La constitución de la materia es proporcionada por átomos y partículas subatómicas. Las cuales tienen la propiedad de agruparse y formar diferentes objetos.
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Átomo |
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Es la partícula más pequeña y representativa de un elemento químico y que tiene actividad química. |
Actualmente se conoce que el átomo está compuesto por un núcleo, en el que se concentra casi toda su masa, rodeado de una nube de electrones. Los átomos se clasifican de acuerdo con el número de protones o número atómico y neutrones que contiene su núcleo. El número de protones o número atómico y neutrones que contiene su núcleo. El número de protones o número atómico determina su elemento químico y el número de neutrones determina su isotopo. Un átomo con el mismo número de protones y electrones es eléctricamente neutro. Si por el contrario posee un exceso de protones o de electrones, su carga neta es positiva o negativa, y denomina ion.
Un átomo está constituido por partículas subatómicas, es decir, en el núcleo se encuentran los protones y neutrones, y alrededor de estos se encuentra una cubierta de electrones como se puede ver en la figura 1.
El átomo está formado principalmente por tres partículas subatómicas, las cuales se pueden identificar en la tabla 1.
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Características de las partículas subatómicas | ||||||||||||||||
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Todos los átomos de un elemento químico tienen la misma cantidad de electrones y protones, por ejemplo, todos los átomos del oxígeno tienen ocho protones y ocho electrones. Además de estas partículas, el átomo también está compuesta por otras partículas más pequeñas como el neutrino, fotón, neutrón, electrón, protón, quark, positrón, neutrinos, mesones, muones, antiprotones, etc..
Para describir la estructura del átomo este se divide en dos zonas o regiones:
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Estructura atómica. |
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Núcleo Los protones y neutrones de un átomo se encuentran ligados en el núcleo atómico, la parte central del mismo. Los átomos de un mismo elemento tienen igual número de protones, a esto se le denomina número atómico y se representa por Z. Corteza. Es la esfera externa del átomo que rodea al núcleo y que está formada por los electrones; por lo tanto, tiene carga negativa. Los electrones giran velozmente, en grupos, alrededor del núcleo de manera de capas esféricas por encima de las otras (superpuestas) llamadas niveles de energía. |
Ilustración 1 Representación del Átomo. En el núcleo se representan en rojo los neutrones y azul los protones. Los orbitales se presentan en azul obscuro los electrones
Cabe señalar que cuando el número de protones ubicados en el núcleo es igual al número de electrones de la cubierta, se considera que el átomo esta eléctricamente neutro.
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Moléculas. |
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Se definen como un agregado que se forma al combinarse dos o más átomos en una colocación determinada que se mantienen unidos a través de fuerzas químicas también, llamados enlaces químicos. |
Ilustración 2 Ejemplos de moléculas y su composición. Se pueden observar tres moléculas con composición de uno, dos o tres átomos diferentes.
2.1 Principales teorías atómicas.
Recordemos que la materia se compone de partículas pequeñas llamadas átomos con características bien delimitadas, que pueden ser representadas de forma gráfica mediante modelos.
Han existido diversos modelos atómicos en la historia y algunos llevan el nombre de quien los descubrió:
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Teorías atómicas | ||||||||||||||||||||
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Principios atómicos |
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Principio de incertidumbre de Heisenberg. Menciona que es imposible determinar simultáneamente la posición y el momento exacto del electrón. Principio de Exclusión de Pauli. Afirma que dos electrones del mismo átomo no pueden tener números cuánticos idénticos y por lo tanto un orbital no puede tener más de dos electrones.
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2.2 Configuraciones electrónicas.
Para poder expresar como están conformados los átomos y las posiciones de los electrones en él, así como la dirección en que giran estos se utilizan los números cuánticos.
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Número cuántico. |
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Es el valor numérico que señala las características que tienen los electrones que se encuentran en los átomos; basándonos en la teoría atómica de Bohr (Gispert, 1997). |
Se consideran cuatro números cuánticos, los cuales especifican donde se encuentra el electrón, así como su nivel de energía:
a) Principal, lo representamos con una “n” señala el nivel donde se encuentra el electro, así como el nivel de energía. Toma los valores 1, 2, 3, 4, 5, 6 o 7 y coinciden con el mismo número cuántico introducido por Bohr.
b) Secundario, representado por “l”, este número cuántico orienta en que subnivel está el electrón, considerando desde 0 y n-1. Dependiendo del número atómico puede tener los siguientes valores:
I. Cuando n=1=0=s (Sharp)
II. Cuando n=2=0, 1=p (principal)
III. Cuando n=3=0,1,2=d (diffuse)
IV. Cuando n=4=0,1,2,3=f (fundamental)
c) Magnético, se presenta con una “m”, nos informa de las orientaciones de los orbitales magnéticos en el espacio, donde se encuentran los electrones, depende de “l” y tiene desde -l hasta +l pasando por el cero. Para encontrar el número de orbitales de un subnivel, empleamos la siguiente fórmula: m=2l+1
d) De spin, indica el sentido de rotación del orbital donde se encuentran el electrón, el cual puede ser hacia al lado derecho o al lado izquierdo tomando como valores – ½ y + ½.
