- Identificar los bloques de construcción de la materia
- Learning Objectives
- Los átomos
- La estructura del átomo
- Número y masa atómica
- Pregunta de práctica
- La Tabla Periódica de los Elementos
- Capas de electrones y el modelo de Bohr Figura 4. El modelo de Bohr.
- Pregunta de práctica
- Orbitales de electrones
- Video Review
- Check Your Understanding
Identificar los bloques de construcción de la materia
En su nivel más fundamental, la vida está hecha de materia. La materia es cualquier sustancia que ocupa espacio y tiene masa. Los elementos son formas únicas de materia con propiedades químicas y físicas específicas que no pueden descomponerse en sustancias más pequeñas mediante reacciones químicas ordinarias. Hay 118 elementos, pero sólo 92 se dan de forma natural. Los elementos restantes se sintetizan en laboratorios y son inestables.
Cada elemento se designa por su símbolo químico, que es una sola letra mayúscula o, cuando la primera letra ya está «tomada» por otro elemento, una combinación de dos letras. Algunos elementos siguen el término inglés del elemento, como C para el carbono y Ca para el calcio. Los símbolos químicos de otros elementos derivan de sus nombres en latín; por ejemplo, el símbolo del sodio es Na, en referencia a natrium, la palabra latina para el sodio.
Los cuatro elementos comunes a todos los organismos vivos son el oxígeno (O), el carbono (C), el hidrógeno (H) y el nitrógeno (N). En el mundo no viviente, los elementos se encuentran en diferentes proporciones, y algunos elementos comunes a los organismos vivos son relativamente raros en el conjunto de la Tierra, como se muestra en la Tabla 1. Por ejemplo, la atmósfera es rica en nitrógeno y oxígeno pero contiene poco carbono e hidrógeno, mientras que la corteza terrestre, aunque contiene oxígeno y una pequeña cantidad de hidrógeno, tiene poco nitrógeno y carbono. A pesar de sus diferencias de abundancia, todos los elementos y las reacciones químicas entre ellos obedecen a las mismas leyes químicas y físicas, independientemente de que formen parte del mundo vivo o no vivo.
| Tabla 1. Approximate Percentage of Elements in Living Organisms (Humans) Compared to the Non-living World | |||
|---|---|---|---|
| Element | Life (Humans) | Atmosphere | Earth’s Crust |
| Oxygen (O) | 65% | 21% | 46% |
| Carbon (C) | 18% | trace | trace |
| Hydrogen (H) | 10% | trace | 0.1% |
| Nitrogen (N) | 3% | 78% | trace |
Learning Objectives
- Draw a diagram of an atom, according to current scientific understanding
- Understand the periodic table of elements and how to use it to understand elements
- Describe the behavior and location of electrons, y cómo estos factores influyen en la formación de enlaces entre los átomos
Los átomos
La estructura del átomo
Para entender cómo se unen los elementos, primero debemos hablar del componente más pequeño o bloque de construcción de un elemento, el átomo. Un átomo es la unidad de materia más pequeña que conserva todas las propiedades químicas de un elemento. Por ejemplo, un átomo de oro tiene todas las propiedades del oro, ya que es un metal sólido a temperatura ambiente. Una moneda de oro es simplemente un gran número de átomos de oro moldeados en forma de moneda y que contienen pequeñas cantidades de otros elementos conocidos como impurezas. Los átomos de oro no pueden descomponerse en nada más pequeño y seguir conservando las propiedades del oro.
Un átomo se compone de dos regiones: el núcleo, que está en el centro del átomo y contiene protones y neutrones, y la región más externa del átomo que mantiene sus electrones en órbita alrededor del núcleo, como se ilustra en la figura 1. Los átomos contienen protones, electrones y neutrones, entre otras partículas subatómicas. La única excepción es el hidrógeno (H), que está formado por un protón y un electrón sin neutrones.
Figura 1. Los elementos, como el helio, representado aquí, están formados por átomos. Los átomos están formados por protones y neutrones situados dentro del núcleo, con electrones en orbitales que rodean el núcleo.
