GC 1 Modelo atomico

Preuniversitario Solidario
Santa María
Guía N°1, Común.
Modelo atómico de la materia.
La Teoría Atómica se basa en la suposición (ratificada después por datos experimentales) de que la
materia no es continua, sino que está formada por partículas distintas.
El concepto de átomo ha ido pasando por diversas concepciones, cada una de las cuales explicó en su
momento todos los datos experimentales que se disponían, generando así un modelo atómico. Sin embargo,
con el tiempo fue necesario modificar cada modelo para adaptarlo a los nuevos datos. Cada modelo se apoya en
los anteriores, conservando determinados aspectos y modificando otros.
Síntesis histórica de la Teoría atómica de la materia.
Los griegos creían que la materia era infinitamente divisible. Sin
embargo, en el siglo V a.C. Leucipo fue el primero en dudar sobre la
indivisibilidad de la materia, ya que suponía que si la materia se dividía en
infinitas partes llegaría un punto en que no se podría seguir dividiendo.
Demócrito llamó a esta partícula átomo. Además supuso que los átomos de
cada elemento eran diferentes y le conferían propiedades distintas a la
materia. Sin embargo lo anterior no puede considerarse una teoría
científica, ya que le falta apoyarse en datos experimentales.
La primera teoría científica sobre el átomo fue propuesta por John
Dalton a principios del siglo XIX, la que establece cuatro principios básicos:




Toda materia se compone de partículas fundamentales
extremadamente pequeñas e indivisibles, llamadas átomos.
Todos los átomos de cualquier elemento son similares entre sí, sobre
todo en lo que respecta a su masa, pero difieren de los de otro
elemento.
Los cambios químicos son transformaciones en las combinaciones
atómicas.
Los átomos son indivisibles aún en la reacción más violenta.
Según el modelo de Dalton los átomos eran diminutas esferas rígidas
de masa constante.
A partir de esta teoría se fueron proponiendo diversos modelos.
Demócrito, filósofo
griego que desarrolló el
concepto de átomo.
Actividad 1:
Con ayuda de un libro o
internet, define:
-Teoría científica:
-Partículas fundamentales:
-Protones:
-Electrones:
-Neutrones:
-Rayos catódicos:
Modelos atómicos
Estudios posteriores demostraron que los átomos tienen una estructura interna formada por partículas
subatómicas. Estas investigaciones condujeron al descubrimiento de tres partículas: electrones, protones y
neutrones.
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
Modelo atómico de Thomson:
En 1903 Joseph J. Thomson propone su modelo. Según éste el
átomo consistía en una esfera uniforme de materia cargada
positivamente con los electrones dispersos en ella en un número igual a
las cargas positivas. Esto explicaba que la materia fuese eléctricamente
neutra.

¿Sabías qué…
En 1897 J. Thomson estudió la
naturaleza eléctrica de los rayos
catódicos y demostró que estos rayos
se desviaban hacia el polo positivo
del campo eléctrico, confirmando que
poseían carga negativa?
Modelo atómico de Rutherford:
Su experiencia consistió en bombardear con partículas alfa una
fina lamina de oro, la partícula alfa atravesaban la lamina y eran
recogidas sobre una pantalla de sulfuro de zinc; detectando que la
mayoría de las partículas la atravesaban sin desviarse o desviándose sólo
un poco sin perder velocidad. Este hecho hizo suponer que las cargas
positivas que las desviaban estaban dentro de los átomos ocupando un
espacio muy pequeño (núcleo) y que todo el resto del átomo está vacío
y que en ese espacio circulaban los electrones alrededor del núcleo.
Sin embargo, este modelo posee una contradicción, pues según la
mecánica clásica toda partícula cargada al moverse debe irradiar energía
continuamente, lo que causa una disminución de la misma, provocando
una pérdida de velocidad cayendo en espiral al núcleo.

Experimento de Ernest
Rtherford.
Modelo atómico de Bohr:
Bohr, utilizando como punto de partida el átomo de Rutherford y
aplicando proposiciones hechas por Planck y Einstein, llegó a establecer
un nuevo modelo atómico, cuyos postulados teóricos se detallan a
continuación:
 El átomo posee un núcleo central en el que se concentra casi la
toda su masa.
 Los electrones giran en orbitas fijas y definidas, es decir, giran en
distintos niveles con una determinada distancia del núcleo. Estas
orbitas o niveles de energía (n) se representan por los números
1,2,3,4,5,6 y 7, ubicándose desde el núcleo hasta el exterior.
