Programa Construye-T

¿Qué es Construye-T?

Construye T es un programa para estudiantes de nivel medio superior, que reúne los esfuerzos de la Secretaría de Educación Pública (SEP), a través de la Subsecretaría de Educación Media Superior (SEMS) y Organizaciones de la Sociedad Civil (OSC), con experiencia en el trabajo con jóvenes.

Su propósito es ayudar a las y los adolescentes a desarrollar una vida saludable dándoles herramientas para enfrentar los problemas de violencia, adicciones, sexualidad responsable y autoestima.

¿Qué es el programa Construye-T?. ¿Cuáles son sus objetivos?

Te invitamos a ver el siguiente vídeo.

Para más información, dirigirse al profesor Rolando Agustín García Villafuerte.

¿Qué es la configuración electrónica?

Configuración electrónica o configuración periódica.

Al referirnos a la configuración electrónica (o periódica)  estamos hablando de la descripción de la ubicación de los electrones en los distintos niveles (con subniveles y orbitales) de un determinado átomo.

Modelo atómico general.

Configurar significa «ordenar» o «acomodar», y electrónico deriva de «electrón»; así, configuración electrónica es la manera ordenada de repartir los electrones en los niveles y subniveles de energía.

Científicamente, diremos que es la representación del modelo atómico de Schrödinger o modelo de la mecánica cuántica. En esta representación se indican los niveles, subniveles y los orbitales que ocupan los electrones.

Debemos acotar que aunque el modelo de Schrödinger es exacto sólo para el átomo de hidrógeno, para otros átomos es aplicable el mismo modelo mediante aproximaciones muy buenas.

Para comprender (visualizar  o graficar) el mapa de configuración electrónica (o periódica) es necesario revisar los siguientes conceptos.

Los Números Cuánticos

En el contexto de la mecánica cuántica, en la descripción de un átomo se sustituye el concepto de órbita por el de orbital atómico. Un orbital atómico es la región del espacio alrededor del núcleo en el que la probabilidad de encontrar un electrón es máxima.

Número cuántico principal (n).

La solución matemática de la ecuación de Schrödinger precisa de tres números cuánticos. Cada trío de valores de estos números describe un orbital.

Número cuántico principal (n): puede tomar valores enteros (1, 2, 3, 4, 5, 6, 7) y coincide con el mismo número cuántico introducido por Bohr. Está relacionado con la distancia promedio del electrón al núcleo en un determinado orbital y, por tanto, con el tamaño de este e indica el nivel de energía.

Número cuántico secundario (l): puede tener todos los valores desde 0 hasta n – 1. Está relacionado con la forma del orbital e indica el subnivel de energía.

Número cuántico magnético (ml): puede tener todos los valores desde – l hasta + l pasando por cero. Describe la orientación espacial del orbital e indica el número de orbitales presentes en un subnivel determinado.

Para explicar determinadas características de los espectros de emisión se consideró que los electrones podían girar en torno a un eje propio, bien en el sentido de las agujas del reloj o en el sentido contrario. Para caracterizar esta doble posibilidad se introdujo el número cuántico de espín (ms) que toma los valores de + ½ o – ½..

Cuadro de las diagonales, mecanismo para distribuir electrones en sus diferentes niveles de energía.

Para entender el concepto de configuración electrónica es necesario asumir o aplicar dos principios importantes:

•   Principio de Incertidumbre de Heisenberg: “Es imposible determinar simultáneamente la posición exacta y el momento exacto del electrón”

.

•   Principio de Exclusión de Pauli: “Dos electrones del mismo átomo no pueden tener los mismos números cuánticos idénticos y por lo tanto un orbital no puede tener más de dos electrones”.

Tipos de configuración electrónica

Para graficar la configuración electrónica existen cuatro modalidades, con mayor o menor complejidad de comprensión, que son:

Configuración estándar

Se representa la configuración electrónica que se obtiene usando el cuadro de las diagonales (una de sus formas gráficas se muestra en la imagen de la izquierda).

Es importante recordar que los orbitales se van llenando en el orden en que aparecen, siguiendo esas diagonales, empezando siempre por el 1s.

