CONCEPTOS BÁSICOS DE LA ESTRUCTURA DEL ÁTOMO, TEORÍA Y MODELOS ATÓMICOS: DALTON, THOMSON, RUTHERFORD, BOHR Y LA MECÁNICA CUÁNTICA ONDULATORIA...COLEGIO AMERICANO DE SAN CARLOS...tango/tango

1. Estructura Atómica
Química 1
UNIDAD DE COMPETENCIA 3
ESTRUCTURA ATOMICA
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“Inteligencia, rectitud y Grandeza”

2. Estructura Atómica
Química 1
UNIDAD DE COMPETENCIA 3: Diseñará los modelos atómicos de
acuerdo a su evolución.
¿Qué vas a aprender a hacer?
1. Explicar el concepto de átomo con tus propias palabras.
2. Identificar las partículas atómicas en función de su diferencia de carga, masa y
localización dentro del átomo.
3. Relacionar el número atómico con el número de protones y electrones en un
átomo neutro.
4. Explicar las características de los modelos atómicos de Dalton, Thomson,
Rutherford y Bohr señalando sus principales limitaciones.
5. Conceptualizar lo que es un ion.
6. Explicar la formación de aniones y cationes en función de ganancia y pérdida de
electrones.
7. Conceptualizar lo que es un isótopo.
8. Comprender la diferencia existente entre átomos, iones e isótopos en cuanto al
número de partículas atómicas.
Fundamento Teórico
La química es probablemente la única rama de las ciencias experimentales cuyo objeto
de estudio está en permanente expansión, dado que el número de nuevas moléculas,
sintetizadas por el hombre crece día a día. El mundo actual y nuestra vida cotidiana
están marcados por un sinnúmero de productos de síntesis, desde los materiales más
diversos en forma de fibras, plásticos o colorantes, hasta los medicamentos, los
plaguicidas o los fertilizantes. Gran parte de la quot;cultura del bienestarquot; se fundamenta en
la puesta a disposición del hombre de estos productos que son fruto, entre otras cosas,
de un profundo conocimiento de la estructura atómica y molecular.
Los entes objeto de estudio por parte de la Química, las moléculas, son átomos
enlazados entre sí para formar un edificio más complejo y con propiedades
completamente distintas de las de sus constituyentes. Parece lógico que una de las
primeras inquietudes de los científicos fuera conocer las características de esos
constituyentes, en un primer intento para entender como se unen entre sí para formar
nuevos sistemas que van desde la simplicidad de una molécula de hidrógeno a la
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“Inteligencia, rectitud y Grandeza”

3. Estructura Atómica
Química 1
complejidad de una proteína. Por otra parte, de nada serviría el esfuerzo de sintetizar
nuevas moléculas si no fuésemos capaces de entender y explicar sus estructuras y
propiedades y por ende predecir su posible comportamiento y aplicaciones.
Conceptos básicos de la estructura atómica.
Atendiendo a las características estructurales del átomo las propiedades de este varían.
Así por ejemplo los átomos de que tienen el mismo número de electrones de valencia
que poseen distintos números atómicos poseen características similares.
Los átomos están formados por un núcleo que posee una serie de partículas
subatómicas. Alrededor del núcleo se hallan en diferentes órbitas los electrones.
Las partículas subatómicas de las que se compone el núcleo son los protones y los
neutrones. Los átomos son eléctricamente neutros. Luego, si contienen electrones,
cargados negativamente, deben contener también otras partículas con carga positiva
que corresponden a la carga de aquellos. Estas partículas estables con signo positivo
se las llamó protón. Su masa es igual a 1,6710-27 kg.
Con estas dos partículas, se intentó construir todos los átomos conocidos, pero no pudo
ser así porque faltaban unas de las partículas elementales del núcleo que fue
descubierto por J. Chadwick en 1932 y que se llamó neutrón. Esta partícula era de
carga nula y su masa es ligerísimamente superior a la del protón (1,6748210-27kg.).
Situados en órbitas alrededor del núcleo se hallan los electrones, partículas estables de
carga eléctrica negativa y con una masa igual a 9,1110-31kg. El modelo de Bohr explica
el espectro del átomo de hidrógeno, pero no los de átomos mayores.
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“Inteligencia, rectitud y Grandeza”

