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 el EXANI-II del CENEVAL.
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 EXANI-II.
Este tema es un componente habitual en el EXANI-II del CENEVAL.
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 EXANI-II.