LA ESTRUCTURA ATÓMICA

1. LA ESTRUCTURA ATÓMICA M en C Alicia Cea Bonilla

2. Teoría Atómica En 1808, John Dalton estableció las hipótesis sobre las que fundó su teoría atómica: • a) Los elementos están formados por partículas pequeñas llamadas átomos. Todos los átomos de un elemento son idénticos (tamaño, masa, propiedades químicas) y diferentes de los de otro elemento. • b) Los compuestos están formados por átomos de más de un elemento en una relación que es un número entero o una fracción sencilla. • c) Una reacción química consiste en la separación, combinación o reordenamiento de los átomos, los cuales no se crean ni se destruyen.

3. El átomo • Es la unidad básica que puede intervenir en una combinación química. Está formado por partículas subatómicas, de las cuales las más importantes son los electrones, losprotonesy losneutrones. • Los electrones son partículas con carga negativa que se encuentran en lugares energéticos conocidos como rempes u orbitales. Su masa es de 9.1 x 10 -28 g. • Los protones son partículas con carga positiva que se encuentran en el núcleo atómico y cuya masa es de 1.67 x 10 -24 g. • Los neutrones son partículas eléctricamente neutras, que se encuentran en el núcleo y que tienen una masa un poco mayor que la de los protones.

5. Número atómico, Masa atómica. Isótopos y Peso atómico • El número de protones en el núcleo de un elemento se conoce como número atómico (Z). • El número de protones y de neutrones presentes en el núcleo de un átomo de un elemento se conoce como número de masa. Cuando se mide en uma (unidades de masa atómica, referidas a la masa de un átomo de carbono 12), se llama masa atómica (A). A = p + n • Algunos elementos presentan más de una masa atómica, dependiendo del número de neutrones en su núcleo. A estos átomos se les llama isótopos. • El peso atómico de un elemento es el promedio de las masas de los isótopos naturales expresado en uma.

6. Modelos atómicos • A principios del siglo XX, Bohr propuso un modelo planetario para explicar la estructura atómica: en el centro del átomo se encontraba el núcleo donde están los protones y los neutrones y rodeando dicho núcleo, los electrones giraban distribuidos en capas o niveles energéticos. Entre más cercanos estuvieran al núcleo, menor energía presentaban. Este modelo no explicaba algunos resultados experimentales y por ello, a finales de los 1920, Schrödinger y Heisenberg propusieron un modelo mecánico cuántico.

7. Heisenberg decía que es imposible saber con exactitud la posición y la velocidad de un electrón en un momento dado (Principio de incertidumbre), por lo que se describieron unas “regiones estadísticas de mayor probabilidad electrónica” –rempe- que definían la posible posición de un electrón en determinado momento. Estas regiones también se conocen como orbitales atómicos y presentan algunos subniveles. La posición de un electrón puede definirse por 4 números cuánticos: n, l, m y s.

8. n: es el número cuántico principal y describe el nivel energético en el que está un electrón dado. l: es el número cuántico del momento angular; hace referencia al subnivel energético y a la forma del orbital. m: es el número cuántico magnético y describe la orientación del orbital en el espacio. s: es el número cuántico del espín electrónico y corresponde al giro del electrón. Según el Principio de exclusión de Pauli, dos electrones no pueden tener los mismos números cuánticos.

10. Configuración electrónica • La disposición de los electrones en los diversos orbitales atómicos se conoce como configuración electrónica y cumple con algunas reglas básicas: • a) un orbital no puede tener más de dos electrones, los cuales deben girar en direcciones opuestas. • b) los electrones no se juntan en un orbital si existe otro disponible con la misma energía.

11. Existe un orden en que se llenan los orbitales y está descrito en la tabla siguiente:

12. Tabla periódica • Los elementos químicos presentan algunas propiedades debido a la configuración electrónica que presentan. Estas propiedades se repiten de manera periódica y fue Dmitri Mendeleev quien lo descubrió en 1869. Este investigador organizó los elementos en grupos o familias químicas, cuyas propiedades químicas dependen del número de electrones que se encuentran en el último nivel energético (electrones de valencia). Asimismo, describió 7 períodos, correspondientes a los 7 niveles energéticos en los que pueden encontrarse los electrones de todos los elementos conocidos a la fecha.

14. Ley periódica, Tamaño atómico, energía de ionización y afinidad electrónica. • Algunas propiedades físicas y químicas de los átomos varían periódicamente, de acuerdo con su número atómico y es lo que conocemos como Ley periódica. Entre estas propiedades se encuentran el tamaño atómico: el radio atómicodisminuye de izquierda a derecha en la tabla periódica (del grupo I al VII) y aumenta de arriba abajo (del período 1 al 7).

15. La energía de ionización, que es la energía necesaria para que un átomo pierda un electrón de su nivel externo de energía, aumenta conforme se avanza en un período y disminuye de arriba abajo en un grupo. • La afinidad electrónica (electronegatividad), que es la capacidad que tiene un átomo para adquirir o ganar un electrón, aumenta a través de un período y disminuye en el grupo.