ATOMO, MODELOS DE ATOMO, ESTRUCTURA DEL ATOMO Y ATOMO Y MOLECULA

1. En la filosofía de la antigua Grecia, la palabra “átomo” se empleaba
para referirse a la parte de materia más pequeño que podía
concebirse.
Átomo significa en griego “no divisible”.
En el siglo V antes de Cristo, el filósofo griego Demócrito postuló,
sin evidencia científica, que el Universo estaba compuesto por
partículas muy pequeñas e indivisibles, que llamó "átomos".
A esta especulación se le llamó Atomismo, la cual hablaba de la
existencia de átomos indestructibles e indivisibles.
Con los avances científicos y la aparición de la ciencia
experimental se ha demostrado que la estructura atómica integra a
partículas más pequeñas.
1Lcda. Mariuxi Adanaque Gómez

2. Lcda. Mariuxi Adanaque Gómez 2

3. 3Lcda. Mariuxi Adanaque Gómez

4. El Modelo de DALTON (1808):
John Dalton (1766-1844) fue un químico y físico británico que creó una importante
teoría atómica de la materia basada en las leyes de la combinación química.
Considerado el padre de la teoría atómica – molecular. Para Dalton los átomos eran
esferas rígidas. Su teoría se puede resumir así:
• Los elementos químicos están formados por partículas muy pequeñas e indivisibles
llamadas átomos.
• Todos los átomos de un elemento químico dado son idénticos en su masa y demás
propiedades.
• Los átomos de diferentes elementos químicos son distintos, en particular sus masas
son diferentes.
• Los átomos son indestructibles y retienen su identidad en los cambios químicos.
• Los compuestos se forman cuando átomos de diferentes elementos se combinan
entre sí, en una relación de números enteros sencilla, formando entidades definidas
(hoy llamadas moléculas).
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5. El Modelo de THOMSON (1898):
Sir Joseph John Thomson (1856 -1940), fue un
físico británico que descubrió la existencia
del ELECTRÓN, partícula subatómica cargada
negativamente. Según el modelo de Thomson,
conocido como "modelo del pastel de pasas", 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 (patilla). 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.
Para explicar la formación de iones, positivos y
negativos, y la presencia de los electrones
dentro de la estructura atómica, Thomson ideó
un átomo parecido a un pastel de frutas: una
nube positiva que contenía las pequeñas
partículas negativas (los electrones)
suspendidos en ella Lcda. Mariuxi Adanaque Gómez 5

6. El Modelo de Rutherford (1911):
Sir Ernst Rutherford (1871 - 1937), famoso hombre de ciencia inglés que
obtuvo el premio Nobel de Química en 1919, fue un físico neozelandés
que identificó en 1898 dos tipos de las radiaciones emitidas por el
Uranio, a las que llamó alfa y beta.
El hecho de que sólo unas pocas radiaciones sufriesen desviaciones hizo
suponer que las cargas positivas que las desviaban estaban 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.
En el modelo de Rutherford, los electrones se movían alrededor del
núcleo como los planetas alrededor del Sol. La carga eléctrica del núcleo
y de los electrones se neutralizan entre sí, provocando que el átomo sea
eléctricamente neutro. 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.Lcda. Mariuxi Adanaque Gómez 6

7. El Modelo de Bohr (1913):
Después de los descubrimientos de Rutherford, los científicos pensaron en el átomo
como un sistema solar microscópico, con los electrones girando en órbita alrededor del
núcleo, Bohr al principio supuso que los electrones se movían en órbitas circulares, pero
la física clásica decía que una partícula con carga eléctrica debía perder energía, lo que
llevaría en un momento hacer al electrón caer hacia el núcleo, entonces Bohr dijo que las
leyes conocidas de la física eran inadecuadas para describir algunos procesos de los
átomos. El físico Danés Niels Bohr, premio Nobel de Física en 1922, introdujo en 1913 los
tres postulados siguientes:
Primer Postulado: El producto del impulso o cantidad de movimiento (mv) del electrón
por la longitud de la órbita que describe es un múltiplo del cuanto de energía (primer
postulado).
Segundo Postulado: Mientras un electrón gira en una orbita fija no emite energía
radiante.
Tercer Postulado: Un electrón puede saltar desde una orbita de energía a otra inferior de
menor energía. En este salto el átomo emite una cantidad de energía radiante igual a la
diferencia de energía de los estados inicial y final.
Aunque la teoría de Bohr fue de gran utilidad, tenía fallas, para empezar años después el
electrón se identificó con un comportamiento de onda y en este modelo eso no se tomó
en cuenta, además el modelo solo funcionaba para el hidrógeno, dejando fuera las
relaciones electrón - electrón en átomos de muchos electrones.
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8. Modelo Cuántico:
El físico E. Schrödinger estableció el modelo mecano-cuántico del
átomo, ya que el modelo de Bohr suponía que los electrones se
encontraban en órbitas concretas a distancias definidas del núcleo;
mientras que, el nuevo modelo establece que los electrones se
encuentran alrededor del núcleo ocupando posiciones más o menos
probables, pero su posición no se puede predecir con exactitud.
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.). Sin negar
el considerable avance que supuso la teoría atómica de Bohr, ésta solo
podía aplicarse a átomos muy sencillos, y aunque dedujo el valor de
algunas constantes, que prácticamente coincidían con los valores
experimentales sencillos, el modelo no fue capaz de explicar los
numerosos saltos electrónicos, responsables de las líneas que
aparecen en los espectros de los átomos que poseen más de un
electrón. Al modelo de Bohr se le fueron introduciendo mejoras, pero
la idea de un átomo compuesto por orbitas alrededor de un núcleo
central puede considerarse demasiado sencilla, no fue posible
interpretar satisfactoriamente el espectro de otros átomos con más de
un electrón (átomos poli electrónicos) ni mucho menos la capacidad
de los átomos para formar enlaces químicos.
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9. Lcda. Mariuxi Adanaque Gómez 9

