Unidad Nº4: El Átomo

Unidad Nº4: El Átomo
Unidad Nº 4. El átomo: Modelos atómicos. Estructura atómica. Modelo actual. Tabla periódica. Clasificación de los
elementos, metales, no metales, gases inertes. Número atómico, número másico. Iones, isótopos, electronegatividad.
Configuración electrónica.
Nota: Durante el transcurso de esta unidad es indispensable asistir a clases con tabla periódica!!
Para interpretar la Naturaleza, los científicos proponen representaciones lo más aproximadamente posible a la
realidad, que suelen denominarse Modelos.
Estos modelos se elaboran a partir de los resultados de la experimentación. Por medio de los modelos se trata
de explicar hechos o fenómenos que no se pueden observar directamente, tales como la estructura atómica de la
naturaleza, la electricidad, etc.
Varios siglos A.C. los filósofos griegos discutían la naturaleza continua o discreta de la materia. Los partidarios
de Aristóteles defendían que cualquier cuerpo podía ser dividido indefinidamente, es decir, una vez roto en dos,
los pedazos resultantes podrían ser fragmentados en otros de menor tamaño, y estos, de nuevo, podrían
romperse y así sucesivamente, de forma que siempre es posible dividir cada uno de los trozos obtenidos.
Demócrito, en cambio, sostenía que la materia era discreta es decir, formada por diminutas partículas
indivisibles, a las que denominó Átomos, entre las cuales mediría el espacio vacío.
Hubieron de transcurrir cerca de 2200 años para que la idea de los átomos fuera tomada de nuevo en
consideración.
Dalton retomó la idea filosófica de Demócrito sobre la discontinuidad de la materia, significado de átomo (del
griego “indivisible”) como partícula mínima constitutiva de la materia, y publicó en 1808 la primera teoría
atómico-molecular con carácter científico, que se puede resumir en los siguientes postulados:
“La materia está formada por átomos. Los átomos son partículas mínimas e indivisibles. Todos los átomos
de una sustancia simple son iguales entre sí. Las moléculas de sustancias simples están formadas por la
unión de átomos iguales.
El primer modelo atómico. Modelo atómico de Thomson
Para explicar la estructura del átomo, los investigadores fueron proponiendo diferentes modelos a medida que
se realizaba e interpretaban las diversas experiencias. Así, en 1898 Thomson expuso lo que se considera el
primer modelo atómico.
El modelo de Thomson supone que el átomo es una esfera uniformemente cargada de electricidad positiva,
dentro de la cual están los electrones negativos. El átomo es eléctricamente neutro porque las cargas negativas
de los electrones equivalen a las positivas de la esfera. Este modelo se ha comparado con un budín de pan, donde
las pasas de uva representan los electrones.
Modelo atómico de Rutherford (1911)
Las experiencias de Rutherford hicieron descartar el modelo de
Thomson y permitió deducir cómo están distribuidas las cargas
eléctricas y la masa en el átomo, constituyendo un importante avance
en el conocimiento de la estructura atómica. Sobre la base de sus
experiencias Rutherford propuso el siguiente modelo:
1. El átomo está formado por un núcleo central, cargado
positivamente, rodeado de electrones.
2. El núcleo es muy pequeño con relación al tamaño el átomo,
pero concentra casi toda la masa del mismo.
3. Los electrones se disponen en un número necesario para
compensar la carga positiva del núcleo, dando como resultado
un átomo neutro.
Este modelo se puede comparar con el sistema solar, donde el núcleo
corresponde al sol y los electrones a los planetas.
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La falla del anterior postulado estaba en que si el electrón es una partícula cargada eléctricamente y describe
un movimiento circular, se supone que debe ir perdiendo energía, acercándose cada vez más al núcleo con una
trayectoria en espiral, hasta caer sobre él. Sin embargo esto no sucedía.
Modelo atómico de Bohr
En 1932 Chadwick descubrió en el neutrón una partícula con existencia propia y sin carga eléctrica, a la que llamó
Neutrón.