 Los electrones que se ubican en las orbitas más cercanas al núcleo
tienen menor energía que los ubicados mas lejos de él.
 Mientras un electrón gira en una determinada orbita, no consume ni
libera energía.
 Cuando un electrón absorbe energía de una fuente externa, puede
“saltar” de un nivel de baja energía a otro de mayor energía,
quedando el átomo en un estado excitado. Además un electrón que
regresa a un nivel de energía menor, libera energía en forma de
radiación electromagnética (la energía que gana o pierde el electrón
se llama cuanto de energía).
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Representación del
bombardeo de átomos de
oro con partículas alfa
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
Modelo atómico actual:
El modelo atómico de Bohr fue muy pero sólo es adecuado para
explicar iones y átomos con un sólo electrón.
Así, dicho modelo fue reemplazado por el modelo actual, que
mantiene el concepto de estados de energía cuantizados, pero
agrega nuevas consideraciones.
Avances posteriores, mostraron que es imposible conocer
simultáneamente tanto el momento exacto del electrón, como su
posición exacta en el espacio (Principio de Incertidumbre de
Heisenberg). Por lo tanto, no resulta apropiado imaginar a los electrones
en movimiento en órbitas circulares bien definidas alrededor del núcleo.
En 1926, Erwin Schrödinger propuso una ecuación, ahora conocida
como ecuación que incorpora los comportamientos tanto ondulatorios
como de partícula del electrón, lo que llevó al desarrollo de la mecánica
cuántica. En el modelo atómico actual (Modelo mecánico cuántico) se
establece que hay unas zonas delimitadas conocidas como orbitales,
en las que hay mayor probabilidad de encontrar electrones. Estos
orbitales se agrupan a su vez en los distintos niveles de energía.
Actividad 2:
Identifica a quien pertenecen
los distintos modelos atómicos.
…………………………………………
Orbitales y números cuánticos.
Los orbitales establecen como se distribuye en el espacio la
densidad electrónica (regiones en las que es muy probable encontrar
electrones), por lo que poseen una forma y nivel de energía
característicos. El modelo de la mecánica cuántica emplea números
cuánticos para describir un orbital (n, l, ml y s).
…………………………………………
 Número Cuántico Principal (n): Es el número que indica el
nivel de energía dentro del átomo, puede tomar valores enteros de
1,2,3, etc., y se relaciona directamente con la distancia promedio del
electrón al núcleo en un determinado orbital. Cuanto más grande es el
valor de n, mayor es la distancia entre un electrón en el orbital respecto
del núcleo y, en consecuencia, el orbital es más grande y menos estable.
 Número Cuántico Azimutal (l): Este número cuántico
identifica los subniveles de energía y la forma del orbital. Puede tener
valores enteros de 0 a n-1, donde n es el número cuántico principal.
Cada valor de l corresponde a un tipo de orbital denominado:
Valores de l
Tipo de orbital
0
s
1
p
2
d
…………………………………………
3
f
 Número Cuántico Magnético: Este número cuántico describe
la orientación del orbital en el espacio. Puede tener valores enteros entre
-l y l, incluyendo al cero.
 Número Cuántico de Espín: Este número cuántico se puede
interpretar como las dos direcciones opuestas en las que puede girar el
electrón. Sólo se permiten dos valores +1/2 y -1/2.
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Conceptos claves en teoría atómica.
El número de protones que existen en el núcleo, es igual al número de electrones que lo rodean. Este
número es un entero, que se denomina número atómico y se designa por la letra, "Z".
La suma del número de protones y neutrones en el núcleo se denomina número másico del átomo y se
designa con la letra, "A".
El número de neutrones de un elemento químico se puede calcular como A-Z, es decir, como la
diferencia entre el número másico y el número atómico.
No todos los átomos de un elemento dado tienen la misma masa. La mayoría de los elementos tiene dos ó
más isótopos, átomos que tienen el mismo número atómico, pero diferente número másico. Por lo tanto la
diferencia entre dos isótopos de un elemento es el número de neutrones en el núcleo. Además los isótopos de un
elemento tendrán un comportamiento químico similar, formarán el mismo tipo de compuestos y reaccionarán de
manera semejante. Por ejemplo el hidrógeno presenta tres isótopos, y en este caso particular cada uno tiene un
nombre diferente.
Hidrógeno
Deuterio
Tritio
Los Isóbaros son aquellos átomos que presentan igual número de masa y distinto numero atómico. Son
átomos distintos (carbono y nitrógeno), pero tienen igual A y diferente Z.
