estructura atomica de la materia

1. B O Q U
B L O
Estructura
Atómica
El átomo está constituido por pårticulas
materiales
El átomo tiene un núcleo positivo 53
Los electrones están en niveles de energia S8
Hacia el modelo mecanico cuantico 70
El átomo está formado por unas pocas
particulas fundamentales

2. Lo evolución de los modelos atómicos
rol har mee d gl e fvieea de evplrar en la
aperi impnruilid A 1 adomnnget evpueriene 1a Fierr
fr trapraniid Ademe mdelloe anviiein qe pretendian
A h larg rmpiliead prreeen e foe deenbriendo qe la materis
d haturleze lrietri tge lnk in e e divieible y qse estan
frormadr p ertilne me rergseine kee electrones, lioe protonesy les
rtone Dead hare marhoe se me pree ieamenne desedee qgue
ehord 111 l i 6 fme eegerieneia aplieando lia
riactivdad, se acstiene que loe soome tiemen un nicleeo central con
cns eletres ueslrededer giran los electevones Para poder explicar
erts eaectes del comgortamseneo de kos ätomos, Bohr recurrió a la
teore euaotics de Planck Máe adelanae, Heisenberg enunció el principo
d tnoertlueior que llevó al comcepto de orbital La resoiución de la
ecuacdn de onda de Schrèdinger introdujo los llamados nameros
cwantic qur describhen la ubscación y las propiedades de los electrones
l e actualidad el modele mecánico cuantico, compiementado con la
sco denominada Modelo estándar de las particulase interaceiones
fandamentales, oomstituye para los imestigadores una cxpicacon
aoepahic de la estructura y de la cstabulodad de la materia
50

3. El átomo está constituido por
particulas materiales
1 El átomo es divisible Tu de vri
in ION cl iestipador nplés Jobn Dalton en base a
hecho
xpctmeniales, ieto la dea qe varios siplon antes habia
nropuesto el ilósofo pnepo Demócrito y sostuvn que la materia
está consituda po Atomos y que étos no podan dividirse Are
orearse o destruirsNe
Aunquc en la sepunda mitad del siglo XIX ya exi«tía una senpecha
generalizada de quc los átomos eran divisibles,este hecho «ólo
pudo ser
contirmado por las experiencias efectuadas en 1897 por
Joseph Thomson (18S6-1940) con tubos de descarga fstos, también
lamados trubos de Crookes o de rayos catódicos, están constituidos por
un cilindro de vidrio, cerTado, en cuyo interior se
encuentrandos placas
metálicas. llamadas electrodos, ubicadas en los extremos. Esos
electrodos se conectan con los polos positivo y negativodeuna fuente de
alta tensión (el electrodo positivo se llama ánodo y el negativo cátodo)
Elaire del interior del tubo se cxtrac por medio de una bomba de vacío
Fyerte de slta ternilin
Esqugmo de un tub
dedoscarga
11.Rayos catódicos: los electrones
Siel tubo dc descarga cstá lleno de aire a presión normal (1.013 hPa) y
se aplica a los clectrodos una tensión elevada -hasta de 10.000 V- no se
observa ningún cambio. Pero, si se va extrayendo cl aire con una bomba
de vacio, la ciectricidad comienza a circular a través del gas y el escaso
are que queda en el tubo se pone luminoso. Cuando la presión interior
se reduce al orden de 0,01 mm de mercurio, cerca del ánodo se observa
una luminosidad azul verdosa. Los cientificos creyeron que esa
luminosidad era causada por rayos provenientes del cátodo y por eso los
liamaron ruyos catódicos
El estudio de estos rayos permitió deducir que son radiaciones que se
propugan en lineu recta, constituidas por particulas materiales dotadas
de carga elécarica negativa
A esas particulas J. Stoney (1826-1911) les dio elnombre de electrones
Thomson realizs diversas cxperiencias con los tubos de rayos catódicos
ycomprotó que cualquiera sea el gas que llene el tubo y el material del
quc csté hecho el cátodo, se emiten particulas idénticas con carga
Cibctnca tegutiva Entonces, se dedujo que los electrones son
Cmstituyetes de toda clase de materna
J.Thomson (1 897) y RA. Millikan (1909) determinaron la masa y la
atga elbctnca de estos corpúsculos, estableciendo que
El tubo del televisoor
tiene su origen en el
tubo de rayos
catódicos
electrón tiene una masa igual a 9,1.10 gramos (0,00055
.m.a.)y una carg eléctrica de 1,6.10" coulomb
Lacata eléctrica del electrón es muy pequeha, se denomina unidud
emental de carga elictrica negativa (u.ec.) y se le asigna el valor de -1
51