Aplicando el mencionado cuadro de las diagonales la configuración electrónica estándar, para cualquier átomo, es la siguiente:

1s²    2s²    2p⁶    3s²    3p⁶    4s²    3d¹⁰    4p⁶    5s²    4d¹⁰    5p⁶    6s²    4f¹⁴    5d¹⁰    6p⁶    7s²    5f¹⁴    6d¹⁰    7p⁶

Más adelante explicaremos cómo se llega  este enjambre de números y letras que perturba inicialmente, pero que es de una simpleza sorprendente.

Configuración condensada

Los niveles que aparecen llenos en la configuración estándar se pueden representar con un gas noble (elemento del grupo VIII A, Tabla Periódica de los elementos), donde el número atómico del gas coincida con el número de electrones que llenaron el último nivel.

Los gases nobles son He, Ne, Ar, Kr, Xe y Rn.

Configuración desarrollada

Consiste en representar todos los electrones de un átomo empleando flechas para simbolizar el spin de cada uno. El llenado se realiza respetando el principio de exclusión de Pauli y la Regla de máxima multiplicidad de Hund.

Figura de un átomo sencillo ilustrando lo indefinido de sus órbitas.

Configuración semidesarrollada

Esta representación es una combinación entre la configuración condensada y la configuración desarrollada. En ella sólo se representan los electrones del último nivel de energía.

Niveles de energía o capas

Si repasamos o recordamos los diferentes modelos atómicos veremos que en esencia un átomo es parecido a un sistema planetario. El núcleo sería la estrella y los electrones serían los planetas que la circundan, girando eso sí (los electrones) en órbitas absolutamente no definidas, tanto que no se puede determinar ni el tiempo ni el lugar para ubicar un electrón (Principio de Incertidumbre de Heisenberg).

Los electrones tienen, al girar, distintos niveles de energía según la órbita (en el átomo se llama capa o nivel) que ocupen, más cercana o más lejana del núcleo. Entre más alejada del núcleo, mayor  nivel de energía en la órbita, por la tendencia a intercambiar o ceder electrones desde las capas más alejadas.

Entendido el tema de las capas, y sabiendo que cada una de ellas representa un nivel de energía en el átomo, diremos que:

1. Existen 7 niveles de energía o capas donde pueden situarse los electrones para girar alrededor del núcleo, numerados del 1, el más interno o más cercano al núcleo (el que tiene menor nivel de energía), al 7, el más externo o más alejado del núcleo (el que tiene mayor nivel de energía).

Estos niveles de energía corresponden al número cuántico principal (n) y además de numerarlos de 1 a 7, también se usan letras para denominarlos, partiendo con la K.  Así:   K =1, L = 2, M = 3, N = 4, O = 5, P = 6, Q = 7.

2. A su vez, cada nivel de energía o capa tiene sus electrones repartidos en distintos subniveles, que pueden ser de cuatro tipos: s, p, d, f.

Ilustración para los niveles y subniveles de energía electrónica en el átomo
Imágenes tomadas de la página: http://configraelectrones-mvc.blogspot.com/

Para determinar la configuración electrónica de un elemento sólo hay que saber cuantos electrones debemos acomodar y distribuir en los subniveles empezando con los de menor energía e ir llenando hasta que todos los electrones estén ubicados donde les corresponde. Recordemos que partiendo desde el subnivel s, hacia p, d o f se aumenta el nivel de energía.

3. En cada subnivel hay un número determinado de orbitales que pueden contener, como máximo, 2 electrones cada uno. Así, hay 1 orbital tipo s, 3 orbitales p, 5 orbitales d y 7 del tipo f. De esta forma el número máximo de electrones que admite cada subnivel es: 2 en el s; 6 en el p (2 electrones x 3 orbitales); 10 en el d (2 x 5); 14 en el f (2 x 7)..

