ÁTOMOS Y MOLÉCULAS

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Átomos y
moléculas
Los objetivos de la presente unidad son que el alumno:
• Describalascaracterísticasdelosmodelosatómicosde:Dalton,Thomson
y Rutherford.
• Enuncielascaracterísticasdelmodelonucleardelátomo.
• ExpreselascaracterísticasmásnotablesdelmodelocuánticodeBohr.
• Manejeladistribucióndeelectrones,porcapas,enlosátomosdeloselementos representativos de acuerdo con el modelo de Bohr.
• Explique la formación de moléculas sencillas considerando los electrones
externos y la estabilidad de los gases nobles.
2
Átomos y moléculas
Introducción
En la presente unidad se estudian las características de los modelos atómicos que fueron
concebidos en diferentes etapas de la historia, entre ellos los modelos propuestos por
Dalton, Thomson, Rutherford y Bohr. Se describen las partículas que constituyen el átomo
y su ubicación, el significado de número atómico, número de masa y masa atómica, así como la
distribución de los electrones en el átomo. Finalmente, se relacionan los electrones externos del
átomo con las propiedades químicas de un elemento, para explicar la capacidad de combinación
de los elementos y la formación de moléculas.
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Teoría atómica de la materia
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El hombre, en su proceso de culturización, empezó a tallar y moldear los materiales a su
disposición (piedra, madera, huesos, etc.) para convertirlos en herramientas, armas y objetos
de ornato, produciendo cambios físicos, ya que no afectaban su naturaleza y los materiales
continuaban siendo la misma sustancia. Además observó otro tipo de cambios; cambios que
producían sustancias diferentes a las originales, como cuando se quema un árbol, o los que
ocurren por la acción del calor al obtener metales como el cobre, el estaño o el hierro a partir de
sus minerales. Estos cambios que afectan la naturaleza de las sustancias son cambios químicos.
La observación de este tipo de fenómenos llevó a los filósofos griegos a suponer la existencia
de diversas sustancias fundamentales, de las que estaban formadas todas las cosas, por ejemplo,
Empédocles (483-430 a. C.) afirmaba que la materia estaba formada por cuatro elementos:
aire, tierra, fuego y agua. Aristóteles retomó las ideas de Empédocles y describió los cuatro
elementos como combinaciones de pares con propiedades opuestas: a) lo caliente y lo frío, b)
lo seco y lo húmedo. Sostuvo que el calor y la sequedad originaban fuego; el calor y la humedad
daban origen al aire; la humedad y el frío al agua; y el frío con la sequedad originaban la
tierra. Ninguno de los elementos era inalterable, se podían convertir uno en otro por procesos
naturales, como el calentamiento (ver figura 2.1).
ca
lo
r
Fuego
se
qu
ed
ad
Tierra
Aire
hu
fr
ío
ad
ed
m
Agua
En el siglo V a. C. Leucipo y su discípulo Demócrito afirmaron que la materia estaba
formada por la concentración de pequeñas partículas indivisibles en constante movimiento
las cuales denominaron átomos. Tales ideas eran contrarias a las de Aristóteles y dado el gran
prestigio de este último, la teoría atómica fue olvidada y tuvieron que pasar varios siglos para
que fuera retomada.
39
Figura 2.1
Aristóteles
supuso que los 4
elementos: fuego,
tierra, agua y aire
eran el resultado
de la combinación
de propiedades
fundamentales.
Química
En 1661, Robert Boyle, con base en hechos experimentales, define al “elemento” como
una sustancia que no está mezclada y que además no está formada por ninguna otra. Años
después, en 1789, Lavoisier describió el concepto de elemento como “lo que no se puede
descomponer con los métodos de análisis disponibles”.
Modelo atómico de Dalton
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En 1804, John Dalton, considerando la evidencia experimental acumulada en las leyes de
la conservación de la materia; de las proporciones constantes; de las proporciones múltiples;
las leyes de los gases, y el análisis químico, propuso una teoría atómica que permitía explicar
las leyes arriba mencionadas. Explicó que cuando el oxígeno se une al hidrógeno para formar
agua, lo hace siempre en una relación en masa de 8:1, sin importar las cantidades de oxígeno e
hidrógenodisponibles.Consideróquetodoslosátomosdeunmismoelementotendríansiempre
la misma masa y serían diferentes a los de otros elementos; asimismo que los átomos deberían
unirse sin romperse y podrían unirse y separarse para formar diferentes compuestos. A partir de
estosrazonamientos,Daltondescribióalosátomoscomo“lasúltimaspartículasdeloscuerpos”,
les asignó símbolos y, ante la imposibilidad de pesarlos individualmente para conocer la masa
absoluta de un solo átomo, ideó una forma de calcular las masas relativas de los átomos a partir
delaproporciónrelativaenqueseunenalformarcompuestos.Dadoqueelhidrógenoerael
elemento más ligero, asignó a los átomos de éste el valor unitario de masa.
En1808,Daltonpublicóunlibroenelquediscutedetalladamentesuhipótesissobrela
existencia de los átomos y los postulados de su teoría atómica de los elementos, postulados que
en resumen son los siguientes:
2
• Cadaelementoquímicosecomponedepartículasinvisibleseindivisiblesllamadasátomos
(el desarrollo de la tecnología permitió posteriormente precisar esta observación).
• En todos los procesos químicos, los átomos de un elemento permanecen sin cambios.
• En una reacción química los átomos no se crean ni se destruyen, sólo se separan,
combinan o reacomodan para producir nuevas sustancias.
• Los átomos de cada elemento tienen masas y propiedades iguales, pero son distintos
en masa y propiedades respecto a los otros elementos (actualmente sabemos que los
átomos de un elemento pueden ser diferentes en el número de neutrones).
Figura 2.2
Los átomos de una
misma sustancia tienen
masas y propiedades
iguales y los átomos de
diferentes sustancias
tienen masas y
propiedades diferentes.
A
A
B
B
• El átomo es la partícula más pequeña que sigue siendo un elemento.
En lo que se refiere a los compuestos, se llegó a lo siguiente:
• La partícula más pequeña de un compuesto es una molécula.
• En los compuestos químicos, los átomos de diferentes elementos están unidos entre sí,
formando moléculas idénticas, en las cuales los elementos se encuentran en la misma
proporción.