Los protones y los neutrones tienen aproximadamente la misma masa, unos 1,67 × 10-24 gramos. Los científicos definen arbitrariamente esta cantidad de masa como una unidad de masa atómica (amu) o un Dalton, como se muestra en la Tabla 1. Aunque su masa es similar, los protones y los neutrones difieren en su carga eléctrica. Un protón tiene carga positiva mientras que un neutrón no tiene carga. Por lo tanto, el número de neutrones de un átomo contribuye significativamente a su masa, pero no a su carga. La masa de los electrones es mucho menor que la de los protones, ya que sólo pesan 9,11 × 10-28 gramos, es decir, aproximadamente 1/1800 de una unidad de masa atómica. Por lo tanto, no contribuyen mucho a la masa atómica total de un elemento. Por lo tanto, al considerar la masa atómica, es habitual ignorar la masa de los electrones y calcular la masa del átomo basándose únicamente en el número de protones y neutrones. Aunque no contribuyen significativamente a la masa, los electrones sí contribuyen en gran medida a la carga del átomo, ya que cada electrón tiene una carga negativa igual a la carga positiva de un protón. En los átomos neutros sin carga, el número de electrones que orbitan alrededor del núcleo es igual al número de protones dentro del núcleo. In these atoms, the positive and negative charges cancel each other out, leading to an atom with no net charge.
Accounting for the sizes of protons, neutrons, and electrons, most of the volume of an atom—greater than 99 percent—is, in fact, empty space. With all this empty space, one might ask why so-called solid objects do not just pass through one another. The reason they do not is that the electrons that surround all atoms are negatively charged and negative charges repel each other.
| Table 1. Protons, Neutrons, and Electrons | |||
|---|---|---|---|
| Charge | Mass (amu) | Location | |
| Proton | +1 | 1 | nucleus |
| Neutron | 0 | 1 | Núcleo | Electrón | -1 | 0 | orbitales |
Número y masa atómica
Los átomos de cada elemento contienen un número característico de protones y electrones. El número de protones determina el número atómico de un elemento y se utiliza para distinguir un elemento de otro. El número de neutrones es variable, lo que da lugar a los isótopos, que son diferentes formas del mismo átomo que sólo varían en el número de neutrones que poseen. Juntos, el número de protones y el número de neutrones determinan el número de masa de un elemento, como se ilustra en la figura 2. Obsérvese que la pequeña contribución de masa de los electrones no se tiene en cuenta a la hora de calcular el número de masa. Esta aproximación de la masa puede utilizarse para calcular fácilmente cuántos neutrones tiene un elemento, simplemente restando el número de protones del número de masa. Dado que los isótopos de un elemento tendrán números de masa ligeramente diferentes, los científicos también determinan la masa atómica, que es la media calculada del número de masa de sus isótopos naturales. A menudo, el número resultante contiene una fracción. Por ejemplo, la masa atómica del cloro (Cl) es 35,45 porque el cloro está compuesto por varios isótopos, algunos (la mayoría) con masa atómica 35 (17 protones y 18 neutrones) y otros con masa atómica 37 (17 protones y 20 neutrones).
Pregunta de práctica
El carbono tiene un número atómico de seis, y dos isótopos estables con números de masa de doce y trece, respectivamente. Su masa atómica es 12,11.
Figura 2. Carbono-12 y carbono-13
¿Cuántos neutrones tienen el carbono-12 y el carbono-13, respectivamente?
La Tabla Periódica de los Elementos
Los diferentes elementos se organizan y muestran en la tabla periódica. Ideada por el químico ruso Dmitri Mendeléyev (1834-1907) en 1869, la tabla agrupa elementos que, aunque únicos, comparten ciertas propiedades químicas con otros elementos. Las propiedades de los elementos son responsables de su estado físico a temperatura ambiente: pueden ser gases, sólidos o líquidos. Los elementos también tienen una reactividad química específica, la capacidad de combinarse y enlazarse químicamente entre sí.
