Estructura atómica

Todo está hecho de átomos. Un átomo es mayormente espacio vacío. En su centro hay un pequeño y pesado núcleo. El núcleo contiene dos tipos de partículas: protones y neutrones. Alrededor del núcleo, en el espacio vacío, se mueven los electrones. Los electrones permanecen en capas — capas a distancias fijas del núcleo.

El núcleo es muy pequeño pero contiene casi toda la masa. Los electrones ocupan casi todo el espacio pero tienen casi ninguna masa.

Carga relativa y masa relativa

Comparamos las tres partículas usando carga relativa y masa relativa. Son números simples, no unidades reales.

Un protón y un neutrón tienen casi la misma masa. Un electrón es aproximadamente 1836 veces más ligero. El protón es positivo, el electrón es negativo y el neutrón no tiene carga; es neutro.

Número atómico y número másico

Dos números describen el núcleo:

• el número atómico (también llamado número de protones), símbolo $Z$ — el número de protones.
• el número de nucleones (también llamado número másico), símbolo $A$ — el número total de protones y neutrones. Protones y neutrones son ambos nucleones.

Por lo tanto, el número de neutrones es $A - Z$.

Contar partículas en un átomo o ion

Para un átomo neutro, el número de electrones es igual al número de protones, que es igual a $Z$.

Un ion es un átomo que ha perdido o ganado electrones, por lo que tiene una carga:

• un ion positivo tiene menos electrones que protones.
• un ion negativo tiene más electrones que protones.

Ejemplo: $^{27}_{13}\text{Al}^{3+}$ tiene $13$ protones, $27 - 13 = 14$ neutrones, y $13 - 3 = 10$ electrones (perdió 3 electrones para convertirse en $3+$).

Cómo se distribuyen la masa y la carga

Casi toda la masa se encuentra en el núcleo, porque los protones y neutrones son pesados y los electrones son muy ligeros. Toda la carga positiva está en el núcleo (los protones). La carga negativa se distribuye en las capas electrónicas (los electrones).

Haz de partículas en un campo eléctrico

Imagine haces de protones, neutrones y electrones moviéndose a la misma velocidad hacia un campo eléctrico entre dos placas cargadas:

• el haz de protones se desvía hacia la placa negativa (los protones son positivos).
• el haz de electrones se desvía hacia el otro lado, hacia la placa positiva. Se desvía mucho más porque el electrón es mucho más ligero — la misma fuerza produce una mayor desviación en una masa menor.
• el haz de neutrones pasa recto. No tiene carga, así que el campo no ejerce fuerza sobre él.

Para partículas que se mueven a la misma velocidad, el ángulo de desviación es proporcional a $\dfrac{\text{charge}}{\text{mass}}$: una carga mayor produce más desviación y una masa mayor produce menos.

Ejemplo resuelto. Un haz de protones ($^1\text{H}^+$) se desvía $8°$ en un campo eléctrico. Predice la desviación, a la misma velocidad, de (a) $^2\text{H}^+$, (b) $^4\text{He}^{2+}$, (c) $^3\text{He}^{2+}$. Compara la carga ÷ masa con el valor del protón de $1 \div 1 = 1$.

• (a) $1 \div 2 = 0.5$, por lo tanto aproximadamente $4°$, hacia la placa negativa.
• (b) $2 \div 4 = 0.5$, por lo tanto también aproximadamente $4°$, hacia la placa negativa.
• (c) $2 \div 3 = 0.67$, por lo tanto aproximadamente $5.3°$, hacia la placa negativa.

Un electrón tiene una carga ÷ masa de aproximadamente $1840$ veces la del protón (en sentido opuesto), por lo que se desvía mucho más, hacia la placa positiva.

Radio atómico e iónico

El radio atómico es el tamaño de un átomo. El radio iónico es el tamaño de un ion.

A través de un período (de izquierda a derecha), el radio atómico se vuelve más pequeño. La carga nuclear (la atracción de los protones) aumenta, pero los electrones entran en la misma capa externa, por lo que el apantallamiento por capas internas permanece aproximadamente igual. La atracción más fuerte atrae la capa externa hacia adentro.

Hacia abajo en un grupo (de arriba hacia abajo), el radio atómico se hace más grande. Cada paso hacia abajo añade una nueva capa, así que los electrones externos están más alejados y sienten más apantallamiento desde el núcleo.

Para iones:

• un ion positivo (catión) es más pequeño que su átomo. La pérdida de electrones reduce la repulsión electrón-electrón y aumenta la atracción por los electrones restantes. Toda la capa ocupada externa puede perderse, pero no toda pérdida de electrones vacía una capa.
• un ion negativo (anión) es más grande que su átomo. Ha ganado electrones, por lo que hay más repulsión entre los electrones.
• entre iones que tienen el mismo número de electrones, el que tiene más protones es más pequeño.

