GUÍA : Estructura atómica.

ESTRUCTURA ATÓMICA
El átomo es la partícula más pequeña de un elemento químico que mantiene su identidad a través
de cambios físicos y químicos.
Los átomos están constituidos por un núcleo y una corteza electrónica. En el primero se
encuentran partículas cargadas positivamente, llamadas protones y partículas neutras llamadas
neutrones. En la segunda, se encuentran partículas cargadas negativamente, llamados electrones.
Debido a la extrema pequeñez de los átomos, su masa no puede ser determinada mediante el uso
de instrumento alguno, y para poder mensurarlas, se ideó una unidad acorde: la unidad de masa
atómica o uma, que se define como 1/12 de la masa del átomo de 12C, y equivale a 1,67 x 10-24 g.
Las propiedades y ubicación de las partículas subatómicas fundamentales se encuentran
resumidas en el siguiente cuadro:
Partícula
(símbolo)
Ubicación
Masa
aproximada
(uma)
Carga (escala
relativa)
protón (p o p+)
neutrón (n o no)
electrón (e-)
Núcleo
Núcleo
Corteza
1
1
1/1800
+1
0
-1
Tabla I.1 Partículas fundamentales de la materia
El átomo consiste en núcleos positivamente cargados, muy pequeños y densos, rodeados por
nubes de electrones a distancias del núcleo relativamente grandes.
El núcleo atómico, debido a la presencia de los protones, está cargado con tantas cargas
positivas como protones posea, y prácticamente la totalidad de la masa del átomo está contenida
en él. En la corteza electrónica se encuentran tantos electrones como protones haya en el núcleo,
dando así un átomo eléctricamente neutro. Los electrones se distribuyen alrededor del núcleo y
son los que intervienen en las reacciones químicas. El radio de un núcleo atómico es de 10-13 a
10-12 cm aproximadamente. Los radios de los átomos son aproximadamente del orden de 108 cm (1 Å) (Å: Amstrong), esto es, casi 100.000 veces mayores por lo cual el átomo debe tener
una estructura relativamente "vacía".
1Å =10-10 m =10-8 cm
1nm =10-9m = 10-7 cm
1pm = 10-12 m = 10-10 cm
Núcleo atómico
Número atómico
El número atómico de un elemento corresponde al número de protones que contiene cada uno de
sus átomos. Se identifica con la letra Z. En base a este número se ubican los elementos en la
tabla periódica. Z define al elemento. A cada átomo con un número atómico determinado se le
asigna un símbolo por el cual se lo reconoce. En otras palabras, los átomos del mismo elemento
tendrán igual Z, y los de elementos diferentes, diferente Z.
Por
ejemplo: Z=11
corresponde
Al elemento Fe le corresponde el Z=26
al
elemento
Na
Número másico
El número másico de un átomo se define como la suma del número de protones y de neutrones
que posee y se representa con la letra A.
La vinculación entre A y Z está dada:
A = Número de protones + Número de neutrones
A = Z + Número de neutrones
Debido a que las partículas nucleares son las que poseen masa apreciable, siendo la de cada una
de ellas de aproximadamente 1 uma, el número de estas partículas da la masa del átomo
expresado en umas.
Por ejemplo: Un átomo del elemento K (potasio) posee 19 protones y 20 neutrones, lo que
determina que A=39 y la masa atómica será 39 umas.
Símbolo nuclear
Se representa al átomo con el símbolo del elemento que le corresponde; a la izquierda y arriba del
símbolo se escribe el número másico (A) y a la izquierda y abajo se coloca el número atómico (Z).
A
X
Z
siendo X el símbolo del elemento
Ejemplo:
37
Cl
17
significa que ese átomo de cloro posee en su núcleo 17 protones, y 37-17=20 neutrones. Por ser
una estructura neutra, tendrá 17 electrones en la corteza electrónica.
