QUÍMICA · ESTRUCTURA ATÓMICA
Del hidrógeno al rutenio: compara isótopos concretos y aprende a contar sus partículas. Después, resuelve casos de iones y configuraciones electrónicas.
Un átomo se identifica por los protones de su núcleo: uno corresponde al hidrógeno, seis al carbono y veintiséis al hierro. El átomo neutro tiene tantos electrones como protones. Si gana o pierde electrones, se forma un ion; si cambia el número de neutrones, se trata de otro isótopo del mismo elemento.
Para contar partículas necesitas tres datos: Z (número atómico), A (número de masa) y la carga. El símbolo del elemento por sí solo no determina los neutrones. Estructura y símbolos.
Cada fila representa un átomo neutro del isótopo indicado, no todos los isótopos de ese elemento. Aquí p son protones, n son neutrones y e⁻ son electrones. Comprueba cualquier fila con n = A − Z y e⁻ = Z.
Los isótopos seleccionados están recogidos en CIAAW, salvo Tc-99, documentado en RSC. El tecnecio no tiene isótopos estables. Estos recuentos no indican que los átomos se encuentren aislados en una muestra cotidiana.
| Ejemplo e isótopo | Z = p | A | n | e⁻ |
|---|---|---|---|---|
| 1. Hidrógeno (H-1) | 1 | 1 | 0 | 1 |
| 2. Helio (He-4) | 2 | 4 | 2 | 2 |
| 3. Litio (Li-7) | 3 | 7 | 4 | 3 |
| 4. Berilio (Be-9) | 4 | 9 | 5 | 4 |
| 5. Boro (B-11) | 5 | 11 | 6 | 5 |
| 6. Carbono (C-12) | 6 | 12 | 6 | 6 |
| 7. Nitrógeno (N-14) | 7 | 14 | 7 | 7 |
| 8. Oxígeno (O-16) | 8 | 16 | 8 | 8 |
| 9. Flúor (F-19) | 9 | 19 | 10 | 9 |
| 10. Neón (Ne-20) | 10 | 20 | 10 | 10 |
| Ejemplo e isótopo | Z = p | A | n | e⁻ |
|---|---|---|---|---|
| 11. Sodio (Na-23) | 11 | 23 | 12 | 11 |
| 12. Magnesio (Mg-24) | 12 | 24 | 12 | 12 |
| 13. Aluminio (Al-27) | 13 | 27 | 14 | 13 |
| 14. Silicio (Si-28) | 14 | 28 | 14 | 14 |
| 15. Fósforo (P-31) | 15 | 31 | 16 | 15 |
| 16. Azufre (S-32) | 16 | 32 | 16 | 16 |
| 17. Cloro (Cl-35) | 17 | 35 | 18 | 17 |
| 18. Argón (Ar-40) | 18 | 40 | 22 | 18 |
| 19. Potasio (K-39) | 19 | 39 | 20 | 19 |
| 20. Calcio (Ca-40) | 20 | 40 | 20 | 20 |
| Ejemplo e isótopo | Z = p | A | n | e⁻ |
|---|---|---|---|---|
| 21. Escandio (Sc-45) | 21 | 45 | 24 | 21 |
| 22. Titanio (Ti-48) | 22 | 48 | 26 | 22 |
| 23. Vanadio (V-51) | 23 | 51 | 28 | 23 |
| 24. Cromo (Cr-52) | 24 | 52 | 28 | 24 |
| 25. Manganeso (Mn-55) | 25 | 55 | 30 | 25 |
| 26. Hierro (Fe-56) | 26 | 56 | 30 | 26 |
| 27. Cobalto (Co-59) | 27 | 59 | 32 | 27 |
| 28. Níquel (Ni-58) | 28 | 58 | 30 | 28 |
| 29. Cobre (Cu-63) | 29 | 63 | 34 | 29 |
| 30. Zinc (Zn-64) | 30 | 64 | 34 | 30 |
| Ejemplo e isótopo | Z = p | A | n | e⁻ |
|---|---|---|---|---|
| 31. Galio (Ga-69) | 31 | 69 | 38 | 31 |
| 32. Germanio (Ge-74) | 32 | 74 | 42 | 32 |