Isótopos son átomos del mismo elemento con el mismo número de protones pero diferente número de neutrones. Así, los isótopos tienen el mismo número atómico $Z$ pero diferente número másico $A$.

Escribimos un isótopo como $^{A}_{Z}\text{X}$: el número másico $A$ arriba, el número atómico $Z$ abajo. Por ejemplo, el cloro tiene dos isótopos principales, $^{35}_{17}\text{Cl}$ y $^{37}_{17}\text{Cl}$.

Mismas propiedades químicas

Propiedades químicas dependen de los electrones, especialmente los electrones externos. Los isótopos de un mismo elemento tienen el mismo número de electrones dispuestos de igual forma. Por tanto, reaccionan exactamente de la misma manera: poseen las mismas propiedades químicas.

Diferentes propiedades físicas

Algunas propiedades físicas dependen de la masa, por lo que difieren entre isótopos. Un isótopo más pesado tiene más neutrones, mayor masa y, en consecuencia, mayor densidad. (El programa limita esta diferencia a la masa y la densidad).

Los electrones están dispuestos en capas electrónicas, subcapas y orbitales.

Capas electrónicas y número cuántico principal

Cada capa se designa mediante el número cuántico principal $n = 1, 2, 3, \dots$. Un $n$ mayor generalmente implica una extensión espacial mayor, pero un $n$ solo no ordena todas las subcapas de un átomo multielectrónico según su energía. Las configuraciones y procesos de ionización evaluados en estas secciones corresponden a especies en estado fundamental desde el hidrógeno hasta el kriptón.

Subcapas y orbitales

Cada capa se divide en subcapas, denominadas s, p y d. Cada subcapa está formada por orbitales. Un orbital es una región pequeña que puede alojar hasta dos electrones.

Por lo tanto, una subcapa s contiene 2 electrones, una subcapa p contiene 6, y una subcapa d contiene 10.

Orden de energía creciente

Los electrones ocupan la disposición de menor energía disponible. La secuencia habitual de llenado para átomos neutros de las subcapas estudiadas aquí es:

La 4s se alcanza antes que la 3d en esta secuencia de construcción habitual. El ordenamiento no es fijo en todos los átomos o iones ocupados; aplique la regla separada de extracción previa de 4s para cationes de metales de transición.

Configuración electrónica

Configuración electrónica lista cuántos electrones hay en cada subcapa. La disposición de menor energía es el estado fundamental.

Para el hierro (Fe, $Z = 26$):

Puede escribir una abreviatura usando el gas noble más cercano entre corchetes:

Aquí $[\text{Ar}]$ representa la configuración completa del argón. El cromo y el cobre son excepciones al colocar mecánicamente dos electrones en 4s: Cr es $[\text{Ar}]3\text{d}^5 4\text{s}^1$ y Cu es $[\text{Ar}]3\text{d}^{10}4\text{s}^1$. Tanto los totales como las ocupaciones en estado fundamental son relevantes.

Para iones, añades o quitas electrones. Una regla clave: cuando un metal de transición forma un ion positivo, pierde sus electrones 4s antes que sus electrones 3d. Así que $\text{Fe}^{3+}$ es $[\text{Ar}]\,3\text{d}^5$.

Ejemplo resuelto. Escribe las configuraciones electrónicas completas de $\text{S}^{2-}$, $\text{Cr}^{3+}$ y $\text{Cu}^{2+}$.

• $\text{S}^{2-}$: el azufre tiene 16 electrones; el ion tiene 18: $1\text{s}^2\,2\text{s}^2\,2\text{p}^6\,3\text{s}^2\,3\text{p}^6$, igual que el argón.
• $\text{Cr}^{3+}$: parte de Cr, $[\text{Ar}]\,3\text{d}^5\,4\text{s}^1$, y retira primero el electrón 4s y luego dos electrones 3d: $1\text{s}^2\,2\text{s}^2\,2\text{p}^6\,3\text{s}^2\,3\text{p}^6\,3\text{d}^3$.
• $\text{Cu}^{2+}$: parte de Cu, $[\text{Ar}]\,3\text{d}^{10}\,4\text{s}^1$; retira el electrón 4s y luego uno 3d: $1\text{s}^2\,2\text{s}^2\,2\text{p}^6\,3\text{s}^2\,3\text{p}^6\,3\text{d}^9$.

Escribe siempre primero el átomo y luego retira electrones; retirarlos del final de una configuración escrita en orden de llenado da respuestas incorrectas como $\text{Cu}^{2+} = [\text{Ar}]\,3\text{d}^7\,4\text{s}^2$.