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Átomos y moléculas
• Dosomásátomossepuedencombinarparaformarmásdeuncompuesto,larelación
de combinación entre los elementos presentes en dichos compuestos es siempre un
número entero.
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Monóxido de carbono
Relación C:O 1:1
Dióxido de carbono
Relación C:O 1:2
Se puede definir la molécula como la partícula más pequeña en que puede ser dividido un
compuesto sin que se forme otro distinto.
Modelos atómicos y descubrimiento de las partículas subatómicas
Modelo de Thomson y el descubrimiento del electrón
En 1897, Joseph John Thomson descubrió los electrones al estudiar los rayos que se producían
al hacer pasar una corriente eléctrica en tubos que contenían gas a baja presión. A estos rayos se
les llamó originalmente rayos catódicos y posteriormente se les dio el nombre de electrones
(partículas con carga eléctrica negativa y masa muy pequeña). En ese entonces ya se sabía que la
materia es neutra, por lo que Thomson supuso que, si en el átomo existían partículas con carga
negativa, debían haber también cargas positivas que las neutralizaran.
Para Thomson, el átomo es una esfera con carga positiva uniforme, dentro de la cual se
localizanloselectrones(figura2.3).Cadaelementotieneensusátomosunnúmerodiferentede
electrones dispuestos de una manera especial y regular. Una analogía de este modelo sería una
gelatina con pasas, donde la gelatina sería el fluido de carga positiva y las pasas representarían
a los electrones.
Electrones
Esfera de carga
positiva
Años más tarde Robert Millikan determinó el valor de la carga del electrón y así fue posible
estimar la masa de esta partícula.
Masa del electrón = 9.1 × 10– 31 kg
Cargadelelectrón=–1.6×10– 19C
Con el descubrimiento del electrón, el átomo ya no podía ser considerado como una
partícula indivisible como su nombre parecía indicar.
41
Figura 2.3
Modelo del átomo
de Thomson.
Química
Aunque el modelo de Thomson podía explicar la existencia de metales y no metales, y la
emisión de luz producida por los átomos excitados, no fue adecuada para explicar los resultados
experimentales obtenidos por Ernest Rutherford al bombardear con partículas alfa, generadas por
un elemento radiactivo, una delgada lámina de oro, resultados que se describen a continuación.
Modelo de Rutherford: átomo nuclear. Cargas positivas o protones
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Lo que observó Rutherford al lanzar las partículas alfa sobre la lámina de oro fue que la mayoría
de ellas atravesaban el metal sin cambiar de dirección, algunas desviaban su trayectoria y muy
pocas rebotaban al llegar a la lámina metálica, la interpretación de este científico fue que:
• La masa y la carga positiva del átomo están concentradas en una pequeña porción de
materia a la que se denominó núcleo atómico.
• El núcleo atómico es diez mil veces más pequeño que el átomo.
• Los electrones (carga negativa) se mueven alrededor del núcleo, a grandes velocidades,
en órbitas parecidas a las de los planetas alrededor del sol.
2
Figura 2.4
Modelo atómico
de Rutherford.
Rutherford propuso la existencia de partículas con carga positiva en el núcleo a las que
llamó protones, y más tarde demostró su existencia; su masa resultó ser 1 837 veces mayor que
la del electrón y su carga de igual magnitud a la de éste, pero con signo positivo:
Masa del protón = 1.672 x 10– 27 kg
Cargadelprotón=+1.6x10–19C
Las contribuciones de Rutherford a la estructura del átomo fueron:
• El núcleo atómico.
• El protón.
Descubrimiento del neutrón
En1932,JamesChadwickdescubrióunanuevapartículasincargalocalizadaenelnúcleodel
átomo: el neutrón, cuya masa es ligeramente mayor a la del protón:
Masa del neutrón = 1.674 x 10–27 kg
Cargadelneutrón=sincarga
A los protones y neutrones se les conoce como nucleones por su localización en el átomo.
42
Átomos y moléculas
Con la información anterior surgida de los modelos atómicos explicados definamos las
características del átomo nuclear:
Los átomos están formados por partículas subatómicas conocidas como protones (carga
1+), electrones (carga 1–) y neutrones (sin carga). Los protones y los neutrones se ubican en
elnúcleodelátomo;loselectronesestándistribuidosenlavecindaddelnúcleo.Debidoaque
existen el mismo número de protones que de electrones, el átomo es neutro.
Es destacable el hecho de que la masa de los protones y neutrones es mucho mayor que la
masa de los electrones, por lo que la masa del átomo está localizada principalmente en el núcleo
atómico, aunque el núcleo es muy pequeño comparado con el tamaño del átomo. Por lo que
observamos que el átomo está prácticamente vacío.
Se conoce actualmente que la materia está conformada por un número mayor de partículas
subatómicas de las que se han mencionado. En este curso se estudian sólo las partículas que nos
permiten comprender la química.
Número atómico y masa atómica
Un elemento químico se caracteriza por el número de protones, cuyo símbolo es la letra “Z”,
al cual se le conoce como número atómico y es el parámetro que identifica al elemento. Todos
los átomos de un mismo elemento tienen el mismo número de protones (y por supuesto, de
electrones) pero pueden tener número diferente de neutrones.
La masa de un átomo queda representada por la suma de protones y neutrones (recuerda
que comparativamente, la masa del electrón no es significativa). A este número se le conoce
como número de masa y se representa con la letra “A”.
Se puede representar el núcleo del átomo de un elemento escribiendo su símbolo, en la
esquina inferior izquierda se coloca el número atómico y en la esquina superior izquierda el
número de masa.
Número de masa
A
Número atómico
Z
E
Símbolo del elemento
Por ejemplo, un átomo de oxígeno lo podemos representar como:
Símbolo= O
Número atómico (Z)= 8
Número de masa (A)= 16
Conelnúmeroatómicoyelnúmerodemasapodemossabercuántosneutroneshayenel
núcleo del átomo:
A = Z + número de neutrones
Para el caso del átomo de oxígeno del ejemplo:
Número de neutrones = A – Z = 16 – 8 = 8
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Química
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En una gran variedad de elementos existen de manera natural átomos con diferente número
de masa: se trata de partículas de un mismo elemento que cuentan con el mismo número de
protones, pero con diferente número de neutrones. A los átomos que tienen el mismo número
atómico, pero diferente número de masa se les conoce como isótopos.