En la tabla periódica, que se muestra en la figura 3, los elementos se organizan y se muestran según su número atómico y se disponen en una serie de filas y columnas basadas en las propiedades químicas y físicas compartidas. Además de proporcionar el número atómico de cada elemento, la tabla periódica también muestra la masa atómica del elemento. Si observamos el carbono, por ejemplo, aparecen su símbolo (C) y su nombre, así como su número atómico de seis (en la esquina superior izquierda) y su masa atómica de 12,11.
Figura 3. La tabla periódica muestra la masa atómica y el número atómico de cada elemento. El número atómico aparece encima del símbolo del elemento y la masa atómica aproximada aparece debajo.
La tabla periódica agrupa los elementos según sus propiedades químicas. Las diferencias de reactividad química entre los elementos se basan en el número y la distribución espacial de los electrones de un átomo. Los átomos que reaccionan químicamente y se unen entre sí forman moléculas. Las moléculas son simplemente dos o más átomos unidos químicamente. Lógicamente, cuando dos átomos se unen químicamente para formar una molécula, sus electrones, que forman la región más externa de cada átomo, se juntan primero mientras los átomos forman un enlace químico.
Mira este vídeo para una introducción más profunda a la tabla periódica:
Capas de electrones y el modelo de Bohr
Figura 4. El modelo de Bohr.
Figura 4. El modelo de Bohr.
Hay que destacar que existe una conexión entre el número de protones de un elemento, el número atómico que distingue a un elemento de otro, y el número de electrones que tiene. En todos los átomos eléctricamente neutros, el número de electrones es el mismo que el número de protones. Así, cada elemento, al menos cuando es eléctricamente neutro, tiene un número característico de electrones igual a su número atómico.
Un primer modelo del átomo fue desarrollado en 1913 por el científico danés Niels Bohr (1885-1962). En este modelo, los electrones existen dentro de las capas principales. Un electrón se encuentra normalmente en la capa de menor energía disponible, que es la más cercana al núcleo. La energía de un fotón de luz puede elevarlo a una envoltura de mayor energía, pero esta situación es inestable y el electrón decae rápidamente al estado básico. En el proceso, se libera un fotón de luz.
El modelo de Bohr muestra el átomo como un núcleo central que contiene protones y neutrones, con los electrones en orbitales circulares a distancias específicas del núcleo, como se ilustra en la figura 4. Estas órbitas forman las envolturas de los electrones o niveles de energía, que son una forma de visualizar el número de electrones en las envolturas más externas. Estos niveles de energía se designan con un número y el símbolo «n». Por ejemplo, 1n representa el primer nivel de energía situado más cerca del núcleo.
Los electrones llenan los orbitales en un orden coherente: primero llenan los orbitales más cercanos al núcleo, y luego continúan llenando orbitales de energía creciente más alejados del núcleo. Si hay varios orbitales de igual energía, se llenarán con un electrón en cada nivel de energía antes de añadir un segundo electrón. Los electrones del nivel de energía más externo determinan la estabilidad energética del átomo y su tendencia a formar enlaces químicos con otros átomos para formar moléculas.
En condiciones estándar, los átomos llenan primero las capas internas, lo que suele dar lugar a un número variable de electrones en la capa más externa. La capa más interna tiene un máximo de dos electrones, pero las dos capas siguientes pueden tener un máximo de ocho electrones cada una. Esto se conoce como la regla del octeto, que establece, con la excepción de la capa más interna, que los átomos son más estables energéticamente cuando tienen ocho electrones en su capa de valencia, la capa de electrones más externa. En la figura 5 se muestran ejemplos de algunos átomos neutros y sus configuraciones electrónicas. Obsérvese que en esta figura, el helio tiene una capa exterior de electrones completa, con dos electrones llenando su primera y única capa. Del mismo modo, el neón tiene una capa exterior 2n completa que contiene ocho electrones. En cambio, el cloro y el sodio tienen siete y uno en sus capas exteriores, respectivamente, pero teóricamente serían más estables energéticamente si siguieran la regla del octeto y tuvieran ocho.