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Configuración electrónica. |
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Es una descripción donde se expresa la localización de los electrones en los distintos niveles, con subniveles y orbitales, de un determinado átomo (Barrow, 1975). Cabe señalar que configurar es “ordenar” o “acomodar” y la palabra electrónico deriva de “electrón”; por lo tanto, la configuración electrónica es la forma ordenada de repartir los electrones en los niveles y subniveles de energía. |
Para graficar la configuración electrónica existen cuatro modalidades, pero para todas ellas se deben seguir los siguientes pasos:
· Identificar el número de electrones que tiene el átomo, ubicando su número atómico (Z) en la tabla periódica.
· Colocar los electrones en cada uno de los niveles de energía, siempre comenzando desde el nivel más cercano (n=1) y respetando la capacidad máxima de cada subnivel como se observa en la figura
Ilustración 3 Niveles y subniveles de energía de los electrones. Se observan los subniveles que comprende cada nivel de energía y el número de electrones máximo que pueden estar presentes.
A continuación, vamos a describir cada uno de los cuatro tipos de configuraciones electrónicas existentes:
a) La configuración estándar. Se obtiene al utilizar el cuadro de las diagonales, donde cada orbital se llena siguiendo las diagonales, empezando siempre por el 1s.
Ilustración 4 Las diagonales. Para escribir la configuración electrónica se siguen las diagonales colocando el número de electrones correspondientes.
De tal manera que siguiendo la configuración electrónica estándar y utilizando las diagonales, se realiza el siguiente patrón para cualquier átomo, deteniéndonos en el punto donde se alcancen el toral de electrones del átomo:
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s2 4f14 5d10 6p6 7s2 5f14 6d10 7p6
Ejemplo: Escribe la configuración electrónica estándar del manganeso.
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Ejemplo de configuración estándar. |
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1. Identificar el número de electrones que tiene un átomo de manganeso. Z = 25 2. Comenzar a llenar los orbitales iniciando por el nivel más bajo y siguiendo las diagonales hasta completar el número atómico. 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d5 3. Observar que el último orbital no está lleno hasta su máxima capacidad, sino únicamente hasta completar el número atómico. |
b) La configuración condensada.
Cuando los niveles de ciertos átomos se encuentran llenos en la configuración estándar también se puede representar con un elemento del grupo (gas noble VIII A, de la tabla periódica, los cuales son: He, Ne, Ar, Kr, Xe y Rn), donde el número atómico del gas coincida con el número de electrones que llenaron en la última capa, para después continuar con los electrones faltantes siguiendo la tabla de diagonales.
Ejemplo: Escribe la configuración electrónica condensada del manganeso.
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Ejemplo de configuración condensada. |
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1. Identificar el número de electrones que posee el átomo de manganeso. Z =28 2. Identificar el gas noble que tenga el número atómico inmediato inferior y escribirlo al inicio de la configuración. Ar (Z = 18) Ar [18] 3. Continuar con la escritura de la configuración siguiendo el esquema de las diagonales hasta completar el número atómico: Ar [18] 3d10 |
c) La configuración desarrollada. Permite representar todos los electrones de un átomo utilizando flechas para simbolizar el spin de cada uno. Para el llenado hay que considerar el principio de exclusión de Pauli y la regla de máxima multiplicidad de Hund.
Ejemplo: escribe la configuración desarrollada del boro.
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Ejemplo de configuración desarrollada | ||||||||||
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1. Identificar el número atómico del boro en la tabla periódica. Z = 5 2. Escribir la configuración como si fuera la estándar, pero separando cada uno de los subniveles y sin asignar los electrones como superíndices: 1s 2s 2px 2py 2pz 3. Asignar spin a cada uno de los electrones identificándolo con flechas.
Observar que, aunque los últimos dos subniveles del nivel 2p no tienen electrones asignados, se conservan escritos. |
d) La configuración semidesarrollada. Este tipo de configuración es la combinación entre la configuración condensada y la desarrollada. En ella solo se representan los electrones del ultimo nivel de energía.
Ejemplo: escribe la configuración semidesarrollada del sodio.
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Ejemplo de configuración semidesarrollada | ||||
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1. Identificar el número de electrones que presenta el átomo de sodio: Z =11 2. Identificar el gas noble con el número de electrones inmediato inferior y escribirlo en la configuración: Ne Z = 10 Ne [10] 3. Continuar con la escritura de la configuración como si fuera desarrollada.
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