| 33. Arsénico (As-75) | 33 | 75 | 42 | 33 |
| 34. Selenio (Se-80) | 34 | 80 | 46 | 34 |
| 35. Bromo (Br-79) | 35 | 79 | 44 | 35 |
| 36. Kriptón (Kr-84) | 36 | 84 | 48 | 36 |
| 37. Rubidio (Rb-85) | 37 | 85 | 48 | 37 |
| 38. Estroncio (Sr-88) | 38 | 88 | 50 | 38 |
| 39. Itrio (Y-89) | 39 | 89 | 50 | 39 |
| 40. Circonio (Zr-90) | 40 | 90 | 50 | 40 |
| 41. Niobio (Nb-93) | 41 | 93 | 52 | 41 |
| 42. Molibdeno (Mo-98) | 42 | 98 | 56 | 42 |
| 43. Tecnecio (Tc-99) | 43 | 99 | 56 | 43 |
| 44. Rutenio (Ru-102) | 44 | 102 | 58 | 44 |
Por ejemplo, F-19 tiene 9 protones y 10 neutrones; Na-23 tiene 11 protones y 12 neutrones. No existe una regla general que obligue a que protones y neutrones coincidan.
En la notación nuclear AZX, X es el símbolo, A se escribe arriba a la izquierda y Z abajo. La carga, cuando existe, va arriba a la derecha. Por ejemplo, 3517Cl−. Para facilitar la lectura y la copia, en los ejemplos usamos también la forma lineal Cl-35⁻.
| Dato | Cálculo | Interpretación |
|---|---|---|
| Protones | p = Z | Identifican el elemento |
| Neutrones | n = A − Z | Dependen del isótopo |
| Electrones | e⁻ = Z − q | q es la carga con signo, en unidades de carga elemental |
| Número de masa | A = p + n | Cuenta nucleones, sin unidad |
Para un ion 2+, q = +2; para uno 2−, q = −2. La carga eléctrica en culombios es Q = q·e, donde e es la carga elemental positiva.
A no es la masa atómica. A cuenta partículas y siempre es entero. La masa de un isótopo se expresa en u; el peso atómico de una tabla periódica suele reflejar una media isotópica y no sirve para contar neutrones de un átomo concreto redondeándolo sin más.
Diez casos para usar la tabla, interpretar una carga y leer configuraciones electrónicas.
EJEMPLO 1
H-1: Z = 1; A = 1; carga = 0
Protones = 1. Neutrones = A − Z = 1 − 1 = 0. Electrones = 1 porque el átomo es neutro.
El hidrógeno-2 tiene el mismo protón, pero un neutrón. Son isótopos del mismo elemento, no elementos diferentes.
EJEMPLO 2
C-12: 6 p, 6 n, 6 e⁻; C-13: 6 p, 7 n, 6 e⁻
Ambos tienen Z = 6. Para C-12: 12 − 6 = 6 neutrones; para C-13: 13 − 6 = 7.
Cambiar el número de neutrones cambia el isótopo. El número atómico permanece en 6 y ambos átomos neutros tienen seis electrones.
EJEMPLO 3
Na-23 neutro: 11 p, 12 n, 11 e⁻; Na-23⁺: 11 p, 12 n, 10 e⁻
Para el ion, q = +1 y electrones = Z − q = 11 − 1 = 10. Los neutrones siguen siendo 23 − 11 = 12.
El signo positivo indica déficit de electrones. El núcleo conserva sus protones y neutrones al formar este ion; no se transforma en otro elemento.
EJEMPLO 4
Cl-35 neutro: 17 p, 18 n, 17 e⁻; Cl-35⁻: 17 p, 18 n, 18 e⁻
Con q = −1: electrones = 17 − (−1) = 18. Los neutrones son 35 − 17 = 18.
