Estructura del Átomo: Electrones, Protones, Neutrones y Modelos Atómicos
Estructura del átomo
Cátodo (-) y ánodo (+). Los electrones (e-) están presentes en todos los átomos y constituyen los rayos catódicos. Los rayos canales surgen en el espacio situado entre ambos electrodos y están formados por una corriente de partículas positivas cargadas; su masa y carga son iguales a las del electrón.
Modelo atómico de Thomson
Kelvin y Thomson propusieron el modelo atómico: el átomo es una esfera de materia cargada positivamente en cuyo interior se encuentran incrustados los electrones necesarios para que el átomo sea neutro.
Partículas del núcleo
- Protones: el número de protones es fijo y característico para los átomos de un determinado elemento, y se denomina número atómico (Z).
- Elemento químico: es el conjunto de todos los átomos que tienen un mismo número atómico.
- Neutrones: partículas sin carga que interaccionan con los protones y hacen posible la existencia del núcleo atómico pese a las fuerzas de repulsión eléctrica.
- Isótopos: son los átomos de un mismo elemento con distinto número de neutrones.
A = nº p + nº n = masa atómica (u)
Masa atómica
La masa atómica de un determinado elemento es una masa media ponderada de la de sus distintos isótopos, por lo que no suele ser un número entero.
Modelo de Bohr y espectros
Según Bohr, la luz puede pasar por un prisma obteniendo un espectro o descomposición en sus radiaciones básicas. El espectro solar no tiene huecos: es un espectro continuo.
- Visible: formado por rojo, naranja, amarillo...
- Infrarrojas: las que notamos como calor.
- Ultravioletas: son responsables del cambio de color de la piel.
Cuando un gas es excitado energéticamente mediante electricidad, calor, etc., su espectro de emisión es característico de dicho gas y sirve para identificarlo. Cuando un espectro absorbe luz se llama espectro de absorción. Un gas atómico absorbe las mismas radiaciones que es capaz de emitir.
Su corteza
- Los electrones giran alrededor del núcleo en círculos de energía fija.
- Los electrones no pueden girar a cualquier distancia del núcleo, sino solo en las órbitas cuyo radio viene dado por R(n) = R0 · n², con n = 1, 2, 3... Número atómico: el número n permite calcular los radios de las órbitas permitidas. E0 es la energía del electrón en el nivel energético más cercano al núcleo.
Modelo actual
La configuración electrónica es el modo en que sus electrones se distribuyen entre los niveles de energía disponibles. La configuración electrónica de un elemento químico determina el modo en que reacciona.
Subniveles de energía
Las rayas de los espectros son una serie de niveles muy juntos que fueron denominados subniveles:
- n = 1, 2, 3... (número de electrones / nivel principal)
- l = 0, 1, 2... (número de subniveles)
- m = 0, ±1, ±2... (número de orbitales de cada tipo)
Degenerados: cuando en un mismo nivel tienen la misma energía.
Orbitales
Según el modelo actual, en cada subnivel de energía cada electrón se mueve de forma caótica dentro de una región del espacio denominada orbital.
Principio de exclusión de Pauli
En un átomo no pueden existir 2 electrones con los cuatro números cuánticos iguales. Por tanto, podrán colocarse un máximo de 2 electrones en cada orbital, cuyos números cuánticos de espín serán s = ±½.
Propiedades periódicas
Energía de ionización
De un elemento se define como la energía mínima necesaria para extraer un electrón en el estado fundamental de un átomo del elemento en estado gaseoso.
Carácter metálico
Se define como la facilidad para ceder electrones. El carácter metálico aumenta conforme nos desplazamos hacia abajo y hacia la izquierda del sistema periódico.
Resumen de relaciones fundamentales
- Z = nº de electrones = nº de protones
- Protones + neutrones = A (número másico)
- Número de protones = Z
- Número de electrones = configuración electrónica