4. Estructura Atómica
Química 1
Átomo es la porción más pequeña de la materia. El primero en utilizar este término fue
Demócrito (filósofo griego, del año 500 a.de C.), porque creía que todos los elementos
estaban formados por pequeñas partículas indivisibles. Átomo, en griego, significa
indivisible. Es la porción más pequeña de la materia. Los átomos son la unidad básica
estructural de todos los materiales de ingeniería.
En la actualidad no cabe pensar en el átomo como partícula indivisible, en él existen
una serie de partículas subatómicas de las que protones neutrones y electrones son las
más importantes. Los átomos están formados por un núcleo, de tamaño reducido y
cargado positivamente, rodeado por una nube de electrones, que se encuentran en la
corteza.
Partícula Características
Subatómica
Electrón Es una partícula elemental con carga eléctrica negativa igual a
1,602X10-19 Coulomb y masa igual a 9,1093X10-28 g, que se encuentra
formando parte de los átomos de todos los elementos.
Neutrón Es una partícula elemental eléctricamente neutra y masa ligeramente
superior a la del protón (mneutrón=1.675X10-24 g), que se encuentra
formando parte de los átomos de todos los elementos.
Protón Es una partícula elemental con carga eléctrica positiva igual a
1,60X10-19 Coulomb y cuya masa es 1837 veces mayor que la del electrón
(mprotón=1.673X10-24 g). La misma se encuentra formando parte de los
átomos de todos los elementos.
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“Inteligencia, rectitud y Grandeza”

5. Estructura Atómica
Química 1
La nube de carga electrónica constituye de este modo casi todo el volumen del átomo,
pero, sólo representa una pequeña parte de su masa. Los electrones, particularmente la
masa externa determinan la mayoría de las propiedades mecánicas, eléctrica,
químicas, etc., de los átomos, y así, un conocimiento básico de estructura atómica es
importante en el estudio básico de los materiales de ingeniería.
Teoría y modelos atómicos
Cada sustancia del universo, las piedras, el mar, nosotros mismos, los planetas y hasta
las estrellas más lejanas, están enteramente formada por pequeñas partículas llamadas
átomos.
Son tan pequeñas que no son posibles fotografiarlas. Para hacernos una idea de su
tamaño, un punto de esta línea puede contener dos mil millones de átomos.
Estas pequeñas partículas son estudiadas por la química, ciencia que surgió en la edad
media y que estudia la materia.
Pero si nos adentramos en la materia nos damos cuenta de que está formada por
átomos. Para comprender estos átomos a lo largo de la historia diferentes científicos
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“Inteligencia, rectitud y Grandeza”

6. Estructura Atómica
Química 1
han enunciado una serie de teorías que nos ayudan a comprender la complejidad de
estas partículas. Estas teorías significan el asentamiento de la química moderna.
Como ya hemos dicho antes la química surgió en la edad media, lo que quiere decir
que ya se conocía el átomo pero no del todo, así durante el renacimiento esta ciencia
evoluciona.
Teoría atómica de Dalton
En el período 1803-1808, John Dalton, utilizó los dos leyes fundamentales de las
combinaciones químicas, es decir: la quot;Ley de conservación de la masaquot;(La masa total
de las sustancias presentes después de una reacción química es la misma que la masa
total de las sustancias antes de la reacción) y la quot;Ley de composición constantequot;(Todas
las muestras de un compuesto tienen la misma composición, es decir las mismas
proporciones en masa de los elementos constituyentes.) como base de una teoría
atómica.
La esencia de la teoría atómica de la materia de Dalton se resume en tres postulados:
1. Cada elemento químico se compone de partículas diminutas e indestructibles
denominadas átomos. Los átomos no pueden crearse ni destruirse durante una
reacción química.
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“Inteligencia, rectitud y Grandeza”