4. 12. Cómo es el modelo atómico de Thomson?,
Para explicar la estructura del átomo, los
investigadores fueron proponiendo
diferentes
modelos a medida que se realizaban e
interpretaban las diversas expcricncias. Así, en
I898 Thomson expuso lo que se considera cl
primer modelo atómico
El átomo es una esfera sólida cargada
uniformente de electricidad positiva, dentro de
la cual están incrustados los elcctrones
Electrór
+
En Ciencias
+
Naturales, las
explicaciones que se
proponen de los
hechos o fenómenos
+
que no se pueden
negativos. El número de éstos es suficiente para
ncutralizar las cargas positivas de la esfera de
modo quc el átomo es eléctricamente neutro.
Este modelo se ha comparado con un budin de
pan, donde las pasas de uva representan los electrones.
El modelo de Thomson era estático porque en él no había ninguna
particul en movimiento.
observar
directamente, se
denominan
Modelo de Thomson.
modelos.
13. Rayos canales: los protones
En 1886. Goldstein realizó por
primera vez un experimento utilizando
un tubo de descarga que contenia
hidrógeno y presentaba el cátodo
perforado.
Al conectarlo a una fuente de alta
Cátodo perforado Ánodo
Rayos catódicos
tensión, observó por detrás del cátodo
un fino haz de luz, formado por rayos
que pasaban a través de la perforación
que, por ese motivo, fueron
denominados rayos canales.
El análisis de dichos rayos permitió deducir que estaban constituidos
por partículas con carga eléctrica positiva, a las que llamó protones.
Por medio de técnicas adecuadas se estudiaron su masa y su carga
eléctrica, comprobándose que la masa de los protones es 1.840 veces
mayor que la de los electrones y la carga eléctrica es igual a la de los
electrones, pero de signo contrario.
Entonces, se ha establecido que:
Rayos canales
Experimento de Goldstein.
Los experimentos
con cargas
eléctricas en gases
a baja presión
demostraron que
los átomos están
formados por
particulas
materiales.
El protón tiene una masa de1,67.10 gramos (1,00732 u.m.a.) y
una carga eléctrica de 1,6.10" coulomb.
La masa del protón Para mayor sencillez la carga del protón se expresa como unidad
elemental de carga eléctricafpositiva (u.e.c.), asignándole un valor de +1.
es 1.840 veces
superior a la del
electrón El hecho de haberse comprobado que en los átomos existen dos
clases de partículas materiales, electrones, con carga eléctrica
negativa, y protones, con carga positiva, confirmó la divisibilidad
de los átomos y la naturaleza eléctriea de la materia
52

5. El dátomo tiene un
núcleo positivo
1. La radiactividad
En 1896. cl fisico frances Henri Becquerel., csludiando cl fenómeno de
la fhuorescencia en dilerentes sustaneias, cn forma imnprevista, descubrió
una nueva propiedad de la materia. Trabajando con compucstos de
uranio. observó que tenian la
propiedad de emitir radiaciones en forma
cSpontánea y sin necesidad de ser exeitados por la luz. A csta propicdad,
posteriormente, Marie Curie le dio cl nombrede radiactividad,
Al proseguir los estudios, los esposos Marie y Pierre Curie encontraron
otros dos clementos radiactivos, cl polonio y el radio. En la actualidad sc
conocen más de 40 elementos radiactivos naturales.
Las sustancias radiactivas pueden emitir radiaciones de tres tipos:
a) Rayos alfa: están constituidos por partículas con carga eléctrica
positiva que se mueven a una velocidad entre 16.000 y 32.000 km/s y
son poco penetrantes (atraviesan láminas delgadas de papel o de
aluminio de menos de 0.002 nmm de espesor). Además se
comprobó
que las particulas alfa tienen una masa de 4 u.m.a. y
una carga eléctrica de 2 u.e.c. como los núcleos de
los átomos de helio.
b) Rayos beta: están formados por electrones con carga
eléctrica negativa que se
desplazan a gran velocidad
(160.000 km/s) y son más penetrantes que los rayos
alfa (atraviesan láminas de aluminio de hasta 0,2 mm
de espesor).
c) Rayos gamma: no son partículas sino radiaciones
electromagnéticas de alta frecuencia que se mueven a
muy alta velocidad (aproximadamente 300.000
km/s), no manifiestan carga eléctricay presentan
gran poder de penetración (atraviesan láminas de
aluminio de hasta un metro de espesor).
Las sustancias radiactivas no emiten simultáneamente
La radiactividad
natural es la
propiedad que
presentan ciertos
elementos químicos
de emitir radiaciones
en forma
espontánea.
Y
Mezcla de
sustancias
radiactivas
Bloque
de plomo
las tres radiaciones: algunas emiten radiaciones alfaa y
otras beta. pero ambas generalmente acompañadas por
rayos gamma.
Acción de un campo
eléctrico sobre las
radiaciones.
1.1. La experiencia de Rutherford
descubrimiento de la radiactividad permitió seguir avanzando en la
nterpretación de la estructura del átomo,
ED 1911,el científico neozelandés Ernest Rutherford/1871-1937)
vestigó la dispersión que experimentan las partículas alfa al atravesar
una lámina muy delgada de oro.
IZ0 incidir el haz de partículas alfa (positivas) que emitía una su_tancia
Tadiactiva, colocada en un bloque de plomo, sobre una hoja de orolle
muy pequeño espesor (10 mm)Detrás de la láminade oro ubicó una
pantalla recubierta de sulfuro de cine (fluorescente) que permite detectar
l choque de cada partícula en los diferentes puntos de dicha pantalla:
53

