UNIDAD 3 : EL ÁTOMO - Departamento de Física y Química

3º E.S.O.
El átomo
UNIDAD 3 : EL ÁTOMO
1.
2.
3.
4.
5.
6.
7.
8.
Discontinuidad de la materia.
Teoría atómica de Dalton.
Naturaleza eléctrica de la materia.
Componentes fundamentales del átomo.
Modelo atómico de Rutherford.
Número atómico y número másico.
Masa atómica relativa. Isótopos. Masa molecular. Composición centesimal
Otros modelos atómicos.
1.- DISCONTINUIDAD DE LA MATERIA.
Desde la antigüedad, los filósofos griegos Leucipo y Demócrito pensaban que si la
materia se dividía sucesivamente, llegaría un momento en que habría una parte de materia que no
se podría seguir dividiendo a la que llamaron átomo ( palabra griega que significa indivisible).
Hoy en día se sabe que los átomos se pueden dividir.
El hecho de que la materia no se pueda dividir indefinidamente conservando sus
propiedades características indica que la materia es discontinua.
Actividad 1: ¿Es infinitamente divisible la materia?.
2.- TEORÍA ATÓMICA DE DALTON
Basándose en las ideas de Leucipo y Demócrito, John Dalton, a principios del siglo XIX,
expuso su teoría atómica que se resume en los siguientes postulados:
-
La materia está formada por partículas muy pequeñas, llamadas átomos, que son
indivisibles y permanecen inalterables en cualquier proceso químico.
Los átomos de un mismo elemento químico son todos iguales entre sí y tienen todos ellos
la misma forma, el mismo tamaño y la misma masa.
Los átomos de un elemento químico son diferentes de los de otro elemento químico.
Los compuestos químicos se forman cuando se combinan entre sí los átomos de los
elementos en una proporción fija.
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El átomo
Actividad 2: ¿Cuántos tipos de átomos hay en el hidrógeno?. ¿Y en el oxígeno?.
Actividad 3: En un anillo de oro, ¿cuántos tipos de átomos podemos encontrar suponiendo que
no contiene otro metal?. ¿Y si estuviera formado por una aleación de oro y plata?.
Actividad 4: Si la fórmula del agua es H2O, ¿cuántos tipos de átomos hay en el agua?.
Actividad 5: ¿Qué significa que las fórmulas reales del agua y del ácido sulfúrico sean H2O y
H2SO4, respectivamente?.
3.- NATURALEZA ELÉCTRICA DE LA MATERIA.
Aunque en la época de Dalton ya se habían realizado las primeras experiencias de
electricidad con pilas y se conocían otros fenómenos eléctricos no se le ocurrió asociar el átomo
con los fenómenos eléctricos. A finales del siglo XIX y principios del XX con el descubrimiento
de la existencia dentro del átomo de partículas cargadas eléctricamente se desechó la idea de la
indivisibilidad del átomo.
La carga eléctrica es la propiedad general de la materia que permite explicar los fenómenos
eléctricos. Se conocía la existencia de dos tipos de electricidad, una positiva y otra negativa, de
forma que, cuerpos con carga eléctrica de signo opuesto se atraen y cuerpos con carga eléctrica
del mismo signo se repelen. La unidad de carga eléctrica en el Sistema Internacional de unidades
se llama culombio y se representa por C.
Actividad 6. Indica dos ejemplos de fenómenos naturales en los que se ponga de manifiesto que
la materia tiene naturaleza eléctrica.
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4.- COMPONENTES FUNDAMENTALES DEL ÁTOMO.
Mediante experiencias se descubrió la existencia dentro del átomo de partículas con carga
eléctrica negativa (electrones), otras cargadas positivamente (protones) y, por último, otras que
no tienen carga eléctrica, es decir, que son neutras (neutrones). A los electrones, protones y
neutrones que forman parte del átomo se les denomina partículas atómicas fundamentales.
