La observación de numerosos hechos experimentales como la emisión espontánea de algunos elementos radiactivos de partículas alfa que poseen una doble carga positiva y equivalentes a los núcleos de helio, y la emisión de partículas Beta que no son sino electrones, han llevado al convencimiento de que las partículas citadas son constituyentes normales del núcleo. Sin embargo, debemos aclarar que según Heisemberg, los electrones nucleares no se hallan libres en el interior del núcleo, sino cada uno de ellos está asociado a un protón, constituyendo una partícula llamada neutrón.
La existencia de una partícula neutra era sospechada desde hacía tiempo y ya en 1.920 E. Rutherford propuso para ella el nombre de neutrón, su existencia fue confirmada por J. Chadwick en 1.932. El neutrón es una partícula sin carga eléctrica y su masa es igual a la unidad.
Si representamos a los protones con el signo + y a los neutrones con el signo ≠ podemos sugerir la siguiente representación para los núcleos de los átomos de He, C, O2, Na, Cl2
Propiedades no periódicas que dependen del núcleo atómico. Entre estas características podemos indicar:
1. Número atómico. Que es el número de protones que cada elemento posee en el núcleo. Esta cifra es igual a la de los electrones que forman la envoltura y se designa habitualmente por Z. En la tabla periódica.
2. Masa atómica o peso atómico. Que es igual a la suma de protones y neutrones presentes en el núcleo.
3. Los núcleos de algunos elementos tienen la cualidad de emitir espontáneamente ciertas radiaciones como las partículas alfa, cargadas positivamente y partículas beta con carga negativa propiedad denominada radiactividad.
4. Isótopos. Los isótopos (del griego isos = igual, topos = lugar) son átomos del mismo elemento que presentan diferentes pesos atómicos debido a que tienen en el núcleo atómico un mismo número de protones, pero distinto número de neutrones. Ejemplo. el de hidrógeno está formado por tres clases de átomos que vienen a ser los isótopos del H2.
a) Protio.Es el hidrógeno cuyo núcleo contiene nada más que un protón y se representa con el símbolo: H.
b) Deuterio. Es el hidrógeno cuyo núcleo contiene un protón y un neutrón, por lo cual su peso atómico es dos; se representa:
c) Tritio. Tiene en su núcleo un protón y dos neutrones y en consecuencia su peso atómico es tres y se representa:
d) Hidrógeno 4. Tiene en su núcleo un protón y tres neutrones en conclusión su peso atómico es cuatro y se representa por:
Nótese que todos los isótopos del hidrógeno tienen un solo electrón en su envoltura.
El fenómeno de la isotopía se presenta con notable frecuencia en los elementos radiactivos, a causa de la emisión de partículas nucleares. Así se conocen por ejemplo isótopos de uranio de peso atómico 238, 235, 234 en general el número atómico 92, se mantiene invariable.
La existencia de isótopos explica el hecho de que la mayoría de los elementos tenga pesos atómicos que no son números enteros y que el peso atómico de un elemento ordinario corresponde al promedio de los pesos atómicos de sus diferentes isótopos, los que se hallan en la naturaleza en diferentes proporciones por ejemplo el cloro tiene dos isótopos, uno de peso atómico 35 y otro de peso atómico 37, mientras que el número atómico de dicho elemento es 17, difieren en que el primero tiene 18 neutrones mientras que el segundo posee 20.
Ambos isótopos están en relación de 3 a 1 de manera que el peso atómico medio del cloro es 35,5 (35 x 77 % + 35 x 23 %) = 35,46.
Este experimento lo realizó el físico Aston sometiendo los dos tipos de partículas de desigual masa en el espectrógrafo de masas y comprobó que tenían masas de valores muy aproximados a 35 y 37 y al determinar los porcentajes en que estas diferentes partículas se encontraban en el haz primitivo, se obtuvieron los siguientes valores: 77,2 % de iones de cloro de Pa 35, y 22,8 % de iones de Pa 37.
de manera que el peso atómico medio resulta igual a 35,457.