Pregunta de práctica
Figura 5. Diagramas de Bohr para el hidrógeno, el helio, el litio, el carbono, el flúor, el neón, el sodio, el silicio, el cloro y el argón.
Los diagramas de Bohr indican cuántos electrones llenan cada capa principal. Los elementos del grupo 18 (el helio, el neón y el argón se muestran en la figura 5) tienen una capa exterior o de valencia completa. Una capa de valencia completa es la configuración de electrones más estable. Los elementos de otros grupos tienen cáscaras de valencia parcialmente llenas y ganan o pierden electrones para conseguir una configuración electrónica estable.
Un átomo puede dar, tomar o compartir electrones con otro átomo para conseguir una cáscara de valencia completa, la configuración electrónica más estable. Observando esta figura, ¿cuántos electrones tienen que perder los elementos del grupo 1 para conseguir una configuración electrónica estable? ¿Cuántos electrones necesitan ganar los elementos de los grupos 14 y 17 para conseguir una configuración estable?
Entender que la organización de la tabla periódica se basa en el número total de protones (y electrones) nos ayuda a saber cómo se distribuyen los electrones entre la capa exterior. La tabla periódica se organiza en columnas y filas en función del número de electrones y de dónde se encuentran éstos. Observe detenidamente algunos de los elementos de la columna de la extrema derecha de la tabla periódica en la Figura 3.
Los átomos del grupo 18, el helio (He), el neón (Ne) y el argón (Ar), tienen las capas externas de electrones llenas, por lo que no es necesario que compartan electrones con otros átomos para alcanzar la estabilidad; son muy estables como átomos individuales. Su falta de reactividad ha hecho que reciban el nombre de gases inertes (o gases nobles). Compárese con los elementos del grupo 1 de la columna de la izquierda. Estos elementos, entre los que se encuentran el hidrógeno (H), el litio (Li) y el sodio (Na), tienen un electrón en sus capas más externas. Esto significa que pueden alcanzar una configuración estable y una capa exterior llena donando o compartiendo un electrón con otro átomo o una molécula como el agua. El hidrógeno donará o compartirá su electrón para lograr esta configuración, mientras que el litio y el sodio donarán su electrón para volverse estables. Como resultado de la pérdida de un electrón con carga negativa, se convierten en iones con carga positiva. Los elementos del grupo 17, entre los que se encuentran el flúor y el cloro, tienen siete electrones en sus capas más externas, por lo que tienden a llenar esta capa con un electrón de otros átomos o moléculas, convirtiéndose en iones con carga negativa. Los elementos del grupo 14, de los que el carbono es el más importante para los sistemas vivos, tienen cuatro electrones en su capa exterior, lo que les permite establecer varios enlaces covalentes (de los que hablaremos más adelante) con otros átomos. Así, las columnas de la tabla periódica representan el estado potencial compartido de las capas externas de electrones de estos elementos que es responsable de sus características químicas similares.
Orbitales de electrones
Aunque es útil para explicar la reactividad y el enlace químico de ciertos elementos, el modelo de Bohr del átomo no refleja con exactitud cómo se distribuyen espacialmente los electrones alrededor del núcleo. No rodean el núcleo como la tierra orbita el sol, sino que se encuentran en orbitales de electrones. Estas formas relativamente complejas se deben a que los electrones no se comportan sólo como partículas, sino también como ondas. Las ecuaciones matemáticas de la mecánica cuántica, conocidas como funciones de onda, pueden predecir con un cierto nivel de probabilidad dónde puede estar un electrón en un momento dado. La zona en la que es más probable que se encuentre un electrón se llama su orbital.
Figura 6. Haga clic para ampliar la imagen. Las subcápsulas s tienen forma de esfera. Tanto la cáscara principal 1n como la 2n tienen un orbital s, pero el tamaño de la esfera es mayor en el orbital 2n. Cada esfera es un único orbital. Las subcáscaras p están formadas por tres orbitales en forma de campana. La capa principal 2n tiene una subcapa p, pero la capa 1 no la tiene.