La distribución de niveles, subniveles, orbitales y número de electrones posibles en ellos se resume, para las 4 primera capas, en la siguiente tabla:

Niveles de energía o capa (n)	1 (K)	2 (L)	3 (M)	4 (N)
Tipo de subniveles	s	s   p	s   p   d	s   p   d   f
Número de orbitales en cada subnivel	1	1   3	1   3   5	1   3   5   7
Denominación de los orbitales	1s	2s   2p	3s   3p   3d	4s   4p   4d   4f
Número máximo de electrones en los orbitales	2	2   –   6	2   –   6   –   10	2   –   6   –   10   –   14
Número máximo de electrones por nivel de energía o capa	2	8	18	32

Insistiendo en el concepto inicial, repetimos que la configuración electrónica de un átomo es la distribución de sus electrones en los distintos niveles, subniveles  y orbitales. Los electrones se van situando en los diferentes niveles y subniveles por orden de energía creciente (partiendo desde el más cercano al núcleo) hasta completarlos.

Recordemos que alrededor del núcleo puede haber un máximo de siete capas atómicas o niveles de energía donde giran los electrones, y cada capa tiene un número limitado de ellos.

La forma en que se completan los niveles, subniveles y orbitales está dada por la secuencia que se grafica en el esquema conocido como regla de las diagonales:

Es importante saber cuantos electrones existen en el nivel más externo de un átomo pues son los que intervienen en los enlaces con otros átomos para formar compuestos.

Regla de las diagonales

Sirve para determinar el mapa de configuración electrónica (o periódica) de un elemento.

En otras palabras, la secuencia de ocupación de los orbitales atómicos la podemos graficar usando la regla de la diagonal, para ello debemos seguir la flecha roja del esquema de la derecha, comenzando en 1s; siguiendo la flecha podremos ir completando los orbitales con los electrones en forma correcta.

En una configuración estándar, y de acuerdo a la secuencia seguida en el grafico de las diagonales, el orden de construcción para la configuración electrónica (para cualquier elemento) es el siguiente:

1s²    2s²    2p⁶    3s²    3p⁶    4s²    3d¹⁰    4p⁶    5s²    4d¹⁰    5p⁶    6s²    4f¹⁴    5d¹⁰    6p⁶    7s²    5f¹⁴    6d¹⁰    7p⁶

Los valores que se encuentran como superíndices indican la cantidad máxima de electrones que puede haber en cada subnivel (colocando sólo dos en cada orbital de los subniveles).

Ver: PSU: Química,

Pregunta 03_2005

Pregunta 07_2006

La Tabla Periódica, punto de partida

El sodio en la tabla.

En la tabla periódica, entre los datos que encontramos de cada uno de los elementos se hallan el Número atómico y la Estructura electrónica o Distribución de electrones en niveles.

El Número atómico nos indica la cantidad de electrones y de protones que tiene un elemento.

La Estructura electrónica o Distribución de electrones en niveles indica cómo se distribuyen los electrones en los distintos niveles de energía de un átomo (lo que vimos más arriba con la regla de las diagonales).

Pero, si no tengo la tabla periódica para saber cuantos electrones tengo en cada nivel, ¿cómo puedo hacer para averiguarlo?

Ya vimo que la regla de las diagonales ofrece un medio sencillo para realizar dicho cálculo.

Para escribir la configuración electrónica de un átomo es necesario:

Saber el número de electrones que tiene el átomo; para ello basta conocer el número atómico (Z) del átomo en la tabla periódica. Recuerda que el número de electrones en un átomo neutro es igual al número atómico (Z).

Ubicar los electrones en cada uno de los niveles de energía, comenzando desde el nivel más cercano al núcleo (nivel 1).
Respetar la capacidad máxima de cada subnivel (s = 2e-, p = 6e-, d = 10e- y f = 14e-).

Supongamos que tenemos que averiguar la Distribución electrónica en el elemento sodio, que como su número atómico indica tiene 11 electrones, los pasos son muy sencillos: debemos seguir las diagonales, como se representan más arriba.

Ilustración simplificada de un átomo.

En el ejemplo del sodio sería: 1s², como siguiendo la diagonal no tengo nada busco la siguiente diagonal y tengo 2s², como siguiendo la diagonal no tengo nada busco la siguiente diagonal y tengo 2p⁶, siguiendo la diagonal tengo 3s².

Siempre debo ir sumando los superíndices, que me indican la cantidad de electrones. Si sumo los superíndices del ejemplo, obtengo 12, quiere decir que tengo un electrón de más, ya que mi suma para ser correcta debe dar 11, por lo que al final debería corregir para que me quedara 3s¹.