Isóbaros. También existen elementos que teniendo el mismo peso atómico tienen distinto número atómico, denominados isóbaros, en ellos permanece constante la suma del número de neutrones y protones y varían éstos y los electrones planetarios, ambos en la misma cantidad. Así, existen 3 uranios isóbaros y tres elementos radio. Los isóbaros tienen propiedades físicas y químicas distintas, por ser diferente su estructura atómica exterior al núcleo. Los isótopos en cambio como tienen igual estructura de las capas que envuelven al núcleo gozan de propiedades idénticas y no pueden separarse de su mezcla por medios químicos.
Ejemplos de isóbaros. Existen tres isóbaros del uranio, cuyo peso atómico es 234 y sus números atómicos respectivos son 90, 91 y 92. Explíquese la estructura atómica de cada uno de ellos.
El primero de ellos tendrá 234 – 90 = 144 neutrones y 90 electrones en sus niveles de energía.
el tercero contiene 234 – 92 = 144 neutrones, 92 protones y 92 electrones distribuidos en los niveles de energía.
Ejercicio:
Los tres isóbaros del radio tienen de peso atómico 214 y sus números atómicos respectivos son 82, 83 y 84. ¿Cuál será la estructura atómica de cada uno?
Envoltura del átomo. Ya se ha dicho que los electrones son partículas de electricidad negativa, giran describiendo órbitas en torno al núcleo y cuya masa es unas 1.840 veces menor que la del protón.
Rutherford. Propuso un modelo atómico formado por un núcleo positivo alrededor del cual giran los electrones a distancias más o menos grandes.
Bohr. Estableció el conjunto de niveles energéticos, según este químico danés, los electrones se mueven alrededor del núcleo describiendo órbitas circulares o elípticas, estas órbitas se llaman “niveles energéticos” o “capas electrónicas”.
Sommerfeld. Mediante deducciones físico–matemáticas determinó que la mayoría de los electrones se mueven en órbitas elípticas como en órbitas circulares, y que en cada nivel energético principal hay a su vez, subniveles o subcapas.
Estructura electrónica de la envoltura. Los electrones se mueven en órbitas propias que agrupados por sus características propias de semejanza, forman las capas o niveles de energía que se designan a partir del núcleo con las letras K, L, M, N, O, P, Q, o se designan a partir del núcleo también con los números arábigos 1, 2, 3, 4, 5, 6, 7, a su vez las capas están constituidas por subcapas o subniveles de energía que se designan con las letras s, p, d, f, que vienen de los nombres empíricos (Scharp, principal, difuso, fundamental). El número máximo de electrones que puede contener un nivel viene dado por la expresión (2 N2) siendo “N” el número correspondiente a la capa, mientras que el número de subniveles correspondientes a cada nivel está dado por el número correspondiente al nivel. Así el nivel 1 o K tienen únicamente el subnivel 1s, el nivel 2 tiene los subniveles s, p, y al nivel 3 corresponde los subniveles s, p, d y el nivel 4 posee cuatro subniveles s, p, d, f.