Los elementos químicos que se encuentran en la naturaleza son una mezcla de isótopos,
aunque en muchos de los casos hay uno con mayor porcentaje. La figura 2.5 muestra los dos
isótopos naturales del nitrógeno y los tres del silicio, así como su porcentaje de ocurrencia,
Figura 2.5 número de protones y neutrones.
Isótopos naturales de
los elementos nitrógeno
y silicio. Observa que
siempre hay un isótopo
de mayor abundancia.
En los dos últimos
renglones de cada
isótopo, se proporciona
el número de nucleones
(protones y neutrones)
presentes en cada
núcleo.
14
7
N
99.63%
7 protones
7 neutrones
15
7
28
N
14
Si
92.2%
14 protones
14 neutrones
0.37%
7 protones
8 neutrones
29
14
Si
4.7%
14 protones
15 neutrones
30
14
Si
3.1%
14 protones
16 neutrones
La masa atómica reportada para los elementos es un promedio ponderado de las masas
atómicas de los diferentes isótopos de que está constituido un elemento de manera natural.
Ejemplo
El cloro existe en la naturaleza en forma de dos isótopos, cloro 35 y cloro 37, ¿cuántos
protonesyneutroneshayensusnúcleos?
Las representaciones de los núcleos de ambos isótopos del cloro y su abundancia son:
Cálculodeneutrones:
Isótopo 35Cl:neutrones=35–17=18
Isótopo 37Cl:neutrones=37–17=20
Ejercicio 1
1. A las sustancias que no pueden descomponerse por medios químicos en otras más simples
se les llama:
a) Sustancias primarias.
b)Compuestos.
c) Elementos.
d) Átomos.
2. Elabora una línea de tiempo en la que señales la progresión de los modelos atómicos que
aquí se mencionan. Explica brevemente en qué consiste cada uno de ellos.
44
Átomos y moléculas
3. Identifica, de las siguientes aseveraciones, las que corresponden al modelo atómico de
Dalton.
a) Los átomos de cada elemento tienen masas y propiedades iguales, pero son distintos en
masa y propiedades respecto a los otros elementos.
b) La masa y la carga positiva del átomo están concentradas en una pequeña porción de
materia denominada núcleo atómico.
c) Un electrón en un átomo se mantiene indefinidamente en uno de los estados de energía
permitidos.
d) El núcleo atómico es diez mil veces más pequeño que el átomo.
4. Relaciona ambas columnas:
a) Protón.
( )
b) Electrón.
( )
c) Neutrón.
( )
d)Núcleoatómico. ()
1. Fue descubierto por Thomson.
2. Su existencia fue postulada por Rutherford.
3. Lo descubrió Rutherford al bombardear con
partículas alfa una lámina de oro.
4.Chadwicklodescubrióen1932.
5. Identifica como verdadero (V) o falso (F) los enunciados que relacionan el nombre de la
partícula subatómica y su carga:
1. Protón (neutro), electrón (+), protón (–).
2. Protón (+), neutrón (–), electrón (–).
3. Protón (–), neutrón (sin carga), electrón (+).
4. Protón (+), neutrón (sin carga), electrón (–).
6. Las masas en orden ascendente (de menor a mayor) de las partículas fundamentales que
forman el átomo son:
a) Neutrón, electrón, protón.
b) Electrón, protón, neutrón.
c) Protón, neutrón, electrón.
d) Electrón, neutrón, protón.
7. ¿Cuál es la razón por la que todos los átomos de un mismo elemento tienen el mismo
númeroatómico,peropuedentenerdiferentenúmerodemasa?
8. La definición: “son átomos que tienen el mismo número atómico pero diferente número de
masa”, corresponde a la partícula llamada:
a) Nucleón.
b) Anión.
c) Isótopo.
d) Isómero.
9. Describe un experimento u observación que permitió cuestionar el concepto de átomo
como partícula indivisible.
10. Las masas atómicas de los elementos no son números enteros por pequeñísimas diferencias
en sus cifras significativas, explica la razón de que existan estas desviaciones de los valores
numéricos enteros.
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Química
11. Indica el número de neutrones, protones y electrones de los siguientes elementos:
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12.Conlossiguientesdatos,escribeelsímbolodelelementoalcualsehacereferenciayconesta
información representa correctamente los núcleos atómicos correspondientes:
a) Z = 1 y A = 3
b) Z = 6 y A = 14
c) Z = 8 y A = 18, en la forma:
Símbolo
2
Cuantización de la energía
En 1900 Max Planck explicó el mecanismo mediante el cual los cuerpos calientes emiten luz
(ondas electromagnéticas). Para esto tuvo que postular una teoría completamente novedosa
con la cual afirmó que los átomos y las moléculas absorben y emiten radiación de manera
discontinua. En este proceso de absorción y emisión se manifiesta la energía en forma de
“paquetes” a los que llamó “cuantos de energía”.
La física clásica suponía que los átomos y las moléculas podían absorber o emitir cualquier
cantidad de energía, ya que en el mundo macroscópico la energía se percibe como un continuo.
Por ejemplo, cuando un coche que se mueve inicialmente a 60 km/h frena de manera uniforme,
su energía cinética va disminuyendo paulatinamente con el decremento de la velocidad hasta
que se detiene y su energía cinética es cero. En este caso, de acuerdo con las ecuaciones de
movimiento, es posible, dependiendo del tiempo transcurrido, que el coche adquiera cualquier
valor de energía entre la energía inicial y su valor final. Esta percepción de continuidad se
debe a que los paquetes de energía son tan pequeños que, a nivel macroscópico no podemos
medirlos, y entonces percibimos a la energía como un continuo; sin embargo, a nivel atómico se
manifiesta el carácter discreto de la energía y es posible medir los “cuantos” al emitir o absorber
energía radiante.
Como cualquier onda electromagnética (la luz por ejemplo) posee una frecuencia de
vibración, Planck propuso que el “paquete mínimo de energía” para una onda electromagnética
con frecuencia υ se puede calcular mediante la ecuación:
E=hυ
(1)
DondeEeslaenergíadelcuantomínimo,heslaconstantedePlanck(h=6.6256x10– 34
joules·segundo) y υ es la frecuencia de la luz que se emite o absorbe, expresada en s–1.
Comovemos,elvalordehestanpequeñoquesólolopodemosobservaranivelatómico.