6. Bloque do plomo
Contelleo producido por
las partículas alfa
Rayos alfa
Lámina
delgada
de oro
Sustancia radiactiva
Pantalla fluorescente
Los resultados de esta experiencia y su interpretación fueron los
siguientes:
a)La mayoría de las partículas alfa atravesaron la lámina sin sufrir
desviación alguna, Esto permitió deducir que los átomos tienen
grandes espacios vacíos, por lo cual las partículas alfa no encuentran
ningún obstáculo en su camino.
b)LAlgunas partículas alfa (aproximadamente una por cada 10.000)
experimentaron pequeñas desviaciones, de menos de 90°.
(Estas desviaciones hicieron suponer que en el átomo hay una
pequeña zona con carga eléctrica positivaque repele a las partículas
también positivas (cargas de igual signo se repelen).
c) Muy escasas particulas alfa (una por cada 125.000) rebotaron sobre
la lámina de oro y retrocedieron en su trayectoria.
Este hecho llevó a Rutherford a sugerir que la masa del átomoestá
concentrada en el centro del átomo donde rebotan esas particulas, Así
surgió la idea de que el átomo cuenta con un núcleo central, donde
están agrupadas las cargas positivas y la mayor parte de la masa.
Esta experiencia de Rutherford permitió deducir cómo están
distribuidas las cargas eléctricas y la masa en el átomo,
constituyendo un importante avance en el conocimiento de la
estructura atómica.
12. El modelo atómico de Rutherford
La interpretación de los resultados obtenidos en la experiencia antes
descripta llevó a Rutherford a proponer el siguiente modelo:
El tomo está formado por un núcleo central, concarga
eléctrica positiva, rodeado por los electrones negativos.
El núcleo es muy pequerño con relación al diámetro total del
åtomo, pero contiene la mayor parte de la masa atónmica.
Esto indica que el átomo tiene grandes espacios vacios, sin
particulas materiales.
Los electrones giran alrededor del núcleo sin chocarcon él.
a distancias variables pero sin exceder un cierto diámetro.
Modelo atómico
de Rutherford.

7. Cl nimero de electrones es cl suficiente para compensar la carga
positiva del núclco, de manera que el átomo, en conjunto, resulta
neutro.
Los elcctrones tienen una masa despreciable con relación a la masa
1otal del átomo.
Ese modelo se suele comparar con el sistema solar, de modo que el
niclco representa al SoI y los electrones a los planetas.
121.Relaciónentreeldiámetro del núcleo y el del átomo
Rutherford, sobrela base de cálculos matemáticos, pudo establecer que
el núcleo del átomo tiene un diámetro promedio de 10" cm (10 Å).
Esto significa que el diámetro del núcleo es 10.000 veces menor que el
diámetro total del átomo. Para tratar de comprender la pequeñez del
nicleo con relación a todo el átomo, puede pensarse que si el núcleo
fuese una esfera de I cm de diámetro, el átomo sería una esfera con un
diámetro igual a 10.000 cm, o sea, 100 metros (aproximadamente la
longitud de una cuadra).
Angstrom (Å):
Unidad de longitud
equivalente a 1010 mn.
Si el átomo fuese una esfera
cuyo diámetro midiera el
largo de una cancha de
fütbol, el núcleo sería una
pelotita de 1 cm de diámetro omo wz
ubicada en el centro0.
Absbe
como Celos lve
90/120 m Elext
12.2. iCuáles son los problemas del modelo
de Rutherford?
La deducción de que el átomo posee un núcleo positivo y quea su
alrededor están loselectrones, plantea un problema: siloselectrones
Uvieran en reposo, serían atraídos porelnúcleo portener cargas
Puestas y caerían en él.Parasuperar esta dificultad, Rutherford
upuso que los electrones giraban alrededor del núcleo para contrarrestar
datracción nuclear,demodo similar a como la Tierra gira alrededor del
Sol.
Suposición presenta una nueva dificultad: toda carga eléctricaen
Esta
miento irradia energía en forma de ondas electromagnéticas. Esta
da de energía produciría una reducción en la velocidad del electrón,
dl le restaría capacidad para resistir la atracción del núcleo. De esta
locu
a el electrón se acercaría al núcleo hasta caer en él, al cabo de un
lerto tiempo.
SOlución a este problema se encontró al estudiar los espectros ópticos
da
que
ginan las luces emitidas por las sustancias sometidas a la acción
Calor, como se verá más adelante.
55

8. . Los electrones están en
niveles de enerqía
1. Qué es la espectroscopía?
La luzblanca provenicnte del Sol está formada por siete colores que se
dispersan cuando atraviesan un prisma de cristal:
Rojo
Anaranjado
Amarillo
Verde
Azul
indigo
Violeta
La secuencia de bandas de colores que va desde el rojo hasta el
violeta se
denominaespectro,palabra que etimológicamente
significa "fantasna".
Este fenómeno fue descubierto por Isaac Newton en 1666 y es
el mismo que se observa cuando la luz solar atraviesa las gotas de
lluvia, que actúan como pequeños prismas, formando el arco iris.
El espectro formado por la luz blanca es continuo porque se va
pasando
Espectro continuo de
la luz blanca.
gradualmente de un color a otro.
Los diferentes colores del espectro solar dependen de la longitud de
onda de las radiaciones y corresponden a distintas cantidades de
energía. (El rojo tiene mayor longitud de onda por contener menor
cantidad de energía y por eso experimenta menos desviación.)
Radiación:
Energía que se
propaga en forma
de ondas.
11. Los espectros atómicos
Las diversas sustancias al ser calentadas emiten radiaciones luminosas
decolorescaracterísticos.)Asi, por ejemplo,|si se expone a la llama un
alambre de cobre se observa que esa llama toma un color verde; los
compuestos de sodio dan una radiación de color anmarillo; los de
potasio, violeta, y los compuestos de calcio, anaranjado.
Cuandose hace pasar a través de un prisma óptico la luz emitida por un
cuerpo caliente, se produce la dispersión de las distintas radiaciones
electromagnéticas que la componen, debido a que tienen diferentes
longitudes de onda.)
Hacia mediados del siglo XIX, Bunsen y Kirehoff investigaron los
espectros producidos por la radiación que emiten las sustancias cuando
son excitadas por el calor. Así, observaron que la luz producia un
espectro formado por un conjunto de lineas muy finas de colores
diferentes, separadas entre sí por espacios oscuros, que se denominó
espectro de rayas. Este espectro es discontinuo pues no hay una
transición gradual de una línea a otra. A
modo de ejemplo:
Espectro de emisión del hidrógeno.
58

