Estructura atómica

Lo esencial

• Partículas subatómicas: protón, neutrón y electrón, con su carga y ubicación.
• Número atómico $Z$ (protones) y número de masa $A$ (protones + neutrones).
• Isótopos e iones: qué partícula cambia en cada caso.
• Modelos atómicos de Dalton, Thomson, Rutherford, Bohr y el modelo cuántico.
• Configuración electrónica y electrones de valencia.

Partículas, isótopos e iones

Partícula	Carga relativa	Masa (uma, aprox.)	Ubicación
Protón	$+1$	1	núcleo
Neutrón	0	1	núcleo
Electrón	$-1$	$\approx \frac{1}{1836}$	alrededor del núcleo

Para un átomo representado como $^{A}_{Z}\text{X}$:

• Protones $= Z$ (define al elemento).
• Neutrones $= A - Z$.
• Electrones $= Z$ en el átomo neutro.

Isótopos: mismo $Z$, distinto número de neutrones (y por tanto distinto $A$). Por ejemplo, carbono-12 y carbono-14. Tienen prácticamente las mismas propiedades químicas.

Iones: el átomo gana o pierde electrones; el núcleo no cambia.

• Catión (positivo): perdió electrones. $\text{Na}^+$ tiene 10 electrones.
• Anión (negativo): ganó electrones. $\text{Cl}^-$ tiene 18 electrones.

Modelos atómicos

Año	Científico	Idea principal
1808	John Dalton	átomos indivisibles; los de un mismo elemento son iguales
1897–1904	J. J. Thomson	descubre el electrón; modelo de "budín con pasas"
1911	Ernest Rutherford	experimento de la lámina de oro: núcleo pequeño, denso y positivo; el átomo es casi todo espacio vacío
1913	Niels Bohr	electrones en órbitas de energía fija; emiten o absorben luz al cambiar de nivel
1926	Erwin Schrödinger	modelo cuántico: orbitales, regiones de probabilidad de encontrar al electrón

Chadwick identificó el neutrón en 1932. En el experimento de Rutherford, la mayoría de las partículas alfa atravesó la lámina, pero unas pocas rebotaron: eso reveló el núcleo.

Números cuánticos y configuración electrónica

Número cuántico	Símbolo	Indica	Valores
Principal	$n$	nivel de energía y tamaño	$1, 2, 3, \ldots$
Secundario (azimutal)	$\ell$	tipo de subnivel (forma)	$0$ a $n-1$ ($s, p, d, f$)
Magnético	$m_\ell$	orientación del orbital	$-\ell$ a $+\ell$
Espín	$m_s$	giro del electrón	$+\frac{1}{2}$ o $-\frac{1}{2}$

Capacidad de cada subnivel: $s$ = 2, $p$ = 6, $d$ = 10, $f$ = 14 electrones. Un nivel $n$ admite como máximo $2n^2$ electrones.

Reglas para llenar orbitales:

• Principio de Aufbau: se llena primero lo de menor energía, siguiendo la regla de las diagonales: $1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, \ldots$ (el $4s$ se llena antes que el $3d$).
• Principio de exclusión de Pauli: no hay dos electrones con los cuatro números cuánticos iguales; máximo dos electrones por orbital, con espines opuestos.
• Regla de Hund: en orbitales de igual energía, los electrones primero se colocan desapareados.

Los electrones de valencia son los del último nivel; determinan cómo se enlaza el átomo. El último nivel indica el periodo del elemento en la tabla.

Ejemplo resuelto

1. ¿Cuántos protones, neutrones y electrones tiene el ion $^{56}_{26}\text{Fe}^{3+}$?

a) 26 p, 30 n, 26 e b) 26 p, 30 n, 23 e c) 26 p, 30 n, 29 e d) 30 p, 26 n, 23 e

Solución.

1. Protones $= Z = 26$.
2. Neutrones $= 56 - 26 = 30$.
3. Carga $3+$: perdió 3 electrones, así que tiene $26 - 3 = 23$.

Respuesta: b. La opción c suma los electrones en lugar de restarlos.

2. ¿Cuántos electrones de valencia tiene el azufre ($Z = 16$)?

a) 2 b) 4 c) 6 d) 16

Solución.

1. Configuración: $1s^2\,2s^2\,2p^6\,3s^2\,3p^4$ (suma: $2 + 2 + 6 + 2 + 4 = 16$).
2. El último nivel es $n = 3$, con $3s^2\,3p^4$: $2 + 4 = 6$ electrones.

Respuesta: c. El azufre está en el periodo 3 y en el grupo 16 (VIA), y tiende a ganar dos electrones para formar $\text{S}^{2-}$. La opción b cuenta solo los del subnivel $p$.

Errores comunes

• Pensar que los isótopos difieren en protones; difieren en neutrones.
• Creer que un catión ganó protones; perdió electrones.
• Calcular neutrones como $A + Z$ o tomar $A$ como el número de neutrones.
• Llenar el $3d$ antes que el $4s$.
• Atribuir a Bohr el descubrimiento del núcleo (fue Rutherford).

Para recordar

• $Z$ = protones; $A - Z$ = neutrones; los electrones cambian con la carga del ion.
• Isótopos: mismo $Z$, distinto $A$.
• Dalton → Thomson → Rutherford → Bohr → modelo cuántico.
• $s^2$, $p^6$, $d^{10}$, $f^{14}$; los electrones del último nivel son los de valencia.