Símbolo
p
e
n
Masa
1,67.10-27 kg
9,1.10-31 kg
1,67.10-27 kg
Carga
1,6.10-19 C
-1,6.10-19 C
0
Nombre
Protón
Electrón
Neutrón
Se observa que la masa del protón y la del neutrón son iguales y, aproximadamente, unas
1840 veces mayor que la masa del electrón.
mp = mn = 1840 me
La masa del electrón es tan pequeña que para calcular la masa del átomo se puede
considerar despreciable.
En cuanto a las cargas, la del electrón es la misma que la del protón pero negativa y el
neutrón no tiene carga.
qe = - qp
Actividad 7: Indica si es verdadero o falso:
“Como los átomos son eléctricamente neutros (no tienen carga), tampoco tienen carga las
partículas que los forman”.
Actividad 8: ¿Qué conclusión se deduce de la afirmación de que los átomos son eléctricamente
neutros?.
Actividad 9: ¿Qué partículas hay que considerar para calcular la carga de un átomo?. ¿Y para
calcular la masa?.
Actividad 10: Si un átomo posee mayor número de protones que de electrones, ¿estará cargado
eléctricamente?, ¿cuál será el signo de su carga eléctrica total?.
5.- MODELO ATÓMICO DE RUTHERFORD.
Al conocerse la existencia de partículas dentro del átomo, electrones y protones, en primer
lugar y, posteriormente, los neutrones, se planteó la necesidad de explicar como estaban
distribuidas estas partículas dentro del átomo, mediante los modelos
atómicos.
Un modelo en una ciencia experimental es una idea elaborada por
un científico para explicar las observaciones y resultados de una
experiencia.
El primer modelo atómico fue ideado por Thomson, según el cual
el átomo consistía en una especie de esfera material de carga positiva
con electrones de carga negativa incrustados de manera que el conjunto
fuera eléctricamente neutro.
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Con la siguiente experiencia se desechó el modelo de Thomson:
Rutherford bombardeó láminas de oro muy finas con partículas  ,
que son núcleos de Helio obtenidas de un material radiactivo, y obtuvo
como resultado que la mayor parte de dichas partículas atravesaban la
lámina sin desviarse de su trayectoria inicial, algunas se desviaron de
su trayectoria inicial después de atravesar la lámina y muy pocas
rebotaban y retrocedían.
Con estos resultados estableció el siguiente modelo:
El átomo consta de núcleo y corteza. Suponiendo el átomo y el núcleo como esféricos, el
radio del átomo es unas 100.000 veces mayor que el del núcleo.
El núcleo está formado por protones y neutrones, por tanto,
está cargado positivamente y en él se encuentra la casi totalidad de
la masa del átomo. Los electrones giran alrededor del núcleo
formando la zona llamada corteza, que es prácticamente la
totalidad del volumen del átomo, ya que el volumen del núcleo es
sumamente pequeño en comparación con el volumen total del
átomo. Los electrones en su movimiento alrededor del núcleo se
parecen a un microsistema planetario donde el núcleo hace el papel
del Sol y los electrones de planetas.
Por esta razón, en la experiencia de Rutherford, la mayoría de
las partículas  atravesaban la lámina de oro sin desviarse, tan sólo
las que pasen cerca del núcleo serían desviadas por él, debido a la
repulsión, mientras que las que incidan directamente sobre el
núcleo serían repelidas.
6.- NÚMERO ATÓMICO Y NÚMERO MÁSICO.
Se define número atómico de un elemento químico como el número de protones que
contiene un átomo de dicho elemento en su núcleo. Se representa por Z .
Z = nº atómico = nº de protones = p
Si se trata de un átomo, al ser éste neutro, debe tener el mismo número de cargas positivas
que de cargas negativas, es decir, el mismo número de protones que de electrones.
nº de protones = nº de electrones;
p=e
El número másico de un elemento químico, representado por A, se define como la suma
del número de protones y neutrones que tiene el núcleo de un átomo de dicho elemento.
A = nº másico = nº de protones + nº de neutrones = Z + n
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Representación del núcleo de un átomo.
Un núcleo de un átomo se puede representar de las siguientes formas:
A
Z
X
,
X–A
,
nombre – A
X representa el símbolo del elemento químico, Z el número atómico y A el número másico.