En el caso de las ondas electromagnéticas como la luz visible, los rayos infrarrojos, los rayos
ultravioleta, etc., la velocidad de propagación en el vacío es de 3 × 108 m/s; y la frecuencia y la
longitud de onda λ se relacionan mediante la ecuación (2):
c=λ· υ
46
(2)
Átomos y moléculas
Empleando la ecuación (2) podemos expresar la ecuación de Planck (1) como:
E = h · c/ λ
(3)
Y despejando λ [m] de la ecuación (3):
λ = h · c/E
(4)
Ejemplo.¿Cuáleselcuantodeenergíamínimodelaluzamarillaconlongituddeondade
586nm?
1nm = 10– 9 m
λ = 5.86 × 10– 7 m
h = 6.6256 × 10– 34j∙s
c = 3 × 10 8 m/s
de la ecuación 3 se obtiene:
E=
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a
d
2
(6.6256 × 10−34 J ⋅ s)(3 × 108 m / s)
= 3.392 × 10−19 J
5.86 × 10−7 m
Ejercicio 2
1. Identifica el enunciado verdadero que indique la localización de las partículas subatómicas
llamadas protón, neutrón y electrón en el átomo:
a) Neutrón (vecindad del núcleo), protón (núcleo), electrón (vecindad del núcleo).
b) Neutrón (núcleo), protón (núcleo), electrón (núcleo).
c) Neutrón (núcleo), protón (núcleo), electrón (vecindad del núcleo).
d) Neutrón (vecindad del núcleo), protón (vecindad del núcleo), electrón (núcleo).
2. Relaciona las siguientes columnas:
a) Número atómico.
( )
1. Partícula nuclear con carga positiva.
b) Electrón.
( )
2. Suma de protones y neutrones.
c) Protón.
( )
3. Partícula nuclear sin carga eléctrica.
d) Neutrón.
( )
4. Partícula con carga negativa.
e) Número de masa.
( )
5. Número de protones en el núcleo.
3. Escribe cinco características del átomo nuclear.
4. ¿Cuálserálalongituddeondadeunaradiaciónelectromagnéticacuyocuantomínimode
energía es 7.8 × 10 – 19J?
47
Química
5. La cuantización de la energía se refiere a que:
a) La energía absorbida o liberada por un átomo puede tomar cualquier valor.
b) La energía contenida en un átomo es continua.
c) Al transmitirse la energía puede tomar cualquier valor.
d) La energía se absorbe o se libera en forma de “paquetes”, por lo que es discontinua.
6. Indica cuál de los dos colores, entre el rojo o el violeta (luz visible), tiene mayor energía.
Utiliza la ecuación de Planck (E = h υ)einvestigalosdatosquetehacenfalta.Consultala
bibliografía sugerida.
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Modelo atómico de Bohr
2
Niels Bohr, científico danés, aplicó los principios de la cuantización de energía a nivel
microscópico. Propuso un modelo atómico nuclear para el átomo de hidrógeno donde su
electrón se mueve en una órbita circular definida alrededor del núcleo y la energía del electrón
permanece constante (además al absorber o emitir energía, éste ocupa órbitas de radio y energía
definidas). El modelo atómico de Bohr postula que:
Figura 2.6
Representación del
modelo de Bohr
para el átomo
de hidrógeno
en estado basal
(órbita más
cercana al núcleo).
• El electrón del átomo de hidrógeno se mueve en una órbita cercana al núcleo y por lo tanto
alrededor del protón. La energía de esta órbita se conoce como estado basal (figura 2.6) y
al moverse no puede tener cualquier valor de energía, ya que existen órbitas con diferentes
distancias y energía; de hecho, cada órbita posee estados de energía únicos y son identificadas
por el número cuántico principal (números consecutivos iniciando por 1 o por letras sucesivas
de K, L, M, N, O, P, Q que definen las diferentes órbitas permitidas). Ver figura 2.7.
n=1
núcleo
K
Niveles de energía electrónicos
Al explicar el modelo atómico del hidrógeno, Bohr afirmó que la materia absorbe o emite
energía solamente en valores determinados de acuerdo con la órbita permitida en la que se
encuentre su electrón, por lo que:
• Cuandoelátomodehidrógenoseencuentraaislado,elelectrónsemueveenunaórbita
denominada K, la cual se caracteriza por tener un número cuántico principal n = 1. A
este estado sin excitación energética se le llama estado basal.
• Un electrón en un átomo, si no absorbe o emite energía, se mantiene indefinidamente
en la órbita original (estado de energía permitido).
• Si un electrón absorbe energía radiante pasa de su órbita original (estado de energía
permitido) a otra órbita de mayor energía.
• El átomo puede emitir energía radiante (luz visible por ejemplo) cuando un electrón
pasa de una órbita de mayor energía a otra de menor energía.
• En resumen, el electrón del átomo de hidrógeno, se mueve en torno al núcleo y puede
ocupar otras órbitas definidas, es decir, otros niveles energéticos cuantizados (figura 2.7).
48
Átomos y moléculas
• Mientras el electrón se mueve en un mismo nivel energético, no emite ni absorbe
energía.
• Las órbitas permitidas para el electrón, se identifican con los valores de “n”, o número
cuántico principal; para el hidrógeno van de n = 1 a n = 7. También se denominan con
letras mayúsculas del alfabeto y van de la capa K hasta la capa Q.
Aumento de E
n=7
n=6
n=5
n=4
n=3
n=2
n=1
Figura 2.7
Órbitas
electrónicas
permitidas en
el átomo de
hidrógeno.
núcleo
K
L
M
N
O
P
Q
Combinandolosconceptosdelafísicaclásicaylateoríacuántica,Bohrcalculóenfunción
del número cuántico n, para el átomo de hidrógeno, los radios de las órbitas y la energía de
cada una de ellas; en la tabla 2.1 se muestran estos valores.
Número cuántico principal
n
Radio de la órbita
r (m)
Energía permitida
E (joules)
1
5.29 × 10– 11
2.177 × 10– 18
2
2.117 × 10
– 10
5.443 × 10– 19
3
4.763 × 10– 10
2.419 × 10– 19
4
8.467 × 10
– 10
1.360 × 10– 19
5
1.323 × 10– 9
8.704 × 10– 20
6
–9
6.048 × 10 –20
1.905 × 10
El modelo atómico de Bohr tuvo aceptación en el año de 1913, ya que justificó de manera
acertada las líneas que aparecen en el espectro de emisión del hidrógeno, para lo cual sugirió
que los electrones en los átomos absorben energía únicamente en cantidades definidas, de las
cuales la más pequeña es el cuanto de energía.
