Aunque Rutherford ya postuló en su modelo la existencia de órbitas circulares para los electrones en la corteza del átomo, fue el físico danés Niels Bohr quien, a partir del estudio de la luz emitida por los átomos al ser calentados, propuso en 1913 la distribución de los electrones en capas o niveles.

Según Bohr, los electrones no pueden situarse a cualquier distancia del núcleo, sino solo en determinados niveles permitidos, que nombró con letras mayúsculas correlativas: K, L, M, N, etc. Estos niveles poseen mayor energía cuanto mayor es la distancia del núcleo a la que se encuentran.

Cada nivel alberga un número limitado de electrones, que pueden pasar a un nivel superior absorbiendo la diferencia de energía. Del mismo modo, vuelven a su capa inicial emitiendo la energía sobrante, en forma de radiación luminosa.

Modelo de Bohr.Los electrones pueden pasar a una capa superior absorbiendo la energía correspondiente a la diferencia energética entre ambos niveles (a). Cuando regresan al nivel de partida, emiten la energía que absorbieron (b).

El modelo de Bohr resultó bastante satisfactorio para el átomo de hidrógeno, pero pronto se vio que no era capaz de explicar ciertas características de la luz que emitían otros átomos. Por tanto, hubo que modificarlo.

El físico alemán Arnold Sommerfeld propuso que las órbitas electrónicas no eran siempre circulares. También podían ser elípticas y, dentro de un mismo nivel, había varias, con diferentes formas y distintas inclinaciones.

El modelo actual del átomo es muy complejo. Se basa en complicados cálculos matemáticos y considera que los electrones no pueden localizarse con exactitud en órbitas elípticas, sino en regiones del espacio determinadas, a las que se denomina orbitales atómicos. Los orbitales atómicos tienen distintas formas y se nombran con las letras s, p, d y f.

No obstante, podemos describir la estructura interna del átomo de una forma sencilla, suficiente para explicar las propiedades físicas y químicas más importantes de la materia.

Los átomos se diferencian en el número de electrones, protones y neutrones que po­seen. Este número es el que determina la masa del átomo y sus propiedades químicas.

1 Número atómico y número másico

Para caracterizar un átomo definimos dos números, relacionados con la identidad química del átomo y con su masa, respectivamente.

Si conocemos el número atómico, podemos saber a qué elemento químico pertenece el átomo, con ayuda de la tabla periódica. Por otra parte, el número másico coincide con la masa del átomo expresada en unidades de masa atómica (u), pues los electrones, mucho más ligeros, apenas contribuyen al cálculo de la masa total.

Átomos con carga: iones

Un átomo neutro posee el mismo número de protones que de electrones. Por tanto, conociendo su número atómico, sabremos cuántos electrones hay en su corteza.

Sin embargo, cuando un átomo interacciona con otros, puede darse un intercambio de electrones. En este caso, el átomo ya no es neutro y se denomina ion:
 

• Si ha perdido electrones, queda con una carga positiva igual a la diferencia entre el número de protones y el de electrones, y recibe el nombre de catión.
• Si ha ganado electrones, su carga es negativa e igual a la citada diferencia y es un anión.

Como ya sabes, el número atómico —número de protones del núcleo— nos indica a qué elemento pertenece un átomo dado. Sin embargo, el número másico no es característico de cada tipo de átomo.

La existencia de los isótopos se descubrió a principios del siglo xx, cuando se constató que las desintegraciones radiactivas de determinados elementos daban lugar a una gran cantidad de átomos diferentes.

Estos pertenecían, en realidad, a unos pocos elementos, como puso de manifiesto el químico inglés Frederick Soddy en 1913, quien los bautizó como isótopos (la palabra isótopo procede del griego y significa «mismo lugar»), porque ocupaban la misma casilla de la tabla periódica.

Hoy sabemos que casi todos los elementos químicos presentan varios isótopos de forma natural, a los que hay que añadir aquellos que se producen de forma artificial en el laboratorio con diversos fines.

En la tabla siguiente puedes ver algunos isótopos de elementos químicos frecuentes y sus abundancias, expresadas en porcentaje.

Algunos isótopos naturales y sus abundancias.

La distribución de electrones de un átomo en niveles de energía recibe el nombre de configuración electrónica. Conocer la configuración electrónica de un átomo es importante, pues determina la forma en que interacciona con otros átomos o, lo que es lo mismo, sus propiedades químicas.

En un átomo hay 7 capas o niveles principales, designadas con las letras K, L, M, N, O, P y Q, en orden creciente de energía. En cada uno de estos niveles, a su vez, hay uno o varios orbitales, que difieren ligeramente en energía, denominados s, p, d y f.