14
6𝐶
14
7𝑁
Los Isótonos a su vez son átomos que presentan distinto número atómico, pero tienen igual número de
neutrones.
11
5𝐵
12
6𝐶
Los Isoelectrónicos, son átomos que presentan distinto número atómico, pero poseen igual número de
electrones en su estructura.
+
𝐿𝑖
4
+2
𝐵𝑒
5
Masa Atómica.
La masa atómica relativa de un elemento, es la masa en gramos de 6,02*10 23 átomos (número de
Avogadro, NA) de ese elemento. La masa relativa de los elementos de la tabla periódica está situada en la parte
inferior de los símbolos de dichos elementos. El átomo de carbono, con 6 protones y 6 neutrones, es el átomo de
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carbono 12 y es la masa de referencia para las masas atómicas. Una unidad de masa atómica (u.m.a), se
define exactamente como 1/12 de la masa de un átomo de carbono que tiene una masa 12 u.m.a. una masa
atómica relativa molar de carbono 12 tiene una masa de 12 g en esta escala. Un mol gramo (abreviado, mol) de
un elemento se define como el numero en gramos de ese elemento igual al número que expresa su masa relativa
molar. Así, por ejemplo, un mol gramo de aluminio tiene una masa de 26,98 g y contiene 6,02*1023 átomos.
Se debe tener presente que en la naturaleza existen isotopos de los elementos, por lo tanto, la masa
atómica de un elemento es una media de las masas de sus isótopos naturales ponderada de acuerdo a su
abundancia relativa (abundancia isotópica).
Actividad 3:
Identifica que representan las siguientes imágenes:
………………………………… ………………………………….. ……………………………….. ……………………………...
………………………..
……………………….
………………………...
……………………….
Indica las falencias de los modelos de Thomson, Rutherford y Bohr.
Thomson
Rutherford
Indica las diferencias entre el modelo de Rutherford y Bohr.
Rutherford
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…………………………
Bohr
Bohr
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Ejercicios.
1.
En el ión Ca+2, cuyo número atómico
es 20, hay
A) 18 protones y 20 electrones.
B) 20 protones y 18 electrones.
C) 20 protones y 20 electrones.
D) 20 protones y 22 electrones.
D) 22 protones y 20 electrones.
7.
Cuál es la característica principal de los
isotopos.
2.
¿Cuál de los siguientes iones tiene
mayor número de electrones? (Ver sistema
periódico)
A) S-2.
D) F-.
3.
B) Mg+2.
E) N-3.
Los átomos
35
37
17 𝐶𝑙 , 17 𝐶𝑙
C) Na+.
se diferencian en:
A) el número atómico.
B) la electronegatividad.
C) dos electrones.
D) dos protones.
E) dos neutrones.
4.
5.
39
K
25
30
82
64
48
56
137
207
Complete la siguiente tabla:
Símbolo
Protones
Neutrones
Electrones
Carga neta
A
Z
31 -3
P
A) Poseen la misma cantidad de neutrones.
B) Corresponde a un grupo de elementos iguales
que varían en su masa.
C) Son átomos distintos que tienen la misma
cantidad de electrones.
D) Un conjunto de átomos que tienen distinto
número atómico, pero el mismo número másico.
E) Son elementos que ubican en orbitales distintos
sus electrones.
8.
Complete la siguiente tabla:
Símbolo
Protones
Neutrones
Electrones
A
Z
A) La forma que toman los giros de los electrones.
B) La posición exacta de encontrar un electron.
C) La disposición de los neutrones en un átomo.
D) La zona de probabilidad de encontrar un electrón.
E) La posición de los protones en el átomo.
A)
B)
C)
D)
E)
¿Qué indica el número cuántico n?
La cantidad de protones que posee un átomo.
La cantidad de electrones que tiene un átomo.
La forma de la nube electrónica.
El tamaño y la energía de la nube atómica.
El número de orbitas.
9.
Con los datos de la siguiente
determine la masa atómica del silicio.
Isótopo
28
40
Ca+2
23
28
21
45
36
-2
6.
En el modelo atómico moderno
representan los orbitales atómicos?
28
31
+2
¿Qué
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Si
Si
30
Si
29
A)
B)
C)
D)
E)
% abundancia
natural
92,1684
4,7416
3,09
tabla,
Masa atómica
del isótopo
27,97679
28,9765
29,9738
29,075
28,085
28,153
27,998
28,845
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