El documento resume los principales modelos atómicos propuestos a lo largo de la historia para explicar la estructura del átomo: el modelo de Thomson, que proponía que los electrones estaban distribuidos uniformemente en el átomo; el modelo de Rutherford, que dedujo que el átomo debía estar principalmente vacío excepto por un pequeño y denso núcleo central donde se concentraba la mayor parte de la masa del átomo; y el modelo de Bohr, que propuso que los electrones orbitaban en niveles o capas cuantizadas alrededor
2. Los intentos por llegar a comprender la estructura del átomo dieron lugar a los
diferentes modelos atómicos. Dejando muy lejos la idea del átomo como indivisible, los
diferentes modelos intentaron interpretar la disposición de las diferentes partículas
subatómicas.
El modelo de Thomson suponía que los electrones
estaban en reposo dentro del átomo y que el conjunto era
eléctricamente neutro. Es el llamado “modelo del pastel
de pasas”.
El experimento de Rutherford condujo a una interpretación completamente
diferente. En 1911, propuso una visión revolucionaria del átomo. Sugirió que el
átomo consistía de un pequeño y denso núcleo de partículas cargadas positivamente
en el centro (o núcleo) del átomo, rodeado de un
remolino de electrones. El átomo se parecía a un
pequeño sistema solar con el núcleo cargado
positivamente siempre en el centro y con los
electrones girando alrededor del núcleo.
El descubrimiento del neutrón (Chadwick,
1932) no modificó la estructura propuesta por
Rutherford. Esta nueva partícula se encontraría, junto
a los protones, en el núcleo atómico.
Las características de carga y masa de estas partículas se resume en la siguiente
tabla:
Protón Neutrón Electrón
Masa
Carga -
En la actualidad sabemos que tanto protones como neutrones están formados
por unas partículas más pequeñas denominadas quarks.
La notación por la que se representan los átomos es:
X≡ Símbolo del elemento
Z≡ Número Atómico (número de protones)
A≡ Número Másico (protones + neutrones)
(Para el caso átomos neutros, el número de electrones COINCIDIRÁ con Z; no así si se trata de
iones).
El número atómico determina el tipo de elemento químico. Es decir, todos los átomos de un
mismo elemento químico tienen igual Z. Sin embargo, no todos tienen igual A. En este sentido, se
denominan ISÓTOPOS, a aquellos átomos de un mismo elemento (con igual Z) que poseen
distinto número de neutrones (por tanto, distinto A).
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6. La configuración electrónica de un elemento hace alusión a la distribución y
ordenación de sus electrones en los diferentes orbitales en las capas principales y
subcapas.
Tal distribución de electrones en los orbitales viene dada por una serie de reglas:
Los electrones se distribuyen de modo que
la energía del átomo sea la mínima. Salvo
para contadas excepciones, el orden de
llenado de los orbitales viene dado por el
DIAGRAMA DE MÖELLLER.
Dos electrones de un mismo átomo
no pueden tener los cuatro números
cuánticos iguales. Esta regla se conoce
como PRINCIPIO DE EXCLUSIÓN DE
PAULI
En el caso en el que existan orbitales
degenerados, los electrones se dispondrán
lo más desapareados posible. Esta es la
REGLA DE MÁXIMA
MULTIPLICIDAD DE HUND
Para escribir las configuraciones electrónicas
se usa el PRINCIPIO AUFBAU, palabra alemana que quiere decir "construcción
progresiva". Existen tres formas de
mostrar las configuraciones
electrónicas:
a) Notación spdf condensada
b) Notación spdf expandida
c) Diagrama de orbitales
La configuración electrónica de
los elementos se rige según el
DIAGRAMA DE MOELLER.
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11. a) El radio atómico. Es la distancia entre el núcleo del átomo y el electrón estable
más alejado del mismo. Se define como la mitad de la distancia existente entre
los centros de dos átomos enlazados (dependiendo de ese enlace podremos
hablar de radios atómicos, iónicos, metálicos o radios de van der Waals).
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12. Como vemos, aumenta de arriba a abajo y de derecha a izquierda en la tabla
periódica. La explicación a este fenómeno se encuentra en que la fuerza de
atracción que el núcleo del átomo ejerce sobre los electrones es mayor al final de
cada período, de manera que los electrones de los átomos de los elementos que
se encuentran más a la derecha se encuentran más atraídos por el núcleo, de
modo que, como el número de niveles en el que se enlazan los átomos es el
mismo, el radio disminuye.
b) Carácter metálico. La estabilidad y prácticamente nula reactividad de los gases
nobles se debe a que poseen su capa de valencia completa (ns2np6), a excepción
del helio (1s2).
