El Átomo - Su Historia y Estructura
El Átomo - Su Historia y Estructura
El Átomo - Su Historia y Estructura
Guillermina Gazaba 1
El Átomo: su historia y estructura
Estas ideas no pudieron encontrar resolución a su enfrentamiento por miles de años, desde el 400 a.C. hasta
el 1800, momento en que John Dalton a través de diferentes experiencias reconoce que la materia debía ser
discontinua ya que de otra forma no podría explicarse su comportamiento. Comienza entonces una carrera
por conocer cómo es el átomo. Al principio, entonces, se tenía la idea de que el átomo era indivisible (átomo:
a=sin; tomo: división). Con el descubrimiento de nuevas evidencias: el descubrimiento de los electrones, el
hallazgo de los protones y la búsqueda y encuentro de los neutrones, entre otras, la concepción de la
estructura del átomo fue cambiando a lo largo del tiempo. Es decir, se descubrió que el átomo podía dividirse
en partículas más pequeñas: las partículas subatómicas. Ahora bien, conceptualmente el átomo es un
sistema ya que está conformado por diferentes variables, las cuales se organizan en niveles y guardan
relaciones entre sí que alteran su comportamiento individual para formal un carácter global. Esto significa
que a pesar de que el átomo se puede dividir en sus componentes, su división implicaría la pérdida de su
identidad material. Se concluye entonces que el átomo no puede dividirse, es un entero. No existe medio
átomo o un cuarto de este.
Para explicar cómo está constituido un átomo es necesario recurrir a modelos, que son representaciones de
la realidad. Estos modelos fueron cambiando, evolucionando hacia el Modelo Atómico Actual. El siguiente
esquema muestra la evolución del modelo del átomo con el paso del tiempo:
Hoy se reconoce al modelo de Schrödinger como el más propicio para explicar al átomo. Para ubicar a los
electrones en los orbitales, es necesario tener en cuenta las siguientes reglas y principios:
Recordar que caben 2 electrones por orbital, lo que significa que si en el subnivel s hay un solo orbital,
entonces su capacidad máxima es de 2 electrones. Si se trata del subnivel p, que posee 3 orbitales,
entonces podrá albergar hasta 6 electrones, el subnivel d puede contener hasta 10 electrones debido
a que posee 5 orbitales; y el subnivel f, como tiene 7 orbitales, puede alojar hasta 14 electrones.
Principio de exclusión de Pauli: en un mismo átomo no pueden existir dos electrones con los mismos
números cuánticos, deben diferir en por lo menos uno de ellos.
Correcto Incorrecto
Regla de Hund: cuando se encuentra disponible una serie de orbitales de igual energía (o
degenerados), los electrones se ubican desapareados mientras sea posible. Es decir primero se semi-
completan todos los orbitales del mismo subnivel, y se llenan una vez que no haya más orbitales de
igual energía disponibles.
` Correcto Incorrecto
Se pueden situar los electrones de un átomo realizando la configuración electrónica (C.E.), que no es más
que la disposición de los electrones teniendo en cuenta el nivel y el subnivel en el cual están ubicados. Para
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ello se recurre al principio de construcción. Por ejemplo, veamos la configuración electrónica del átomo de
cloro (Z=17):
También puede determinarse la configuración electrónica externa (C.E.E.) que es tener en cuenta la
configuración correspondiente al último nivel. Para establecerla, se ubica el nivel más alto disponible hacia
la derecha, es decir, desde el último subnivel s en adelante. Es de relevante importancia considerar la C.E.E.
ya que son los electrones que el átomo utilizará luego durante las uniones químicas.
17Cl
Otra manera de ubicar a los electrones alrededor del núcleo, es a través de las casillas cuánticas, que son
representaciones de los orbitales:
Cada casilla representa un orbital. Los electrones que ingresan en los mismos se representan con flechas ( )
o semiflechas ( ). El llenado se realiza teniendo en cuenta los principios y reglas ya descriptos. Por ejemplo,
para representar las casillas cuánticas del átomo de hierro, primero se realiza su configuración electrónica:
Luego se procede al llenado de las casillas desde el nivel y subnivel de menor energía: el primer electrón que
ingresa se coloca entonces en el único orbital del nivel 1 subnivel s.
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El segundo electrón que ingresa, también lo hace en el mismo orbital, pero con su spin opuesto:
Se continúa llenando de la misma manera el nivel 2 y el subnivel s. Ahora bien, cuando se quiere completar
los orbitales del subnivel 2p, debe recurrirse a la regla de Hund, ya que los tres poseen la misma energía. Es
decir, que los electrones ingresarán desapareados y de a uno por orbital hasta semi-completarlos:
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Para culminar con el ejemplo, la distribución de los electrones del átomo de hierro quedaría de la siguiente
manera:
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