Conceptos Fundamentales del Átomo

Cada electrón tiene su lugar: Estado Fundamental o Estacionario.

Si lo movemos hacia arriba (aportar energía) o hacia abajo (liberar energía), el átomo está Excitado. En cada caso, el electrón volverá a su estado Fundamental. Si se pierde del último estante, el átomo se

Definición de Átomo

En la actualidad, el Átomo se define como “la menor partícula constitutiva de un elemento que conserva sus propiedades y no puede dividirse por métodos químicos”; o “la partícula más pequeña de un elemento que participa en una combinación química”.

Tipos de Átomos y Iones

• Anión: gana electrones (carga negativa).
• Catión: pierde electrones (carga positiva).
• Isótopo: átomos del mismo elemento que solo se diferencian en el número másico (A), ya que tienen distinto número de neutrones. Los electrones y protones son los mismos.
• Isóbaro: átomos de distintos elementos que tienen igual número másico (A), pero distinto número de electrones y protones.
• Isoelectrónicos: átomos o iones que tienen solo igual el número de electrones, independientemente del número de neutrones y protones.
• Isótono: átomos de distintos elementos que tienen en común el número de neutrones.

Configuración Electrónica: Reglas de Llenado

Para determinar la configuración electrónica de un átomo, se siguen ciertas reglas:

1. Regla de Llenado o Principio de Aufbau

   Basta con calcular cuántos electrones hay que acomodar y entonces distribuirlos en los niveles y subniveles empezando por los de menor energía (estado fundamental).

2. Principio de Exclusión de Pauli

   En un mismo átomo no puede haber 2 electrones con los 4 números cuánticos iguales (como mínimo se diferenciarán en el número cuántico de espín). Esto implica que en un Orbital (“caja” en la estantería), como máximo 2 electrones.

3. Regla de Hund

   Al llenar orbitales de igual energía (los tres orbitales p, los cinco d, o los siete f), los electrones se distribuyen, siempre que sea posible, con sus espines paralelos (semillenando cada orbital y luego apareando con espines opuestos).

Sommerfeld: Números cuánticos.

Modelos Atómicos a lo Largo de la Historia

1. Modelo de Dalton (1803)

   Dalton pensaba que el átomo era como una bolita sólida, indivisible, como una canica. Según él, los átomos de un mismo elemento eran iguales entre sí, pero diferentes de los de otros elementos. Es como imaginar que cada elemento tiene su propia canica especial.

2. Modelo de Thomson (1897)

   Descubrió los electrones (partículas con carga negativa).

   Pensó que el átomo era como un panqueque con pasas o un pastelito, donde:

   • La masa positiva (el panqueque) era el átomo.
   • Los electrones (las pasas) estaban incrustados dentro.

   Este modelo se llama «pudín de pasas».

3. Modelo de Rutherford (1911)

   Rutherford descubrió que el átomo no era macizo, sino que tenía mucho espacio vacío.

   Propuso que:

   • En el centro del átomo hay un núcleo pequeño y denso, con carga positiva (protones).
   • Los electrones giran alrededor del núcleo, como los planetas alrededor del Sol.

   Es como imaginar una miniatura del sistema solar.

4. Modelo de Bohr (1913)

   Bohr mejoró el modelo de Rutherford y explicó que los electrones no giran de cualquier manera.

   Los electrones están en órbitas específicas o niveles de energía, como si fueran escalones.

   Es como si los electrones estuvieran en pistas o carriles alrededor del núcleo.

Propiedades Atómicas Clave

Masa Molecular

La Masa Molecular se calcula mediante la suma de las masas atómicas de los átomos que constituyen la molécula. Puede expresarse en uma o en gramos.

Radio Atómico

El Radio Atómico identifica la distancia media entre dos núcleos, de un mismo elemento enlazados entre sí. Por medio del radio atómico, es posible ver el tamaño del átomo.

• Grupo: aumenta de arriba hacia abajo. Al aumentar el número de niveles ocupados con electrones, aumenta el efecto pantalla, y los electrones externos pueden alejarse del núcleo.
• Período: disminuye de izquierda a derecha. En este sentido, aumenta el número atómico, aumentando la carga nuclear, mientras que el efecto pantalla y el número de niveles permanecen constantes.

Radio Iónico

El Radio Iónico es el radio que presenta un ion (Catión o Anión), en comparación con el átomo neutro:

• Los Cationes tienen un radio menor que el átomo neutro correspondiente, ya que al perder electrones, los protones atraen más fuertemente a los electrones restantes, pudiendo incluso reducir el número de niveles ocupados.
• Los Aniones tienen un radio mayor que el átomo neutro correspondiente, ya que aumentan los electrones (sin cambiar de nivel) y los protones, cuya carga nuclear no cambia, los atraen menos fuertemente a la mayor cantidad de electrones.

Energía de Ionización

La Energía de Ionización, también llamada potencial de ionización, es la energía que hay que suministrar a un átomo neutro, gaseoso y en estado fundamental, para arrancarle el electrón más débilmente retenido.

Afinidad Electrónica

La Afinidad Electrónica (A.E.) se define como la energía liberada cuando un átomo gaseoso neutro en su estado fundamental (en su menor nivel de energía) captura un electrón y forma un ion negativo.

Electronegatividad

Electronegatividad: es la capacidad de un átomo, en una molécula, para atraer electrones del enlace hacia sí mismo.

Carácter Metálico

El Carácter Metálico de los elementos se refiere a su capacidad para perder electrones. Los elementos son más reactivos cuanto más metálicos o más no metálicos son, ya que entonces tienen más tendencia a transferir electrones, oxidándose en unos casos y reduciéndose en otros. Los metales son elementos con electronegatividad baja, mientras que los no metales tienen electronegatividad alta.