Esta regla es válida solamente hasta el cuarto nivel pues en el quinto se encuentran los mismos subniveles s, p, d, f, en el sexto disminuye a: 3: s, p, d, y en el séptimo a 2: s, p. Ejemplo:
Desarrollando la constante 2n2
Configuraciones electrónicas. Son dos las formas preferidas para representar propiamente la configuración electrónica de los elementos La primera que podríamos llamar clásica, supone que todos los electrones giran en órbitas circulares en las cuales se dibuja el total de los electrones de cada nivel, sin considerar la distribución de los subniveles. Ejemplo:
Actualmente se prefiere usar otra forma de representación que traduce en mejor forma la verdadera ubicación de los electrones en los diferentes niveles y subniveles mediante el empleo de una notación adecuada, por ejemplo, el oxígeno elemento No. 8 ubicado en el período 2 de la tabla periódica, tiene dos electrones en la primera capa (1s2) y seis en la segunda, distribuidos así: 2 en la orbital 2s, dos en la primera orbital 2p y uno en cada una de las dos restantes orbitales 2p. De acuerdo con lo indicado, la representación completa de la configuración electrónica del átomo del oxígeno será:
Reglas para deducir la estructura electrónica de un elemento. La conveniencia de utilizar la tabla periódica permite deducir la estructura electrónica de cualquier elemento, siempre que se tenga en cuenta las siguientes reglas:
1. Para saber cuántos niveles de energía tiene un átomo basta fijarse en el número del período al que pertenece; así, por ejemplo, el Na pertenece al periodo 3, luego su átomo tiene niveles de energía (K, L, M).
2. El número máximo de electrones que puede alojar cada elemento está dado por la fórmula 2n2 en la que “n” es el número del nivel, válido hasta el cuarto nivel.
3. Los elementos representativos tienen en su último nivel tantos electrones como indica el número del grupo al que pertenece, así por ejemplo los elementos del grupo 7 (F, Cl, Br, I, At) tienen siete electrones en su último nivel de energía. En la misma forma los del grupo 3 tienen 3 electrones en su último nivel de energía, los del grupo 4,4 electrones, los del grupo 5,5 electrones, etc. Es de notar que los elementos del grupo 0 (cero) tienen 8 electrones en su último nivel, exceptuando al He (helio) que solo tiene 2.
En los grupos 1 y 2 es conveniente tomar en cuenta el número de electrones del último y del penúltimo nivel de los siguientes elementos:
4. Los elementos de transición llevan 2 electrones en su último nivel. Por excepción solo tienen 1 solo electrón el Cu, Ag, y los elementos 41 a 45 (Nb a Rh) Niobio a Radón.
Otra excepción es la del Ir (iridio) y del Pd (paladio), que aparentemente no presentan electrones en su último nivel, porque los 2 que deberían tener en él se asocian fácilmente con los del penúltimo.
5. Los elementos de transición interna; los lantánidos su penúltimo nivel es incompleto y 2 o 3 en el último. Los actínidos tienen el antepenúltimo nivel incompleto, el penúltimo es 9.
Aplicación de estas reglas. Para deducir la estructura electrónica de un átomo se necesitan los siguientes datos:
Su periodo, su número atómico, su grupo, conocidos estos datos se siguen los siguientes pasos:
1. Se escriben los niveles K, L, M, etc., de acuerdo con el período al que pertenece el elemento, con sus correspondientes subniveles.
2. Se colocan los electrones del último nivel de acuerdo con el grupo al que pertenece el elemento con su correspondiente subnivel.
3. En el caso de los metales de transición, lantánidos y actínidos se deja momentáneamente vacío el nivel incompleto.
4. Se llenan los niveles restantes, menos el vacío y en el último nivel se coloca 2 o 3 electrones.
5. Se suman los electrones colocados, hasta el momento, y el total se está del número atómico, el resultado indica cuántos electronas debemos colocar en el nivel que estaba vacío. Ejemplos:
a) Fósforo (Z = 15)
b) Estroncio (Z = 38)
c) Cromo (Z - 24)
d) Platino (Z = 78)
e) Uranio (Z = 92)
Ejercicios: Deducir la estructura electrónica de los siguientes elementos:
Representación esquemática del átomo de hierro. Este posee dos electrones en la capa K, 8 en la L, 14 en la M y 2 en la N. En los metales no se suele seguir la regla de saturación total de una capa antes de pasar electrones a la siguiente. Por eso en el enlace llamado metálico, los electrones capturados pasan a completar una capa más profunda, en este caso la M.
Representación de los átomos de sodio y potasio.