Electrones en cajas

La notación de electrones en cajas dibuja cada orbital como una caja y cada electrón como una flecha. Dos electrones en el mismo orbital deben apuntar en direcciones opuestas, porque cada electrón posee una propiedad llamada espín, y un orbital compartido requiere espines opuestos.

Dentro de una subcapa, los electrones llenan orbitales vacíos uno a la vez, con flechas paralelas, antes de que cualquier orbital reciba un segundo electrón. Dispersarse de esta manera mantiene a los electrones separados y reduce la repulsión entre ellos.

Para el oxígeno, 2p⁴ tiene un par y dos orbitales semiocupados. La capa n = 2 también contiene el par 2s, por lo que contiene dos pares en total. Una pregunta sobre capas completas y una sobre subcapas nombradas tienen límites de conteo diferentes.

Por qué la configuración tiene esta forma

Los electrones se llenan de baja energía a alta energía porque eso da el átomo más estable (de menor energía). Dentro de una subcapa, se dispersan individualmente primero para reducir la repulsión entre los electrones negativos.

Formas de orbitales s y p

• Un orbital s es una esfera centrada en el núcleo.
• un orbital p tiene dos lóbulos, como una mancuerna, apuntando a lo largo de un eje. Los tres orbitales p apuntan en tres direcciones perpendiculares (los ejes $x$, $y$ y $z$).

Radicales libres

Un radical libre es una especie con uno o más electrones desapareados. Muchos radicales libres son reactivos, pero la característica definitoria es un electrón desapareado, no únicamente la reactividad ni una carga neta.

Primera energía de ionización

Primera energía de ionización (IE) es la energía necesaria para extraer un electrón de cada átomo en un mol de átomos gaseosos, formando un mol de iones gaseosos $+1$.

Partir de átomos gaseosos separados aísla la extracción de electrones sin añadir energía para descomponer un sólido o molécula en átomos. La unidad es $\text{kJ mol}^{-1}$. Como ecuación, para un elemento X:

El $(\text{g})$ indica que la especie es un gas.

Energías de ionización sucesivas

Después de extraer un electrón, puedes extraer otro. La segunda energía de ionización extrae un electrón de cada ion $+1$:

Puede continuar. Estas son las energías de ionización sucesivas. Cada una es mayor que la anterior, porque cada electrón se aleja de un ión con mayor carga positiva.

De qué depende la energía de ionización

La energía de ionización proviene de la atracción entre el núcleo positivo y el electrón externo. Tres factores principales determinan qué tan fuerte es esa atracción:

• carga nuclear: más protones atraen los electrones con más fuerza, por lo que la energía de ionización es mayor.
• radio atómico: cuanto más lejos esté el electrón externo del núcleo, más débil es la atracción, por lo que la energía de ionización es menor.
• efecto pantalla: las capas internas bloquean parte de la atracción sobre el electrón externo. Más capas internas significan más efecto pantalla y una energía de ionización menor.

Existe también un efecto menor: repulsión de pares de espín. Cuando dos electrones comparten un orbital, se empujan ligeramente, haciendo que uno sea más fácil de extraer.

Tendencias en la primera energía de ionización

A lo largo de un período, la primera energía de ionización generalmente aumenta. La carga nuclear crece mientras el efecto pantalla permanece aproximadamente igual, por lo que los electrones externos están retenidos con más firmeza.

Hacia abajo en un grupo, la primera energía de ionización disminuye. Los elementos inferiores tienen más capas, por lo que hay más efecto pantalla y un radio mayor, y el electrón externo es más fácil de extraer.

Las caídas son evidencia de las subcapas

El aumento a lo largo de un período no es suave. Aparecen dos pequeñas caídas, y debes ser capaz de explicar ambas:

• Grupo 2 al Grupo 13 (por ejemplo Mg a Al): el electrón extraído del Al proviene de una subcapa 3p, que tiene más energía que la subcapa 3s completa en Mg. Un electrón 3p es más fácil de extraer, por lo que el valor cae.
• Grupo 15 al Grupo 16 (por ejemplo P a S): en S, un orbital 3p ahora contiene un par de electrones. La repulsión por apareamiento de spin hace que uno de ellos sea más fácil de extraer, por lo que el valor cae.

Estas caídas son evidencia de que existen las subcapas.