Ejemplo:
23
11
Na , simboliza un núcleo de sodio que tiene 11 p y 12 n
IÓN.- Es un átomo que ha perdido o ganado electrones por lo que deja de ser neutro adquiriendo
carga eléctrica.
Si pierde electrones quedará con mayor número de protones que de electrones por lo que
tendrá una carga eléctrica neta positiva, ya que al tener protones en exceso, éstos no pueden
neutralizar su carga. Cuando esto ocurre se forma un ión positivo o catión que se trata de un
átomo que ha adquirido una carga positiva igual al número de protones que tiene en exceso que
coincide con el número de electrones perdidos.
Se representa por AZ X  n donde n es el número de electrones perdidos.
Si un átomo gana electrones quedará con mayor número de electrones que de protones por lo
que tendrá una carga eléctrica neta negativa, ya que al tener electrones en exceso, éstos no
pueden neutralizar su carga. Cuando esto ocurre se forma un ión negativo o anión que se trata
de un átomo que ha adquirido una carga negativa igual al número de electrones que tiene en
exceso que coincide con el número de electrones ganados.
Se representa por AZ X -n donde n es el número de electrones ganados.
Actividad 11. Indica el número de cada una de las partículas fundamentales que tendrá un átomo
de sodio de número atómico 11 y número másico 23.
Actividad 12. Para el azufre Z = 16 y A = 32. ¿Cuántos protones, neutrones y electrones tendrá
2el ión 32
16 S ?.
Actividad 13. Indica las partículas fundamentales de
39
19
K .
Actividad 14. Completa la siguiente tabla:
Elemento Símbolo Nºatómico Nº másico
(Z)
(A)
Protones
( p)
Electrones Neutrones
(e)
(n)
Átomo
o ión
Representación
16
8
Nitrógeno
7
Cl
17
7
35
Átomo
18
40
20
Na
Oxígeno
O
11
8
10
12
10
10
Ca 2
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7.- MASA ATÓMICA.
Para medir la masa de los átomos se utiliza como unidad la llamada unidad de masa
atómica (uma) representada por la letra u que se define como la masa que corresponde a la
doceava parte del isótopo de carbono 126 C . A la masa de un átomo (A) se le denomina masa
atómica. Así, si la masa atómica del sodio es 23 u, quiere decir que la masa de un átomo de sodio
es 23 veces mayor que la masa de la doceava parte del átomo de carbono C-12.
Equivalencia entre la unidad de masa atómica y la unidad de masa en el Sistema Internacional.
1 u = 1,67.10-27 kg  mp  mn
Actividad 15: ¿Cuál es la masa expresada en u de los átomos:
conclusión se puede deducir?.
12
6
C ,
23
11
Na ,
18
8
O ?. ¿Qué
Actividad 16: ¿Cuál es la masa, expresada en gramos, de un átomo de potasio sabiendo que su
masa atómica es 39 u?.
Actividad 17: ¿Cuántos átomos hay en 20 g de sodio de masa atómica 23 u?
Se puede establecer una escala de masas atómicas relativas (Ar.) tomando como
referencia u. Así la Ar de un átomo indica el número de veces que la masa de ese átomo
contiene a la unidad de masa atómica.
ISÓTOPOS
Es posible encontrar en la naturaleza átomos de un mismo elemento químico con diferente
número másico, es decir, que no todos los átomos del mismo elemento tienen la misma masa. A
los átomos del mismo elemento químico que tienen distinto número másico se les llama
isótopos.
Isótopos son átomos que tienen el mismo número atómico pero distinto número másico, es
decir, tienen el mismo número de protones pero se diferencian en el número de neutrones
Actividad 18: Observa el dibujo de los tres isótopos del hidrógeno, conocidos como protio,
deuterio y tritio. ¿Qué tienen en común?. ¿En qué se diferencian?.
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Actividad 19: ¿Puede un átomo de número atómico 34 tener como isótopo otro átomo cuyo
número atómico sea 35?. ¿Por qué?.