Por lo tanto, para el sodio (11 electrones), el resultado es: 1s²   2s²   2p⁶  3s¹

Primer nivel: 2 electrones (los 2 en subnivel s, en un orbital);
Segundo nivel: 8 electrones (2 en subnivel s, en un orbital, y 6 en subnivel p, con 2 en cada uno de sus 3 orbitales);
tercer nivel: 1 electrón (ubicado en el subnivel s, en un orbital).

;
En la tabla periódica podemos leer, respecto al sodio: 2 – 8 – 1

Otros ejemplos:

CLORO: 17 electrones 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5 1º nivel: 2 electrones 2º nivel: 8 electrones 3º nivel: 7 electrones En la tabla periódica podemos leer: 2 – 8 – 7

MANGANESO: 25 electrones 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d5 1º nivel: 2 electrones 2º nivel: 8 electrones 3º nivel: 13 electrones 4º nivel: 2 electrones En la tabla periódica podemos leer: 2 – 8 – 13 – 2

 

El superíndice es el número de electrones de cada subnivel (recordando siempre que en cada orbital del subnivel caben solo dos electrones).

El Número máximo de electrones por nivel es 2(n)² (donde n es la cantidad de subniveles que tiene cada nivel).

Ilustración más compleja y más realista de la estructura de un átomo.

Hagamos un ejercicio:

Supongamos que deseamos conocer la configuración electrónica de la plata, que tiene 47 electrones.

Por lo ya aprendido, sabemos que el orden de energía de los orbitales es 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, etc.

En cada subnivel s (que tienen sólo un orbital) cabrán dos electrones.

En cada subnivel p (que tienen 3 orbitales) cabrán 6 electrones.

En cada subnivel d (que tienen 5 orbitales) cabrán 10 electrones.

En cada subnivel f (que tienen 7 orbitales) cabrán 14 electrones.

Siguiendo esta regla debemos colocar los 47 electrones del átomo de plata, la cual debe quedar así::

1s², 2s², 2p⁶, 3s², 3p⁶, 4s², 3d¹⁰, 4p⁶, 5s², 4d⁹

donde sólo se han puesto 9 electrones en los orbitales d (que son cinco) de la capa cuarta para completar, sin pasarse, los 47 electrones de la plata.

Recomendamos ver un video clarificador y explicativo en:
http://www.youtube.com/watch?v=hbn08dHJfGc

En él se aclara o explica cómo determinar la configuración electrónica de un átomo o de un ión:

1.- Conocer su número atómico  (sacado de la tabla periódica).

2.- La carga (del átomo o del ión) está dada por número de protones menos (–)  número de electrones.

3.- El número de protones es igual al número atómico del elemento (átomo o ión).

4.- En cada átomo hay (en estado eléctrico neutro) igual número de protones que de electrones.

Por ejemplo, el ión Mg⁺² (magnesio más dos), averiguamos o sabemos que su número atómico (Z) es  12, significa que tiene 12 protones y debería tener 12 electrones, pero como el ión de nuestro ejemplo (Mg⁺²) tiene carga +2 (porque  perdió o cedió 2 electrones), hacemos

12 (protones) –    X    =    2

Por lo tanto X (número de electrones del ión Mg⁺²) es igual a 10,

El ión Mg⁺² tiene 10 electrones.

¿Cómo se determina su configuración electrónica o lo que es lo mismo cómo se distribuyen esos electrones en los orbitales del átomo?

Empezamos por el nivel inferior (el más cercano al núcleo): 1, que sólo tiene un orbital s,  y sabemos que cada orbital tiene como máximo 2 electrones (1s²).

Pasamos al segundo nivel, el 2, en el cual encontramos orbitales s (uno) y orbitales p (tres) (2s y 2p 2p 2p).

En 2s hay sólo 2 electrones: 2s² y en cada 2p hay dos electrones: 1s² 2s² 2p⁶ (este 2p⁶ es los mismo que 2p² + 2p² + 2p²= 2p⁶)

Otro ejemplo:

Configuración electrónica del fósforo (P)

Nº atómico Z  = 15

15 protones y 15 electrones

1s²   2s²  2p⁶  3s²   3p³

Relación de la Configuración electrónica con la Tabla Periódica

De modo inverso, si tenemos o conocemos la configuración electrónica de un elemento podemos predecir exactamente el número atómico, el grupo y el período en que se encuentra el elemento en la tabla periódica.