9. Cada elemento quimico origina un espectro de rayas
nle le es caracteristico, y que es distinto al de los otros
elementos.
a formación del espectro de rayas indica que los átomos
Vomiten energia en valores definidos y concretos y no en cantidades
variables.
Espectro de emisión de
vapores de litio (Li).
12 iCuál es la
interpretación de Bohr?
En 1913, Niels Bohr (1885-1962) propuso una
hipótesis para explicar la
causa de los espectros de rayas y cómo están distribuidoslos electrones
en el átomo; Para ello tomó como base la teoría cuántica de Planck; la
Cual sostiene queila energia es discontinua y está formada por ciertas
porciones lamadascuantos.
Entonces, la energiaqueradian losátomos cuando son sometidos a la
accióndelcalorno puede tener
cualquier valorsinoquedebeserun_
múltiplo de dichos cuantos,Seemiten 1,2, 3 o más cuantos y no
valores intermedios, tales como 1,2 ó 2,8.
Bohr, aplicando la teoría de Planck, sostuvo que los electronesno
pueden encontrarse en el átomo con cualquier cantidad de energia, sino
convaloresconcretosy definidos,es decir,condeterminadosniveles de
energia.
Cuando el átomo recibe energía como, por ejemplo, calor, los electrones
pasan a niveles superiores. Luego, a medida que se va enfriando, emite
laenergia ganada en forma de radiaciones luminosas y los electrones
vuelven a los nivelesenque se encontraban al comienzo, Esta es la
causa de la formación de rayas en los espectros producidos por las
Cuanto:
Cantidad elemental
de energía que una
partícula puede
emitir o absorber en
forma de radiación
electromagnética.
sustancias incandescentes.
Cada una de las rayas coloreadas indica la diferencia entre dos niveles
de
energía de los electrones del átomo.
La
interpretación de los espectros atómicos permitió a Bohr
proponer que los electrones giran alrededor del núcleo en órbitas
0 niveles de energia definidos.
5. El modelo atómico de Bohr
LOmo resultado de sus
investigaciones, Niels Bohr estableció una serie
postulados en los que se sustenta su modelo atómico:
LOs electrones no poseen cualquier cantidad de energía sino valores
determinados (cierto número de cuantos).
LOs electrones sólo pueden girar alrededor del núcleo positivo en
determinadas órbitas circulares,denominadas niveles de energía. En
estas órbitas, los electrones se mueven sin perder energía.
Cuando el electrón gira en laórbita más próxima al núcleo se
Cncuentra en su estado más estable (estado fundamental).
uando un electrón salta de un nivel a otro inferior pierde un
cuanto
e energía, emitiendo una radiación luminosa caracteristica. En
bio, cuando salta a un nivel superior absorbe un cuanto de
ergia que recibe del exterior (calor, luz, electricidad).
59

10. Los niveles de cnegia se
identifican eon números
P
N O
M
naturales, denominados
números cuánticos
principales (n).:Al nivel de
menor energia (más próximo
al núcleo) se le asigna el (+)
número 1, continuando con cl
2 para el siguiente y asf
Sucesivamente hasta llegar al
7. La expresión niveles de
energía es sinóninmo de órbita
o de capa, que son las
Estructura atómica según Bohr.
denominaciones utilizadas cn los primeros modelos atómicos.
Las órbitas o capas también se identifican con las letras K, L,
M. N, O, P y Q. (Véase figura adjunta.)
El número de electrones para cada nivel energético no
puede ser superior a 2.n. Asi, para el primer nivel (n =1)
resulta 2.12- 2; para el segundo nivel (n = 2), 2.2t = 8; para
el tercero (n =
3), 2.33 =
18; etcétera.
La diferencia de energía entre los niveles va siendo cada vez
menor a medida que se alejan del núcleo. Por lo tanto, los
niveles están más próximos entre sí a medida que aumenta
el valor de n. (Véase diagrama adjunto.)
n = 7
n = 6
n=5
n = 4
n = 3
n=2
n=1 2
1.4. El descubrimiento del neutrón
Diagrama de niveles
energéticos.
En 1920, Rutherford supuso que en el núcleo atómico, además de
protones, existía otra partícula sin carga eléctrica que por esta causa era
dificil de descubrir.
Esto fue confirmado por James Chadwick, en 1932, al comprobar la
existencia de una partícula eléctricamente neutra y con una masa
aproximadamente igual a la del protón, que fue denominada neutrón.
Experimentalmente se ha establecido que:
El neutrón tienen una masa de 1,6748.10" gramos (1,00866
u.ma.) y no manifiesta carga eléctrica.
15. El modelo de Rutherford-Bohr
Sobre la base de las investigaciones de Rutherford y Bohr, la estructura
del átomo se puede resumir del siguiente modo:
El átomo consta de un núcleo central formado por protones y
neutrones. Estas particulas son las responsables de la masa del
átomo.
*****.
El núcleo tiene carga eléctricapositiva porque los protones son
positivosy los neutrones carecen de carga.
En la zona extranuclear, también llamada corteza, se encuentran los
electrones cuya masa es casi despreciable. Esta zona presenta
grandes espacios vacios.
.
..... -**
**~--.
Átomo de hidrógeno.
60