Bohr explicó que cuando un átomo de hidrógeno es excitado con una fuente de energía
externa, su electrón “salta” a un nivel de energía superior (pasa a una órbita con número cuántico
mayor); en el caso contrario, cuando un electrón regresa a un nivel de energía menor (órbita
más cercana al núcleo), desprende energía en forma de una radiación electromagnética, cuya
frecuencia corresponde a la diferencia de energía entre los niveles considerados.
Ef –Ei = h υ
(5)
DondeEf es la energía correspondiente a la órbita hacia donde “salta” el electrón y Ei es
aquella en la que estaba originalmente.
Las líneas asociadas con la región del espectro correspondiente a la luz visible se explican
con el regreso de los electrones desde órbitas superiores hacia aquella con número cuántico
principal igual a dos (n = 2).
49
Tabla 2.1
Valores
permitidos de
los radios de
las órbitas y
la energías
correspondientes.
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Química
Ejemplo
El espectro de emisión del átomo de hidrógeno muestra una línea en color azul de la
región visible, con una longitud de onda de 487 nm. Utilizando la información de la tabla 2.1,
demostrar que esta línea es debida al regreso del electrón de la órbita n = 4 a la órbita n = 2.
1nm = 10– 9 m
λ = 487 nm = 4.87 x 10– 7 m
h = 6.6256 x 10– 34 joules-segundo
c = 3 x 10 8 m/s
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Deacuerdoconlatabla2.1
2
Ef = E2 = 5.443 x 10 –19 joules
Ei = E4 = 1.36 x 10 – 19 joules
Recordando (5) que Ef –Ei = h υ tenemos que
υ = Ef – Ei / h
υυ =
E f − E i 5.443 × 10−19 joules − 1.36 × 10−19 joules
=
= 6.162 × 1014 s−1
6.6256 × 10−34 joules ⋅ s
h
Recordando (2) que: c = λ · υ
λ = c/ υ
λ = 3 x 108 m/s/ 6.162 x 10 14 s– 1 = 4.87 x 10– 7 m = 487 nm
Dentrodelmodelopropuesto,Bohrdeterminóelnúmeromáximodeelectronesporcada
órbita permitida y tal cantidad se calcula con 2n2, donde n es el valor del número cuántico
principal. Las poblaciones electrónicas máximas por nivel se observan en la tabla 2.2.
Tabla 2.2
Número
máximo de
electrones por
órbita.
Número cuántico
principal
Órbitas
permitidas
1
2
3
4
5
6
K
L
M
N
O
P
Número
máximo de
electrones
2n2
2
8
18
32
50
72
Distribución de electrones por capa de los elementos representativos
A continuación se explica la distribución electrónica con ayuda gráfica de la tabla 2.3, en la
cual podemos observar, enlistados por columnas, los datos que identifican a cada uno de los
elementos de la tabla periódica, conocidos como representativos. Estos datos son el número
atómico, el grupo al que pertenecen, el símbolo del elemento y las órbitas que contiene el
átomo. Se puede encontrar en la tabla el número de electrones distribuidos en cada órbita.
50
Átomos y moléculas
Así, la primera capa K, con espacio para 2 electrones, se llena paulatinamente con los
elementos H (con un electrón) y He (con dos electrones).
LoselementosLi,Be,B,C,N,O,FyNecompletanlacapaL(8electrones);delNaalAr
se inicia el llenado de la capa M hasta llegar a 8 electrones, lugar donde vuelve a aparecer un gas
noble Ar, mientras que el potasio con 19 electrones en lugar de ocupar el sitio del 9° electrón en
lacapaMinicialacapaNyelCaconnúmeroatómico20completa2electronesenlamisma
capa.DespuéssecompletalacapaMcon18alentrarlos10elementosdetransición(ScaZn),
mientras que la capa N llega a 8 electrones, después de la primera serie de metales de transición
conlosseiselementosGa–Kr(gasnoble).
Si localizamos los gases nobles restantes, todos ellos muestran 8 electrones externos, y dado
que los gases nobles son poco reactivos, implica que hay una estabilización de la energía cuando
existen 8 electrones externos.
ConsiderandoqueenelmodelodeBohrlosgasesnoblesconbajareactividadmostraban
estabilidad,LewisyKosselpropusieronunmodeloatómicoenelcualloselementoscon8electrones
externos eran sumamente estables, correspondiendo a la familia de elementos denominados gases
nobles (Ne, Ar, Kr, Xe, y Rn), con la necesidad de incluir al helio que sólo tiene dos electrones
externos, ya que es el elemento donde se termina el primer nivel de energía.
Demanerasimilaralacapaanterior,loselementosRbySrocupanlacapaOconunoydos
electrones respectivamente. Los 18 electrones de la capa N se completan con los diez elementos
delasegundaseriedetransición(deY–Cd).Tambiénsecompletanlosochoelectronesdela
capa O con los elementos In –Xe.
SeinicialacapaPcon1y2electronesenCsyBa,ylacapaNcompleta32conlaentrada
delos14elementosdelafamiliadeloslantánidosCe–Lu.LacapaOcompleta18electrones
con la entrada de los 10 elementos de la tercera serie de transición La y de Hf a Hg; la capa P
completa ocho electrones con los elementos Tl a Rn.
Los elementos Fr y Ra inician la capa Q con uno y dos electrones, después entran los
14 elementos de la familia de los actínidos Th-Lr, llegando a 32 electrones la capa O y 18
electrones en la capa P por los elementos de la cuarta serie de elementos de transición, que está
incompleta.
Del proceso descrito se desprenden puntos importantes en la ocupación de las capas
electrónicas:
• Los gases nobles, exceptuando el Helio, poseen 8 electrones externos, estructura
electrónica que les da estabilidad química.
• Para completar el número de electrones máximo, por ejemplo 18 en la capa M después
de completar 8 (Ar), aparecen los diez elementos de transición de la primera serie.
• En el caso de la capa N, con 32 electrones como máximo, primero se estabiliza en 8
con un gas noble Kr, después llega 18 con los diez elementos de la segunda serie de
transición, y sólo alcanza los 32 como máximo cuando entran los 14 elementos de la
familia de los lantánidos.