Por ejemplo, si la configuración electrónica de un elemento es  1s²  2s²  2p⁶  3s²  3p⁵, podemos hacer el siguiente análisis:

Para un átomo la suma total de los electrones es igual al número de protones; es decir, corresponde a su número atómico, que en este caso es 17. El período en que se ubica el elemento está dado por el máximo nivel energético de la configuración, en este caso corresponde al período 3, y el grupo está dado por la suma de los electrones en los subniveles s y p del último nivel; es decir, corresponde al grupo 7.

Ver: PSU: Química;

Pregunta 03_2005(Química 2)

Pregunta 07_2006

 

Fuentes Internet:

http://payala.mayo.uson.mx/QOnline/CONFIGURACION_ELECTRONICA.html

http://eluniversodelaquimica.blogspot.com/

http://iiquimica.blogspot.com/2006/03/configuracin-electrnica.html

http://personal2.iddeo.es/romeroa/latabla/configuracion.htm

http://concurso.cnice.mec.es/cnice2005/93_iniciacion_interactiva_materia/curso/materiales/atomo/celectron.htm

¿Qué son los números cuánticos?

Excelente vídeo para comprender la estructura del átomo y sus números cuánticos.

Recomendamos verlo.

 

¿Qué es la tabla periódica?

Les presentamos un vídeo donde se aclara dudas frecuentes como: ¿Qué son los grupos o familias?, ¿Qué es un período?, ¿Por que los elementos tienen ese orden?, etc.

Historia de la tabla periódica

Un vídeo que nos enseña la evolución sobre la clasificación de los elementos

 

¿Quién dijo que la química es aburrida?

Experimento de Mentos con coca cola

La quimica no debe de ser motivo de aburrimiento o frustración sino mas bien tomada como algo divertido, algo que despierte nuestra curiosidad. Aqui presentamos un video de como las pastillas de menta al ser vertidas en coca causan una reacción exotérmica impresionante.

Estudios realizados por un grupo de científicos de la Universidad Estatal de los Apalaches, Canadá muestran que la mejor reacción se produce con coca cola de dieta y mentos de frutas o de menta, la distancia horizontal alcanzada por las fuentes fue de 7 mts. La coca de dieta y descafeinada funciono igual de bien, lo que sugiere que la cafeína no tiene ninguna influencia. Medidas de pH en la coca antes y después de la reacción mostraron que no existe cambio alguno, lo cual descarta la teoría de que las fuentes se provocan por una simple reacción ácido/base.

En cambio la vigorosidad del chorro depende de varios factores que afectan la tasa de crecimiento de las burbujas de CO2. La superficie rugosa de los Mentos favorece el crecimiento de burbujas porque alteran la atracción polar de las moléculas de agua eficientemente, generando espacio para el crecimiento de burbujas.

La baja tensión superficial también ayuda al rápido crecimiento de burbujas. Las mediciones muestran que las bebidas con aspartame como endulzante tienen menor tensión superficial que las endulzadas azúcar.

Otro de los factores es que los mentos tienen una cobertura de goma arábiga, un surfactante que reduce aun mas la tensión superficial en el liquido. Dulces de menta con superficie rugosa, pero sin la cobertura no crearon grandes fuentes.

Los Mentos también son muy densos y se hunden rápidamente, creando burbujas que sirven de base para que se formen mas burbujas en su ascenso. Cuando los mentos se quebraron antes de ponerse en la Coca, las fuentes fueron pequeñas.

Pues sin más que añadir dejamos este video.

Sobre la química…

INTRODUCCIÓN

El ser humano, por naturaleza, siempre ha sentido la necesidad de encontrar una explicación lógica del porque suceden las cosas. Su deseo incansable por la búsqueda de la verdad es lo que lo ha llevado al descubrimiento de las leyes que rigen a la naturaleza.

El reto principal de la química como parte de la ciencia es optimizar los procedimientos y técnicas que permitan obtener una mayor calidad y cantidad en los productos elaborados, tratando de evitar al máximo el daño a la naturaleza.

