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ESTRUCTURA ATÓMICA
Desde los tiempos de la antigua Grecia, los pensadores venían haciéndose la
pregunta: ¿Cómo está constituida la materia en su interior?
En el siglo V a de C, el filósofo griego Demócrito expresó su creencia de que toda la
materia estaba constituida por partículas indivisibles, muy pequeñas que el llamó átomos. Las
evidencias experimentales obtenidas en las primeras investigaciones apoyaron la idea del
atomismo que gradualmente dio origen a las definiciones modernas de átomos, moléculas,
elementos y compuestos. Sin embargo no fue sino hasta 1808 cuando el científico inglés John
Dalton formuló su teoría atómica, que marcó el principio de la era moderna de la química. Los
postulados de esta teoría son los siguientes:
1. La materia es discontinua, está formada por partículas muy pequeñas llamadas átomos que
no pueden dividirse por ningún procedimiento físico conocido.
2. Todos los átomos de un mismo elemento son similares entre sí e iguales en peso y
propiedades químicas.
3. Los átomos de elementos distintos tienen propiedades diferentes.
4. Los compuestos se forman al combinarse los átomos de dos o más elementos en
proporciones fijas y sencillas. De modo que en un compuesto los átomos de cada tipo están en
una relación de números enteros.
5. En las reacciones químicas, los átomos se intercambian de una a otra sustancia pero ningún
átomo de un elemento desaparece ni se transforma en un átomo de otro elemento, es decir
que toda reacción química no es más que un reordenamiento de átomos.
En el siglo XIX, se descubrió que los átomos no son indivisibles
Modelos Atómicos
Modelo Atómico de Thomson
Thomson propuso en 1904 un modelo según el cual el átomo era una esfera con la
carga positiva distribuida uniformemente y los electrones distribuidos al azar, de manera que
las cargas eléctricas estuvieran compensadas.
Modelo de Rutherford
En 1911, llevó a cabo el siguiente experimento: Bombardeó una lámina muy delgada
de oro con partículas α. La mayoría de estas partículas atravesaban la lámina sin desviarse.
Otras se desviaban en un ángulo muy grande y otras eran rechazadas hacia el punto de origen.
Propuso que la gran desviación era porque las partículas α eran repelidas por la concentración
de cargas positivas en una pequeña zona. Las rechazadas hacia el punto de origen porque
incidían directamente sobre esa zona. Las demás pasaban lejos de este centro y no eran
repelidas.

Rutherford concluyó que el hecho de que la mayoría de las partículas atravesaran la
hoja metálica, indica que gran parte del átomo está vacío.

El rebote de las partículas indica un encuentro directo con una zona fuertemente
positiva del átomo y a la vez muy densa, que es el núcleo.
Hay un Núcleo pequeño que repele las
partículas alfa
+
Descubrimiento del neutrón
Rutherford observó que la suma de las masas de los protones y la de los electrones de
un determinado átomo no coincidía con la masa atómica por lo que postulo la existencia de otra
partícula que
– Careciera de carga eléctrica.
– Poseyera una masa similar a la del protón.
– Estuviera situada en el núcleo.
–
En las primeras reacciones nucleares Chadwick detectó esta partícula y la denominó “neutrón”.
El neutrón permite explicar la estabilidad de los protones en el núcleo del átomo,
manteniéndolos “unidos”, y por tanto justificando la no repulsión de estos en dicho núcleo, a
pesar de poseer el mismo signo de carga (+).
El modelo atómico de Rutherford quedó así: el átomo está formado por un núcleo
y una corteza o nube electrónica.
Núcleo atómico
Es el centro del átomo, posee carga positiva y en él se encuentra concentrada casi
toda la masa del mismo. En el núcleo se alojan los protones y neutrones que posee el átomo.
El tamaño del núcleo es sumamente pequeño en relación al tamaño del átomo. El
diámetro del átomo es aproximadamente 10.000 veces mayor que el diámetro del núcleo.
Nube electrónica
Es la zona del espacio que rodea al núcleo donde se encuentran los electrones, en un
número necesario para compensar la carga nuclear, dando así un conjunto eléctricamente
neutro; los electrones giran alrededor del núcleo, alejados del mismo.
El núcleo es el responsable de las propiedades físicas y la nube electrónica
(específicamente los electrones externos, llamados electrones de valencia) de las propiedades
químicas del átomo.
La masa y las cargas de las tres partículas fundamentales se muestran en la siguiente
tabla.
Partícula
Carga
Absoluta (C)
Carga
Relat.