El resto de los elementos de la tabla intentan, mediante enlaces, adquirir esa
configuración. Para ello, tenderán a perder o ganar electrones. En función de
esta característica, se define el carácter metálico/ no metálico de los
elementos:
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17. 1. Define entre los siguientes términos: Sustancia pura, compuesto y elemento.
2. Una sustancia pura, ¿es un elemento o un compuesto?
3. Resume las ideas básicas de los modelos atómicos de Thomson; Rutherford y Bohr.
4. ¿Por qué Rutherford dedujo que el átomo debería estar prácticamente vacío?
5. ¿En qué consiste el modelo atómico de Bohr?
6. ¿Qué representan en el modelo de Bohr las letras s, p, d y f?
7. ¿Cuántos electrones como máximo caben en cada uno los subniveles anteriores?
8. Indique cuántos subniveles de energía existen en el nivel tercero y el número de electrones que caben
en cada uno de ellos.
9. Indique, en cada uno de los siguientes casos, en qué subnivel de energía caben más electrones:
a) 1s ó 2s
b) 2p ó 3p
c) 2s ó 2p
10. Dibuja los niveles de la corteza electrónica de los átomos de los elementos:
Ca (Z = 20)
Si (Z = 14)
Kr (Z = 36)
11. Completa en su cuaderno las representaciones de las cortezas electrónicas de los elementos
siguientes:
12. Indique si el electrón del átomo de hidrógeno absorberá o emitirá energía en cada uno de los
siguientes saltos entre niveles:
a) nivel 1º al nivel 3º
b) nivel 5º al nivel 3º
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18. 13. En la siguiente figura están representadas las cortezas electrónicas de tres elementos:
De cada uno de ellos indique:
a) El símbolo y el número atómico.
b) El número de electrones en cada
nivel, precisando si están o no
completos.
14. Observe la siguiente figura:
Con ayuda de los datos que aparecen en ella indique:
a) Los símbolos de los cuatro elementos.
b) Los elementos no metálicos.
c) Los elementos del grupo 13.
d) Los elementos pertenecientes al 2º periodo.
e) Los elementos que tienen completo el tercer nivel
energético de su corteza electrónica.
f) Los electrones de valencia de cada uno de los
elementos.
g) Los protones de cada elemento suponiendo átomos
neutros.
15. Indique el número de capas electrónicas y el número de electrones de valencia de los siguientes
elementos: cesio, neón, aluminio y nitrógeno.
16. Represente las cortezas electrónicas de: sodio, oxígeno, calcio, estroncio y selenio.
17. ¿Cómo se distribuyen los electrones alrededor del núcleo?
18. ¿Qué es el número atómico? ¿Con qué letra se representa?
19. ¿Qué es el número másico? ¿Con qué letra se representa?
20. ¿Qué es un isótopo?
21. Escriba, con la notación apropiada, tres isótopos del plomo, de números másicos 206, 207 y 208
respectivamente.
22. Escriba tres isótopos del carbono de números másicos 12, 13 y 14 respectivamente. ¿Qué tiene en
común y en qué se diferencian?
23. ¿Qué es la masa atómica relativa? ¿Con qué letra se representa?
24. ¿Cuál es la diferencia básica entre los átomos de distintos elementos?
25. ¿En qué se basaba la clasificación de elementos de Döbereiner?
26. ¿En qué se basaba la clasificación de elementos de Newlands?
27. ¿En qué se basaba la clasificación de elementos de Mendeleiev?
28. Indique cuáles de los siguientes elementos son metales y cuáles no: hierro, carbono, azufre, cobre,
oxígeno y aluminio.
29. ¿En qué se basa la clasificación de elementos de la Tabla Periódica actual?
30. ¿Cuáles son las principales regularidades en los Grupos de la Tabla Periódica?
31. ¿Cuáles son las principales regularidades en los Periodos de la Tabla Periódica?
32. ¿Qué elemento presenta más carácter metálico, el berilio o el bario? ¿Cuál tiene más carácter no
metálico, el flúor o el yodo? Razone en ambos casos su respuesta.
33. ¿Qué elemento presenta más carácter metálico, el sodio o el cesio? ¿Cuál es más no metálico, el
carbono o el flúor? Razone en ambos casos su respuesta.
