Como se sabe, ya se estableció que los constituyentes del átomo son: Protones, Neutrones y Electrones. Sin embargo, al relacionarlos surgen conceptos que es de interés conocer.

Número atómico (Z): Nos indica el número de protones contenidos en el núcleo del átomo y determina a qué elemento pertenece un átomo; es decir, es único para cada elemento, ya que conociendo el Z se identifica el elemento.

z = p+

Como en un átomo neutro la cantidad de protones es igual a la de electrones, el Z de un átomo también describe el número de electrones.

Z = p+ = e-

Por ejemplo, si tengo un elemento con un Z = 6, significa que si el átomo es neutro también se tienen 6 p+ y 6 e-.

Número Másico (A):Nos indica la suma total de protones y neutrones contenidos en el núcleo atómico.

A = p + n

Como Z = p+, obtenemos:

A = Z + n

Despejando los neutrones (n) obtenemos:

n = A - Z donde A > Z

Ejemplo

Elemento: Sodio
A = 23
Z = 11
p+ = 11
e- = 12

Elemento Químico: Es el conjunto de átomos que tienen el mismo número atómico. Su representación la dio Jacob Berzelius, mediante SÍMBOLOS.

Elemento = Símbolo
Carbono = C
Sodio = Na
Oxígeno = O
Plata = Ag

Representación del átomo de un elemento: La representación simbólica de los átomos de los elementos, podrá incluir la masa atómica o número másico (A), el número atómico (Z), la carga iónica, el número de átomos (atomicidad) así como el carácter radiactivo.

Donde:

• A= Número másico
• Z = Número atómico
• Y = Atomicidad
• X = Carga nuclear

Iones: Es todo átomo cargado eléctricamente, que se forma cuando un átomo gana o cede uno o más electrones. Los iones con carga eléctrica positiva se denominan cationes y los de carga eléctrica negativa, aniones.

• Anión: Se forma cuando un átomo gana electrones quedando cargado negativamente.
• Catión: Se forma cuando un átomo pierde electrones quedando cargado positivamente.

TIPOS DE ÁTOMOS

• ISÓTOPOS (HILIDOS): Son átomos de un mismo elemento químico que tienen igual número atómico (Z); pero diferente número de masa (A) y diferente número de neutrones.
  Características:
  ISOTOPO (iso = igual; topos = lugar), son átomos que ocupan el mismo lugar en la tabla periódica. Tienen propiedades químicas iguales, ya que tienen el mismo número de electrones. Tienen propiedades físicas diferentes, puesto que su masa es distinta para cada isótopo. Los isótopos radiactivos o artificiales reciben el nombre de RADIOISÓTOPOS. Todos los elementos presentan isótopos.
• ISOBAROS: Son átomos de diferentes elementos que teniendo distinto número atómico y distinto número de neutrones poseen igual masa atómica. Poseen propiedades físicas semejantes pero difieren en sus propiedades químicas.
• ISOTONOS: Son átomos de elementos diferentes que poseen igual número de neutrones y distinto número atómico y número másico.
• ISOELECTRÓNICOS: Son átomos que poseen igual número de electrones en su estructura. Ejemplo: Ne , O2- , F- , Mg2+ 10 e-

Masa atómica: Dalton, en 1808, sudirió que los átomos de un mismo elemento tenían la misma masa, porque en ese momento desconocía la existencia de los isótopos. Sobre la base de resultados experimentales de esa época asignó masas atómicas relativas a diferentes elementos basadas en el hidrógeno, al cual le asignó el valor 1. Así, resultaron las masas relativas para el oxígeno 5,5 y para el carbono 4,3. Sin duda estos valores no son aceptables hoy día.

Desde Dalton son muchos los investigadores y las proposiciones formuladas para establecer las masas de los átomos. A partir de 1961 se adptó una escala de masas atómicas basada en el isótopo de carbono 12 como estándar. Debido a que son muchos los elementos conformados por isótopos, se adoptó el criterio que la masa atómica de un elemento debe ser el promedio aritmético ponderado de las masas de sus isótopos estables, según su abundancia en la naturaleza.

para el carbono se conocen dos isótopos estables de masas 1,9927 x 10 -23 g y 2,159 x 10 -23 g. estas masas se pueden obtener con un espectrómetro de masas que funciona sobre la base del experiemento de Thomson, en el cual la razón carga/masa conduce a la determinación de la masa para cada especie. Debido a que las masas de los isótopos son números pequeños, es necesario expresarlas en unidades de masa atómica (u o uma), donde:

1 u = 1,66056x10-24 g

Utilizando esta equivalencia resultan para los dos isótopos del carbono las masas 12 y 13 u, números fáciles de manipular. las abundancias naturales de ambos isótopos son:

masa isótopos C = % Abundancia

12 u = 98.99

13 u = 1.11

Considerando lo anterior, la masa atómica promedio para el carbono es:

M.A = (12 x 98,99) + (13 x 1,11)
100

M.A = 12,01 u

En general, poara cualquier elemento su masa atómica en función de sus isótopos es:

M.A = (m1 x %1) + (m2 x %2) + ........ + (mn x %n)
100

La configuración electrónica del átomo de un elemento corresponde a la ubicación de los electrones en los orbitales de los diferentes niveles de energía. Aunque el modelo de Scrödinger es exacto sólo para el átomo de hidrógeno, para otros átomos es aplicable el mismo modelo mediante aproximaciones muy buenas.

