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Hace más de 2000 años, el filósofo griego Demócrito declaró lo siguiente:
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¿Qué es un nucleón?
¿Qué es un ion?
¿Cuál es la carga eléctrica de un electrón?
¿Qué filósofo griego declaró que nada existe excepto los átomos y el espacio vacío?
¿Qué modelo atómico describe a los electrones en órbitas alrededor de un núcleo?
¿Cómo se llama la masa media de todos los isótopos naturales de un elemento?
¿Quién descubrió que los átomos contienen electrones?
¿Qué partícula subatómica determina las propiedades químicas de un átomo?
¿Qué partículas subatómicas se encuentran en el núcleo del átomo?
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Enviar comentariosNada existe, excepto los átomos y el espacio vacío; todo lo demás es una opinión.
En parte tenía razón: todo —desde las rocas hasta las estrellas, pasando por la sangre y las pilas— está formado por átomos. Pero, Demócrito creía que los átomos eran la unidad más pequeña posible; incluso, la propia palabra átomo viene de indivisible en griego. Tras cientos de años de estudio, entendemos un poco más del universo y, en la actualidad, incluso estudiamos las partículas del interior del átomo para comprender su estructura atómica.
La estructura atómica es la disposición de las partículas subatómicas dentro del átomo. Un átomo es la unidad más pequeña de materia ordinaria dentro de un elemento.
Los átomos están formado por una estructura básica, un núcleo y unas capas que orbitan el núcleo. Para formar tal estructura, el átomo contiene tres tipos de partículas subatómicas: protones, neutrones y electrones.
La siguiente tabla ofrece un resumen de las cargas relativas, las masas y la ubicación dentro del átomo de las diferentes partículas subatómicas:
| Partícula | Masa | Carga | Ubicación dentro del átomo |
| Protón | 1 | +1 | Dentro del núcleo |
| Neutrón | 1 | 0 | Dentro del núcleo |
| Electrón | o | -1 | En las capas orbitando el núcleo |
Aunque los átomos parezcan abarrotados con todas sus partículas subatómicas, en realidad son —en su mayoría— espacio vacío: ¡resulta que Demócrito no estaba tan lejos de la verdad!
Los protones son partículas con carga positiva. Son bastante importantes, porque una vez que conoces el número de protones de un átomo, sabes en qué período y grupo de la tabla periódica lo encontrarás, y de qué elemento forma parte.
Los protones se encuentran en el núcleo: la parte más densa y central del átomo. Los protones son bastante pequeños: un protón pesa alrededor de un 1,67 x 10-27 kg, pero solemos medir su masa en una escala llamada escala de carbono-12. En esta, un átomo de carbono-12 tiene una masa de, exactamente, 12 y un protón tiene una masa de, aproximadamente, 1.
Más adelante exploraremos, a mayor profundidad, qué es exactamente un átomo de carbono-12.
Los neutrones son partículas neutras. El número de neutrones puede variar entre los átomos de un mismo elemento, sin que ello afecte mucho a sus propiedades químicas.
También tienen una masa relativa de, aproximadamente, 1 y se encuentran junto a los protones en el núcleo. Los protones y los neutrones, conjuntamente, se denominan nucleón.
Los electrones son partículas con carga negativa, que no se encuentran junto a los protones y los neutrones, sino orbitando el núcleo. El número de electrones de un átomo determina sus propiedades químicas y cómo reacciona.
Los electrones pasan su tiempo en niveles de energía, también conocidos como capas, que orbitan alrededor del núcleo. Los niveles de energía aumentan a medida que se alejan del núcleo y los electrones siempre intentarán estar en el nivel de energía más bajo posible.
Para más información, consulta la sección Capas, subcapas y orbitales de los electrones.
Si pensabas que los protones eran diminutos, te vas a llevar un susto: los electrones tienen una masa real de 9,11 · 10-31 kg o una masa relativa de 1/1840 en la escala del carbono-12.
Fig. 1: La estructura de un átomo. Los electrones, mostrados en verde, orbitan alrededor del núcleo positivo, que contiene una masa densa de protones y neutrones.