34. ¿Qué tiene en común los elementos de la Tabla Periódica que se hallan en la misma columna? ¿Y los
que están en la misma fila?
35. ¿Por qué los elementos de un mismo grupo posee propiedades químicas semejantes?
36. ¿Cuántos electrones tiene en su última capa los elementos del grupo 1? ¿Cuántos deberían perder
para tener su última capa completa? ¿Son dichos elementos metálicos o no metálicos? Razone su
respuesta.
37. Si se descubriera el elemento de Z = 118, ¿qué propiedades químicas presentaría?
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19. 38. ¿Cuántos electrones tienen en su última capa los elementos del grupo 18? ¿Cuál es el número
máximo de electrones que en cada caso puede albergar esa última capa?
39. ¿Cuántas capas tienen los átomos comprendidos entre el litio y el neón? ¿Cómo varía el número de
electrones de la última capa al pasar del litio al neón?
40. ¿Cuántos electrones tiene en su última capa el hidrógeno? ¿En qué grupos se puede encasillar dicho
elemento? ¿Por qué?
41. ¿Cuántos electrones tienen en su última capa los elementos del grupo 17? ¿Cuántos les faltan para
tener la última capa completa? ¿Se trata de elementos metálicos o no metálicos?
42. Escriba el nombre y el símbolo químico de 5 elementos que tengan el mismo número de capas
electrónicas que el silicio.
43. Escriba el nombre y el número atómico de tres elementos que tengan sus electrones distribuidos en
cuatro capas o niveles.
44. Explique por qué el berilio, el magnesio y el calcio están juntos en el grupo 2 de la Tabla Periódica.
45. ¿Por qué razón los periodos de la Tabla Periódica tienen un número distinto de elementos?
46. ¿Qué es el enlace químico? ¿Cuántos tipos diferentes de enlace se estudian en Química?
47. ¿En qué consiste la Regla del octeto?
48. ¿Cómo se forma el enlace covalente?
49. Defina el término molécula.
50. ¿Qué propiedades tiene los elementos formados por moléculas constituidas por átomos unidos por
enlace covalente?
51. ¿Qué son los cristales atómicos covalentes? ¿Qué propiedades tienen?
52. Explique mediante el diagrama de Lewis, la formación de los enlaces covalentes en las moléculas de
los siguientes compuestos: a) Silano (SiH4); b) monóxido de dibromo (Br2O) y c) tricloruro de
fósforo(PCl3)
53. Explique el significado del término “enlace covalente”. En las moléculas diatómicas, como el H 2, y
en los cristales atómicos, como el diamante, los átomos están unidos por enlaces covalentes. Sin
embargo, el hidrógeno es un gas y el diamante es un sólido. Explique este hecho.
54. ¿Por qué para separar los átomos que forman un compuesto o un elemento, hay que suministrar
energía?
55. Teniendo en cuenta la regla del octeto, ¿qué deberán hacer los átomos metálicos para adquirir la
configuración de gas noble?
56. ¿Cómo se explica la formación del enlace metálico?
57. ¿Cuáles son las propiedades típicas de los metales? Intente explicar dichas propiedades utilizando el
modelo del enlace metálico estudiado.
58. Utilizando un diagrama explique los siguientes hechos:
a) Los metales conducen la electricidad.
b) Los metales son dúctiles y maleables.
59. Se suele decir que los metales tienen estructura cristalina. ¿Qué significa eso?
60. ¿A qué se debe la conductividad eléctrica de los metales?
61. ¿Qué diferencia hay entre elementos covalentes y compuestos covalentes? Ponga algún ejemplo de
cada uno de ellos.
62. ¿Cuáles son las propiedades de los compuestos covalentes moleculares?
63. ¿Cómo están unidos entre sí los átomos de la molécula del agua?
64. ¿Qué es un cristal covalente? ¿Cuáles son las propiedades características de estos compuestos?
65. ¿Cómo se forma el enlace iónico? ¿Qué es una red cristalina iónica?
66. ¿Cuáles son las propiedades típicas de los compuestos iónicos? Explíquelas mediante la aplicación
del modelo de enlace explicado.
67. ¿Podría formarse un enlace iónico entre el Br y el O. ¿Por qué?
68. Los compuestos iónicos no conducen la corriente eléctrica cuando son sólidos, pero sí cuando están
fundidos o disueltos. ¿Por qué?