La manera de mostrar cómo se distribuyen los electrones en un átomo, es a través de la configuración electrónica. El orden en el que se van llenando los niveles de energía es: 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p. El esquema de llenado de los orbitales atómicos, lo podemos tener utilizando la regla de la diagonal, para ello debes seguir atentamente la flecha del esquema comenzando en 1s; siguiendo la flecha podrás ir completando los orbitales con los electrones en forma correcta.

Escribiendo configuraciones electrónicas

Para escribir la configuración electrónica de un átomo es necesario:

• Saber el número de electrones que el átomo tiene; basta conocer el número atómico (Z) del átomo en la tabla periódica. Recuerda que el número de electrones en un átomo neutro es igual al número atómico (Z = p+).
• Ubicar los electrones en cada uno de los niveles de energía, comenzando desde el nivel más cercano al núcleo (n = 1).
• Respetar la capacidad máxima de cada subnivel (s = 2e-, p = 6e-, d = 10e- y f = 14e-).

Ejemplo:

Los orbitales se llenan en orden creciente de energía, con no más de dos electrones por orbital, según el principio de construcción de Aufbau.

Litio (Z = 3). Este elemento tiene 3 electrones. Empezaremos llenando el orbital de menor energía con dos electrones que tendrán distinto spin (ms). El electrón restante ocupará el orbital 2s, que es el siguiente con menor energía:

La flecha indica el valor del cuarto número cuántico, el de spin: para +1/2: ­ y para –1/2, respectivamente.
También podemos describir la distribución de electrones en el átomo de litio como:
Los electrones que tienen números de espín opuestos cancelan los efectos magnéticos y se dice que son electrones apareados. Un ejemplo son los dos electrones que ocupan el orbital 1s en el átomo de Litio. De manera similar decimos que el electrón que ocupa el orbital 2s orbital está desapareado.
En la tabla a continuación vemos como se distribuyen los electrones de los átomos en orden creciente a su número atomico (Z):

En el helio se completa el primer nivel (n=1), lo que hace que la configuración del He sea muy estable.
Para el Boro el quinto electrón se sitúa en un orbital 2p y al tener los tres orbitales 2p la misma energía no importa cuál de ellos ocupa.
En el carbono el sexto electrón podría ocupar el mimo orbital que el quinto u otro distinto. La respuesta nos la da:
la regla de Hund: la distribución más estable de los electrones en los subniveles es aquella que tenga el mayor número de espínes paralelos.
Los electrones se repelen entre sí y al ocupar distintos orbitales pueden situarse más lejos uno del otro. Así el carbono en su estado de mínima energía tiene dos electrones desapareados, y el nitrógeno tiene 3.

El neón completa el nivel dos y al igual que el helio tiene una configuración estable.
Las configuraciones electrónicas pueden también escribirse de manera abreviada haciendo referencia al último nivel completo. Para ello, debemos ocupar la configuración de los gases nobles, ya que ellos tienen todos su orbitales completos con electrones (s2p6), como por ejemplo en el caso del helio (s2) y neon (s2p6) como se muestra en la tabla anterior.

• Así la configuración del sodio Na, la podemos escribir como [Ne]3s1
• También podemos escribir la configuración del litio como [He]2s1

A los electrones que pertenecen a un nivel incompleto se les denomina electrones de valencia.
El gas noble Argón representa el final del período iniciado por el sodio para n=3

1s 2s 2p 3s 3p

Ar 18

[Ne] 3s2 3p6

En el siguiente elemento, el potasio con 19 electrones, deberíamos empezar a llenar los orbitales 3d. Sin embargo el comportamiento químico del potasio es similar al de litio y el sodio, ambos con un electrón de valencia desapareado en un orbital s, por lo que al potasio le correspondería la configuración [Ar] 4s1. Por lo tanto, el orbital 4s tendrá que tener menor energía que los orbitales 3d (el apantallamiento de los electrones en los orbitales 3d es mayor que el de los electrones en los orbitales 4s).

Lo mismo ocurre a partir del elemento Sc (Z = 21) [Ar] 3d1 4s2. El último electrón no se agrega al subnivel 4p, sino al 3d, como lo indica el orden energético. Lo mismo sucede con las configuraciones de los emenetos Ti (Z = 22) y V (Z = 23). Con el cromo (Cr Z = 24) surge otra aparente anomalía porque su configuración es [Ar] 3d5 4s1. La lógica de llenado habría llevado a [Ar] 3d4 4s2, sin embargo la distribución fundamental correcta es la primera. Esto se debe a que el semillenado de orbitales d es de mayor estabilidad, puesto que su energía es más baja.

Con el cobre Cu Z = 29 sucede algo similar al cromo, pusto que su configuración fundamental es [Ar] 3d10 4s1. La configuración [Ar] 3d9 4s2 es de mayor energía. La configuración con 10 electrones en orbitales d, es decir, el llenado total de estos orbitales es más estable.