CLASIFICACIÓN GENERAL DE LA QUÍMICA

Química General. Trata de principios teóricos fundamentales como lo son: teorías, leyes, reglas, etc., relativos a la composición y comportamiento de la materia y la energía. Aquí la fisioquímica juega un papel importantísimo, mediante ésta se investigan las leyes que rigen los cambios químicos.

Química Descriptiva. Se encarga del estudio de las características de las sustancias, su composición, la forma en que éstas reaccionan con otras, así como los métodos de obtención. La química descriptiva se divide a la vez en dos grandes ramas las cuales son: química orgánica y química inorgánica.

Química inorgánica: Esta encargada prácticamente del estudio de todos los elementos de la tabla periódica, así como también los diferentes compuestos que resultan de la combinación de los mismos.
Química orgánica: Estudia el carbono y los diferentes compuestos que forma.

Química Analítica. Se avoca al análisis de las sustancias para determinar cuales son sus componentes y en qué proporción se encuentran; se divide en: cualitativa y cuantitativa.

LA MATERIA

Conceptualizar la materia actualmente resulta difícil, pues todo lo que nos rodea es materia. Un auto, el agua, un grano de arena, el humo, un celular, nosotros mismos somos materia. Todo lo que constituye al universo es materia. Entonces materia se define como: Todo aquello que ocupa un lugar en el espacio, tiene maza y requiere energía para un cambio o transformación.

En el siguiente esquema se muestra una clasificación general de la materia.

Subpartículas coexistentes junto al Neutrón y al Protón

EL POSITRÓN:

El positrón o antielectrón es una partícula elemental, antipartícula del electrón, posee la misma cantidad de masa y carga eléctrica sin embargo, esta es positiva.2 No forma parte de la materia ordinaria, sino de la antimateria, aunque se producen en numerosos procesos radioquímicos como parte de transformaciones nucleares.

Fue predicha por Paul Dirac en 1928.

EL MUÓN:

es una partícula elemental masiva que pertenece a la segunda generación de leptones. Su spin es 1/2. Posee carga eléctrica negativa, como el electrón. Descubierta por Carl David Anderson (1936). Tiene un tiempo de vida de aprox. 10s. El muon es la partícula cargada eléctricamente con masa mayor al electrón.

LOS NEUTRINOS:

son partículas subatómicas de tipo fermiónico, sin carga y espín 1/2.se cree que la masa de los neutrinos es inferior a unos 5,5 [ eV/c2 ]2 lo que significa menos de una milmillonésima de la masa de un átomo de hidrógeno.Existen tres tipos de neutrinos asociados a cada una de las familias leptónicas: neutrino electrónico ( νe ), neutrino muónico ( νμ ) y neutrino tauónico ( ντ )

EL QUARK:

los quarks, junto con los leptones, son los constituyentes fundamentales de la materia. Varias especies de quarks se combinan de manera específica para formar partículas tales como protones y neutrones.En la naturaleza no se encuentran quarks aislados. Estos siempre se encuentran en grupos, llamados hadrones, de dos o tres quarks, conocidos como mesones y bariones respectivamente.Hay seis tipos distintos de quarks que los físicos de partículas han denominado de la siguiente manera:

• up (arriba)
• down (abajo)
• charm (encanto)      
• strange (extraño)
• top (cima) y
• bottom (fondo).

¿Cuáles y qué son las partículas elementales?

Protón

En física, el protón (en griego protón significa primero) es una partícula subatómica con una carga eléctrica de una unidad fundamental positiva (+)(1,602 x 10^–19 culombios) y una masa de 938,3 MeV/c² (1,6726 × 10^–27 kg) o, del mismo modo, unas 1836 veces la masa de un electrón. Experimentalmente, se observa el protón como estable, con un límite inferior en su vida media de unos 10³⁵ años, aunque algunas teorías predicen que el protón puede desintegrarse. El protón y el neutrón, en conjunto, se conocen como nucleones, ya que conforman el núcleo de los átomos.

El núcleo del isótopo más común del átomo de hidrógeno (también el átomo estable más simple posible) es un único protón. Los núcleos de otros átomos están compuestos de nucleones unidos por la fuerza nuclear fuerte. El número de protones en el núcleo determina las propiedades químicas del átomo y qué elemento químico es.