Está muy bien que te digan que tienes un átomo de un determinado elemento, pero ¿cómo puedes saber su estructura atómica y cuántas partículas subatómicas de cada tipo tiene exactamente? Aquí es donde resulta útil la tabla periódica.
Veamos el carbono como ejemplo:
Fig. 2. Carbono
Puedes encontrar el número de neutrones restando A de Z, porque:
En un átomo sin carga, el número de electrones siempre es igual al número de protones, por lo que también viene dado por el número atómico. Esto se debe a que el protón es positivo y el electrón es negativo, entonces se contrarrestan entre sí.
En nuestro ejemplo anterior, este átomo de carbono en particular tiene seis protones, seis electrones y seis neutrones.
Analicemos los siguientes elementos, para deducir su estructura atómica y calcular el número de partículas subatómicas de cada uno.
Fig. 3. Litio
El litio tiene un número másico de 7 (con un decimal) y un número atómico de 3. Esto significa que tiene:
Fig. 4. Oxígeno
El oxígeno tiene un número másico de 16 y un número atómico de 8. Por tanto, tiene
Ahora, resuelve tú:
¿Cuál es la estructura atómica del sodio?
Solución:
El sodio tiene el número atómico 3 y número másico 11. Esto significa que significa que cuenta con:
Retomando nuestro ejemplo del carbono, podemos representar los números atómicos y másicos de la siguiente manera:
Fig. 5: Carbono
De forma más sencilla: el número másico de un átomo puede representarse escribiéndolo después del nombre del elemento.
Por ejemplo: el carbono-12 tiene un número másico de 12.
Para más información sobre las partículas subatómicas, consulta Partículas fundamentales e Isótopos y número másico.
¿Qué pasaría si un átomo pierde un electrón? Los átomos sin carga tienen, por definición, el mismo número de protones y electrones. Como los electrones son partículas negativas, si un átomo pierde un electrón, se cargará positivamente. Al tener más cargas positivas y adquirir una carga eléctrica neta, este se convierte en un ion.
Los iones son átomos que han ganado o perdido electrones para formar una partícula cargada. Los iones tienen diferentes propiedades químicas, debido a sus diferentes configuraciones electrónicas.
¿Qué pasa si un átomo pierde un neutrón? Esto no tendría mucho efecto en su reacción, porque los neutrones son partículas neutras y no influyen en las propiedades químicas del átomo. Sin embargo, cambiaría su masa. A esta partícula la llamamos isótopo.
Los isótopos son átomos del mismo elemento con diferente número de neutrones. Como sus configuraciones electrónicas son las mismas, los isótopos tienen propiedades químicas similares.
Los iones y los isótopos se estudian con más detalle en el artículo Iones e isótopos.
Si analizamos a la tabla periódica que se muestra a continuación, verás que los números másicos rara vez son números enteros. Esto se debe a que tienen en cuenta la abundancia de los isótopos que se encuentran de forma natural en las muestras del elemento.
Por ejemplo, a menudo se encuentran átomos de cloro con masas diferentes. Algunos tienen una masa de 35u y otros de 37u. Los dos átomos diferentes son isótopos el uno del otro. .
La masa media de todos los isótopos naturales de un elemento se conoce como masa atómica relativa del elemento. Esta masa atómica relativa es la masa media de un átomo de un elemento comparada con un doceavo de la masa de un átomo de carbono-12.
Para averiguar la masa atómica relativa del cloro, por ejemplo, multiplicamos la masa de cada isótopo del cloro por su porcentaje de abundancia y los sumamos todos.
Si en una muestra hay un 75% de cloro-35 y un 25% de cloro-37, la masa atómica relativa será (0,75*35) + (0,25*37) = 35,5.
Para medir la masa atómica, se utiliza una máquina llamada espectrómetro de masas.
Fig. 6: La tabla periódica
Los electrones se encuentran en capas que orbitan alrededor del núcleo, y que también se conocen como niveles de energía. Las capas contienen subcapas y orbitales. La configuración de los electrones da a cada elemento sus propiedades químicas. Los electrones llenan los orbitales siguiendo ciertas reglas, como llenar primero las capas del nivel de energía más bajo para conseguir el estado de energía más bajo posible.