La primera capa (K) solo tiene un orbital s, que se simboliza como «1s». La segunda capa (L) tiene orbitales s y p, simbolizados como «2s» y «2p». A partir de la tercera capa (M) ya aparecen también los orbitales d, mientras que los orbitales f se incluyen a partir de la cuarta capa (N) y sucesivas. El número máximo de electrones que puede albergar cada tipo de orbital es:

s → 2 e^–   p → 6 e^–   d → 10 e^–   f → 14 e^–

De este modo, la capa K solo puede contener 2 electrones, mientras que la L puede albergar hasta 8 electrones; la M, hasta 18 electrones; la N, hasta 32 electrones en total.

Lo más complejo es el orden de energía de los distintos orbitales. De manera aproximada y con algunas excepciones, el orden en que se llenan los orbitales es el que se muestra en la figura del margen: la energía crece de arriba abajo siguiendo las diagonales marcadas. Así, observa que la capa 4 (N) comienza a llenarse antes que los orbitales 3d, de la capa anterior (M).
 

Observa y aprende

• Un átomo de estroncio tiene número atómico Z = 38. Indica cuántos electrones hay en la corteza de este átomo y escribe su configuración electrónica.

• Al ser un átomo neutro, su número de electrones es igual al de protones, esto es, 38.
• Los 38 electrones se ubicarán en los correspondientes niveles electrónicos, considerando el número máximo que puede albergar cada orbital y la regla de las diagonales, que establece el orden en que se van llenando. De acuerdo con esto, el orbital 1s alberga 2 e^– y el orbital 2s, otros 2 e^–, mientras que el 2p alberga 6 e^–, y los orbitales 3s y 3p albergan, entre los dos, 8 e^–. Llegados a este punto, se completará un orbital 4s con 2 e^–, seguido del orbital 3d con 10 e^–, y el 4p con 6 e^–, y, por último, el orbital 5s con los 2e^– que restan hasta completar los 38.

Los 38 electrones del estroncio se colocan en 5 niveles energéticos, desde el orbital 1s hasta el orbital 5s.

Cuando clasificamos la materia según sus constituyentes, hacemos una primera distinción entre mezclas y sustancias puras. Estas últimas no pueden separarse en otras más simples por métodos físicos y se dividen, a su vez, en elementos y compuestos.

La definición de elemento químico data del siglo xvii y fue propuesta por el químico inglés Robert Boyle, uno de los padres de la Química moderna. Antes de él, se consideraban elementos sustancias que en realidad no lo eran, como el aire o la sal.

En la época de Boyle se desconocía la estructura microscópica de la materia. Actualmente podemos utilizar indistintamente el criterio macroscópico (no se obtienen sustancias diferentes) o el criterio microscópico (todos los átomos son iguales) para caracterizar los elementos químicos.
 

La utilidad de la tabla periódica frente a otro tipo de ordenación de los elementos químicos reside en la llamada ley periódica, que es la causa de la existencia de grupos o familias de elementos.

La justificación de la ley periódica se encuentra en la configuración electrónica más externa de los átomos, ya que son estos electrones externos los que condicionan el comportamiento químico. Esta configuración se repite para los elementos de un mismo grupo.

Tamaño atómico

El tamaño de los átomos aumenta al bajar en un grupo y disminuye al desplazarnos hacia la derecha en un período. La razón es que, al bajar, se añaden nuevas capas electrónicas y el átomo se hace más grande; en cambio, cuando vamos hacia la derecha, estamos añadiendo protones al núcleo, por lo que este atrae más fuertemente a los electrones y los «acerca», disminuyendo el tamaño del átomo.

En un grupo, el tamaño atómico aumenta al desplazarnos hacia abajo, mientras que en un período disminuye de izquierda a derecha. Los datos del radio atómico están expresados en picómetros (1 pm = 10^–12 m).
 

Formación de iones

Se ha comprobado experimentalmente que los átomos tienden a completar sus capas de electrones o, al menos, a tener 8 electrones en su nivel más externo, como ocurre con los gases nobles, químicamente inertes y muy estables. Este hecho se conoce como regla del octeto.

Así, los metales alcalinos y alcalinotérreos, situados en la parte izquierda de la tabla, poseen configuraciones electrónicas del tipo ns¹ y ns², respectivamente. Por eso tienden a ceder esos electrones, formando cationes con cargas +1 y +2. Sin embargo, para los no metales, con configuraciones ns² np⁴ o ns² np⁵, es más fácil tomar los electrones que les faltan, formando aniones con cargas –2 o –1.

La mayoría de los elementos no se encuentran como tales en la naturaleza, sino que se combinan entre sí dando lugar a una amplísima variedad de compuestos químicos.

En un compuesto, los elementos se combinan en unas proporciones fijas. A escala microscópica, los átomos de los elementos que dan lugar al compuesto se agrupan estableciendo enlaces entre ellos, más estables que los átomos por separado.