La masa del neutrón resultó ser aproximadamente igual a la del protón. Las partículas fundamentales del átomo
son:
Carga: Positiva
Protones (p)
Masa: 1,6725 . 10-24g
Núcleo
Carga: nula
Neutrones (n)
Masa: 1,6748 . 10 -24 g
Masa: 0,9109 . 10-27g
Electrones (e)
Zona extranuclear
(1850 veces menor que la de un protón)
Átomo
En la actualidad hay pruebas concluyentes de que estas partículas no son elementales sino que, dentro de ellas,
hay constituyentes más pequeños y densos. A tales constituyentes se los llama “Quarks”. No se los ha podido
observar aisladamente, por los que se supone que siempre se presentan agrupados.
Para ponerlos en evidencia, se provocan choques entre distintos tipos de partículas, electrones o protones a los
que se les ha dado una energía muy alta, por medio de un “acelerador de partículas”.
En 1913 Niels Bohr (1885-1962) postuló un modelo para el átomo de hidrógeno, manteniendo la estructura
planetaria, pero incluyendo algunas variantes que resolvían el problema del modelo anterior.




Los electrones ocupan, alrededor del núcleo, ciertas capas u orbitas llamados niveles de energía y que
son estables, no pueden moverse a cualquier distancia del núcleo, sino a distancias determinadas.
Cuando el electrón se encuentra en una órbita estable, no absorbe ni emite energía.
Cuando el electrón pasa de un nivel más alejado del núcleo a otro más cercano, emite energía.
Cuando al átomo se le suministra energía externa (descarga eléctrica), el electrón absorbe energía y
salta a una órbita más alejada del núcleo (nivel de mayor energía).
Reseña histórica de la tabla periódica
En 1869 el químico Ruso Dimitri Mendeleiev, relacionó las propiedades físicas y químicas de los elementos con
sus masas atómicas, y al hacerlo, encontró una repetición periódica de dichas propiedades cuando se ordenan los
elementos según sus masa atómicas en forma creciente.
A este descubrimiento se lo conoce como ley periódica de Mendeleiv y puede anunciarse como: “las propiedades
de los elementos son una función periódica de sus masas atómicas”.
En 1906, luego de varios estudios, Mendeleiv publicó una primera tabla periódica que contenía organizados en
filas y columnas un total de 74 elementos.
Luego en 1913, el físico inglés Henry Moseley, descubrió que las propiedades de los elementos se repiten
periódicamente en función de su número atómico y no de sus masas atómicas.
Este descubrimiento modificó la ley periódica de Mendeleiv cuyo enunciado finalmente sería: “las propiedades de
los elementos son una función periódica de su número atómico”.
A partir de entonces comenzaron a ordenarse los elementos según su número atómico. El descubrimiento de
nuevos elementos, la inclusión de los gases nobles o raros (helio, neón, argón, Kriptón y Radón) y la ampliación de
las tierras raras hizo necesaria una estructura nueva de la tabla.
La tabla queda con ocho columnas, grupos o familias, (columnas verticales) un grupo cero y con siete periodos
(filas horizontales)
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Número atómico y número másico
Llamamos número atómico (Z) a la cantidad de protones que contiene cada
núcleo. En los átomos eléctricamente neutros, el número atómico corresponde
también a la cantidad de electrones que se disponen por fuera del núcleo. El
número atómico es una característica invariable de cada elemento. Números
atómicos iguales, elementos químicos iguales.
Número másico (A) representa el total de protones y neutrones que existe en el núcleo, donde se localiza
prácticamente toda la masa del átomo.
Por ejemplo, en los átomos comunes de sodio están contenidos 11 protones y 11 neutrones en su núcleo; por lo
tanto el número másico es aproximadamente de 23.
Si se resta al número másico (A) el número atómico (Z), el resultado representa la cantidad de neutrones que
existe en el núcleo.
Isótopos
Son átomos que tienen el mismo número atómico pero distinto número de masa, debido a
que tiene una cantidad diferente de neutrones.