Actividad 20: Completa la siguiente tabla:
Isótopo
12
6
C
13
6
C
16
8
O
18
8
O
26
12
Mg
25
12
Mg
Elemento
Z
A
Protones
Electrones
Neutrones
 Se llama abundancia de un isótopo al tanto por ciento con el que se encuentra dicho isótopo
en la naturaleza.
La masa de todos los átomos de un mismo elemento químico no es la misma, por lo que la
masa atómica de un elemento químico es la masa media ponderada de sus isótopos que se
calcula de la siguiente forma:
Si suponemos dos isótopos de un elemento químico con masas m1 y m2 y con
abundancias respectivas de (%)1 y (%)2
Masa atómica 
m1 .(%)1 m 2 .(%)2

100
100
Actividad 21: El cloro tiene dos isótopos de masas 35 y 37 u con una abundancia del 75,5% y
del 24,5%, respectivamente. Calcula la masa atómica del cloro.
Actividad 22: El magnesio tiene tres isótopos de masas 24 u, 25 u y 26 u y con abundancias
respectivas del 78,70%, del 10,13% y del 11,17%. ¿Cuál es la masa atómica del magnesio?.
Actividad 23:La plata tiene de masa atómica 107,87 u. Si tiene dos isótopos y uno de ellos tiene
de masa atómica 108,90 u y una abundancia del 48,18%, calcula la masa del otro isótopo.
Actividad 24:Se sabe que el litio tiene dos isótopos. Uno de ellos tiene de masa atómica 7 u y el
otro 6,18 u. Calcula la abundancia de cada isótopo, sabiendo que la masa atómica del litio es de
6,939 u.
Puesto que una molécula está formada por átomos unidos entre sí, para calcular la masa
de una molécula bastará con sumar la masa de todos los átomos que la componen, por lo que
tampoco es adecuado utilizar unidades como el gramo o el kilogramo, con lo que para medir la
masa de una molécula (M) utilizamos también la unidad de masa atómica. Se puede establecer
una escala de masas moleculares relativas ( Mr. ) tomando como referencia u. Así la Mr de una
molécula indica el número de veces que la masa de esa molécula contiene a la unidad de masa
atómica.
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Actividad 25: ¿Qué significa que la masa molecular de un compuesto es 44 u?
Actividad 26: Calcula la masa molecular de las siguientes sustancias:
a/ Oxígeno molecular. O2 b/Agua H2O. c/ Pentaóxido de dicloro Cl2O5. d/ Ácido nítrico
HNO3
Datos: Ar(H)=1 ; Ar(N)= 14 ; Ar(O)= 16 ; Ar(Cl)= 35,5
Actividad 27: ¿Cuál es la masa de una molécula de agua expresada en gramos?
Actividad 28:¿Cuántas moléculas de agua hay en 18 gramos de agua?
Composición centesimal
Consiste en el cálculo del tanto por ciento con el que interviene cada elemento en la composición
de un determinado compuesto. Para ello, se calcula la masa molecular del compuesto y, teniendo
en cuenta, la contribución de cada elemento en ese valor y utilizando las proporciones
adecuadas, se calcula:
Ejemplo resuelto: Calcula la composición centesimal del ácido nitrico: HNO3
Datos: Ar(H)=1u ; Ar(N)= 14u ; Ar(O)= 16u.
Mr(HNO3) = 1.1u +1.14u +3.16u = 63 u
%H:
%N:
%O:
1 u de H
x

63 u de HNO3 100 u de HNO3
14 u de H
x

63 u de HNO3 100 u de HNO3
48 u de H
x

63 u de HNO3 100 u de HNO3
x
1.100
 1,59%
63
x
x
14.100
 22,22%
63
48.100
 76,19%
63
Actividad 29: Calcula la composición centesimal de los siguientes compuestos: a) H2O b)
H2SO4 Datos: Ar(H)=1u ; Ar(O)=16u ; Ar(S)= 32u.
6.- OTROS MODELOS ATÓMICOS
Modelo de Bohr
El modelo de Bohr se basa en los siguientes postulados:
1. El átomo consta de un núcleo en el que se encuentran los
protones y neutrones, por lo que en el núcleo está
concentrada toda la carga positiva del átomo y casi toda la
masa. Los electrones giran alrededor del núcleo
describiendo órbitas circulares.