Isótopos
Son átomos que poseen igual número de protones y diferente número de neutrones, es decir que
son átomos del mismo elemento y de diferente número de neutrones, o en otras palabras, de igual
Z y de diferente A.
Por ejemplo:
14
C
6
12
C
6
Muchos elementos existen en la naturaleza formando varios isótopos aunque normalmente uno de
ellos es más abundante que el resto. En la Figura I.1 se muestra el ejemplo correspondiente al Ne:
Por ejemplo: El elemento H consta de 3 isótopos:
1
H
1
2
H
1
3
H
1
¿Qué particularidad le encuentra al primero de ellos?
Abundancia isotópica: Indica la fracción del número total de átomos de un cierto isótopo con
respecto al total de la muestra. En el Carbono natural, la abundancia del 12C y 13C son
respectivamente 98,9% y 1,1%. Esto quiere decir que de cada 1000 átomos de C considerados,
989 poseen una masa de 12 umas y 11 de ellos, poseen una masa atómica de 13.Conociendo la
masa y la abundancia de cada isótopo se puede calcular la masa atómica de cada elemento:
donde mi es la masa de un determinado isótopo y A su abundancia.
Por ejemplo:
Inversamente, puede calcularse la abundancia isotópica conociendo la masa atómica del elemento
y la de sus isótopos componentes.
Corteza Electrónica
Para poder comprender por qué los átomos se enlazan de una determinada manera, o por
qué distintos elementos tienen propiedades físicas y químicas diferentes, es necesario aprender
algo sobre la distribución de los electrones en los átomos.
La teoría de estas distribuciones se basa en gran medida en el estudio de la luz emitida o
absorbida por los átomos. Luego veremos cómo se distribuyen los electrones y comprenderemos,
por lo tanto, el ordenamiento de la tabla periódica y el enlace químico.
Cuando los átomos son excitados eléctrica o térmicamente y cesa esta excitación, emiten una
radiación. Si esta es dispersada por un prisma y detectada por una placa fotográfica, se revelan
líneas o bandas. A los conjuntos de estas líneas se los denomina espectros de emisión atómica.
Cada línea espectral corresponde a una cantidad de energía específica que se emite (Figura I.2 y
I.3).
Figura I.2 Espectro del Hidrógeno
Figura I. 3: Estos espectros identifican diferentes elementos
Niels Bohr en 1913 supuso en base a estos espectros que la energía electrónica está cuantizada;
es decir que los electrones se encuentran en órbitas discretas y que absorben o emiten energía
cuando se mueven de una órbita a otra. Cada órbita corresponde así a un nivel de energía
definido para cada electrón y caracterizado por un número (n) llamado número cuántico
principal. Cuando un electrón se mueve de un nivel de energía inferior a uno superior absorbe
una cantidad de energía definida y cuando vuelve a caer a su nivel de energía original emite la
misma cantidad de energía que absorbió. La energía de esa radiación está dada por :
E=h
donde h es la constante de Planck cuyo valor es 6,63 x 10-27 ergxseg, y  es la frecuencia de la
radiación = c/, c velocidad de la luz,  es la longitud de onda
Por lo tanto, E
= h c/ 
Figura I.4 Energía absorbida y emitida por el átomo
Al número n que designa un nivel energético se lo llama número cuántico principal.
El
número
máximo
de
electrones
no
puede
ser
superior
a
No todos los electrones que pertenecen a un mismo nivel poseen la misma energía.
I.- 2.-Principios cuánticos
Los corpúsculos de masa muy exigua como los electrones, no siguen las leyes de la dinámica
newtoniana, ni tampoco las leyes de la electrodinámica clásica que explica las interacciones de las
cargas en movimiento. Se precisan nuevos principios, los de la mecánica cuántica.
El primer principio de la misma es que no puede encontrarse un electrón entre dos niveles
energéticos, es decir, no existe ningún electrón cuya energía sea intermedia entre dos niveles de
energía.
