Átomos: Partículas Subatómicas y Configuración Electrónica
Protones, neutrones, electrones — y las reglas que gobiernan dónde viven los electrones. Isótopos, el modelo de Bohr, los orbitales modernos y cómo escribir la configuración de cualquier elemento que verás en el CBE.
Cada átomo tiene tres tipos de partículas
- Protones — carga positiva (+1), ubicados en el núcleo, masa ≈ 1 uma. El número de protones define el elemento.
- Neutrones — sin carga, en el núcleo, masa ≈ 1 uma (ligeramente mayor que el protón). Mantienen unido el núcleo.
- Electrones — carga negativa (−1), ocupan regiones fuera del núcleo, masa ≈ 1/1836 uma (despreciable).
Cantidades clave:
- Número atómico (Z) = número de protones. Define el elemento.
- Número de masa (A) = protones + neutrones. La etiqueta de "peso".
- Número de neutrones = A − Z.
- Carga del átomo = protones − electrones. Los átomos neutros tienen conteos iguales; los iones no.
Isótopos — mismo elemento, distinta masa
Los átomos del mismo elemento con DIFERENTES números de neutrones (y por tanto números de masa diferentes) se llaman isótopos. El carbono-12, el carbono-13 y el carbono-14 tienen 6 protones cada uno, pero 6, 7 y 8 neutrones respectivamente. Los tres siguen siendo carbono.
La masa atómica que aparece en la tabla periódica (p. ej., cloro ≈ 35.45) es un promedio ponderado de la mezcla natural de isótopos. Para calcularla:
masa promedio = Σ (masa del isótopo × abundancia fraccionaria)
Ejemplo para el cloro: (34.97 × 0.7577) + (36.97 × 0.2423) = 35.45 uma ✓.
Teoría atómica — breve historia
- Dalton (1808): Los átomos son indivisibles, idénticos para un mismo elemento, y se combinan en proporciones fijas.
- Thomson (1897): Descubrió el electrón mediante rayos catódicos — los átomos tienen estructura interna.
- Rutherford (1911): Experimento de la lámina de oro — la mayor parte del átomo es espacio vacío; existe un pequeño núcleo positivo denso.
- Bohr (1913): Los electrones ocupan niveles de energía cuantizados y fijos; los saltos entre niveles emiten o absorben fotones.
- Schrödinger (1926): Modelo cuántico — los electrones ocupan regiones de probabilidad en 3D (orbitales), no órbitas fijas.
- Chadwick (1932): Descubrió el neutrón.
Configuración electrónica — el sistema de direcciones
Los electrones llenan los orbitales según tres reglas:
- Principio de Aufbau — se llena primero el nivel de energía MÁS BAJO. Orden: 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 4f, 5d, 6p, 7s, 5f, 6d.
- Principio de exclusión de Pauli — dos electrones del mismo átomo no pueden tener el mismo conjunto de cuatro números cuánticos. En la práctica: cada orbital contiene como máximo 2 electrones, con espines opuestos.
- Regla de Hund — para orbitales de igual energía (por ejemplo, los tres orbitales p), llena cada uno con UN electrón (espines paralelos) antes de emparejar.
Capacidades de los subniveles:
- s: 2 electrones (1 orbital)
- p: 6 electrones (3 orbitales)
- d: 10 electrones (5 orbitales)
- f: 14 electrones (7 orbitales)
Ejemplo — azufre (Z = 16):
1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁴
Conteo: 2 + 2 + 6 + 2 + 4 = 16 ✓. El azufre tiene 6 electrones de valencia (3s² + 3p⁴), lo que explica por qué forma 2 enlaces en compuestos como H₂S y suele ganar 2 electrones para convertirse en S²⁻.
Los iones se forman al ganar o perder electrones
Los metales tienden a PERDER electrones (formando cationes: Na⁺, Mg²⁺, Al³⁺). Los no metales tienden a GANAR electrones (formando aniones: F⁻, O²⁻, N³⁻). La fuerza motriz suele ser alcanzar la configuración electrónica de un gas noble — capa de valencia completa.
Nótese que la formación de iones NO cambia el número de protones o de neutrones — sólo el de electrones. Los cationes son MÁS PEQUEÑOS que el átomo neutro; los aniones son MÁS GRANDES.