11. ****~
**
Los electrones giran a altas
velocidades, describiendo órbitas
circulares a diferentes distancias del
núcleo en determinados niveles de
energia. Cada uno de estos niveles
sólo admite un cierto número de
electrones. (El número máximo de
electrones de cada nivel se calcula
aplicando la förmula 2.n.)
. La cantidad de protones positivos es
igual a la cantidad de electrones negativos, de modo que el átomo en
su conjunto es elèctricamente neutro.
*******-.
********
***
*****
**^......
----***
Átomo de carbono.
2. Números importantes
La estructura de los åtomos se puede reconocer a través de los números
atómico y másico.
2.1. El número atómico * - .
* .
Todos los átomos de hidrógeno (H)
tienen un protón en su núcleo; los de
helio (He), dos; los de litio (Li), tres; los
de oxigeno (O), ocho; los de sodio (Na).
once; los de cloro (CI), diecisiete; los de
hierro (Fe), veintiséis; los de plata (Ag), Átomo de helio (Z =
21).
cuarenta y siete; los de oro (Au),
setenta y nueve; los de uranio (U),
noventa y dos.
Cada elemento químico (H, He, Li, O,
Na, C1, Fe, Ag, Au, U) tiene un
determinado número de protones en ell
nucleo de sus átomos que le es propio y
caracteristico. Ese número se denomina
numero atómico y se
representa con la
letra Z.
*****
****
******
* ***
* * *
---
Átomo de oxígeno (Z =
8).
En consecuencia:
Número atómico (Z) es la cantidad de protones (p) que tiene un
atomo en su núcle0.
En e caso del hidrógeno, su Z =
1 porque sus átomos tienen I protón
Cl núcleo; en el helio, Z 2; en el litio, Z= 3; en el oxígeno, Z =8;
etcétera.
Omo los átomos neutros tienen igual número de protones que de
rones, el Z también indica el número de electrones que los átomos
n en su corteza. Así, los átomos de hidrógeno tienen un electrón;
los
de helio, dos; los de litio, tres, los de oxígeno, ocho, etcétera.
d uma, el número atómico indica el número de protones del núcleo o
Cctrones de la corteza y permite identificar los elementos quimicos.
61

12. 22.El número de masa
LA masa de un átomo esta concenmrada en el nclen Imad frr
protones yneutrones. porque lanmasa de ls electromes eo fan
Iequeña que no puede fenerse en ctuenta Por esta ra/im,se ha
cstablecido que la suma de
protories y neutrones de un
strm
denomine número de masa O
numero másicoy se
representetr
la letra A
Así, por ejemplo, si un
atomo de oxigeno tiene &
protonesy
neutrones, su
núnero de nasa
(A) es igual a 16. si un átorno de clor,
tiene 17 protones y 18 neutrones, su A
Enconsccucncia 35
Z- 17 A 35
Nimero de masa o número másico es
igual a la suma del númers
de protones y de neutrones que tiene un átomo en su núclen.
Entonces, conociendo el numero atómico y el número de masa de un
átomo, se
puede establecer cuántos protones, clectrones y
neutrones lo
Z P
A Z+n
n A 2
constituyen.
2.3.
Representación de los átomos
La
representación de la estructura de los átomos de un elemento
cualquiera (X), en forma simplificada, se suele realizar del siguiente
modo:
donde: X =
Símbolo del elemento quimico. A =Numero de masa.
Z Número atómico.
|2
Asi, por ejemplo, C indica que el átomo de carbono tiene A =12y Z
6. es decir, protones =
6, electrones =6 y neutrones =12 -6
Na: significa que un átomo de sodio está constituido por protones
11,
electrones =11y neutrones =23 -
1l =
12
3. Semejantes pero no
iguales
los isótopos
Al estudiar los átomos del hicdrógeno (t) se encontraron estas tres class
Deuterio htvo
Protio
1
Z= 1
A
A 2
A
Los tres átomos cOTresponden al elenento hidrogenw (tH porque theNn
un solo protón en su núcleo (7. 1) Stn embargo, tuenen ditereni
numero de neutrones por locual su numero masICO esdistntw ,
2, A 3). A cstos átomos que tienen igual numero de prvtones ND
dilerente número de neutrones se los denonmna isotopos

13. Vcaas el caso del earbon (C):
(
Z 6 Z6
6
12 A 14
A 13
Los tres átomos son de carbono porque su Z 6, pero tienen dilerente
En consecueneia:
Isotopos son átomos que tienen igual número atómico pero
distinto número de masa.
El isótopo carbono
14 es utilizado para
calcular la
antigüedad de los
restos fósiles.
Estos átomos pertenecen a un mismo elemento quimico pero presentan
distinta masa.
Todos los elementos quimicos tienen isótopos y algunos de ellos son
radiactivos. Estos últimos son muy importantes por sus aplicaciones en
arqueologia, en
diagnósticosy tratamientos médicos, en la agricultura,
en la producción de electricidad, en la esterilización de material
quirúrgico, en la radiopreservación de alimentos, etcétera.
3.1. iQué es masa atómica promedio?
En la Naturaleza. cada elemento químico se encuentra como una mezcla
de isótopos en diferentes proporciones. Así por ejemplo:
Abundanciaen la
Naturaleza (%)
Elemento Número atómico Número másico
99,20
0,79
Hidrógeno
0,000 000 001
99,76
0,04
0,20
Oxígeno 8 16
8 17
8 15
35
37
75,40
24,60
Cloro 7
17
Plomo
52,0
22,0
24,0
2,0
82 208
82 207
82 206
82 204
Entonces, la masa atómica que se le adjudica a cada uno de los
clementos (Hidrógeno =1,0078; Oxigeno =
15,999; Cloro 35,453;
Plomo 207,19) resulta serel promedio de la mezcla de sus
isótopos
Por lo tanto, cuando se conoce el número másico de los isótopos de un
elemento y el porcentaje en que se encuentran cada uno de ellos, es
posible calcular la masa atónmica promedio. Así, en el caso del
hidrógeno, se tiene
H 99,20 %: H 0,79 %: H= 0,000 000 O01 %.
63