Estos niveles de energía se enumeran dando al más cercano al núcleo el número 1, al inmediato
superior el número 2, al nivel siguiente el número 3. Al número n que designa un nivel energético
se lo llama número cuántico principal, y puede tomar cualquier valor entero y positivo.
El segundo principio exige que el número máximo de electrones en un nivel (población electrónica)
no pueda ser superior a 2n2.
Así para el nivel n=1, podrá tener como máximo 2 electrones, el nivel n=2 tendrá 8. Calcule
cuántos electrones se encontrarán como máximo en los niveles energéticos n=3, 4 y 5.
Viendo los espectros de emisión de elementos con más de un electrón se ve que cada nivel
energético se compone de varios subniveles íntimamente agrupados, es decir, no todos los
electrones que pertenecen a un mismo nivel poseen la misma energía.
El número de subniveles de un nivel energético es igual al número
cuántico principal de este. Tales subniveles se designan de diferentes
maneras: el subnivel de menor energía de cada capa se simboliza con
la letra s y los sucesivos, cada vez de mayor energía con las
letras p, d y f. Los subniveles s, p, d y f pueden contener como
máximo 2, 6, 10 y 14 electrones respectivamente.
Figura I. 5: Niveles de energía del hidrógeno. Las líneas espectrales corresponden a la energía liberada al descender los electrones
de un nivel de energía superior a uno inferior.
Figura I. 6: Energías relativas de niveles y subniveles. Cada
cuadrado, que en esta figura representa un subnivel, puede
contener como máximo 2 electrones, quedando 2 electrones
para los subniveles s, 6 para los p, 10 para los d. Los
subniveles s tienen menor energía que los d del nivel anterior
(4s tiene menor energía que 3d), una vez completado el nivel
se invierten los subniveles quedando con menor energía el
subnivel d.
Nótese que completado el subnivel 3p el
siguiente electrón se ubicará en el 4s en lugar
del 3d, por poseer menor energía. A medida
que los átomos se van haciendo más
complejos el número de entrecruzamientos
aumenta. Al igual que es limitado el número
de electrones que admite un nivel principal, lo
es también el que contiene los subniveles.
Como vemos en el diagrama el subnivel s
admite sólo hasta 2 electrones, el p admite 6,
el d admite 10 y el f admite 14.
La distribución electrónica que describimos
para cada átomo se denomina configuración
electrónica del estado fundamental. Esto
corresponde al átomo aislado en su estado de
menor energía o no excitado.
Veremos la configuración electrónica en el
estado fundamental del átomo de sodio,
Z=11. Los electrones se van ubicando en el
subnivel energético de menor energía disponible; una vez completado cada subnivel comienza a
llenarse el inmediato superior; la flecha representa un electrón y los números indican el orden de
llenado.
La configuración electrónica se describe mediante la notación que
se indica en la figura de la derecha
En el ejemplo anterior, la configuración electrónica es 1s2 2s2 2p6
3s1
esto es 2 electrones en el subnivel 1s, 2 en el subnivel 2s, 6
electrones en el subnivel 2p y 1 electrón en el subnivel 3s .
I.- 3.- Iones
Las estructuras cargadas positivamente o negativamente se denominan iones:
- Con carga positiva: cationes.
- Con carga negativa: aniones.
Cuando dos o más átomos se acerquen serán los electrones los que interaccionan debido a que
forman la corteza del átomo; de ese modo, puede ocurrir que los electrones sean transferidos de
un átomo a otro (como discutiremos más adelante).
Si un átomo neutro capta uno o más electrones, éstos no podrán ser neutralizados por la carga del
núcleo, por lo que la estructura adquirirá carga negativa, transformándose en un anión.
Si un átomo neutro cede uno o más electrones, prevalecerá la carga nuclear y la estructura
adquirirá carga positiva, transformándose en un catión.
Mecánica cuántica
Actualmente, el átomo es descripto mediante un modelo matemático, que por medio de la
denominada ecuación de onda de Schrödinger incorpora las propiedades ondulatorias del electrón.