7. Estructura Atómica
Química 1
2. Todos los átomos de un elemento son semejantes en masa (peso) y otras
propiedades, pero los átomos de un elemento son diferentes de los del resto de los
elementos.
3. En cada uno de sus compuestos, los diferentes elementos se combinan en una
proporción numérica sencilla: así por ejemplo, un átomo de A con un átomo de B (AB),
o un átomo de A con dos átomos de B (AB2).
La teoría atómica de Dalton condujo a la quot;Ley de las proporciones múltiplesquot;, que
establece lo siguiente:
Si dos elementos forman más de un compuesto sencillo, las masas de un elemento que
se combinan con una masa fija del segundo elemento, están en una relación de
números enteros sencillos.
Para Dalton los átomos eran esferas macizas.
 Oxígeno
 Hidrógeno
⊕ Azufre
© Cobre
 Carbono
A mediados del siglo XIX, unos años después de que Dalton enunciara se teoría, se
desencadenó una serie de acontecimientos que fueron introduciendo modificaciones al
modelo atómico inicial.
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“Inteligencia, rectitud y Grandeza”

8. Estructura Atómica
Química 1
De hecho, el mundo atómico es tan infinitamente pequeño para nosotros que resulta
muy difícil su conocimiento. Nos hallamos frente a él como si estuviésemos delante de
una caja cerrada que no se pudiese abrir. Para conocer su contenido solamente
podríamos proceder a manipular la caja (moverla en distintas direcciones, escuchar el
ruido, pesarla...) y formular un modelo de acuerdo con nuestra experiencia. Este
modelo sería válido hasta que nuevas experiencias nos indujeran a cambiarlo por otro.
De la misma manera se ha ido construyendo el modelo atómico actual; de Dalton hasta
nuestros días se han ido sucediendo diferentes experiencias que han llevado a la
formulación de una serie de modelos invalidados sucesivamente a la luz de nuevos
acontecimientos.
Modelo atómico de Thomson
Partiendo de las informaciones que se tenían hasta ese momento presentó algunas
hipótesis en 1898 y 1904, intentando justificar dos hechos:
1.- La materia es eléctricamente neutra, lo que hace pensar que, además de electrones,
debe de haber partículas con cargas positivas.
2.- Los electrones pueden extraerse de los átomos, pero no así las cargas positivas.
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“Inteligencia, rectitud y Grandeza”

9. Estructura Atómica
Química 1
Propuso entonces un modelo para el átomo en el que la mayoría de la masa aparecía
asociada con la carga positiva (dada la poca masa del electrón en comparación con la
de los átomos) y suponiendo que había un cierto número de electrones distribuidos
uniformemente dentro de esa masa de carga positiva (como una especie de pastel o
calabaza en la que los electrones estuviesen incrustados como si fueran trocitos de
fruta o pepitas).
Fue un primer modelo realmente atómico, referido a la constitución de los átomos, pero
muy limitado y pronto fue sustituido por otros.
Según el modelo de Thomson el átomo consistía en una esfera uniforme de materia
cargada positivamente en la que se hallaban incrustados los electrones de un modo
parecido a como lo están las semillas en una sandía. Este sencillo modelo explicaba el
hecho de que la materia fuese eléctricamente neutra, pues en los átomos de Thomson
la carga positiva era neutralizada por la negativa. Además los electrones podrían ser
arrancados de la esfera si la energía en juego era suficientemente importante como
sucedía en los tubos de descarga.
J. J. Thomson demostró en 1897 que estos rayos se desviaban también en un campo
eléctrico y eran atraídos por el polo positivo, lo que probaba que eran cargas eléctricas
negativas. Calculó también la relación entre la carga y la masa de estas partículas.
Para este cálculo realizó un experimento: hizo pasar un haz de rayos catódicos por un
campo eléctrico y uno magnético.
Cada uno de estos campos, actuando aisladamente, desviaba el haz de rayos en
sentidos opuestos. Si se dejaba fijo el campo eléctrico, el campo magnético podía
variarse hasta conseguir que el haz de rayos siguiera la trayectoria horizontal original;
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“Inteligencia, rectitud y Grandeza”