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2. El electrón no puede girar alrededor del núcleo en
cualquier órbita, sino solamente en aquellas en las que el
radio de la órbita y la energía del electrón en la misma
adquieran valores concretos. A cada órbita o capa se le
asigna una letra mayúscula, en orden alfabético y
comenzando por la K. El número máximo de electrones
que caben en cada capa es 2 n2 , siendo n el número de
la capa.
3. Cuando un electrón se mueve dentro de una órbita no
absorbe ni pierde energía. Si pasa de una órbita a otra
que está más alejada del núcleo, absorbe energía y, si
pasa de una órbita más alejada a otra más cercana al
núcleo desprende energía.
Actividad 30: Calcula el número máximo de electrones que puede haber en cada una de las
cuatro primeras capas.
Actividad 31: Observa la representación de los átomos de helio (Z = 2), de carbono (Z = 6) y de
magnesio (Z = 12) y dibuja la de un átomo de Cloro (Z = 17)
Modelo de orbitales o de la mecánica cuántica
En este modelo se considera a los electrones como nubes de carga eléctrica distribuida en
una zona espacial alrededor del núcleo.
Se deja de considerar que el electrón se mueve en órbitas y se habla de orbitales, que son
zonas en las que la probabilidad de encontrar al electrón es máxima.
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CIENCIA Y SOCIEDAD
Indicaciones de las etiquetas
Las sustancias obtenidas en la industria o en el laboratorio se almacenan en recipientes
adecuados colocándoles una etiqueta para su posterior comercialización.
En primer lugar la etiqueta de una sustancia debe contener el nombre de la misma. En el
caso de que se trate de una mezcla debe estar incluida la composición de la misma. Además de lo
dicho anteriormente en una etiqueta puede aparecer el período de validez, precauciones que se
deben tener al manejar la sustancia, etc.
Así, en un frasco de alcohol comprado en una farmacia aparece:
Nombre de la sustancia: Alcohol etílico.
Composición: Alcohol etílico de 96º.
El dato de 96º significa que el alcohol etílico contenido en la botella tiene una concentración del
96% en volumen y, que por lo tanto, no se trata de una sustancia pura sino de una mezcla.
Período de validez: Indica la fecha hasta la que se puede utilizar la sustancia sin que haya
perdido sus propiedades.
Precauciones: Indica las medidas que se deben adoptar para una correcta utilización de la
sustancia. Por ejemplo:
- Proteger del calor.
- Mantener el frasco bien cerrado.
- No ingerir.
A veces también aparece en la etiqueta un cuadrado con un símbolo en su interior que
generalmente constituye una medida de precaución y de cuidado. Ejemplos:
Sustancias químicas peligrosas
Las sustancias químicas se clasifican, en función de su peligrosidad, en:
Explosivos.
Sustancias y preparados que pueden explosionar bajo el efecto de una llama.
Comburentes.
Sustancias y preparados que, en contacto con otros, particularmente con los inflamables,
originan una reacción fuertemente exotérmica.
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Extremadamente inflamables.
Sustancias y productos químicos cuyo punto de ignición sea inferior a 0 °C, y su punto de
ebullición inferior o igual a 35°C.
Fácilmente inflamables.
Se definen como tales:





Sustancias y preparados que, a la temperatura ambiente, en el aire y sin aporte de
energía, puedan calentarse e incluso inflamarse.
Sustancias y preparados en estado líquido con un punto de ignición igual o
superior a 0°C e inferior a 21°C.
Sustancias y preparados sólidos que puedan inflamarse fácilmente por la acción
breve de una fuente de ignición y que continúen quemándose o consumiéndose
después del alejamiento de la misma.
Sustancias y preparados gaseosos que sean inflamables en el aire a presión
normal.
Sustancias y preparados que, en contacto con el agua y el aire húmedo,
desprendan gases inflamables en cantidades peligrosas.
Inflamables.