La coincidencia entre neutrones y electrones en este ion no es una regla. El ion Cl-37⁻ tiene 20 neutrones y también 18 electrones.
EJEMPLO 5
Ca-40²⁺: 20 protones, 20 neutrones y 18 electrones
Z = 20, A = 40 y q = +2. Por tanto, neutrones = 40 − 20 = 20; electrones = 20 − 2 = 18.
Ca²⁺, Ar y Cl⁻ tienen 18 electrones, pero distintos números de protones. Ser isoelectrónicos no los convierte en el mismo elemento.
EJEMPLO 6
26 protones, 30 neutrones y 23 electrones → Fe-56³⁺
Los 26 protones identifican hierro. A = 26 + 30 = 56 y q = 26 − 23 = +3.
Primero identifica el elemento con los protones; después, el isótopo con A y la carga con la diferencia entre protones y electrones.
EJEMPLO 7
O: un átomo; O₂: una molécula con dos átomos
Dos moléculas de O₂ contienen cuatro átomos de oxígeno. Cada núcleo de oxígeno tiene ocho protones, independientemente de que el átomo esté enlazado.
En H₂O hay tres átomos y dos elementos. En H₂O₂ hay cuatro átomos y los mismos dos elementos, pero es otro compuesto.
EJEMPLO 8
Na neutro, estado fundamental: 1s² 2s² 2p⁶ 3s¹
La suma de los exponentes es 2 + 2 + 6 + 1 = 11 electrones. El nivel de mayor n es n = 3 y contiene un electrón.
Na⁺ tiene diez electrones y configuración 1s² 2s² 2p⁶. Las configuraciones describen estados electrónicos; no trayectorias alrededor del núcleo.
EJEMPLO 9
Cr: [Ar] 3d⁵ 4s¹; Cu: [Ar] 3d¹⁰ 4s¹
Para átomos neutros aislados en estado fundamental: Cr tiene 18 + 5 + 1 = 24 electrones; Cu tiene 18 + 10 + 1 = 29.
[Ar] abrevia 18 electrones. No se obtiene siempre la configuración observada aplicando mecánicamente una diagonal de llenado; existen más excepciones.
EJEMPLO 10
Fe: [Ar] 3d⁶ 4s²; Fe²⁺: [Ar] 3d⁶; Fe³⁺: [Ar] 3d⁵
Los recuentos son 26, 24 y 23 electrones. Para formar Fe²⁺ se retiran los dos electrones 4s; para Fe³⁺, uno adicional de 3d.
Son configuraciones de referencia del átomo y los iones libres en estado fundamental. No describen por sí solas todo el comportamiento del hierro en un compuesto.
| Partícula | Carga | Masa aproximada (kg) | Ubicación |
|---|---|---|---|
| Protón | +e | 1,67262 × 10⁻²⁷ | Núcleo |
| Neutrón | 0 | 1,67493 × 10⁻²⁷ | Núcleo, cuando está presente |
| Electrón | −e | 9,10938 × 10⁻³¹ | Estado electrónico alrededor del núcleo |
La carga elemental es e = 1,602176634 × 10⁻¹⁹ C, exacta en el SI. Las masas de la tabla están redondeadas; en gramos serían 1,67262 × 10⁻²⁴, 1,67493 × 10⁻²⁴ y 9,10938 × 10⁻²⁸ g, respectivamente. Un protón tiene unas 1836 veces la masa de un electrón. Datos NIST.
El núcleo concentra casi toda la masa, pero ocupa una región mucho menor que el átomo. Como orden de magnitud, los tamaños atómicos son de 10⁻¹⁰ m y los nucleares de 10⁻¹⁵ a 10⁻¹⁴ m; no existe una proporción geométrica única para todos los átomos.