Esta ecuación llega a una serie de soluciones que describen los estados de energía permitidos del
electrón. Estas soluciones se denominan función de onda, y se las suele simbolizar por la letra psi
(y ).
Las energías permitidas son las mismas que surgen del modelo de Bohr, aunque en este último, se
supone que el electrón está en una órbita circular alrededor del núcleo con radio definido.
En el modelo de la mecánica cuántica, no es tan sencillo describir la ubicación del electrón, más
bien se habla de la probabilidad de que el electrón se encuentra en determinada región del espacio
en un instante dado. El cuadrado de la función de onda, y2, en un punto dado del espacio,
representa la probabilidad de que el electrón se encuentra en esa ubicación. Por esta razón, y2 se
denomina densidad de probabilidad.
Otra forma de expresar la probabilidad es la densidad electrónica; las regiones de probabilidad
elevada de encontrar al electrón son regiones de densidad electrónica alta.
II.- MASA ATOMICA
Existen tres formas de expresar la masa atómica, y ellas son:
Masa atómica relativa o simplemente masa atómica (M.A.R. o M.A.) que es un número
adimensional que expresa cuántas veces mayor es la masa de un átomo que la uma. Así, si un
átomo posee una M.A. de 30, indica que ese átomo tiene una masa 2,5 veces mayor que la del
átomo de 12C. Estos valores se obtienen como promedio de las masas de los isótopos
componentes.
Masa atómica-gramo o masa del átomogramo o sencillamente átomogramo: es la masa de un
mol de átomos. El mol es la unidad fundamental del Sistema Internacional de cantidad de materia,
y se refiere a la cantidad de materia contenida en el número de Avogadro de partículas (iones,
moléculas, electrones, etc., en este caso se refiere a átomos). El número de Avogadro es: 6,023 x
1023 .
Es conveniente hacer algunas reflexiones sobre las ¨asombrosas¨ potencias de base 10, utilizando
algunos ejemplos:
- El
área
de
América
del
Sur
es
1,8
x
107 Km2
.
Ø La distancia de la Tierra a la Luna expresada en metros tiene una potencia solamente de 8. Más
exactamente
su
valor
es
de
3,8
x
108 m.
- Calcule los segundos que han transcurrido desde el nacimiento de Cristo hasta el momento
actual y expréselo en notación científica. Con toda seguridad se sorprenderá del valor obtenido.
Repita
el
mismo
cálculo
a
partir
de
2.000
años
A.C.
- El sistema solar existe como tal hace cerca de 1,5 x 105 terasegundos o 1,5 x 1017 segundos.
Calcule a cuántos años corresponden.
Ahora estamos en condiciones de comprender, o al menos intentar comprender, la magnitud del
número de Avogadro. La masa de un átomogramo se obtiene simplemente añadiendo la unidad
"gramo" a la M.A.
Masa atómica absoluta: es la masa real de un átomo, y se obtiene simplemente añadiendo la
unidad "uma" a la M.A. Como la uma es una unidad de masa, puede calcularse su equivalencia
con
cualquier
otra
unidad
de
masa.
Calculemos su equivalencia en gramos:
Vimos anteriormente que la M.A. 12C = 12, de donde podemos concluir que la masa de un átomogramo será de 12 g, y podremos efectuar el siguiente planteo:
6,023 x 1023 átomos C ........................12 g
1 átomo C ............................................ x
Introduciendo este valor en la definición de la uma:
1 uma = 1/12 masa del átomo de C12
Resumiremos estas unidades utilizando como ejemplo al Zn, cuya M.A extraída de la tabla
periódica es 65,4 (recordemos que este valor puede ser fraccionario, a diferencia del número
másico, debido a que la M.A. se obtiene como promedio de los isótopos naturales de los átomos
que constituyen a dicho elemento).
MA
MAA
MAG o
Valor
65,4
65,4 umas= 1,09 x 1022
65,4 gs.
masa del átomogramo
Ejercicios resueltos:
1.- ¿Cuántos átomos de N hay en 2,8 g del mismo?