Los elementos químicos se pueden dividir en tres grandes grupos: los metales, los no
metales y los elementos inertes o gases nobles
Propiedades de los metales






Casi todos son sólidos a temperatura ambiente. Son excepción el mercurio y el cesio
Son buenos conductores del calor y la electricidad
Tienen brillo propio cuando están pulidos o recién cortados
Son maleables, capacidad de deformarse sin romperse lo que favorece la obtención de delgadas láminas.
Son dúctiles, ya que pueden estirarse para formar hilos.
Son duros
Propiedades de los no metales
 A temperatura ambiente, algunos son sólidos (como el azufre), uno es líquido (el bromo) y otros son
gaseosos (como el oxigeno).
 No tienen brillo, a excepto el Yodo
 Son malos conductores del calor
 Son malos conductores de la electricidad, con excepción del carbono (grafito)
 No son dúctiles ni maleables
 Son blandos y quebradizos, con excepción del diamante que además en buen conductor del calor.
Propiedades de los elementos inertes (también llamados gases nobles o raros)
 Se denominan inertes pues su principal característica es la escasa tendencia a combinarse con otros
elementos
 Son malos conductores del calor y la electricidad
 Se encuentran en el aire en muy pequeñas proporciones.
Modelo atómico actual
El modelo de Bohr no se ajustó para los casos de átomos con más de un electrón por lo que este modelo debió ser
mejorado.
Heirsenberg enunció su principio de incertidumbre y aseguró que es imposible determinar simultáneamente la
posición y velocidad del electrón.
Tambien se comprobó que los niveles de energía en los cuales se ubican los electrones contienen Subniveles,
tanto como número de nivel Por ejemplo: en el nivel n = 3 hay 3 subniveles. Los electrones se mueven en ciertas
regiones de espacio llamados Orbitales.
Definimos orbital como la región del espacio que rodea al núcleo donde es mayor la probabilidad de encontrar al
electrón.
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Hay cuatro tipos de orbitales: s, p, d, f distribuidos en los distintos subniveles
Nivel (n)
Subniveles
1
2
3
4
S
Número máximo de electrones por
subnivel
2
Número máximo de electrones por
nivel
2
S
P
S
P
D
S
P
D
F
2
6
2
6
10
2
6
10
14
8
18
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Del mismo modo que cada nivel admite un máximo de electrones, cada subnivel también tiene limitado el número
de electrones que puede contener, los subniveles s hasta dos electrones, los subniveles p hasta 6 electrones, los
d hasta 10 y los f hasta 14.
Configuración electrónica
La distribución de los electrones de un átomo en sus niveles y subniveles se puede representar en forma
abreviada de la siguiente manera:
1. Un coeficiente que indica el número de nivel de energía. (n)
2. Una letra que corresponde al subnivel
3. Un exponente que señala el número de electrones que hay en el
subnivel.
Así, a modo de ejemplo:
1
H = 1s1
3
Li = 1s2, 2s1
5
B = 1s2, 2s2, 2p1
9
F = 1s2, 2s2, 2p5
Para distribuir los electrones de un átomo, teniendo en cuenta la
energía creciente de sus orbitales, es útil emplear el siguiente
diagrama:
Iones
El ión es una partícula cargada eléctricamente positiva o negativa. Hay de dos formas:
Catión: partícula que ha perdido electrones, por lo tanto queda cargada positivamente. Ocurre en los átomos del
grupo de los metales.
Aniones: partícula que ha ganado electrones, por lo tanto queda cargada negativamente. Ocurre en los átomos
del grupo de los no metales.
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Para entender la formación de cationes tenemos que aprender la regla del octeto, que dice que siempre se
pierde tantos electrones sean necesarios para dejar completo el nivel anterior (dejando 2 e- si es 1º nivel o
dejar 8 e- si son los demás niveles). Por eso el átomo de litio pierde 1 e-, o sea, pasa de tener 3 e- a tener 2 e(3-1 =2) Así deja completo su último nivel.