14. Entonces
3)=
Masa atómica pronnedio A)E (0,79.2)+(0,000 000 001. 3)
(A)
100
99,20 + 1,58 +
0,00000000=1,007 800 003
100
En general, la masa atómica de cualquier elemento se calcula aplicando
la siguiente fórmula:
A X%.A)+(x2%.Az) +
.+(Xn%.An)
**_
100
La existencia de los isótopos explica por qué los valores de las masas
atomicas que se cncuentran en las tablas no son números enteros.
4.Atomos con carqa eléctrica: los iones
Entre los elementos quimicos se encuentran los metales y los no
metales
Los átomos de los metales tienen menos de cuatro electrones en su
órbita externa y tienden a
perderlos. Así, por ejemplo, el átomo de
litio (Li), cuyo Z= 3 y su A =7,presenta la siguiente estructura:
*
Esta representación se
puede simplificar así:
3p
* * *
****
************
**-*.a.
Átomo de litio (Li).
ON
Es toda partícula
con carga eléctrica
por pérdida o
ganancia de
electrones. Los
Este átomo trata de perder el electrón de su
última órbita. Cuando ello sucede queda con 3
protones y 2 electrones y, por lo tanto, ya no
es
eléctricamente neutro sino que manifiesta
una carga positiva:
3
2
4n
Catión de litio (Li).
iones positivos se
Ilaman catíones y
los negativos
aniones.
Otro ejemplo se
puede ver en el caso del magnesio (Mg):
En este caso, si pierde 2
electrones, queda con
12 protones y 10 electrones:
presenta 2 cargas positivas
|++
2 2 8 2
2 8
Átomo de magnesio (Mg). Catión de
magnesio (Mg*).
64

15. n general, se uede seialar que
os átomos de lot metales qne tienen en enó bitaexterna 1, 2 6
3 eectrones tienden n perderos, transformÁndoce en
atione
Tns atom de Ins nn metales Iienen má« de cnatro y menoa de echo
eleerones en su ilimn rbita y preuran ganar electrones para tener
acho electrones en dicha órbita
Asi. por ejemplo,el itomode fion (F). cuyo 7 -9yA -19
prenenta la iguiente extructura
9p
10n
Cuando eate átomo gna
I electrón, tiene 9
prtones y
10 electrones: manifiesta wma
9p
10n
28
carga negativa
Atomo de flior (F) Anión de flüor (F-).
Si este átomo gana2
electrones, queda oon8
6 protones y 10
electrones
presenta 2 cargas
negativas
2 8
8n
Atomo de oxigeno. Anión de oxigeno(0
En consecuenca, se
puede establecer que:
Ls átomos de los no metales que tienen en su órbita externa 5, 6
67 electrones tratan de ganardos hasta llegar al número de ocho,
convirtiénduse en aniones.
Las moicculas de caertas sustancias, coMo las sales, los ácIdkos y las
ases, cuando se disuclven on
agua, se div iden (se disocian) en calioncs
y aniones A pesar de esto, la solución penmanece clestncanenie agulra
porque a parir de cada molcoula se forman igual cantidad de cangas
posiivas y negalivah Aal, por cjemplo, cl cloruro de soxtio (NaCi
BocTa un cauon odio tNa) cn una vange psaliva y uA all laHLU
CTcon u cargancgauva
LAn oncs que se foan en las ualucaanes suMa aMAA gruphas de
iloms uon carga clootrica quc anaplaa la clestdad Esta os ls
CRua pu la oul cl apua detilada tw Adue la vowRonA clsh hN
sl
o lacc el apus que vnlione hales on dialuv OMA
UNtano ia quc ue man al diwalvot e vu agwa wwA las da ishha, las
tasesy an salen. ue
detuinan edestuditos

16. /V. Hacia el modelo mecánicocuántico
1. Corrección de Sommerfield
La hipótesis de Bohr explicaba bien los
espectros del átomo de hidrógeno, que es el
más sencillo, pero no ocurría lo mismo
con los átomos de otros elementos que
son más complejos. Esto obligó a
continuar y profundizar las
investigaciones.
EI fisico alemán Arnold
Sommerfeld (1868-1951) sugirió
que los electrones, además de órbitas
circulares, describen órbitas elípticas
que se multiplican hasta destinar una
para cada electrón. Kessel, Lewis y
Langmuir suponen que tales elipses no se
encuentran en un solo plano, sino en diferentes
planos del espacio. Además, el núcleo puede estar en el centro (órbitas
centradas) o desplazado hacia un polo (órbitas excéntricas).
2. Los subniveles energéticos
Bohr suponía que todos los electrones de una misma órbita o nivel
tienen igual cantidad de energía. Sin embargo, el estudio de los
espectros de diferentes elementos demostró que, a excepción del
primer nivel de energía, los otros están formados por varios
subniveles íntimamente agrupados entre sí.
Se ha establecido que el número de subniveles de cada nivel
3 d
3 p
3 S
S
energético es igual al número cuántico principal (n) de ese
nivel. Así, la órbita K (n = 1) consta de un solo nivel; la
órbita L (n = 2) de dos subniveles; la órbita M (n = 3) de tres
subniveles y así sucesivamente.
Entonces, los dos electrones de la órbita K poseen la misma
energia, pero en las otras órbitas o niveles no todos los
electrones tienen exactamente la misma cantidad de energía. En
la órbita L (n = 2) los ocho electrones que pueden existir se
encuentran separados en dos grupos con diferente contenido
energético, en la órbita M (n = 3) hay tres grupos; en la órbita N (n = 4)
hay cuatro; etcétera.
Los subniveles se designan con las letras s, p, d y f, que corresponden
a las iniciales de las palabras del inglés relacionadas con los espectros
atómicos: sharp, permanent, diffuse y fundamental.
El nivel energético 1 (K) presenta el subnivel s; el nivel 2 (L), los
subniveles 2s y 2p; el nivel 3 (M), los subniveles 3s, 3p y 3d; el nivel 4
(N), los subniveles 4s, 4p, 4d y 4f, etcétera.
Así como cada nivel admite un máximo de electrones, cada subnivel
tiene limitado el número de electrones que puede contener: los
subniveles s hasta dos electrones, los subniveles p hasta seis, los
subniveles d hasta diez y los f hasta catorce.
Sharp agudo.
Permanent =
permanente.
Diffuse = difuso.
Fundamental =
fundamental.
70