M.A.: 14 Masa del átomogramo: 14 g
14 g de N ......................... 6,023 x 1023 átomos
2,8 g de N......................... x = 1,20 x 1023 átomos
Se refiere a:
1 átomo
1 átomo
1 mol de átomos=
6,023 x 10 23 átomos
2.- ¿Cuál es la masa, expresada en g y en uma de 3,5 x 1020 átomos de N?
a) Basándonos en la M. A. Absoluta:
1 átomo N ........................... 14 uma
3,5 x 1020 átomos N ............ x = 4,9 x 1021 uma
1 uma ......................... 1,66 x 10 -24 g
4,9 x 1021 uma ............ x = 8,13 x 10 -3 g
b) Basándonos en la masa atómica-gramo:
6,023 x 1023 átomos N .............. 14 g
3,5 x 1020 átomos N ................. x = 8,13 x 10 -3 g
1,66 x 10 -24 g ................ 1 uma
8,13 x 10 -3g ................... x = 4,0 x 1021 u
3.- ¿Cuántos átomogramos de N se encuentran presentes en 5,6 mg de N?
14 g de N ....................... 1 átomogramo N
5,6 x 10 - 3 g de N .......... x = 4 x 10-2 átomogramos de N
III.- TABLA PERIÓDICA
Las propiedades de los elementos son funciones periódicas de sus números atómicos. Esta "ley"
es un postulado amplio que todavía tiene mucha utilidad como base para las generalizaciones y
comparaciones del comportamiento químico. Los químicos de todo el mundo concuerdan en que la
Ley Periódica expresa relaciones bien caracterizadas de las propiedades químicas y de las
estructuras de los átomos.
III.- 1.- Tabla Periódica moderna
Las tablas periódicas modernas se basan en la distribución electrónica, que es la que determina
las propiedades físicas y químicas de los elementos.
Los rasgos fundamentales son el ordenamiento de los elementos de acuerdo a su número atómico
creciente y el hecho de que los de propiedades similares se hallen unos debajo de otros en
columnas verticales.
A las secuencias verticales se las denomina grupos, y en ellos se ubica a los elementos de
configuración electrónica similar. Tradicionalmente se designan con números romanos del I al VIII y
letras A o B, aunque la IUPAC (Unión internacional de química teórica y aplicada) en 1989
estableció el uso de números arábigos del 1 al 18 y no llevan letra. A lo largo del texto se indicará
la nomenclatura moderna entre paréntesis.
Las secuencias horizontales se denominan períodos y se numeran empezando por arriba. En cada
período se ubican los elementos cuyos átomos poseen tantos niveles energéticos ocupados como
número del período. Así, el elemento de Z=3 tendrá 3e- distribuidos: 1s2 2s1 tiene 2 niveles
ocupados (el primero completo y el segundo no) por lo tanto se encontrará en el período 2.
La tabla periódica presenta 3 zonas las cuales están divididas por medio de trazos más gruesos:
metales, no metales y gases nobles (Figura I.7). Si bien la clasificación no es estricta, los
elementos que se encuentran a la izquierda de la tabla presentan características de metales: son
buenos conductores del calor y de la electricidad, son generalmente sólidos a temperatura
ambiente, etc. Estas propiedades derivan de la labilidad electrónica, lo que determina su tendencia
a formar cationes. Los elementos situados en la parte superior derecha de la tabla son no metales
con propiedades opuestas a los elementos anteriores. El hidrógeno, posee una ubicación incierta,
ya que por algunas de sus propiedades debería incluirse con los no metales, pero por su
configuración electrónica y la capacidad de originar iones +1, también podría ubicárselo a la
izquierda de la tabla. La tercera zona corresponde a la última columna de la tabla: los gases
nobles. Estos elementos se consideran un grupo aparte por ser elementos que presentan una
estabilidad especial y que no suelen combinarse con otros.