Masa
Absoluta (g)
Masa
Relativa
Electrón (e-)
-1.60 x 10-19
-1
9.11 x 10-28
0
Protón (H+)
1.60 x 10-19
+1
1.6725 x 10-24
1
Neutrón ( n0)
0
0
1.67348 x 10-24
1
La masa del protón es muy similar a la del neutrón y la del electrón es 1840 veces
menor que la del protón, razón por la cual se considera a la masa del electrón
comparativamente despreciable.
La carga del protón es de igual magnitud pero de signo opuesto a la carga del electrón.
Número atómico (Z):
Indica el número de protones presentes en el núcleo de un átomo y coincide con el
número de electrones si el átomo está neutro. Todos los átomos de un mismo elemento tienen
el mismo número protones, por lo tanto, tienen el mismo número atómico.
Número másico (A): Es un número entero igual a la suma del número de protones más el
número de neutrones presentes en el núcleo de un átomo. Aproximadamente igual al peso
atómico.
Número de neutrones: se indica con la letra (N).
La relación entre A, Z y N es por lo tanto:
A=Z+N
o también:
N=A–Z
Isótopos
Son átomos del mismo elemento que poseen igual número atómico y distinto número
másico, por lo tanto difieren en el número de neutrones. Los isótopos tienen las mismas
propiedades químicas y diferentes propiedades físicas ya que tienen distinta composición del
núcleo.
El núcleo de un átomo se representa por su símbolo, el número atómico (Z) se escribe
abajo a la izquierda y el número másico (A) se escribe arriba a la izquierda.
A
ZX
Esta forma de representar el núcleo de un átomo recibe el nombre de núclido.
Modelo de Bohr
El modelo atómico de Bohr (1913) partía conceptualmente del modelo atómico de
Rutherford y de las incipientes ideas sobre cuantización que habían surgido unos años antes
con las investigaciones de Max Planck y Albert Einstein. En este modelo los electrones giran en
órbitas circulares alrededor del núcleo, ocupando la órbita de menor energía posible, o la órbita
más cercana posible al núcleo. Para superar el colapso del electrón sobre el núcleo Bohr
supuso que los electrones solamente se podían mover en órbitas específicas, cada una de las
cuales caracterizada por su nivel energético. Cada órbita puede entonces identificarse
mediante un número entero n que toma valores desde 1 hasta infinito. Este número "n" recibe
el nombre de Número Cuántico Principal. En este modelo se mantiene la estructura planetaria
propuesta por Rutherford, pero se utilizan los principios cuánticos sobre la emisión de energía,
introduciendo una serie de condiciones sobre el comportamiento del electrón.

Los electrones giran en torno al núcleo en niveles energéticos bien definidos.

Cuando un electrón se encuentra en una órbita estable, no emite energía. Los
electrones sólo pueden ganar o perder energía cuando "saltan" de una órbita a otra.
Esa energía absorbida o emitida es en forma de cuanto de energía o fotón de luz.
E = λ
Es un modelo precursor del actual.
El modelo atómico actual llamado "modelo orbital" o "cuántico - ondulatorio"
La naturaleza ondulatoria del electrón permite que este sea descrito por una ecuación
de onda. Schrödinger (1926) formuló una complicada ecuación matemática (ecuación de onda
de Schrödinger). De la resolución de la ecuación de Schrödinger se obtienen otras funciones
de onda que elevadas al cuadrado reciben el nombre de función orbital o simplemente orbital.
Un orbital atómico es la región del espacio alrededor del núcleo donde la probabilidad de
encontrar un electrón es máxima.
Modelo actual
CORTEZA
ÁTOMO
electrones.
protones.
NÚCLEO
neutrones.
-Los electrones no describen orbitas definidas ,sino que se distribuyen
en una determinada zona llamada ORBITAL.
-En esta región la probabilidad de encontrar al electrón es muy alta
(95% )
-Se distribuy en en diferentes niveles energéticos en las diferentes capas.
De la solución matemática de la ecuación de Schrödinger surgen tres números cuánticos.
Cada trío de valores de estos números describe un orbital.
Nº cuántico principal (n) : Puede tomar valores enteros (1, 2, 3...) y coincide con el mismo nº
cuántico introducido por Bohr. Está relacionado con la distancia promedio del electrón al núcleo
en un determinado orbital y, por tanto, con el tamaño de este e indica el nivel de energía.
Número cuántico n
n = 1, 2, 3, 4, ….
n=1
n=2
n=3
Nº cuántico secundario l : Puede tener todos los valores desde 0 hasta n – 1. Está
relacionado con la forma del orbital e indica el subnivel de energía.