17. Ioante epuesto. piede esquemati7ATSe del signiente modo
AfA) IVI IVT
Ad (10ey
4 N
Ap (hey
d(10e)
n 3 M) As (2e)
3p (he)
3p
s (2e)
n-2L) 2p (ey
2s (2e) 4p
4d
Is (2e)
NUCLE0
Diagrame de nivelesy subniveles energéticos.
En el análisis de este diagrama llama la atcnción cl entrecruzamicnto de
los subniveles 4s y
3d. Como ya fuc expresado, ladiferencia de cnergía
entre los niveles es cada vez menor a medida quc se alcjan del núcleo, es
decir. que el nivel 1 está más separado del 2 quc éste del 3 y asi
sucesivamente
Entonces. a medida que aumenta el valor de n, los niveles de energia
están más próximos entre sí. Además, al aumentar n también crece el
número de subniveles de cada nivel. Esto determina que en los niveles
superiores las energias de los subniveles cercanos difieran muy poco
entre si.
legando a su
entrecruzaminento. Este es aún mayor si se
consideran los niveles 5, 6 y 7.
Z1.Qué es la configuración electrónica?
La distribución de los electrones de un átomo en sus niveles y subniveles
se puede representar en forma abreviada del siguiente modo:
= Is
he = Is
sLi ls 2s
aBe Is 2
sB Is 2s2p
C= Is 2s 2p
N Is 2s 2p
O= Is 2s 2p
F Is 2s 2p°
1oNe Is 2s 2p
NaIs 2s* 2p° 3s
Estos ejemplos muestran que la configuración electrónica se representa
por medio de:
a) Un coeficiente que indica el número del nivel de energia (n).
b) Una letra que corresponde al subnivel.
c) Un supraindice que señala el número de elecrones que hay en el
subnivel
A medida que se eleva el número de los niveles se produce el
entrecruzamiento de los subniveles
A modo de ejemplo:
nAr-I 2 2p 3 3p
u I 2 2p 38 3p°4
a-I 2s 2p 3 3p 4
ifc- I 2w 2p 3u 3p 43
auda-s 2 2p° 3s 3p°4s 3a
71

18. En razón del entrecruzamiento de subniveles, el orden en que se van
completando los subniveles por energía creciente es el siguiente:
1s2s2p >3s3p->4s3d4p5s4dsp>6s4f
Sd6p7s>5f6d>7p.
Entonces, se puede establecer que la configuración electrónica es un
modo para representar en forma abreviada la distribución de los
electrones en niveles y subniveles energéticos.
3. El modelo mecánico-cuántico
Se inicia con los estudios del fisico francés Luis De Broglie, quién
recibió el Premio Nobel de Física en 1929. Según De Broglie, una
partícula con cierta cantidad de movimiento se comporta como una
onda
En tal sentido, el electrón tiene un
comportamiento dual de onda y de
corpúsculo, pues tiene masa y se mueve a velocidades elevadas. Al
comportarse el electrón como una onda, es dificil conocer en forma
Simultánea su
posición exacta y su
velocidad, por lo tanto, sólo existe la
probabilidad de encontrar el electrón en un cierto momento y en una
región dada en el átomo, denominandose a tales regiones orbitales. La
idea principal de este postulado se conoce con el nombre de Principio de
incertidumbre de Heisenberg.
La mecánica cuántica moderna se basa en la teoría de Planck y tomó
como punto de partida la dualidad onda-corpúsculo de Luis De Broglie y
el principio de incertidumbre de Heisenberg. Esta teoría es capaz de
explicar en forma satisfactoria la constitución atómica yotros fenómenos
fisicoquímicos.
3.1. Dualidad onda-partícula
Albert Einstein, en
1905, cuando tratabade explicar el efecto fotoeléctrico,
sostuvo que laluz no se
comporta sólo comoonda, sino que lo hace también
como un
chorrode corpúsculos alos quedenominó fotones.
En 1923, el fisico francés Luis De Broglie (1892-1987) propuso que el
fotón puede serconsiderado como un
corpúsculo que parte del cuerpo
luminosoy que en su rápido movimiento origina una onda
electromagnética, del mismo modo que un
proyectil que se
desplaza a alta
velocidad origina en el espacio circundante ondas que nosotros
percibimos como sonidos.
Por otra parte, si
laluz presentauncomportamientodual (particula-onda),
ipor qué no
pensar que todas las partículas pequeñas también pueden
presentarlo? Este cuestionamiento, hizo que De Broglie sostuviera que las
partículas muy pequeñas que se
desplazan a alta velocidad (como es el
caso de los electrones) tienen la
propiedad de comportarse, en ocasiones,
como
corpúsculosmateriales y, en otros fenómenos, como ondas. Asíi, un
haz de electrones, en ciertos casos, actúa como
partícula, rebotando sobre
lasuperficie sólida de un cuerpo y, en otros, como onda, difractándose al
atravesar un cristal sólido de modo similar a lo que le sucede a un haz de
luz que pasa por una rendija estrecha.
Este razonamiento llevó a que De Broglie enunciara el siguiente principio:
Efecto fotoeléctrico:
Emisión de
electrones por la
superficie de un
metal cuando sobre
éste incide un rayo
luminoso de
determinada
frecuencia.
(Producción de una
corriente eléctrica
porla acción de la
luz.)
Toda partícula en movimiento está asociada a una
onda.
72