Aunque las reglas de llenado pueden parecer bastante complicadas, se trata de un sistema lógico. No entraremos ahora en demasiados detalles al respecto, pero la siguiente tabla ofrece una rápida visión general de las distintas subcapas y del número de orbitales y electrones que pueden albergar:
| Subcapa | Número de orbitales | Número máximo de electrones |
| S | 1 | 2 |
| P | 3 | 6 |
| D | 5 | 10 |
Tabla 2. Distribución del electrón
Los antiguos griegos fueron de los primeros en creer en la existencia de los átomos; pero, como sabemos ahora, solo estaban parcialmente en lo cierto sobre su naturaleza. Las ideas sobre el modelo atómico han cambiado, a lo largo de la historia, gracias a los nuevos descubrimientos científicos. Algunos científicos especialmente influyentes en esta área, por haber dado lugar a modelos atómicos, son:
A continuación tienes una tabla de resumen con los diferentes modelos atómicos.
| Modelo atómico | Descripción |
| Demócrito | Como sabes, Demócrito pensaba que los átomos eran la partícula más pequeña posible y que, por tanto, eran indivisibles. También creía que los átomos eran indestructibles y estaban en constante movimiento. |
| John Dalton | Dalton, físico y químico nacido en 1766, también sugirió que los átomos no podían descomponerse. Además, amplió la idea a que todos los átomos de un elemento eran idénticos y que los átomos de elementos diferentes tenían masas diferentes. |
| JJ Thompson | Thompson, nacido en 1856, descubrió que los átomos contienen partículas subatómicas, que ahora conocemos como electrones. Propuso que los electrones cargados negativamente se incrustaban al azar en un átomo cargado positivamente, como las ciruelas en un budín. |
| Ernest Rutherford y Niels Bohr | Entre 1908 y 1924, Rutherford y su equipo llevaron a cabo una serie de experimentos. Dispararon partículas cargadas positivamente a una lámina de oro extremadamente fina. Gracias a sus observaciones, descubrieron esto:
|
| Modelo mecanocuántico | Actualmente, se considera que el átomo se parece al modelo mecanocuántico, que se basa en la dualidad onda-corpúsculo y el principio de incertidumbre de Heisenberg. El electrón puede actuar como una onda de luz o como una partícula, orbitando y recibiendo energía para saltar a niveles de energías mayores. Abordaremos esto con más detalle en Modelo atómico. |
Tabla 3: Estructura atómica. Resumen de los modelos atómicos.
Hablaremos más en detalle acerca de los diferentes modelos atómicos en La evolución de los modelos atómicos.
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¿Cómo es la estructura de un átomo?
Un átomo está formado por un núcleo (protones y neutrones, que forman los nucleones) y capas de electrones que orbitan el núcleo.
¿Qué es una estructura atómica y cuáles son ejemplos?
La estructura atómica es la disposición de las partículas subatómicas dentro del átomo. Un átomo es la unidad más pequeña de materia ordinaria dentro de un elemento.
Por ejemplo, el nitrógeno tiene:
Y el cobre:
¿Cuál es la estructura atómica del sodio?
El sodio tiene el número atómico 3 y número másico 11, lo que significa que tiene:
¿Cuál es la estructura atómica actual?
Actualmente, se considera que el átomo se parece al modelo mecanocuántico, que se basa en la dualidad onda-corpúsculo y el principio de incertidumbre de Heisenberg.
El electrón puede actuar como una onda de luz o como una partícula que le permite estar en órbita y recibir energía para saltar a niveles de energías mayores.
¿Cuáles son los modelos atómicos?
Las ideas sobre el modelo atómico han cambiado a lo largo de la historia, gracias a los nuevos descubrimientos científicos.
Algunos científicos especialmente influyentes en esta área, ya que dieron lugar a modelos atómicos, son:
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Lily Hulatt is a Digital Content Specialist with over three years of experience in content strategy and curriculum design. She gained her PhD in English Literature from Durham University in 2022, taught in Durham University’s English Studies Department, and has contributed to a number of publications. Lily specialises in English Literature, English Language, History, and Philosophy.
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