10. Estructura Atómica
Química 1
en este momento las fuerzas eléctricas y magnéticas eran iguales y, por ser de sentido
contrario se anulaban.
El segundo paso consistía en eliminar el campo magnético y medir la desviación sufrida
por el haz debido al campo eléctrico. Resulta que los rayos catódicos tienen una
relación carga a masa más de 1.000 veces superior a la de cualquier ion.
Esta constatación llevó a Thomson a suponer que las partículas que forman los rayos
catódicos no eran átomos cargados sino fragmentos de átomos, es decir, partículas
subatómicas a las que llamó electrones.
Las placas se colocan dentro de un tubo de vidrio cerrado, al que se le extrae el aire, y
se introduce un gas a presión reducida.
Los experimentos de Thomson sobre los rayos catódicos en campos magnéticos y
eléctricos dieron pie al descubrimiento del electrón he hizo posible medir la relación
entre su carga y su masa; el descubrimiento de la radioactividad (la emisión espontánea
de radiación por átomos) fue una prueba adicional de que el átomo tiene una
subestructura.
Una vez considerado el electrón como una partícula fundamental de la materia
existente en todos los átomos, los físicos atómicos empezaron a especular sobre cómo
estaban incorporadas estas partículas dentro de los átomos.
El modelo comúnmente aceptado era el que a principios del siglo XX propuso Joseph
John Thomson, quién pensó que la carga positiva necesaria para contrarrestar la carga
negativa de los electrones en un átomo neutro estaba en forma de nube difusa, de
manera que el átomo consistía en una esfera de carga eléctrica positiva, en la cual
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“Inteligencia, rectitud y Grandeza”

11. Estructura Atómica
Química 1
estaban embebidos los electrones en número suficiente para neutralizar la carga
positiva.
Modelo atómico de
Rutherford
Identificó en 1898 dos tipos de las radiaciones emitidas por el uranio a las que llamo a
las que llamó alfa (α) y beta (β) . Poco después Paul Villard identifico un tercer tipo de
radiaciones a las que llamo gamma (γ).
Rutherford discípulo de Thomson y sucesos de su cátedra, junto con sus discípulos
Hans Geiger (1882-1945) y Gregor Marsden (1890-1956), centraron sus investigaciones
en las características de las radiactividad, diseñando su famosa experiencia de
bombardear láminas delgadas de distintas sustancias, utilizando como proyectiles las
partículas alfa (α) .
La experiencia de Rutherford consistió en bombardear con partículas alfa una finísima
lámina de oro. Las partículas alfa atravesaban la lámina de oro y eran recogidas sobre
una pantalla de sulfuro de cinc. La importancia del experimento estuvo en que mientras
la mayoría de partículas atravesaban la lámina sin desviarse o siendo desviadas
solamente en pequeños ángulos, unas cuantas partículas eran dispersadas a ángulos
grandes hasta 180º. El hecho de que sólo unas pocas radiaciones sufriesen
desviaciones hizo suponer que las cargas positivas que las desviaban estaban
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“Inteligencia, rectitud y Grandeza”

12. Estructura Atómica
Química 1
concentradas dentro de los átomos ocupando un espacio muy pequeño en comparación
a todo el tamaño atómico; esta parte del átomo con electricidad positiva fue llamado
núcleo. Rutherford poseía información sobre el tamaño, masa y carga del núcleo, pero
no tenía información alguna acerca de la distribución o posición de los electrones. En el
modelo de Rutherford, los electrones se movían alrededor del núcleo como los planetas
alrededor del sol. Los electrones no caían en el núcleo, ya que la fuerza de atracción
electrostática era contrarrestada por la tendencia del electrón a continuar moviéndose
en línea recta. Este modelo fue satisfactorio hasta que se observó que estaba en
contradicción con una información ya conocida en aquel momento: de acuerdo con las
leyes del electromagnetismo, un electrón o todo objeto eléctricamente cargado que es
acelerado o cuya dirección lineal es modificada, emite o absorbe radiación
electromagnética.
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“Inteligencia, rectitud y Grandeza”

13. Estructura Atómica
Química 1
El electrón del átomo de Rurherford modificaba su dirección lineal continuamente, ya
que seguía una trayectoria circular. Por lo tanto, debería emitir radiación
electromagnética y esta radiación causaría la disminución de la energía del electrón,
que en consecuencia debería describir una trayectoria en espiral hasta caer en el
núcleo. El modelo de Rutherford fue sustituido por el de Bohr unos años más tarde.
Con las informaciones que disponía y de las obtenidas de su experiencia, Lord
Rutherford propuso en el 1911 este modelo de átomo:
1. El átomo esta constituido por una zona central, a la que se le llama núcleo, en la que
se encuentra concentrada toda la carga positiva y casi toda la masa del núcleo.
2. Hay otra zona exterior del átomo, la corteza, en la que se encuentra toda la carga
negativa y cuya masa es muy pequeña en comparación con la del átomo. La corteza
esta formada por los electrones que tenga el átomo.
3. Los electrones se están moviendo a gran velocidad en torno al núcleo.
4. El tamaño del núcleo es muy pequeño en comparación con el del átomo (unas
100.000 veces menor)
Modelo atómico de Bohr
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“Inteligencia, rectitud y Grandeza”