19. Entonces, las pequeñas particulas en movimiento pueden comportarse
como ondas o como corpúsculos. El carácter ondulatorio se manifiesta
especialmente en ciertos fenómenos, mientras que el corpuscular
prevalece en otros.
Este comportamiento dual que presentan las partículas en movimiento se
suele denonminar dualidad onda-partíeula.
32.Principiodeincertidumbre yprobabilidad
Cuando se ilumina un cuerpo en movimiento, como sucede al tomarle
una fotografia, se hace incidir sobre dicho cuerpo una radiación dotada
de energia. Si el objeto es de un tamaño considerable, la radiación no
modifica su velocidad ni su posición. Pero si se trata de ana partícula
muy pequeña, cuya energía esequivalente a la de los fotones de la luz, la
velocidad de esa partícula será modificada en el momento en que se
produce el choque.
Esta observación llevó al fisico alemán Werner Heisenberg, en 1926, a
enunciar el principio de incertidumbre:
Werner Heisenberg,
Premio Nobel de
Es imposible conocer con certeza en forma simultánea la
velocidad y la posición de una partícula en
movimiento.,
Fisica en 1932,
formuló la teoría
mecánica cuántica
conjuntamente con
Bohr y Jordan.
En el caso del electrón, si se
intentadeterminarsu posición en un
momento dado fotografiándolo, la luz modifica sú velocidad;porel
contrario, si se desea conocer su velocidad en un determinado instante,
la posición se verá borrosa. .
Entonces, como resulta imposible determinar la trayectoria del electrón
dentro del átomo, es mejor buscar la probabilidad de que dicho electrón
se encuentre en una determinada zona del átomo.
El cálculo para determinar la probabilidad deestablecer laposicióndel
electrón en un átomo es un problema
matemático muy complejo que se
resuelve aplicando los principios de la mecánica ondulatoria.
Esta utiliza la ecuación matemática sobre el movimiento de las ondas
para deducir la probabilidad de localizar las partículas minúsculas, como
los electrones, que se pueden comportar como ondas.
Así, resolviendo la ecuación de ondasde Schrödinger, se puede conocer
la probabilidad de encontrar un electrón a diferentes distancias del
ücleo.
Erwin Schrödinger
(1887-1961), físico
austríaco, desarrolló
las ideas de Luis de
33. Orbital atómico Broglie referentes a
la mecánica
En el caso del hidrógeno, que es el
átomo más simple que existe,
aplicando la ecuación de onda de
Schrödinger se obtiene el siguiente
gráfico
ondulatoria.
0.529
A angstrom = 100 m.
Distancia al núcleo (A)
En este gráfico se observa que la probabilidad de encontrar el electrón
en el núcleo es cero.
73

20. A medida que se aleja del núcleo aumenta dicha probabilidad hasta
alcanzar su máximo valor a la distancia de 0,529 A. A partir de alli la
probabilidad disminuye paulatinamente
La distancin 0,529 A coincide con el radio que había deducido Bohr
para el primer nivel de energía. Esto permite comprender por qué el
modelo de Bohr explicaba bien el espectro del hidrógeno aunque no
sucedía lo mismo con los otros elementos. Además, demuestra que
dicho modelo de Bolhr es una aproximación al
modelo atómico moderno.
La interpretación del gráfico permite deducir
que la probabilidad de encontrar el electrón
está dada en una zona esférica de un radio de
0,529 A alrededor del núcleo, que puede
representarse tal cual aparece en la figura
adjunta.
Esta esfera es de contornos difusos porque
existe alguna probabilidad, aunque muy pequeña,
de que el electrón esté fuera de la zona de mayor densidad.
En consecuencia, se puede imaginar al núcleo positivo del átomo
rodeado poruna nubedecargaeléctrica negativa, producida por el
electrón en movimiento. Dicha nube es más densa en la región en que
existe mayor probabilidad de encontrar al electrón.
/Es conveniente aclarar queen la actualidad se habla del electrón no
tanto como una particula sino como una onda o nube de carga negativa
que ocupa un espacio alrededor del núcleo.
Apartir de esta
interpretación se estableció el concepto de orbital
atómico, que puede expresarse así:
Orbital atómico es la zona alrededor del núcleo donde existe la
mayor probabilidad de encontrar al electróón.
La noción de orbital difiere sustancialmente de la idea de órbitas
definidas que los electrones describen en su movimiento giratorio
alrededor del núcleo, según sostenía Bohr.
3.3.1. Cuál es la forma y el número de orbitales
de cada nivel?
El concepto de orbital es abstracto, es una función de ondas de la cual
deriva una ecuación de probabilidades. Sin embargo, es útil lograr una
representación fisica que sea lo más fiel posible al modelo matemático.
Laforma de los orbitales depende del subnivel que ocupa el electrón.
Los orbitales de los subniveles s tienen forma esférica. Esto implica
que la probabilidad de encontrar al electrón es igual en todas las
direcciones a partir del núcleo y sólo depende de la distancia al
Orbital s.
mismo.
(El núcleo del átomo está en el centro de la esfera, en la
intersección de los ejes x, y, z.)
En cada subnivel s hay un solo orbital s.
74