• La capa O primero se estabiliza con gas noble Xe, después llega a 18 con la entrada de
los diez elementos de transición de la segunda serie y posteriormente llega a 32 cuando
entran los 14 elementos de la familia de los actínidos.
• La capa P llega a 8 con el gas noble Rn, y después debería llegar a 18 con la cuarta serie
de transición que se encuentra incompleta.
En cuanto a la forma como están distribuidos los electrones en los elementos de transición
y en los de tierras raras, el modelo de Bohr no es una herramienta adecuada, debido a que
en estos elementos el concepto de electrones externos no se encuentra definido, ya que hay
electrones pertenecientes a dos capas diferentes.
51
u
n
i
d
a
d
2
Química
Tabla 2.3
u
n
i
d
a
d
2
Coniguración electrónica por capas de elementos representativos
Z
Grupo
Símbolo
K
1
2
1(I A)
18(VIII)
H
He
1
2
L
M
3
4
5
6
7
8
9
10
1(IA)
2(IIA)
13(IIIA)
14(IVA)
15(VA)
16(VIA)
17(VIIA)
18(VIIIA)
Li
Be
B
C
N
O
F
Ne
2
2
2
2
2
2
2
2
1
2
3
4
5
6
7
8
11
12
13
14
15
16
17
18
1(IA)
2(IIA)
13(IIIA)
14(IVA)
15(VA)
16(VIA)
17(VIIA)
18(VIIIA)
Na
Mg
Al
Si
P
Si
Cl
Ar
2
2
2
2
2
2
2
2
8
8
8
8
8
8
8
8
1
2
3
4
5
6
7
8
19
20
1(IA)
2(IIA)
K
Ca
2
2
8
8
8
8
N
O
13(IIIA)
14(IVA)
15(VA)
16(VIA)
17(VIIA)
18(VIIIA)
Ga
Ge
As
Se
Br
Kr
2
2
2
2
2
2
8
8
8
8
8
8
18
18
18
18
18
18
3
4
5
6
7
8
37
38
1(IA)
2(IIA)
Rb
Sr
2
2
8
8
18
18
8
8
In
Sn
Sb
Te
In
Xe
2
2
2
2
2
2
8
8
8
8
8
8
18
18
18
18
18
18
18
18
18
18
18
18
3
4
5
6
7
8
55
56
Cs
Ba
2
2
8
8
18
18
18
18
8
8
13(IIIA)
14(IVA)
15(VA)
16(VIA)
17(VIIA)
18(VIIIA)
Tl
Pb
Bi
Po
At
Rn
2
2
2
2
2
2
8
8
8
8
8
8
52
18
18
18
18
18
18
Capas
32
32
32
32
32
32
21- 30
1a serie de transición
39-48
2a serie de transición
58-71
72 a 80
Lantánidos
3ª serie de transición
1
2
49
13(IIIA)
50
14(IVA)
51
15(VA)
523 16(VIA)
53 17(VIIA)
54 18(VIIIA)
81
82
83
84
85
86
Q
1
2
31
32
33
34
35
36
1(IA)
2(IIA)
P
18
18
18
18
18
18
1
2
3
4
5
6
7
8
Átomos y moléculas
Z
Grupo
Símbolo
K
L
M
N
O
P
Q
87
88
1(IA)
2(IIA)
Fr
Ra
2
2
8
8
18
18
32
32
18
18
8
8
1
2
Capas
90 -103
Actínidos
104-116 4ª serie de transición
(incompleta)
113
114
115
116
117
118
13(IIIA)
14(IVA)
15(VA)
16(VIA)
17(VIIA)
18(VIIIA)
¿?
Uuq
¿?
Uuh
¿?
Uuo
2
2
2
2
2
2
8
8
8
8
8
8
18
18
18
18
18
18
32
32
32
32
32
32
32
32
32
32
32
32
18
18
18
18
18
18
3
4
5
6
7
8
u
n
i
d
a
d
Nota: la IUPAC (International Union of Pure and Applied Chemistry) aún no reconoce los elementos con Z = 114,
116, y 118 (enero 2008), aunque se ha reportado su existencia. Los elementos con Z = 113, 115, y 117 no se han
descubierto.
Ejercicio 3
1. El espectro de emisión del hidrógeno muestra una línea de color violeta con una longitud de
onda de aproximadamente 410 nm ¿a qué salto entre órbitas puede atribuirse esta emisión
deluzvisible?
2. EnelmodeloatómicodeBohr,¿quéesunniveldeenergía?
3. DescribedoscaracterísticasmásimportantesdelmodelodeBohr.
4. Indica dos diferencias entre los conceptos de absorción y emisión de energía en el modelo
del átomo de hidrógeno de Bohr y los principios establecidos en la física clásica.
5. Calculalalongituddeonda,ennanómetros,delaenergíaemitidaporunátomodehidrógeno
cuando su electrón que se encuentra en el nivel de energía n = 6 regresa a la órbita n= 1.
6. ¿En qué nivel de energía se encontraba un electrón que al regresar al nivel n = 2 emite una
energíaconlongituddeondade433.7nanómetros?
7. Si descubriéramos un elemento con número atómico 120, ¿cuál sería su configuración
electrónicaencapas?
Importancia de los electrones externos
Al revisar la tabla 2.3 podemos anotar lo siguiente para los elementos pertenecientes al bloque
de elementos representativos:
a) Los elementos que pertenecen al mismo grupo o familia tienen el mismo número de
electrones externos, llamados electrones de valencia, que corresponden al número de
grupo.
53
2
Química
b) Los elementos de la familia VIII A, exceptuando el helio, tienen 8 electrones externos y
esta estructura se considera estable debido a la poca reactividad química de los elementos
de esta familia.
c) Los metales alcalinos pertenecen al grupo I A y poseen 1 electrón externo.
d) Los halógenos pertenecen al grupo VII A y tienen 7 electrones en su capa de valencia.