Los protones están clasificados como bariones y se componen de dos quarks arriba y un quark abajo, los cuales también están unidos por la fuerza nuclear fuerte mediada por gluones. El equivalente en antimateria del protón es el antiprotón, el cual tiene la misma magnitud de carga que el protón, pero de signo contrario.

Debido a que la fuerza electromagnética es muchos órdenes de magnitud más fuerte que la fuerza gravitatoria, la carga del protón debe ser opuesta e igual (en valor absoluto) a la carga del electrón; en caso contrario, la repulsión neta de tener un exceso de carga positiva o negativa causaría un efecto expansivo sensible en el universo, y, asimismo, en cualquier cúmulo de materia (planetas, estrellas, etc.).

 

 

Neutrón

Un neutrón es un barión neutro formado por dos quarks down y un quark up. Forma, junto con los protones, los núcleos atómicos. Fuera del núcleo atómico es inestable y tiene una vida media de unos 15 minutos emitiendo un electrón y un antineutrino para convertirse en un protón. Su masa es muy similar a la del protón.

Algunas de sus propiedades:

• Masa: m_n = 1,675×10^-27 Kg = 1,008587833 uma
• Vida media: t_n = 886,7 ± 1,9s
• Momento magnético: m_n = -1,9130427 ± 0,0000005 m_N

El neutrón es necesario para la estabilidad de casi todos los núcleos atómicos (la única excepción es el hidrógeno), ya que interactúa fuertemente atrayéndose con los protones, pero sin repulsión electrostática.

 

Electrón

El electrón (Del griego ελεκτρον, ámbar), comúnmente representado como e⁻) es una partícula subatómica de tipo fermiónico. En un átomo los electrones rodean el núcleo atómico, compuesto fundamentalmente de protones y neutrones.

Los electrones tienen una masa pequeña respecto al protón, y su movimiento genera corriente eléctrica en la mayoría de los metales. Estas partículas desempeñan un papel primordial en la química ya que definen las atracciones con otros átomos.

Breve historia de los modelos atómicos

Desde la Antigüedad, el ser humano se ha cuestionado de qué estaba hecha la materia. Unos 400 años antes de Cristo, el filósofo griego Demócrito consideró que la materia estaba constituida por pequeñísimas partículas que no podían ser divididas en otras más pequeñas. Por ello, llamó a estas partículas átomos, que en griego    quiere decir «indivisible». Demócrito atribuyó a los átomos las cualidades de ser eternos, inmutables e indivisibles. Sin embargo las ideas de Demócrito sobre la materia no fueron aceptadas por los filósofos de su época y  hubieron de transcurrir cerca de 2200 años para que la idea de los átomos fuera tomada de nuevo en consideración.

Año Científico Descubrimientos experimentales Modelo atómico 1808 John Dalton Durante el s.XVIII y principios del XIX algunos científicos habían investigado distintos aspectos de las reacciones químicas, obteniendo las llamadas leyes clásicas de la Química. La imagen del átomo expuesta por Dalton en su teoría atómica, para explicar estas leyes, es la de minúsculas partículas esféricas, indivisibles e inmutables, iguales entre sí en cada elemento químico. 1897 J.J. Thomson Demostró que dentro de los átomos hay unas partículas diminutas, con carga eléctrica negativa, a las que se llamó electrones. De este descubrimiento dedujo que el átomo debía de ser una esfera de materia cargada positivamente, en cuyo interior estaban incrustados los electrones. (Modelo atómico de Thomson.) 1911 E. Rutherford Demostró que los átomos no eran macizos, como se creía, sino que están vacíos en su mayor parte y en su centro hay un diminuto núcleo. Dedujo que el átomo debía estar formado por una corteza con los electrones girando alrededor de un núcleo central cargado positivamente. (Modelo atómico de Rutherford.) 1913 Niels Bohr Espectros atómicos discontinuos originados por la radiación emitida por los átomos excitados de los elementos en estado gaseoso. Propuso un nuevo modelo atómico, según el cual los electrones giran alrededor del núcleo en unos niveles bien definidos. (Modelo atómico de Bohr.)