas de aquellos.

La causa de la periodicidad en las propiedades químicas es que dependen de la configuración electrónica de sus electrones más externos (o electrones de valencia) y ésta se repite periódicamente.

Organización de la Tabla Periódica

En la tabla periódica actual, los 118 elementos están clasificados en orden creciente de su número atómico en 18 columnas (grupos) y 7 filas (periodos).

En los periodos, los elementos presentan propiedades que varían desde el comportamiento metálico hasta el no metálico, para acabar siempre con un gas noble.

Los grupos 1 y 2 corresponden a los elementos metálicos; del 3 al 12, a los metales de transición; del 13 al 17, a no metales y semimetales; y el grupo 18 está constituido por los gases nobles.

El electrón diferenciador es el responsable de la diferencia entre las propiedades de elementos correlativos en un periodo.

El apantallamiento (a) consiste en la repulsión entre los electrones, que disminuye la atracción del núcleo y condiciona el estado del electrón en el átomo. Depende principalmente del orbital que ocupan.

Al aumentar el número atómico en los periodos, se incrementa la carga efectiva sobre el electrón más externo, mientras que, al aumentarlo en los grupos, permanece igual.

Propiedades Periódicas

Las propiedades periódicas principales son: el radio atómico, el radio iónico, la energía de ionización, la afinidad electrónica y la electronegatividad.

• Radio Atómico: El valor que se le asigna en la práctica es la mitad de la distancia entre los núcleos de dos átomos iguales enlazados entre sí. Cuando los átomos enlazados no son iguales, el radio atómico varía dependiendo del tipo de enlace, por lo que el valor de esta magnitud física debe considerarse relativo. En un periodo, al aumentar el número atómico, disminuye el radio atómico, mientras que, al aumentarlo en un grupo, se incrementa.
• Radio Iónico: En general, los cationes son de menor tamaño que los átomos de los que proceden, mientras que los aniones son de mayor tamaño que los átomos correspondientes.
• Energía de Ionización (I): La mínima energía necesaria para que un átomo neutro de un elemento X, en estado gaseoso y en su estado electrónico fundamental, ceda un electrón de su nivel externo y dé lugar a un ion monopositivo X+, también en estado gaseoso y en su estado electrónico fundamental. Al aumentar el número atómico en un periodo, se hace mayor la energía de ionización y, en un grupo, disminuye. Las energías de ionización para que el átomo ceda el 2º o 3º… electrón serán mayores cada vez, ya que el menor número de electrones supone un menor apantallamiento sobre el electrón que ocupa la posición más externa y, por tanto, mayor atracción nuclear sobre él.
• Afinidad Electrónica (A): La energía intercambiada en el proceso por el que un átomo neutro, X, en estado gaseoso y en su estado electrónico fundamental, recibe un electrón y se transforma en un ion mononegativo X-, también en estado gaseoso y en su estado electrónico fundamental. Este proceso puede ser endotérmico o exotérmico. El valor de la afinidad electrónica informa de la tendencia a formar el anión.
• Electronegatividad: La tendencia relativa de sus átomos para atraer los electrones de otros átomos con los que están enlazados. El tipo de enlace que formarán dos átomos será iónico si la diferencia de electronegatividades es muy grande, mientras que será covalente si el valor es pequeño. En general, en los periodos, la electronegatividad se incrementa al aumentar el número atómico, y en los grupos, aumenta al disminuir el número atómico.

Semimetales: Elementos cuyas propiedades no corresponden exactamente con las de los metales ni con las de los no metales.

Gases Nobles: Definidos por su inercia a formar compuestos con otros elementos.