A continuación se muestran las tablas 2.4, 2.5 y 2.6 con las configuraciones de los grupos
VIII A o gases nobles, los metales alcalinos que pertenecen a la familia I A y la familia de los
halógenos cuyo grupo es el VII A, respectivamente.
u
n
i
d
a
d
Configuraciónelectrónicaporcapasdelosgasesnobles
2
Tabla 2.4
Z
2
10
18
36
54
86
118
Grupo
18(VIII A)
18(VIII A)
18(VIII A)
18(VIII A)
18(VIII A)
18(VIII A)
18(VIIIA)
Símbolo
He
Ne
Ar
Kr
Xe
Rn
Uuo
K
2
2
2
2
2
2
2
Núm. de electrones en las capas
L
M
N
O
P
8
8
8
8
8
8
8
18
18
18
18
8
18
32
32
8
18
32
8
18
Q
8
Configuraciónelectrónicaporcapasdelosmetalesalcalinos
Tabla 2.5
Z
3
11
19
37
55
87
Grupo
1(I A)
1(I A)
1(I A)
1(I A)
1(I A)
1(I A)
Símbolo
Li
Na
K
Rb
Cs
Fr
K
2
2
2
2
2
2
Núm. de electrones en las capas
L
M
N
O
P
1
8
1
8
8
1
8
18
8
1
8
18
18
8
1
8
18
32
18
8
Q
1
Configuraciónelectrónicaporcapasdeloshalógenos
Tabla 2.6
Z
9
17
35
53
85
Grupo
17(VII A)
17(VII A)
17(VII A)
17(VII A)
17(VII A)
Símbolo
F
Cl
Br
I
At
K
2
2
2
2
2
Núm. de electrones en las capas
L
M
N
O
P
7
8
7
8
18
7
8
18
18
7
8
18
32
18
7
Q
Demaneragráfica,encadaunadelastablassedistinguenloselectronesexternosporquese
encuentran al final de cada renglón y se escriben en “negritas”.
Demanerapreliminarnospodríamospreguntar,¿porquéloselementosreaccionanentre
síparaformarcompuestos?
Es evidente que la familia de los gases nobles tiene una estructura electrónica que muestra
gran estabilidad debido a que es muy difícil hacerlos reaccionar con otros elementos, por lo que
en1920LewisyKosselafirmaronque“loselementosquímicosreaccionanentresíconobjeto
de tener 8 electrones en su capa más externa”.
54
Átomos y moléculas
Combinación de átomos y formación de moléculas
Al observar las tablas 2.5 y 2.6 vemos que a los metales alcalinos les sobra un electrón para
tener ocho electrones en su capa externa y a los halógenos les falta un electrón para adquirir la
configuración del gas noble más cercano, por lo tanto, cuando interactúan un metal alcalino y
un halógeno, se lleva a cabo una transferencia de electrones: para que se estabilicen, el átomo del
alcalino cede un electrón y el átomo del halógeno lo acepta. Por ejemplo, si hacemos interactuar el
sodio (metal alcalino) con el cloro (halógeno), el sodio cede un electrón y adquiere la configuración
del neón con una carga positiva; el cloro, al aceptar el electrón del sodio, adquiere la configuración
del argón con una carga negativa, formándose un compuesto iónico conocido como cloruro de
sodio, con una relación de átomos 1:1, es decir, lo podemos representar por Na+Cl–.
Demaneragráficasemuestraenlafigura2.8:
K
2
L
8
M
1
K
2
L
8
x
Capa
# Elect
xx
M
7
Capa
# Elect
K
2
xx
+
L
8
Capa
# Elect
Cl
K
2
L
8
xx
xx
Capa
# Elect
+
xx
Na
Na +
x
xx
Cl
M
8
Cuandodoselementosqueseponenencontactotienencuatroomáselectronesexternos,la
forma de completar el octeto no es mediante transferencia, sino por compartición de electrones,
por ejemplo, si hacemos reaccionar al carbono del grupo IV A (cuatro electrones externos)
con el oxígeno del grupo VI A (seis electrones externos), tenemos que al carbono le faltan
cuatro para completar su octeto y al oxígeno sólo dos. Para lograr esto, cada átomo de oxígeno
comparte dos del átomo de carbono para completar 8; el carbono requiere compartir cuatro,
por lo cual, se requieren dos átomos de oxígeno para que ambos adquieran su configuración de
gas noble (octeto). Ver figura 2.9.
xx
Oxx
xx
C
xx
x
xO
xx
x
Electrones
de oxígeno
Electrones
de carbono
El tema de enlace químico será tratado con amplitud en la unidad 4 de este libro.
Combinación de átomos del mismo elemento
DeacuerdoconelmodelodeLewisyKossel,cuandolosátomosdeloselementosquímicos
no tienen 8 electrones externos, son estructuras inestables que pueden combinarse con otros
átomos del mismo elemento para estabilizarse, formando elementos moleculares.
Revisaremos algunos ejemplos de este tipo de moléculas, en las cuales la estabilización se
produce al combinarse y compartir electrones para adquirir la configuración de un gas noble,
por ejemplo, el hidrógeno gaseoso, que es el elemento más abundante en el universo y que
también se encuentra en las partes altas de la atmósfera terrestre como molécula diatómica H2,
lo mismo que los gases oxígeno y nitrógeno presentes en el aire como O2 y N2.
55
u
n
i
d
a
d
2
Figura 2.8
Formación del
enlace iónico
entre los átomos
de sodio y cloro.
Debajo de cada
especie se muestra
la coniguración
electrónica por capas
para cada especie.
Figura 2.9
Representación del
compuesto formado por
1 átomo de carbono y
2 átomos de oxígeno.
Observa que cada átomo
tiene los electrones
correspondientes a su
grupo y todos los átomos
completan su octeto
compartiendo electrones.
Química
En la figura 2.9 se muestran las moléculas H2, N2 y O2 donde se puede observar la
estabilización por la compartición de electrones.
u
n
i
d
a
d
Figura 2.10
a) Molécula de
hidrógeno con
coniguración semejante
al He
b) Molécula de oxígeno
con coniguración
semejante al Ne
c) Molécula de nitrógeno
con coniguración
semejante al neón.
2
xx
H xx H
xx
xx x x xx
xx
xx
O
xx
N N
Molécula O2
Molécula N2
O
xx
Molécula H2
xx
xx
Modelos moleculares
Con objeto de poder visualizar las moléculas que por su tamaño son invisibles, se utilizan
representaciones gráficas para representar átomos y moléculas, por ejemplo, como se ha
mencionado, varios elementos químicos en estado natural, se encuentran en forma de moléculas
constituidas por dos átomos. Entre ellos, el elemento más abundante del Universo: el hidrógeno
(H2); los principales componentes del aire: el nitrógeno (N2) y el oxígeno (O2), así como los
halógenos: flúor (F2),cloro(Cl2), bromo (Br2) y yodo (I2). En todas estas fórmulas el subíndice
2 indica el número de átomos presentes en la molécula y pueden ser representadas por esferas
juntas con diámetro proporcional a sus dimensiones (Figura 2.11).