14. Estructura Atómica
Química 1
A pesar de constituir un gran avance y de predecir hechos reales, el modelo nuclear de
Rutherford presentaba dos graves inconvenientes:
1. Contradecía las leyes electromagnéticas de Maxwell, según las cuales, una partícula
cargada, cuando posee aceleración, emite energía electromagnética.
2. Según el enunciado anterior los espectros atómicos debería ser continuos,
ocurriendo que éstos son discontinuos, formados por líneas de una frecuencia
determinada.
Niels Bohr presento en 1913 el primer modelo de un átomo basado en la cuantización
de la energía. Supero las dificultades del modelo de Rutherford suponiendo
simplemente que la Física clásica no se podía aplicar al universo atómico. No hay
ninguna razón, decidió Bohr, para esperar que los electrones en los átomos radien
energía mientras no se les proporcione ninguna energía adicional. Igualmente los
espectros atómicos de absorción y emisión de líneas eran indicativos de que los
átomos, y más concretamente los electrones, eran capaces de absorber o emitir
cuantos de energía en determinadas condiciones.
La teoría de los cuantos de Planck le aporto a Bohr dos ideas:
a. Las oscilaciones eléctricas del átomo solo pueden poseer cantidades discretas de
energía (están cuantizados)
b. Sólo se emite radiacción cuando el oscilador pasa de un estado cuantizado a otro de
mayor energía.
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“Inteligencia, rectitud y Grandeza”

15. Estructura Atómica
Química 1
Este modelo implicaba los siguientes postulados:
1.- El electrón tenía ciertos estados definidos estacionarios de movimiento (niveles de
energía) que le eran permitidos; cada uno de estos estados estacionarios tenía una
energía fija y definida.
2.- Cuando un electrón estaba en uno de estos estados no irradiaba pero cuando
cambiaba de estado absorbía o desprendía energía.
3.- En cualquiera de estos estados, el electrón se movía siguiendo una órbita circular
alrededor del núcleo.
4.- Los estados de movimiento electrónico permitidos eran aquellos en los cuales el
momento angular del electrón (m · v · r) era un múltiplo entero de h/2 · 3.14.
Vemos pues que Bohr aplicaba la hipótesis cuántica por Planck en 1900.
La teoría ondulatoria electromagnética de la luz era satisfactoria en cuanto explicaba
algunos fenómenos ópticos tales como la difracción o la dispersión, pero no explicaba
otros fenómenos tales como la irradiación de un cuerpo sólido caliente. Planck resolvió
el problema suponiendo que un sistema mecánico no podía tener cualquier valor de la
energía, sino solamente ciertos valores.
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“Inteligencia, rectitud y Grandeza”

16. Estructura Atómica
Química 1
Así, en un cuerpo sólido caliente que irradia energía, Planck consideró que una onda
electromagnética de frecuencia era emitida por un grupo de átomos que circulaba con
la misma frecuencia.
Aplicando esta hipótesis a la estructura electrónica de los átomos se resolvía la
dificultad que presentaba el átomo de Rutherford. El electrón, al girar alrededor del
núcleo, no iba perdiendo la energía, sino que se situaba en unos estados estacionarios
de movimiento que tenían una energía fija. Un electrón sólo perdía o ganaba energía
cuando saltaba de un estado (nivel) a otro.
Por otro lado, el modelo de Bohr suponía una explicación de los espectros discontinuos
de los gases, en particular del más sencillo de todos, el hidrógeno. Una raya de un
espectro correspondía a una radiación de una determinada frecuencia.
El modelo de Thomson presentaba un átomo estático y macizo. Las cargas positivas y
negativas estaban en reposo neutralizándose mutuamente. Los electrones estaban
incrustados en una masa positiva como las pasas en un pastel de frutas. El átomo de
Rutherford era dinámico y hueco, pero de acuerdo con las leyes de la física clásica
inestable. El modelo de Bohr era análogo al de Rutherford, pero conseguía salvar la
inestabilidad recurriendo a la noción de cuantificación y junto con ella a la idea de que la
física de los átomos debía ser diferente de la física clásica.
Modelo atómico de Schrödinger
En el modelo de Schrödinger se abandona la concepción de los electrones como
esferas diminutas con carga que giran en torno al núcleo, que es una extrapolación de
la experiencia a nivel macroscópico hacia las diminutas dimensiones del átomo. En vez
de esto, Schrödinger describe a los electrones por medio de una función de onda, el
cuadrado de la cual representa la probabilidad de presencia en una región delimitada
del espacio. Esta zona de probabilidad se conoce como orbital.
El modelo actual del átomo se basa en la mecánica cuántica ondulatoria, la cual está
fundamentada en cuatro números cuánticos, mediante los cuales puede describirse un
electrón en un átomo.
El desarrollo de está teoría durante la década de 1920 es el resultado de las
contribuciones de destacados científicos entre ellos Einstein, Planck (1858-1947), de
Broglie, Bohr (1885-1962), Schrödinger (1887-1961) y Heisenberg.
La siguiente figura muestra las modificaciones que ha sufrido el modelo del átomo
desde Dalton hasta Schrödinger.
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“Inteligencia, rectitud y Grandeza”

