Estructura Atómica

Estructura atómica.

El átomo (palabra que proviene del griego ἄτομον, indivisible) es la parte más pequeña de una sustancia elemental, en la cual mantiene sus características y propiedades, actuando de forma estable, ya que las partículas subatómicas que lo componen no pueden existir aisladamente salvo en condiciones muy especiales. El átomo a su vez está formado por dos partes principales:

­ Núcleo. Es la parte central del átomo y está compuesto por protones y neutrones, ambos denominados como nucleones:

• Protones. Partículas de carga positiva igual a una carga elemental (Su carga eléctrica es de 1.602 • 10-19 Coulomb) y con una masa de 1,67262×10–27 kg.

• Neutrones. Partículas sin carga (neutras), con una masa de 1,67493×10–27 kg.

•

La masa total del núcleo representa el 99.9% de la masa del átomo; aunque ocupa apenas una pequeña fracción de su volumen (su radio es aproximadamente diez mil veces más pequeño).

­ Corteza. O nube, está formada por electrones, partículas de carga negativa y cuyo número es igual al de protones aunque su masa es mucho menor, al grado de ser casi despreciable (9,10 × 10–31 kg aproximadamente). Su carga eléctrica es de 1.602 • 10-19 Coulomb.

La corteza está estructurada en diferentes niveles, donde se encuentran girando (u orbitando) dichos electrones alrededor del núcleo debido a la fuerza electromagnética que éste ejerce sobre ellos.

Debido a que el número de electrones y protones es el mismo, los átomos son eléctricamente neutros. Además su tamaño o volumen exacto son difíciles de calcular, ya que las nubes de electrones no cuentan con bordes definidos, pero su diámetro puede estimarse razonablemente en 1,0586 × 10–10 m.

Fig.1. Modelo atómico del Helio (He).

Número Atómico.

La identidad de cada elemento, lo que lo distingue de otros, es el número de protones que tienen en su núcleo. A este número se llama Número atómico y se representa con la letra Z, colocada como subíndice a la izquierda del símbolo del elemento correspondiente (figura 2). En cualquier átomo neutro, el número de protones es igual al número de electrones.

Z = número de protones = número de electrones

Número de Masa.

La suma de los protones y neutrones que existen en el núcleo de cada átomo recibe el nombre de número de masa o número másico. y se simboliza por la letra A (del alemán Atomkern, núcleo atómico).

A = número de protones + número de neutrones

A = Z + N

Gracias al número de masa se puede determinar y diferenciar los isotopos de un mismo elemento, es decir, átomos que tienen el mismo número de electrones (y por ende, de protones) pero diferente número de neutrones. Dicho número suele colocarse como superíndice en la parte izquierda del símbolo del elemento, tal como se muestra en la figura siguiente.

Fig.2. Representación del símbolo del elemento

con el número másico y el atómico.

Por ejemplo, el carbono 12 tiene 6 neutrones y 6 protones, representándose como se muestra en la fig. 3.a. Sin embargo, su isotopo Carbono 13, tiene 7 neutrones, tal como se ve en la fig. 3.b.

a) b)

Fig. 3. Representación gráfica de: a) Carbono 12, b) Carbono 13.

Masa atómica.

Es la masa de un átomo, expresada en unidades de masa atómica (uma). La masa atómica de un elemento es el número de veces que ese elemento contiene a la doceava parte del átomo de C12.

Átomo-gramo.

Debido a que el tamaño de un átomo y/o molécula es demasiado pequeño, y para simplificar cálculos además de que se emplea poco en el laboratorio, en lugar de umas, la masa atómica se maneja en gramos.

Así pues, se introduce el átomo-gramo; múltiplo de la masa de un átomo (o molécula, en el caso de la molécula-gramo), tomando la cantidad en gramos que sea igual al número expresado por su peso atómico. Por ejemplo, el peso atómico del Hidrógeno es de 1.0079, por lo que 1.0079 g de Hidrógeno equivalen a un átomo-gramo del mismo.

Igualmente, la molécula-gramo de una sustancia es el número de gramos de esa sustancia, igual a su peso molecular. El peso molecular del hidrógeno (H2) es de 2.0158, por lo que 2.0158 g equivalen a una molécula-gramo de hidrógeno.

Número de Avogadro, mol y masa molar.

El número de veces que es mayor el átomo-gramo que masa atómica del elemento en umas se representa por N; su valor, determinado experimentalmente, es de 6,023 x 1023 y es lo que se conoce como número de Avogadro:

N = 6,023 x 10 23

Gracias al concepto de N, se ha podido sustituir el término átomo-gramo (y molécula-gramo) por el de Mol, siendo este la cantidad de materia que contiene el número de Avogadro, N, de partículas unitarias o entidades fundamentales (ya sean éstas moléculas, átomos, iones, electrones, etc.).

El mol también puede definirse como la cantidad de materia que contiene un número de entidades igual al número de átomos contenidos en 12g de carbono-12. Este concepto es más amplio, haciendo referencia a un número determinado de partículas o entidades; por lo que podríamos, incluso, referirnos a un mol de huevos por ejemplo ((6,023 x 1023 huevos).

La masa de un mol de cualquier sustancia es el número de gramos de esa sustancia igual en valor a su masa molecular. A esta masa se le denomina Masa molas y se mide en g/mol.

Teoría cuántica.

El modelo actual del átomo se basa en la mecánica cuántica ondulatoria, la cual está fundamentada en cuatro números cuánticos, mediante los cuales puede describirse un electrón en un átomo.

Esta teoría se basa en las contribuciones de destacados científicos, como son Einstein, Planck (1858-1947), de Broglie, Bohr (1885-1962), Schrödinger (1887-1961) y Heisenberg. En la siguiente figura se muestran las modificaciones que ha sufrido el modelo atómico desde Dalton hasta Schrödinger.

Fig. 4. Evolución del modelo atómico a lo largo del tiempo.

El modelo de Schrödinger considera que no existen capas fijas de electrones, sino que todos se encuentran moviéndose libremente alrededor del núcleo, en lo llamado nube electrónica; por lo que pueden subir y bajar de niveles, los cuales están conformados por orbitales. Un orbital es la descripción

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