Estructura Atómica y Radiactividad: Fundamentos Esenciales

Núcleo Atómico (NUC.A.): Formado por dos partículas subatómicas, **protones** y **neutrones** (nucleones). El **número atómico (Z)** representa la cantidad de protones. El **número másico (A)** indica la cantidad total de nucleones en el núcleo. Los átomos del mismo elemento con diferente número másico (A) se denominan **isótopos**.

Radiactividad

La **radiactividad** es un fenómeno físico-químico donde los núcleos de átomos radiactivos emiten radiaciones. Estas radiaciones tienen la propiedad de impresionar placas radiográficas, ionizar gases, producir fluorescencia y atravesar cuerpos opacos a la luz ordinaria. Por esto, se denominan **radiaciones ionizantes**. Un átomo inestable emite radiactividad para volverse estable. Los núcleos inestables se conocen como **radionúcleidos**.

Reacciones Nucleares

Los radionúcleidos son inestables y emiten espontáneamente partículas y radiación electromagnética. La emisión de radiación transforma un núcleo inestable en uno más estable con menor energía.

Tipos de Emisiones

• ⁴₂α (para Z > 84)
• _-1⁰β (aumenta la cantidad de neutrones)
• ₁⁰e (colocar el elemento anterior)
• _-1⁰e

Patrones de Estabilidad Nuclear

A corta distancia entre nucleones, existe una inmensa fuerza de atracción. El cinturón de estabilidad indica la relación entre protones y neutrones necesaria para que un núcleo sea estable, terminando en Z=84.

Velocidad de Desintegración

Es el tiempo que demora un isótopo radiactivo en desintegrar la mitad de su masa. Se rige por la **Ley de Desintegración**: N = N₀e^-λt.

Fisión y Fusión Nuclear

**Fisión nuclear**: Ruptura de núcleos pesados para obtener energía. Es un proceso artificial que se da en plantas de energía nuclear.

**Fusión nuclear**: Unión de núcleos livianos para formar núcleos más pesados. Es un fenómeno natural.

Periferia Atómica

La periferia es la región del átomo que rodea al núcleo. Aquí se encuentran los **electrones (e^-)**, partículas con carga despreciable y negativa.

Energía Cuantizada y Fotones

En 1900, Max Planck propuso que la energía solo puede ser liberada/absorbida por los átomos en forma de "paquetes" llamados **cuantos** (cantidad fija). La liberación de energía se manifiesta en forma de espectros de líneas de los átomos.

Orbitales Atómicos

Un **orbital** es la zona en la periferia donde es más probable encontrar un electrón. El modelo de mecánica cuántica plantea 3 números cuánticos para describir las órbitas:

• n: Información sobre la energía.
• l: Información sobre la forma del orbital, que va de 0 a n-1. Si n=7, entonces l puede ser hasta 6.
  • l=0: orbital s (1 orbital)
  • l=1: orbital p (3 orbitales)
  • l=2: orbital d (5 orbitales)
  • l=3: orbital f (7 orbitales)
• m: Información sobre la orientación del orbital en el espacio. Si l=1, entonces m=-1, 0, 1.

Orden de Energía de los Orbitales

1s < 2s < 2p < 3s < 3p < 4s < 3d < 4p < 5s < 4d < 5p < 6s < 4f < 5d < 6p < 7s < 5f < 6d < 7p. Los orbitales pueden contener:

• s: 2 electrones
• p: 6 electrones
• d: 10 electrones
• f: 14 electrones

Espín Electrónico

El electrón gira sobre su propio eje, generando un campo magnético que puede tener dos orientaciones. El número cuántico magnético de espín (ms) informa sobre la orientación del electrón dentro del orbital, con valores de +1/2 y -1/2.

Principio de Exclusión de Pauli

Establece que dentro de un mismo átomo no puede haber dos electrones con los cuatro números cuánticos iguales.

Configuración Electrónica Abreviada

Para escribir la configuración abreviada, se debe buscar el gas noble anterior al elemento y escribir su símbolo entre corchetes: [].

Electrones de Valencia

Son los electrones que participan en el enlace químico.

Modelos Atómicos

Existen diferentes modelos atómicos que proponen teorías de cómo se encuentran los nucleones en el núcleo:

• Dalton (1808): Teoría atómica que propone que la materia está formada por átomos duros, indestructibles e invisibles.
• Thomson (1897): Con el experimento de rayos catódicos, propuso un modelo atómico llamado "budín de pasas", que consistía en una esfera masiva de carga positiva con electrones de carga negativa incrustados.
• Rutherford (1910): En su experimento de bombardeo con partículas α sobre una laminilla de oro, se dio cuenta de que los átomos tenían un núcleo, ya que casi todas las partículas α pasaban la lámina sin ser desviadas, y observó que la mayor parte de la masa y carga estaba en el centro, con la mayor parte del volumen siendo vacío, donde se encontraban los electrones moviéndose a su alrededor.
• Bohr (1913): Propuso un modelo atómico que decía que los electrones se encuentran en niveles de energía cuantizados.

Ejemplos de Reacciones Nucleares

₁₁²²Na -> ₁⁰e + ₁₀²²Ne

₉₇²⁴³Bk -> ₂⁴α + ₉₅²³⁹Am

Ejemplos de Configuración Electrónica

P (e=15): Nivel 3p: 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p³ = 15

Cl (e=17): 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁵

[Ne] 3s² 3p⁵

n=3, l=2, m=-2, -1, 0, 1, 2, ms=+1/2 (electrón incompleto hacia arriba)