La proporción que observamos macroscópicamente corresponde en realidad a la proporción de átomos de cada tipo que se enlazan para originar el compuesto, plasmada en una fórmula. En ella aparecen los símbolos de esos átomos y unos subíndices que indican las cantidades relativas de cada uno. Fíjate en el caso de un compuesto muy conocido: el agua.

Sabemos que los átomos se unen para dar lugar a agrupaciones diversas. Las uniones entre los átomos se denominan enlaces, y la razón por la que los átomos establecen enlaces es que ganan estabilidad con respecto a los átomos separados.

La regla del octeto, es decir, la tendencia de los átomos a completar 8 electrones en su capa más externa, nos sirve para explicar la formación de la mayoría de los enlaces.

1 Enlace iónico

Un modo de cumplir la regla del octeto es ganar o perder electrones, dando lugar a aniones o cationes, respectivamente. Este proceso es especialmente favorable para los metales de la parte izquierda de la tabla periódica y para los no metales, situados en la parte derecha.

En general, para que un átomo pueda desprenderse de uno o varios electrones debe haber otro átomo que los gane, de manera que se produce la formación simultánea de iones de signo contrario. Las fuerzas eléctricas de atracción entre ellos hacen que permanezcan próximos, dando lugar a una red tridimensional de gran estabilidad.
 

Debido a la proximidad y a sus cargas de signo contrario, los iones formados se atraen eléctricamente y quedan fuertemente unidos.

Como son cuatrillones de cationes Na⁺ y de aniones Cl^– los que se forman simultáneamente, estos se van situando en una red tridimensional. Sus cargas quedan compensadas y el compuesto resultante es neutro. La fórmula que representa la proporción relativa entre los átomos de cloro y de sodio es NaCl.
 

Cuando se enlazan átomos iguales o de elementos no metálicos, el modo de completar el octeto no es formar iones, sino compartir electrones. El resultado es una agrupación neutra e independiente de átomos que recibe el nombre de molécula.

Las posibilidades de combinación que proporciona el enlace covalente son mucho mayores que las del enlace iónico, por lo que hay bastantes más sustancias covalentes que iónicas. Por este mismo motivo, la variabilidad de las propiedades es, como veremos, mucho mayor, y encontramos tanto elementos como compuestos que presentan este tipo de enlace.

La mayoría de las moléculas están formadas por pocos átomos. Es el caso de la molécula de oxígeno (O₂), que es diatómica, o la de agua (H₂O), que es triatómica. Pero también existen moléculas formadas por cientos o miles de átomos, llamadas macromoléculas, como el ADN o el polietileno, e incluso estructuras cristalinas de átomos unidos por enlaces covalentes, como el diamante o el grafito.
 

Propiedades de las sustancias covalentes

Al contrario de lo que sucede con las sustancias iónicas, las propiedades de las sustancias covalentes son muy diversas, y son consecuencia del tipo de molécula que resulte en cada caso. Aunque es imposible establecer reglas generales, podemos resumirlas del siguiente modo:

• Se pueden presentar en los tres estados de agregación y, cuando son sólidas, suelen ser blandas y tener puntos de fusión bajos. Esto se debe a que las moléculas se unen por fuerzas de atracción débiles, fáciles de romper con poco aporte de energía. Sin embargo, hay algunas excepciones destacables como, por ejemplo, el diamante —formado por la unión de átomos de carbono— que es la sustancia más dura conocida y con un elevado punto de fusión.
• La solubilidad en agua es, por lo general, baja y suelen ser solubles en disolventes como la acetona o el éter. Aquí también hay importantes excepciones. Por ejemplo, el alcohol etílico es muy soluble en agua a pesar de ser una sustancia con este tipo de enlace.

Los elementos metálicos, cuyas propiedades estudiamos anteriormente, no presentan enlace iónico ni covalente entre sus átomos, sino que poseen un tipo de enlace específico, llamado enlace metálico.

Los átomos de los metales tienen tendencia a perder electrones para cumplir la regla del octeto. Sin embargo, necesitan otros átomos que acepten los electrones cedidos. En un metal, todos los átomos son iguales, por lo que no es viable el enlace iónico. La solución consiste en compartir los electrones cedidos entre todos los cationes.

El enlace metálico tiene características intermedias entre el enlace iónico y el covalente:

• Al igual que en el enlace iónico, existe una red tridimensional de iones, aunque todos son cationes.
• Como en el enlace covalente, los electrones son compartidos, pero no en pares por dos átomos vecinos, sino en forma de «nube electrónica» para todos los cationes que forman la red.

El enlace metálico es bastante más complejo que el iónico y el covalente, pero permite justificar fácilmente las propiedades de los metales. Por ejemplo, la red tridimensional explica que sean, en la mayoría de los casos, sólidos con altos puntos de fusión. Y la nube electrónica es la causa de la movilidad de los electrones que explica la buena conductividad eléctrica y térmica.

Tipos de enlaces. Los tres tipos de enlaces dan lugar a sustancias con estructuras y propiedades diferentes.