El Atomo
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El átomo es la unidad fundamental de la materia y la base de toda la química. Comprender su estructura permite explicar desde las propiedades de los elementos hasta las reacciones químicas.
Este tema es un componente habitual en la PAES del DEMRE.
A continuación se presentan los modelos atómicos, la estructura del átomo y la configuración electrónica con ejemplos resueltos.
Isótopos: átomos del mismo elemento (igual Z) con diferente número de neutrones. Ejemplo: Carbono-12 (6p + 6n) y Carbono-14 (6p + 8n).
Thomson (1897): modelo del "pudín de pasas" — carga positiva uniforme con electrones incrustados. Descubrió el electrón.
Rutherford (1911): núcleo denso y positivo con electrones orbitando. El experimento de la lámina de oro mostró que el átomo es mayormente espacio vacío.
Bohr (1913): electrones en órbitas cuantizadas con niveles de energía definidos. Explicó el espectro del hidrógeno.
Modelo cuántico actual: los electrones no tienen trayectorias fijas sino distribuciones de probabilidad llamadas orbitales.
Principio de Aufbau: se llenan primero los subniveles de menor energía (1s → 2s → 2p → 3s → 3p → 4s → 3d...).
Principio de exclusión de Pauli: cada orbital admite máximo 2 electrones con espines opuestos.
Regla de Hund: en un subnivel, cada orbital se ocupa con un electrón antes de emparejar.
Ejemplo: Oxígeno (Z = 8): 1s² 2s² 2p⁴. Tiene 2 electrones en el nivel 1 y 6 en el nivel 2.
Los electrones de valencia (último nivel) determinan el comportamiento químico del elemento.
Elementos del mismo grupo tienen igual número de electrones de valencia y propiedades similares.
Radio atómico: aumenta hacia abajo y hacia la izquierda. Electronegatividad: aumenta hacia arriba y hacia la derecha.
Energía de ionización: energía necesaria para retirar un electrón; aumenta hacia arriba y hacia la derecha.
Metales (izquierda): ceden electrones. No metales (derecha): captan electrones. Metaloides (escalera): propiedades intermedias.
Ejemplo: Na (Z = 11) pierde 1 electrón → Na⁺ con configuración [Ne]. Cl (Z = 17) gana 1 electrón → Cl⁻ con configuración [Ar].
Los isótopos tienen aplicaciones en medicina (yodo-131 para tiroides), arqueología (carbono-14 para datación) y energía nuclear (uranio-235).
Te deseamos mucho éxito en tu Preparación PAES.
Este tema es un componente habitual en la PAES del DEMRE.
A continuación se presentan los modelos atómicos, la estructura del átomo y la configuración electrónica con ejemplos resueltos.
Estructura del átomo
El número atómico (Z) indica la cantidad de protones y define al elemento. El número de masa (A) es la suma de protones y neutrones: A = Z + N.Isótopos: átomos del mismo elemento (igual Z) con diferente número de neutrones. Ejemplo: Carbono-12 (6p + 6n) y Carbono-14 (6p + 8n).
Modelos atómicos históricos
Dalton (1808): átomos como esferas sólidas e indivisibles. Explicó las leyes de las proporciones pero no las partículas subatómicas.Thomson (1897): modelo del "pudín de pasas" — carga positiva uniforme con electrones incrustados. Descubrió el electrón.
Rutherford (1911): núcleo denso y positivo con electrones orbitando. El experimento de la lámina de oro mostró que el átomo es mayormente espacio vacío.
Bohr (1913): electrones en órbitas cuantizadas con niveles de energía definidos. Explicó el espectro del hidrógeno.
Modelo cuántico actual: los electrones no tienen trayectorias fijas sino distribuciones de probabilidad llamadas orbitales.
Configuración electrónica
Los electrones se distribuyen en niveles (n = 1, 2, 3...) y subniveles (s, p, d, f) siguiendo tres reglas:Principio de Aufbau: se llenan primero los subniveles de menor energía (1s → 2s → 2p → 3s → 3p → 4s → 3d...).
Principio de exclusión de Pauli: cada orbital admite máximo 2 electrones con espines opuestos.
Regla de Hund: en un subnivel, cada orbital se ocupa con un electrón antes de emparejar.
Ejemplo: Oxígeno (Z = 8): 1s² 2s² 2p⁴. Tiene 2 electrones en el nivel 1 y 6 en el nivel 2.
Los electrones de valencia (último nivel) determinan el comportamiento químico del elemento.
Tabla periódica y propiedades
Los elementos se organizan por número atómico creciente en filas (períodos) y columnas (grupos).Elementos del mismo grupo tienen igual número de electrones de valencia y propiedades similares.
Radio atómico: aumenta hacia abajo y hacia la izquierda. Electronegatividad: aumenta hacia arriba y hacia la derecha.
Energía de ionización: energía necesaria para retirar un electrón; aumenta hacia arriba y hacia la derecha.
Metales (izquierda): ceden electrones. No metales (derecha): captan electrones. Metaloides (escalera): propiedades intermedias.
Iones e isótopos
Ion: átomo que ha ganado o perdido electrones. Catión (+): perdió electrones. Anión (−): ganó electrones.Ejemplo: Na (Z = 11) pierde 1 electrón → Na⁺ con configuración [Ne]. Cl (Z = 17) gana 1 electrón → Cl⁻ con configuración [Ar].
Los isótopos tienen aplicaciones en medicina (yodo-131 para tiroides), arqueología (carbono-14 para datación) y energía nuclear (uranio-235).
Cierre
Comprender la estructura atómica es la clave para abordar temas de enlace, reacciones y propiedades de la materia. Los modelos atómicos evolucionaron para explicar fenómenos cada vez más complejos, y la configuración electrónica conecta la estructura con el comportamiento químico de cada elemento.Te deseamos mucho éxito en tu Preparación PAES.