Sustancias y preparados cuyo punto de ignición sea igual o superior a 21°C e inferior a
55°C.
Muy tóxicos.
Sustancias y preparados que por inhalación, ingestión o penetración cutánea puedan
entrañar riesgos graves, agudos o crónicos, e incluso la muerte.
Corrosivos.
Sustancias y preparados que en contacto con los tejidos vivos puedan ejercer sobre ellos
una acción destructiva.
Irritantes.
Sustancias y preparados no corrosivos que por contacto inmediato, prolongado o repetido
con la piel o mucosas pueden provocar una reacción inflamatoria.
Radiactividad e isótopos radiactivos
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Tras el descubrimiento de los rayos X por parte de Roentgen, el físico francés Becquerel
quiso comprobar si el sulfato de uranilo, que contenía uranio, emitía rayos X.
Para ello, colocó el sulfato de uranilo sobre una placa fotográfica protegida con papel
negro. Al revelar la placa, comprobó que estaba impresionada y supuso que era debido a los
rayos X emitidos por la sustancia.
A los pocos días le sorprendió un hecho inesperado. Había dejado la sal de uranio junto a unas
placas fotográficas protegidas y, al revelarlas, vio que estaban completamente veladas, como si
hubiesen sido expuestas al sol. Comprendió que algunas radiaciones, y no precisamente los rayos
X, habían impresionado las placas fotográficas.
A la emisión de radiaciones por el uranio y otros materiales similares se le denomina
radiactividad, nombre que fue asignado por Marie Curie, quien en colaboración con su esposo
descubrió dos nuevos elementos, el polonio y el radio.
Las tres radiaciones descubiertas son: la radiación  ( alfa), que son núcleos de helio con
dos protones y dos neutrones; la radiación  ( beta), que es un electrón que sale del núcleo
atómico con gran energía; y la radiación  (gamma), que es de naturaleza electromagnética,
como la luz y los rayos X, pero más energética.
La radiactividad natural se debe a isótopos radiactivos de distintos elementos presentes en
la naturaleza. Ha ido disminuyendo desde la formación de la Tierra, hace 4700 millones de años,
ya que los isótopos radiactivos van transformándose en otros átomos estables como consecuencia
de la emisión de las radiaciones. Cada cierto tiempo, llamado período de semidesintegración,
una muestra de isótopos radiactivos se reduce a la mitad. No todos los isótopos tienen el mismo
período de semidesintegración, por lo que la rapidez con la que se desintegran no es siempre la
misma.
En 1934, los esposos Curie descubrieron la radiactividad artificial, según la cual un átomo
estable se transforma radiactivo al ser irradiado con partículas procedentes de una fuente
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radiactiva. Por esta razón, al casi centenar de isótopos radiactivos naturales se han añadido casi
2000 isótopos radiactivos artificiales. En consecuencia en los últimos 60 años se ha
incrementado la radiactividad por las siguientes razones:
-
Como consecuencia de pruebas nucleares, ya que las partículas liberadas pueden
convertir átomos estables en radiactivos.
Por la radiación con la que se trata un organismo enfermo, aunque al ser dosificada la
radiación de forma controlada puede producir efectos terapéuticos.
Las centrales nucleares también producen residuos radiactivos.
Los isótopos radiactivos pueden ocasionar graves daños en el organismo si está sometido a
elevadas dosis de radiación. Pero también puede producir beneficios, como es el tratamiento de
enfermos de cáncer mediante radioterapia.
En investigación científica los isótopos radiactivos tienen distintos usos, como la
determinación de edades geológicas y arqueológicas con carbono-14. Éste se encuentra, en
pequeña proporción, pero constante, en el dióxido de carbono (CO2) atmosférico, de donde pasa
a plantas y animales. Supongamos, por ejemplo, que el tronco de un árbol quedó sepultado en
determinada época. A partir de entonces el carbono-14 va disminuyendo debido a la
radiactividad. Si se conoce su período de semidesintegración y la cantidad de ese isótopo en el
momento del análisis puede determinarse la fecha en la que el árbol dejó de realizar la
fotosíntesis.
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