69. ¿A qué se debe que los cristales iónicos sean duros?
70. ¿Qué condición es necesaria para que dos átomos formen un enlace iónico?
71. El disulfuro de carbono, CS2, está formado por dos elementos no metálicos:
a) ¿De qué tipo cree que es el enlace entre el carbono y el azufre?
b) ¿Es este compuesto soluble o insoluble en agua?
c) ¿Conduce la corriente eléctrica?
72. Los átomos de Na y Cl, con uno y siete electrones en su última capa, respectivamente, poseen una
gran reactividad química. Sin embargo, los iones Na+ y Cl- presentan una gran estabilidad química y
por eso son muy abundantes en la Naturaleza. ¿A qué cree que se debe esta estabilidad?
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20. 73. En ocasiones, el carbono y el oxígeno están unidos; sin embargo, ambos tienden a captar electrones.
¿Cómo cree que se mantienen unidos?
74. Los plásticos son compuestos típicamente covalentes. ¿Por qué cree que se los usa como aislantes
eléctricos?
75. El silano, SiH4, presenta las siguientes propiedades:
Aspecto: gas incoloro
Punto de fusión: -185 ºC
Punto de ebullición: -111 ºC
No conduce la corriente eléctrica.
No es soluble en agua.
¿Qué tipo de enlace es previsible que exista en este compuesto? ¿Estará formado por moléculas o por
cristales?
76. El nitrógeno posee 5 electrones en su última capa y la molécula está formada por dos átomos.
¿Cuántos electrones han de compartir para que cada uno se rodee de 8 electrones? Represente el
elemento y su molécula utilizando diagramas de Lewis.
77. Clasifique las siguientes sustancias de acuerdo con el tipo de enlace que presentan y nómbrelas: H2O;
CH4; HBr; KBr; NaI; MgS; K2O; I2; CO; Al2S3 e I2O
78. Esta tabla le proporciona información acerca de las propiedades de ciertas sustancias:
Conductividad eléctrica
Sustancia Punto de fusión (ºC) Solubilidad en agua
Sólido Líquido
A 112 NO NO Insoluble
B 680 NO SI Soluble
C 1610 NO NO Insoluble
D 660 NO SI Soluble
a) ¿Cuáles son compuestos iónicos?
b) ¿Cuál de estas sustancias es un compuesto covalente molecular?
c) ¿Cuál de ellas tiene un elevado punto de fusión comparado con el resto? ¿Por qué no se
trata de un compuesto iónico?
79. Escriba los nombres y los símbolos de los elementos alcalinos y de los halógenos.
80. Un elemento X tiene 7 electrones de valencia y se combina con el elemento Y que tiene 2 electrones
de valencia, formando un compuesto iónico. ¿Cuál es su fórmula: YX, YX2 o YX3? ¿Por qué?
81. ¿A qué se debe la estabilidad de los gases nobles?
PROBLEMAS
82. Copie en su libreta y complete la tabla siguiente:
Elemento Nº de protones Nº de electrones Nº de neutrones
4 a 2 b
2 He
16 8 c d
8O
23 e f 12
11 Na
80 g 35 h
35 Br
Sol: a = 2; b = 2; c = 8; d = 8; e = 11; f = 11; g = 35; h = 45
238
83. ¿Cuántos protones, neutrones y electrones tiene un átomo neutro de 92 U ?
Sol: p = 92; e- = 92; n = 146
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21. 84. El átomo de cloro, Z = 17, gana un electrón:
a) ¿Qué tipo de ión formará?
b) ¿Cuántos protones y electrones tendrá el ión?
c) Responda de nuevo para el caso del átomo de potasio (K), Z = 19, cuando pierde un
electrón.
Sol: a) anión; b) p = 17, e- = 18; c) catión, p = 19, e- = 18
85. Determine el número de protones, neutrones y electrones que tiene el isótopo neutro 200 Hg
80
Sol: p = 80; n = 120; e- = 80
86. Agrupe aquellos átomos que correspondan al mismo elemento químico:
a) Z = 3; A = 6
b) Z = 92; A = 235
c) Z = 6; A = 12
d) Z = 92; A = 238
Sol: b y d
87. Teniendo en cuenta el orden de llenado de los niveles y subniveles de energía, escriba la
configuración electrónica de:
a) Potasio e) Oxígeno
b) Cloro f) Azufre
c) Magnesio g) Aluminio
d) Litio h) Neón
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