Figura 2.11
Representación
de elementos
en forma de
moléculas
diatómicas.
I2
H2
Br2
Cl2
O2
F2
N2
Algunos elementos pueden formar moléculas poliatómicas, por ejemplo: el oxígeno que
puede estar en forma de ozono (O3), el cual es una forma alotrópica del oxígeno. El azufre,
el cual se encuentra formado por moléculas con ocho átomos (S8) unidos en forma de anillo.
La molécula de fósforo está constituida de cuatro átomos unidos en forma de tetraedro. Estas
estructuras se muestran en la figura 2.12.
Figura 2.12
Representación
de elementos
en forma de
moléculas
poliatómicas.
O3
P4
S8
En los compuestos químicos están presentes átomos de dos o más elementos. Se pueden
clasificar en dos tipos: compuestos moleculares (formados por moléculas) y compuestos iónicos
(formados por iones). Si al formarse un compuesto hay pérdida o ganancia de electrones entre
los átomos participantes, las sustancias son iónicas; cuando sólo hay compartición de electrones,
los compuestos son moleculares.
56
Átomos y moléculas
En la formación de moléculas participan átomos no metálicos que comparten uno o más de
sus electrones de valencia. Ejemplos: H2O (agua), NH3(amoníaco),CO2 (bióxido de carbono),
C2H6O(alcoholetílico)yC12H22O11(azúcar).
O
N
O
H
H
H
C
O
H
H
H
H
H
CH2OH
C
H
H
CH2OH
H
C
O
H
O
OH
H
H
OH
H
H
O
H
OH
OH
H
O
H
OH
Figura 2.13
Representación de
moléculas discretas:
agua H2O, amoníaco
NH3, bióxido de
carbono CO2, etanol
CH3 – CH2 – OH y
sacarosa C12,H22O11.
CH2OH
La estructura de las moléculas puede ser tan sencilla como la de los compuestos anteriores,
o más compleja como la que se representa en la figura 2.14, en la que cada punto representa un
átomo y cada línea un enlace. Las moléculas de algunas proteínas y otros biopolímeros están
constituidas por miles de átomos.
Figura 2.14
Estructura de un
biopolímero.
Los compuestos iónicos se forman cuando se unen iones electropositivos (de metales) con
iones electronegativos (de no metales). Son compuestos constituidos por una agrupación de
iones, en la que no es posible identificar una interacción a corto o mediano alcance entre éstos.
La fórmula de los compuestos iónicos sólo indica la proporción en que ellos se encuentran y no
corresponde a una molécula finita.
Ejemplos:NaCl(saldemesa,suestructurasemuestraenlafigura2.15),CaF2 (fluoruro de calcio,
contenido en las pastas de dientes), NaOH (hidróxido de sodio, contenido en los limpiadores de
estufasyhornos),NaHCO3 (bicarbonato de sodio, contenido en algunas pastillas de antiácidos).
Na+
Cl–
Figura 2.15.
Estructura de
NaCl (compuesto
iónico).
57
u
n
i
d
a
d
2
Química
Si se ponen en contacto dos o más metales, sus átomos no llevan a cabo enlaces que
permitan suponer que se formó una nueva sustancia; se trata de una mezcla que puede ser
perfectamente homogénea y tener apariencia de un metal diferente a los originales, pero éstos
no han perdido sus propiedades. Esas mezclas se denominan aleaciones.
Ejercicio 4
u
n
i
d
a
d
2
1. Utilizandolatabla2.3yelmodelodeLewisyKosselidentificaeltipodeenlacequepuede
darse entre los elementos 1 y 2 y completa la siguiente tabla.
Elemento 1
Plata
Potasio
Oro
Bario
Calcio
Sodio
Oxígeno
Silicio
Carbono
Carbono
Aluminio
Nitrógeno
Fósforo
Elemento 2
+
+
+
+
+
+
+
+
+
+
+
+
+
Fórmula del
compuesto iónico
Fórmula del
compuesto
molecular
Aleación
Oro
Cloro
Cobre
Oxígeno
Azufre
Flúor
Hidrógeno
Oxígeno
Oxígeno
Hidrógeno
Cromo
Oxígeno
Cloro
2. Desarrollalaestructuraelectrónicaporcapasdeloselementos:fósforo,criptón,potasio,
bario y yodo. Indica, de acuerdo con dicha configuración, en qué grupo y periodo de la
tabla periódica se encuentra cada uno. Utiliza la tabla 2.3.
3. Discutelaposibilidaddeencontraralosgasesnoblescomomoléculasdiatómicas.
Ejercicios finales
1. Definecontuspropiaspalabraslossiguientesconceptos:
Número atómico, símbolo, peso atómico, metales, no metales, metaloides, valencia, ion,
isótopo, grupo o familia, tabla periódica.
2. EscribetrespostuladosdelateoríaatómicadeDaltonenrelaciónconloselementosytres
postulados en relación con los compuestos.
3. Investiga y describe brevemente el experimento que realizó Thomson cuando descubrió
los rayos catódicos; acompaña tu investigación con un esquema explicativo, consulta la
bibliografía sugerida.
4. MuestraenunesquemaelmodeloatómicodeBohr.¿Cuántoselectronescomomáximo
puedenexistirencadaunadelasórbitas?
58
Átomos y moléculas
5. ¿Cuálessonlaspropiedadesdecarga,masayubicacióndelaspartículassubatómicas?
Partícula
Electrón
Carga (coulombs)
Masa (kg)
Ubicación
Protón
Neutrón
6. Indica el número de protones, neutrones y electrones en:
a) El átomo neutro de K.
b)ElátomoneutrodeCl.
c) El ion sodio K+.
d)ElioncloruroCl–.
59
u
n
i
d
a
d
2
Química
Respuestas de los ejercicios
Ejercicio 1
u
n
i
d
a
d
2
1. c)
3. a)
4. a) (2)
b) (1)
c) (4)
d) (3)
5. d)
6. b)
8. c)
Ejercicio 2
1. c)
2. a) (5)
b) (4)
c) (1)
d) (3)
e) (2)
5. d)
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