Para entender la formación de aniones, la regla del octeto dice que siempre se ganan tantos electrones sean
necesarios para completar el nivel superior o último (llegar a 2 e- es 1º nivel o llegar a 8 e- si son los demás
niveles). Por eso, el átomo de oxigeno gana 2 e-, o sea, pasa de tener 6e- a tener 8e- (6+2 = 8). Así completa su
octeto.
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1) Completa el siguiente cuadro:
Elemento Protones Electrones Neutrones Tipo de Ión Metal o no metal
Al +3
O-2
ClCa+2
Na+
P-3
2) Colocar los nombres correspondientes a las diferentes partículas:
3) Sabiendo que…
Nº atómico (Z)= Indica cantidad de Protones (P+) que se encuentran en el núcleo del átomo y cantidad de
electrones (e-)
Nº másico (A) = Masa total del átomo. Nº de protones + Nº de Neutrones
Nº de neutrones = Nº A – Nº Z
Completa el siguiente cuadro:
Elemento
Símbolo
Fósforo
P
Nº de
protones
15
A
Z
30
15
11
Nº de
neutrones
15
Nº de
electrones
15
Grupo
Periodo
12
8
2
Al
58
17
Co
26
4) Observa atentamente las siguientes notaciones y recuadra aquellas que corresponden a isótopos.
5) Indica Verdadero o falso. En caso de ser falso subraya la parte incorrecta y cámbiala para que la frase se
convierta en verdadera: Ej. Los electrones poseen carga eléctrica positiva. Falsa. Negativa
a)
b)
c)
d)
e)
f)
g)
El protón posee carga eléctrica negativa
Los neutrones poseen una masa muy pequeña considerada con la de los protones y los electrones.
El número másico es la masa total que posee un átomo.
El número atómico indica la cantidad de neutrones que se encuentran en el núcleo.
Los metales se caracterizan por ser malos conductores y su apariencia brillante
El Yodo es un metal
El numero másico (Z) del cloro es 17.
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h)
i)
j)
k)
l)
m)
n)
o)
El numero atómico del Na es 11
Un orbital es la región donde es más probable encontrar un electrón
Los electrones poseen carga eléctrica negativa
Rutherford describió al átomo como un budín de pasas. Una esfera positiva con electrones incrustados.
El fósforo es un no metal
Dalton describió al átomo como un sistema solar. Electrones girando alrededor de un núcleo
El número másico del Fe es 55
Los no metales son maleables
6) En los siguientes conjuntos de elementos hay 3 que pertenecen a un mismo grupo y uno que no pertenece. Encontrar
al elemento que no pertenece al mismo grupo que los demás.
a) Mg, K, Ra, Ca
d) F, Cl, O, At
b) P, S, Bi, N
e) B, In, Ti, Ir
c) Rn, Ra, Ar, He
f) He, H, Na, Fr
7) Encontrar al elemento de los cuatro citados en cada caso que no pertenece al mismo periodo que los demás.
a) N, Li, Na, F
e) Ag, I, Au, Mo
b) Cs, Po, Os, Fr
f) Co, Ce, Cu, Ca
c) Fr, Pu, Th, Cs
g) Gd, Er, Ra, Ba
d) Db, Am, Hf, Ei
8) Escribir para cada uno de los siguientes elementos su símbolo:
a) Hierro
d) Fosforo
b) Plata
e) Potasio
c) Mercurio
f) Oro
g) Platino
h) Cobre
i) Cobalto
9) Dado dos elementos del mismo grupo ¿Cuál tiene mayor cantidad de electrones, uno de periodo 3 o uno del periodo 4?
10) Dados dos elementos del mismo periodo ¿Cuál tiene mayor cantidad de electrones, uno del grupo 10 o uno del grupo
11?
11) ¿Cuál es el elemento del grupo II y periodo 4?
12) ¿Cuál es el elemento del grupo 11 y periodo 4?
13) ¿Cuántos electrones tiene el elemento del grupo 15 y del periodo 2?