Ejemplo resuelto. Las primeras energías de ionización del nitrógeno y el oxígeno son $1402$ y $1314\ \text{kJ}\,\text{mol}^{-1}$. Explica por qué la del oxígeno es menor, aunque el oxígeno tiene más protones. El nitrógeno es $1\text{s}^2\,2\text{s}^2\,2\text{p}^3$: cada orbital 2p contiene un electrón. El oxígeno es $1\text{s}^2\,2\text{s}^2\,2\text{p}^4$: un orbital 2p contiene un par. El electrón que se retira del oxígeno es uno de ese par, y la repulsión entre los dos electrones apareados facilita su extracción. Esto supera el efecto del protón adicional. Los electrones están en la misma subcapa con un apantallamiento similar, por lo que no debes explicarlo por la distancia ni por el apantallamiento.

Las energías de ionización sucesivas son evidencia de las capas electrónicas

Si graficas las energías de ionización sucesivas de un mismo elemento, los valores aumentan, con saltos grandes en ciertos puntos. Un salto grande ocurre cuando el siguiente electrón debe provenir de una capa más cercana al núcleo.

Para átomos de grupos principales, cuente los electrones extraídos antes del primer salto a capa interna para hallar el número de electrones de valencia. Los conteos 1 y 2 corresponden a los Grupos 1 y 2; los conteos 3–8 corresponden a los Grupos 13–18, con helio como excepción de dos electrones en el Grupo 18. El primer salto solo no establece el periodo: use el número de capas ocupadas a partir de datos más completos o información adicional sobre el átomo.

Ejemplo resuelto. Las primeras cinco energías de ionización sucesivas de un elemento son $590$, $1150$, $4940$, $6480$ y $8120\ \text{kJ}\,\text{mol}^{-1}$. ¿A qué grupo pertenece? Busca el salto grande, no el número más grande. Del 1º al 2º el valor se duplica aproximadamente, lo cual es un aumento normal. Del 2º ($1150$) al 3º ($4940$) se cuadruplica más que eso: ese es el salto. Por lo tanto, dos electrones salen fácilmente antes de él, la capa externa contiene 2 electrones, y el elemento pertenece al Grupo 2. Cuenta los electrones extraídos antes del salto, y explica el salto adecuadamente: el siguiente electrón está siendo arrancado de una capa más cerca del núcleo, no de un elemento diferente.

Errores comunes.

• Omitir los símbolos de estado en una ecuación de energía de ionización. Los átomos e iones son gaseosos: $\text{Na(g)} \rightarrow \text{Na}^+\text{(g)} + \text{e}^-$.
• Escribir la ecuación como $\text{X(g)} + \text{e}^- \rightarrow \text{X}^-\text{(g)}$. Eso representa ganancia de electrón; la ionización elimina un electrón.
• Eliminar electrones 3d antes que 4s cuando un metal de transición forma un ion. Los electrones 4s se pierden primero: $\text{Fe}^{2+}$ es $[\text{Ar}]\,3\text{d}^6$, no $[\text{Ar}]\,3\text{d}^4\,4\text{s}^2$.
• Escribir cromo como $[\text{Ar}]\,3\text{d}^4\,4\text{s}^2$ o cobre como $[\text{Ar}]\,3\text{d}^9\,4\text{s}^2$. Ambos son excepciones: Cr es $3\text{d}^5\,4\text{s}^1$ y Cu es $3\text{d}^{10}\,4\text{s}^1$.
• Explicar la caída de Mg a Al por repulsión de pares de espín. El electrón de Al se elimina de un subnivel 3p, de mayor energía que el 3s de Mg; la repulsión de pares de espín explica la caída de P a S.
• Decir que las energías de ionización sucesivas aumentan «porque hay menos electrones». Cada electrón se retira de un ion positivo cada vez más cargado, por lo que está sujeto con más fuerza; un gran salto indica una nueva capa más interna.
• Decir que el haz de electrones se desvía hacia la placa negativa. Los electrones son negativos, por lo que se desvían hacia la placa positiva, y con mayor inclinación que los protones porque su masa es mucho menor.

• Define isótopos completamente: átomos del mismo elemento con el mismo número de protones pero diferente número de neutrones — el esquema de corrección requiere ambas partes.
• 4s se llena antes que 3d, pero los electrones se extraen de 4s primero al formar iones, por lo que $\text{Fe}^{3+}$ es $[\text{Ar}]3\text{d}^5$ (no $[\text{Ar}]3\text{d}^3 4\text{s}^2$).
• En las energías de ionización sucesivas, un salto grande marca el inicio de una nueva (interna) capa — usa los saltos para colocar el elemento en su grupo.
• Explica cada tendencia de energía de ionización con los mismos tres factores: carga nuclear, distancia y efecto pantalla, más los efectos de subcapa para las pequeñas caídas.
• Aprende la razón exacta por la cual la primera energía de ionización del oxígeno está por debajo de la del nitrógeno: los electrones apareados 2p del oxígeno se repelen, por lo que uno es más fácil de extraer.