Nº cuántico magnético (m) : Toma valores desde – l pasando por cero hasta + l . Describe la
orientación espacial del orbital e indica el número de orbitales presentes en un subnivel
determinado.
Orbitales s: Los orbitales s, son esféricos y poseen una única orientación en el espacio.
Por ejemplo:
Para un orbital 1s:
Para un orbital 2s:
n=1
n=2
l=0
l=0
y
y
m=0
m=0
Orbitales p: Los orbitales p son bilobulados, presentan siempre el mismo valor de l = 1, para
valores crecientes de n a partir de 2. Existen 3 orbitales p, que tienen la misma energía, por lo
que se denominan orbitales degenerados.
Si l = 1 el número cuántico magnético m presenta 3 valores que van de - l…0….+ l,
entonces m = -1, 0 y +1, que corresponden a las tres orientaciones posibles de estos orbitales
en el espacio, según los ejes de coordenadas cartesianas x, y, z por lo tanto tendremos para
cada nivel de energía a partir de n = 2 tres orbitales p: px , py , pz.
Orbitales d: Los orbitales d se caracterizan por tener el mismo número cuántico l = 2, mientras
que el número cuántico principal n, varía desde 3 en adelante, por lo tanto los orbitales d
pueden existir a partir del nivel n = 3, el número cuántico magnético m, presenta cinco valores
( m = -2, -1, 0, +1, +2 ), lo que implica la existencia de 5 orbitales d con diferentes orientaciones
en el espacio, 4 de los 5 orbitales d poseen forma tetralobulada simétrica sobre dos ejes
ortogonales y respecto del núcleo.
Nº cuántico de espín (ms) : Para explicar determinadas características de los espectros de
emisión se consideró que los electrones podían girar en torno a un eje propio, bien en el
sentido de las agujas del reloj, bien en el sentido contrario. Para caracterizar esta doble
posibilidad se introdujo el nº cuántico de espín (ms) que toma los valores de + ½ o - ½. En un
orbital pueden existir como máximo dos electrones a condición que tengan espines contrarios.
n, l y m: Caracterizan un orbital
n, l, m y ms : caracterizan al electrón
Existen 7 niveles de energía o capas donde pueden situarse los electrones al estado
fundamental.
Cada nivel principal de número cuántico n, tiene un total de n subniveles. Los subniveles se
clasifican de acuerdo a la forma de los orbitales del átomo con las letras: s, p, d y f
En cada subnivel hay un número determinado de orbitales que pueden contener, como
máximo, 2 electrones cada uno.
El número total de orbitales en un nivel es igual a n2
El número total de electrones en un nivel es 2n2
CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA
La configuración electrónica de un átomo es la manera en que están distribuidos los
electrones entre los distintos orbítales atómicos.
El conocimiento de las configuraciones electrónicas es fundamental para entender y
predecir las propiedades de los elementos.
Para realizar una configuración electrónica hay que tener en cuenta:
1.- Principio de Exclusión de Pauli: En un orbital puede haber como máximo dos electrones a
condición de que tengan espines opuestos o también: no pueden existir en un orbital dos
electrones con sus cuatro números cuánticos iguales. Por ejemplo: en el orbital 1s podrán
existir como máximo dos electrones, que tendrán los siguientes números cuánticos:
Electrón 1:
Electrón 2:
n=1
n=1
l =0
l =0
m=0
m=0
ms = + ½
ms = - ½
2.- Regla de Hund: Cuando varios electrones van a ocupar orbitales degenerados (orbitales
que tienen la misma energía, por ejemplo, orbitales p y d), entrará un electrón por orbital, todos
con el mismo spin y si hay más electrones que orbitales se comienza a aparear.
3.- Energía de los orbitales: se debe llenar de menor a mayor energía.
ORDEN DE LLENADO DE LOS ORBITALES
1s
2s
2p
3s
3p 3d
4s 4p 4d 4f
5s
5p 5d 5f
6s
6p 6d
7s
7p
Ejercitación:
1. Determinar la estructura atómica de un isótopo del elemento cloro, sabiendo que A =
35; Z = 17
R = 17 protones, 17 electrones y 18 neutrones
2. Marque el ítem Correcto. Un isótopo del elemento que tiene número atómico 6 y
número másico 12, posee:
a) 6 protones, 12 electrones y 6 neutrones
b) 6 protones, 6 electrones y 6 neutrones
c) 6 protones, 6 electrones y 8 neutrones
3. Realizar la configuración electrónica de los elementos: sodio; cloro; nitrógeno; calcio;
plata; escandio; manganeso; oxígeno; argón y litio.
4. Realizar la configuración electrónica del ión sodio (Na+) y del ión cloruro (Cl-)