En el modelo cuántico, un orbital es un estado descrito matemáticamente que permite calcular una distribución de probabilidad. No es una pista circular o elíptica. Los dibujos con órbitas pueden ayudar a separar núcleo y electrones, pero no describen cómo se distribuyen realmente estos últimos. Orbitales y modelo cuántico.
Conviene separar cuatro ideas:
Un átomo neutro tiene carga cero aunque su elemento forme compuestos con distintos estados de oxidación. Tampoco basta una lista de «valencias» para predecir qué compuesto se formará. Definición de estado de oxidación.
Na puede formar Na⁺ y Cl puede formar Cl⁻. En otros casos se comparten electrones: cuatro electrones externos del carbono no obligan a ganar o perder cuatro. El helio tiene dos electrones, no ocho. Los gases nobles suelen ser poco reactivos, pero existen compuestos como KrF₂ y XeF₂; «noble» no significa incapaz de reaccionar. Química de los gases nobles.
Leucipo y Demócrito defendieron una idea filosófica de partículas indivisibles; de ahí procede el nombre «átomo». Dalton formuló una teoría química a comienzos del siglo XIX. Sus postulados se pueden leer hoy con estos límites:
Thomson identificó el electrón mediante rayos catódicos; Millikan midió su carga. Los trabajos de Rutherford establecieron el modelo nuclear y aportaron la identificación del protón; Chadwick descubrió el neutrón en 1932. Teoría de Dalton · Evidencia experimental.
La ley de las proporciones definidas de Proust trata de composición en masa de un compuesto de composición fija. En H₂O la proporción atómica es H:O = 2:1; en H₂O₂ es 2:2. Son compuestos distintos, no dos formas de escribir la misma sustancia.
La ley de las proporciones múltiples de Dalton compara las masas de un elemento que se combinan con una masa fija de otro. Usando masas atómicas escolares redondeadas C ≈ 12 u y O ≈ 16 u:
| Compuesto | Átomos por molécula | Oxígeno por 12 g de carbono |
|---|---|---|
| CO | 1 C y 1 O | ≈16 g |
| CO₂ | 1 C y 2 O | ≈32 g |
La razón entre esas masas de oxígeno es 32:16 = 2:1. Es un ejemplo de proporción múltiple; no implica que CO y CO₂ tengan las mismas propiedades. Leyes de composición.
1. ¿Cuántos neutrones tiene Mg-25 neutro, con Z = 12?
25 − 12 = 13 neutrones. Tiene 12 protones y 12 electrones.
2. Indica protones, neutrones y electrones de Al-27³⁺.
Z = 13: 13 protones, 27 − 13 = 14 neutrones y 13 − 3 = 10 electrones.
3. Una especie tiene 16 protones, 18 neutrones y 18 electrones. ¿Cuál es?
Azufre-34 con carga 2−: A = 16 + 18 = 34; q = 16 − 18 = −2. Se escribe S-34²⁻ en la notación lineal usada aquí.
4. ¿Cuántos neutrones tiene un átomo de cobre si solo te dicen Cu?
No puede determinarse sin el isótopo. Cu-63 tiene 34; Cu-65, 36. Ambos tienen 29 protones.
5. ¿Son isótopos C-14 y N-14?
No. Tienen igual A = 14, pero distinto Z: 6 y 7. Son isóbaros. Los isótopos tienen el mismo Z.
6. ¿Qué recuento electrónico corresponde a Fe²⁺?
26 − 2 = 24 electrones. Su configuración de referencia es [Ar] 3d⁶: 18 + 6 = 24.
7. ¿Un número de masa A = 35 significa una masa exacta de 35 u?
No. A cuenta protones y neutrones; es un entero sin unidad. La masa isotópica se expresa en u y no tiene por qué coincidir exactamente con A.
8. ¿Cuántos átomos de cada elemento hay en tres moléculas de CO₂?
Tres átomos de carbono y seis de oxígeno: nueve átomos en total, distribuidos entre tres moléculas.
Consultadas el 7 de octubre de 2026. Ejemplos y ejercicios desarrollados por Editorial Ejemplode.