17. Estructura Atómica
Química 1
Numero atómico, numero másico, isótopo y masa atómica.
Los átomos están formados por un núcleo (formado por protones y neutrones), de
tamaño reducido y cargado positivamente, rodeado por una nube de electrones, que se
encuentran en la corteza.
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, quot;Zquot;.
La suma del número de protones y neutrones en el núcleo se denomina número
másico del átomo y se designa por la letra, quot;Aquot;.
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“Inteligencia, rectitud y Grandeza”

18. Estructura Atómica
Química 1
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. En un elemento natural, la abundancia relativa de sus isótopos
en la naturaleza recibe el nombre de abundancia isotópica natural. La denominada
masa atómica de un elemento es una media de las masas de sus isótopos naturales
ponderada de acuerdo a su abundancia relativa.
A = masa atómica del elemento natural
Ai = masa atómica de cada isótopo
xi = porcentaje de cada isótopo en la
mezcla
La nube de carga electrónica constituye casi todo el volumen del átomo, pero, sólo
representa una pequeña parte de su masa. Los electrones, particularmente la masa
externa determinan la mayoría de las propiedades mecánicas, eléctricas, químicas, etc.,
de los átomos, y así, un conocimiento básico de estructura atómica es importante en el
estudio básico de los materiales de ingeniería.
Veamos una serie de ejemplos:
1.- Para el carbono Z=6. Es decir, todos los átomos de carbono tienen 6 protones y 6
electrones. El carbono tiene dos isótopos: uno con A=12, con 6 neutrones y otro con
número másico 13 (7 neutrones), que se representan como:
El carbono con número másico 12 es el más común (~99% de todo el carbono). Al otro
isótopo se le denomina carbono-13.
2.- El hidrógeno presenta tres isótopos, y en este caso particular cada uno tiene un
nombre diferente:
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“Inteligencia, rectitud y Grandeza”

19. Estructura Atómica
Química 1
Hidrógeno deuterio tritio}
La forma más común es el hidrógeno, que es el único átomo que no tiene neutrones en
su núcleo.
3.- Otro ejemplo son los dos isótopos más comunes del uranio:
los cuales se denominan uranio-235 y uranio-238.
En general las propiedades químicas de un elemento están determinadas
fundamentalmente por los protones y electrones de sus átomos y en condiciones
normales los neutrones no participan en los cambios químicos. Por ello los isótopos de
un elemento tendrán un comportamiento químico similar, formarán el mismo tipo de
compuestos y reaccionarán de manera semejante.
Masa
atómica
La masa atómica relativa de un elemento, es la masa en gramos de 6.02 X 1023 átomos
(número de Avogadro, NA) de ese elemento, la masa relativa de los elementos de la
tabla periódica desde el 1 hasta el 105 esta 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 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 6.023 X 1023 átomos.
Veamos unos ejercicios de aplicación:
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“Inteligencia, rectitud y Grandeza”