14) Nombrar al elemento que tiene 2 electrones más que el elemento del grupo 9 y periodo 6
15) Nombrar al halógeno del periodo 5
16) Nombrar al gas noble del periodo 2
17) Calcule el número de neutrones de un átomo sabiendo que su configuración termina en 3d 3
18) La configuración electrónica de un elemento termina en 3P5
a) Realiza la C.E. completa
b) ¿Cuántos protones tiene un átomo de dicho elemento?
c) Si el número másico es 35, calcula la cantidad de neutrones.
d) El coeficiente de la C.E. indica…
19) Teniendo en cuenta los elementos que se encuentran en :
I.
Grupo 1, periodo 4
II.
Grupo 17, periodo 5
a) Indica nombre y símbolo
b) Composición nuclear
c) Dibujar la estructura según Bohr
d) Escribir su configuración electrónica
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1. Cuestionario:
a) ¿Qué significa la palabra átomo?
b) Realiza un cuadro resumen destacando lo más importante de los distintos modelos atómicos.
c) ¿Cuál era el error del modelo de Rutherford?
d) ¿En qué se diferencia el modelo atómico actual con los anteriores? Realiza el esquema correspondiente.
e) ¿Por qué partículas está formado el átomo y cuáles son sus cargas? Realiza el esquema que represente la
posición de cada partícula.
f) ¿Cuál es la partícula que posee una masa despreciable en comparación con las otras dos?
2. Completa los espacios en blanco
Los átomos están compuestos por partículas subatómicas, los ………………………………con carga…………………………………..,
los………………………………..con carga……………………………………. Y los………………………………………..con carga………………………
En la tabla periódica los elementos están organizados de acuerdo al número …………………….que se designa con la
letra ……., este coincide además con la cantidad de ……………………………. O………………………………… El número
……………………………, que se designa con la letra ……, se refiere a la cantidad de protones y …………………………, que se
encuentran en el ………………………. del átomo. Es por eso que cuando necesitamos saber la cantidad de neutrones que
posee un átomo restamos al número ………………………..el número …………………………. o cantidad de……………………………..
Hay elementos como el Hidrogeno, cuyo núcleo puede tener una cantidad diferente de neutrones, dando elementos
con igual número ………………………….pero distinto número ………………………… Estos elementos se denominan
…………………………………, como por ejemplo: ……………………………………, …………………………………..y…………………………………
Algunos átomos pueden perder o ganar electrones, en el caso de los metales, como por ejemplo ………………………..,
tiende a …………………….. electrones, convirtiéndose en un …………………….., en cambio los no metales como por
ejemplo …………………………., tiende a ……………………..electrones, convirtiéndose en un ………………………………
En la tabla periódica los elementos están organizados en grupos y…………………….. El grupo en el que se ubique cierto
elemento siempre coincide con la cantidad de……………………………. que se encuentran en su último nivel de energía.
Esas partículas subatómicas son justamente las que van a participar en las…………………………… ……………………………..
3. Configuración electrónica.
I.
a)
b)
c)
d)
e)
f)
g)
Dado los elementos S y Ca
¿De qué elementos se trata? ¿son metales o no metales?
Indica: Z, A, número de protones, neutrones y electrones
Descubre la configuración electrónica externa (cantidad del electrones del último nivel)
Sabiendo la CEE ¿Podrías decir a qué grupo y periodo pertenecen?
Represéntalos estableciendo niveles y electrones posibles de cada nivel
¿Cuál de los elementos podría ceder su electrón? ¿Por qué?
Entonces, ese elemento que perdió su electrón ¿En qué tipo de ión se transformó?
II.
Dado los elementos C y O :
a) ¿De qué elementos se trata? ¿son metales o no metales?
b) Indica: Z, A, número de protones, neutrones y electrones
c) Descubre la configuración electrónica externa
d) Sabiendo la CEE ¿Podrías decir a qué grupo y periodo pertenecen?
e) Represéntalos estableciendo niveles y electrones posibles de cada nivel
f) Cuál de los elementos podría ceder su electrón? ¿Por qué?
g) Entonces, ese elemento que perdió su electrón ¿En qué tipo de ión se transformó?
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