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Evolución de los modelos atómicos
A lo largo de la historia, nuestro entendimiento de la estructura atómica ha evolucionado a través de diferentes modelos propuestos para explicar las propiedades y el comportamiento de la materia.
Modelo de Dalton (1808)
John Dalton propuso la primera teoría atómica moderna con estos postulados:
La materia está formada por partículas indivisibles llamadas átomos.
Los átomos de un mismo elemento son idénticos en masa y propiedades.
Los átomos se combinan en proporciones enteras sencillas para formar compuestos.
Las reacciones químicas consisten en reorganización de átomos, no en su creación o destrucción.
Limitaciones: No consideraba la estructura interna del átomo ni explicaba la electricidad o los espectros atómicos.Modelo de Thomson (1897)
J.J. Thomson descubrió el electrón mediante experimentos con tubos de rayos catódicos. Propuso el modelo conocido como "pudín de pasas":
El átomo es una esfera con carga positiva uniforme.
Los electrones (carga negativa) están incrustados en ella como pasas en un pudín.
El átomo es eléctricamente neutro en conjunto.
Limitaciones: No explicaba los resultados del experimento de Rutherford con la lámina de oro.Modelo de Rutherford (1911)
Ernest Rutherford realizó su famoso experimento de la lámina de oro, donde bombardeó una fina lámina de oro con partículas alfa y observó que algunas rebotaban. Propuso:
- El átomo está mayormente vacío.
Casi toda la masa y carga positiva está concentrada en un pequeño núcleo central.
Los electrones giran alrededor del núcleo como los planetas alrededor del sol.
Limitaciones: No explicaba por qué los electrones no caen al núcleo ni los espectros atómicos.Modelo de Bohr (1913)
Niels Bohr incorporó conceptos de la incipiente mecánica cuántica:
Los electrones giran alrededor del núcleo en órbitas circulares con energías específicas.
Los electrones solo pueden estar en niveles de energía permitidos (cuantizados).
Al saltar entre niveles, absorben o emiten fotones con energía igual a la diferencia entre niveles.
Cada nivel principal (n) puede contener hasta 2n² electrones.
Limitaciones: Solo explicaba con precisión el espectro del hidrógeno, no de átomos más complejos.Modelo mecánico-cuántico (1926)
Desarrollado principalmente por Schrödinger, Heisenberg y Dirac:
Los electrones no siguen trayectorias definidas, sino que se describen como funciones de onda.
Existen orbitales atómicos, que son regiones del espacio donde hay alta probabilidad de encontrar un electrón.
Los orbitales se caracterizan por cuatro números cuánticos: principal (n), azimutal (l), magnético (m) y de spin (s).
El principio de incertidumbre impide conocer simultáneamente con precisión la posición y el momento de un electrón.
Partículas subatómicas
El átomo está formado por tres partículas fundamentales:
| Partícula | Símbolo | Carga relativa | Masa (uma) | Ubicación | Descubridor (año) |
|---|---|---|---|---|---|
| Protón | p+ | +1 | 1,0073 | Núcleo | Rutherford (1919) |
| Neutrón | n0 | 0 | 1,0087 | Núcleo | Chadwick (1932) |
| Electrón | e- | -1 | 0,00055 | Orbitales | Thomson (1897) |
Notación de núclidos
Para representar un átomo específico, utilizamos la siguiente notación:\({Z}^{A} \text{X}\) Donde:
- X es el símbolo del elemento
Por ejemplo,\(_{6}^{12} \text{C}\) representa\( el carbono-12,\) con 6 protones y 6 neutrones.
Número atómico (Z)
El número atómico es el número de protones en el núcleo de un átomo. Determina la identidad del elemento químico. En un átomo neutro, Z también indica el número de electrones.
Número másico (A)
El número másico es la suma de protones y neutrones en el núcleo. La cantidad de neutrones se puede calcular como N = A - Z.
Isótopos
Los isótopos son átomos del mismo elemento (igual Z) pero con diferente número de neutrones (diferente A).
Características de los isótopos:Tienen propiedades químicas similares (igual configuración electrónica).
Tienen propiedades físicas ligeramente diferentes (masa, punto de fusión).
Algunos isótopos son estables y otros radiactivos.
Masa atómica
La masa atómica de un elemento es el promedio ponderado de las masas de sus isótopos naturales, considerando su abundancia relativa.
Se expresa en unidades de masa atómica (uma), donde 1 uma se define como 1/12 de la masa de un átomo de carbono-12.
Configuración electrónica
La configuración electrónica describe la distribución de los electrones en los distintos niveles y subniveles de energía de un átomo.
Niveles y subniveles de energía
| Nivel principal (n) | Subniveles (l) | Orbitales | Max. electrones |
|---|---|---|---|
| 1 | s | 1 | 2 |
| 2 | s, p | 1, 3 | 8 |
| 3 | s, p, d | 1, 3, 5 | 18 |
| 4 | s, p, d, f | 1, 3, 5, 7 | 32 |
Números cuánticos
Los números cuánticos describen completamente el estado cuántico de un electrón:
Principal (n): Identifica el nivel de energía principal (1, 2, 3, ...). Azimutal (l): Identifica el subnivel (0=s, 1=p, 2=d, 3=f, ...). Magnético (m_l): Identifica el orbital específico dentro del subnivel (-l a +l). Spin (m_s): Describe el spin del electrón (+½ o -½).Reglas para la configuración electrónica
Los electrones se distribuyen siguiendo tres principios fundamentales:
Principio de Aufbau: Los electrones ocupan primero los orbitales de menor energía. Principio de exclusión de Pauli: Dos electrones en un mismo átomo no pueden tener los cuatro números cuánticos iguales. Regla de Hund: Los electrones en orbitales de igual energía se distribuyen con spines paralelos antes de emparejarlos.Ejemplos de configuración electrónica
Ejemplos de configuraciones electrónicas de algunos elementos:
- Hidrógeno (Z=1): 1s¹
- Helio (Z=2): 1s²
- Litio (Z=3): 1s² 2s¹
- Carbono (Z=6): 1s² 2s² 2p²
- Neón (Z=10): 1s² 2s² 2p⁶
- Sodio (Z=11): 1s² 2s² 2p⁶ 3s¹
- Cloro (Z=17): 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁵
- Hierro (Z=26): 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s² 3d⁶
Notación abreviada
Para elementos con muchos electrones, se puede usar la configuración del gas noble anterior como base:
- Potasio (Z=19): [Ar] 4s¹
- Calcio (Z=20): [Ar] 4s²
- Titanio (Z=22): [Ar] 4s² 3d²
Propiedades periódicas
La configuración electrónica determina las propiedades químicas de los elementos y explica su organización en la tabla periódica:
Los elementos del mismo grupo (columna) tienen similar configuración electrónica en su capa de valencia.
Los períodos (filas) corresponden al nivel energético más externo.
La electronegatividad aumenta hacia arriba y hacia la derecha de la tabla periódica.
El radio atómico aumenta hacia abajo y hacia la izquierda de la tabla periódica.