20. Estructura Atómica
Química 1
1.- La plata natural está constituida por una mezcla de dos isótopos de números
másicos 107 y 109. Sabiendo que abundancia isotópica es la siguiente: 107Ag =56% y
109
Ag =44%. Deducir el peso atómico de la plata natural.
2.- Determinar la masa atómica del galio, sabiendo que existen dos isótopos 69Ga y
71
Ga, cuya abundancia relativa es, respectivamente, 60,2% y 39,8%. Indica la
composición de los núcleos de ambos isótopos sabiendo que el número atómico del
galio es 31.
Criterios de Desempeño
Ejercicio 1.
Elabora un cuadro comparativo de los cinco modelos atómicos vistos en esta unidad de
competencia. Utilizando el siguiente formato:
Modelo atómico Esquema Descripción Ventajas Desventajas
Ejercicio 2.
Desarrolla de manera individual los siguientes problemas relacionados con el cálculo de
partículas subatómicas, número atómico y número de masa.
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“Inteligencia, rectitud y Grandeza”

21. Estructura Atómica
Química 1
1.- El uranio tiene 2 isótopos 0,72% de uranio-235 (masa=3,902 X 10-22g), 235U, y
99,27% de uranio-238 (masa=3,953 X 10-22g) 238U. ¿Cuál es la masa relativa promedio
del uranio?
a) 3,952 X 10-22g
b) 3,924 X 10-20g
c) 2,809 X 10-22g
d) 2,846 X 10-22g
2.- Dos compuestos de igual peso molecular se dice que son isótopos:
a) Falso
b) Verdadero
3.- Un isótopo del cobalto (Co) es utilizado en radioterapia para algunos tipos de
cáncer. Escriba los símbolos nucleares de tres tipos de isótopos del cobalto (Z=27) en
los que hay 29, 31 y 33 neutrones, respectivamente.
a)55Co28, 58Co31, 33Co27
b)56Co27, 31Co27, 60Co27
c)29Co27, 31Co27, 60Co33
d)56Co27, 58Co27, 60Co27
4.- El silicio que representa el 25% de la masa de la corteza terrestre, tiene 3 isótopos
naturales, 28Si, 29Si y 30Si cuyas masa isotópica y abundancia relativa son las siguientes:
28
Si; 27,976927; 92,23; 29Si; 28,976495; 4,67; 30Si; 29,973770; 3,10. A partir de estos
datos se puede afirmar que la masa atómica del silicio es:
a) 29,2252
b) 28,9757
c) 28,7260
d) 28,0855
410
5.- Los átomos X, Y, Z y R tienen las siguientes composiciones nucleares: 186 X; 410183Y;
412 412
186Z; 185R; ¿qué dos son isótopos?
a) X, Y
b) X, Z
c) Y, R
d) R, Z
6.- El bromo es el único no metal que es líquido a temperatura ambiente. Considerar el
isótopo de bromo-81,8135Br. Seleccionar la combinación que corresponde a el número
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“Inteligencia, rectitud y Grandeza”

22. Estructura Atómica
Química 1
atómico, número de neutrones y número másico respectivamente.
a) 35, 46, 81
b) 35, 81, 46
c) 81, 46, 35
d) 46, 81, 35
7.- Un elemento con número atómico 79 y número másico 197 tiene:
a) 79 protones, 118 neutrones y 79 electrones
b) 78 protones, 119 neutrones y 79 electrones
c) 79 protones, 118 neutrones y 197 electrones
d) 118 protones, 118 neutrones y 79 electrones
8.- Uno de los componentes más dañinos de los residuos nucleares es un isótopo
radiactivo del estroncio 90Sr38; puede depositarse en los huesos, donde sustituye al
calcio. ¿Cuántos protones y neutrones hay en el núcleo del Sr-90?
a) protones 90; neutrones 38
b) protones 38; neutrones 90
c) protones 38; neutrones 52
d) protones 52; neutrones 38
9.- La estructura del átomo de aluminio (número atómico, 13; número másico 27) es la
siguiente: El núcleo está formado por 13 protones y 14 neutrones; la nube electrónica
presenta 13 electrones.
a) Falso
b) Verdadero
10.- El átomo de potasio, K, se convierte en ión potasio perdiendo un electrón. Por tanto
si el peso atómico del K es 39, el del ión potasio será 40.
a) Falso
b) Verdadero
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“Inteligencia, rectitud y Grandeza”

23. Estructura Atómica
Química 1
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“Inteligencia, rectitud y Grandeza”