Recordemos que el modelo de Bohr representa la configuración de la capa de electrones de un átomo. Dentro de cada cáscara de electrones hay subcáscaras, y cada subcáscara tiene un número específico de orbitales que contienen electrones. Aunque es imposible calcular exactamente dónde se encuentra un electrón, los científicos saben que lo más probable es que se encuentre dentro de su trayectoria orbital. Las subcubiertas se designan con las letras s, p, d y f. La subcubierta s tiene forma esférica y un orbital. La capa principal 1n tiene un solo orbital s, que puede contener dos electrones. La capa principal 2n tiene una subcapa s y una p, y puede contener un total de ocho electrones. La subcáscara p tiene tres orbitales en forma de campana, como se ilustra en la figura 6. Las subcubiertas d y f tienen formas más complejas y contienen cinco y siete orbitales, respectivamente. No se muestran en la ilustración. La capa principal 3n tiene subcubiertas s, p y d y puede contener 18 electrones. La capa principal 4n tiene orbitales s, p, d y f y puede contener 32 electrones. Al alejarse del núcleo, el número de electrones y orbitales que se encuentran en los niveles de energía aumenta. Al pasar de un átomo a otro de la tabla periódica, la estructura electrónica puede resolverse encajando un electrón adicional en el siguiente orbital disponible.
El orbital más cercano al núcleo, llamado orbital 1s, puede contener hasta dos electrones. Este orbital equivale a la capa de electrones más interna del modelo de Bohr del átomo. Se llama orbital 1s porque es esférico alrededor del núcleo. El orbital 1s es el más cercano al núcleo y siempre se llena primero, antes de que pueda llenarse cualquier otro orbital. El hidrógeno tiene un electrón; por lo tanto, sólo tiene un punto dentro del orbital 1s ocupado. Esto se designa como 1s1, donde el superíndice 1 se refiere al único electrón dentro del orbital 1s. El helio tiene dos electrones; por lo tanto, puede llenar completamente el orbital 1s con sus dos electrones. Esto se designa como 1s2, refiriéndose a los dos electrones del helio en el orbital 1s. En la figura 6 de la tabla periódica, el hidrógeno y el helio son los dos únicos elementos de la primera fila (período); esto se debe a que sólo tienen electrones en su primera capa, el orbital 1s. El hidrógeno y el helio son los dos únicos elementos que tienen el 1s y ningún otro orbital electrónico en el estado eléctricamente neutro.
La segunda capa de electrones puede contener ocho electrones. Esta capa contiene otro orbital s esférico y tres orbitales p en forma de «campana», cada uno de los cuales puede contener dos electrones, como se muestra en la figura 6. Después de llenar el orbital 1s, se llena la segunda capa de electrones, llenando primero su orbital 2s y luego sus tres orbitales p. Al llenar los orbitales p, cada uno toma un solo electrón; una vez que cada orbital p tiene un electrón, se puede añadir un segundo. El litio (Li) contiene tres electrones que ocupan los orbitales 1 y 2. Dos electrones llenan el orbital 1s, y el tercer electrón llena el orbital 2s. Su configuración electrónica es 1s22s1. El neón (Ne), por otro lado, tiene un total de diez electrones: dos están en su orbital 1s más interno y ocho llenan su segunda capa (dos en el orbital 2s y tres en el orbital p); por lo tanto, es un gas inerte y energéticamente estable como un solo átomo que raramente formará un enlace químico con otros átomos. Los elementos más grandes tienen orbitales adicionales, que constituyen la tercera capa de electrones. Aunque los conceptos de cáscaras de electrones y orbitales están estrechamente relacionados, los orbitales proporcionan una representación más precisa de la configuración de electrones de un átomo porque el modelo orbital especifica las diferentes formas y orientaciones especiales de todos los lugares que pueden ocupar los electrones.
Mira esta animación visual para ver la disposición espacial de los orbitales p y s. Note that this video has no audio.
Video Review
This video gives another overview of the electron:
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