10. 10Lcda. Mariuxi Adanaque Gómez

11. El átomo es la mínima unidad
de materia que puede existir
representando las
características de un elemento.
Se representa por medio de
Símbolos: Es la letra o letras
que se emplean para
representarlos.
EJEMPLO: Al (aluminio), Na
(sodio), P (fósforo), C
(carbono), He (helio), etc.
11Lcda. Mariuxi Adanaque Gómez
Una molécula es un conjunto de átomos, iguales o
diferentes, que se encuentran unidos mediante
enlaces químicos
. El caso que los átomos sean idénticos se da por
ejemplo en el oxígeno (O2) que cuenta con dos
átomos de este elemento; o pueden ser diferentes,
como ocurre con la molécula del agua, la cual tiene
dos átomos de hidrógeno y uno solo de oxígeno
(H2O).
También se puede definir como la mínima unidad
que puede existir representando las características
de compuestos y son representados en fórmulas que
son la estructura fundamental de un compuesto.
EJEMPLO: P2O5 (Pentóxido de di fósforo o
Anhídrido fosfórico), BaCl2 (Cloruro de Bario), FeS
(sulfuro de hierro II o Sulfuro ferroso), etc.

12. Protones
(carga +)
Fue descubierto
por Ernest
Rutherford a
principios del
siglo XX.
Se encuentra en el
núcleo. Tiene
carga eléctrica
positiva.
Neutrones
Constituyen los
núcleos de los
átomos junto a los
protones . Fueron
descubiertos en
1930 por dos
físicos alemanes,
Walter Bothe y
Herbert Becker.
No tiene carga eléctrica
ya que son neutros
(igual cantidad de
protones y electrones)
por lo que tiene su
carga 0
Electrones
(carga -)
Se están
moviendo
constantemente
alrededor del
núcleo siguiendo
unas órbitas
Fue descubierto
por Joseph
Thomson en
1897. Es una
partícula
subatómica.
Tiene carga
eléctrica negativa.
12Lcda. Mariuxi Adanaque Gómez

13. Se define al ion como un átomo o una molécula cargados eléctricamente, debido
a que ha ganado o perdido electrones de su dotación normal, lo que se conoce
como ionización.
Los iones cargados negativamente, producidos por la ganancia de electrones, se
conocen como aniones y los cargados positivamente, consecuencia de una
pérdida de electrones, se conocen como cationes.
Un catión es un ion (sea átomo o molécula) con carga eléctrica positiva, esto es,
con defecto de electrones. Los cationes se describen con un estado de oxidación
positivo.
Un anión es un ion (sea átomo o molécula) con carga eléctrica negativa, esto es,
con exceso de electrones. Los aniones se describen con un estado de oxidación
negativo. 13Lcda. Mariuxi Adanaque Gómez

14. Mayor cantidad de
protones en relación
a los electrones
ION + ÁTOMO ION –
NEUTRO
Igual cantidad de
protones y
electrones
Mayor cantidad de
electrones en
relación a los
protones
Lcda. Mariuxi Adanaque Gómez 14

15. La masa atómica o número
másico
La masa atómica es la cantidad de
materia que tiene un átomo y
generalmente se obtiene de sumar
Z + N = A
Z= el número de protones
N= el número de neutrones
A= masa atómica
15Lcda. Mariuxi Adanaque Gómez
El número atómico:
El número atómico es el número entero
positivo que equivale al número total de
protones en un núcleo del átomo. Se suele
representar con la letra Z. Es característico
de cada elemento químico y representa
una propiedad fundamental del átomo.
Este hecho permitió clasificar a los
elementos en la tabla periódica en orden
creciente de número atómico.

16. Determinar la cantidad de protones y electrones
• Busca en la tabla el elemento cuyo número de protones, neutrones y electrones estás tratando
de averiguar.
• Localiza el número atómico del elemento en la tabla periódica. Lo encontrarás mirando en la
esquina superior izquierda de la casilla donde está el elemento. El número atómico te informa
del número de protones que tiene un determinado elemento.
• Calcula el número de electrones usando una vez más el número atómico. Un átomo contiene
el mismo número de protones que de electrones. Por lo tanto, el número atómico de un
elemento te indicará también cuántos electrones tiene.
Determinar la cantidad de neutrones
• Localiza el número atómico del elemento cuya cantidad de neutrones deseas determinar.
• Redondea la cifra que está en la parte de arriba de la casilla del elemento (peso atómico) al
número entero más próximo. Por ejemplo, un peso atómico de 36,43 se debe redondear a 36,
mientras que uno de 75,78 se redondearía a 76.
• Anota el resultado del redondeo.
• Recuerda el número de protones o electrones que calculaste con anterioridad. (Recuerda:
siempre va a ser el mismo número).
• Resta el número de protones (o de electrones) al número obtenido en el paso 3, el del
redondeo del peso atómico. Esto te dará la cantidad correcta de neutrones del elemento objeto
de tu estudio. Por ejemplo, si el número de protones era de 34 y el peso atómico fue
redondeado a 76, tendrás 76 - 34 = 42, que será el número de neutrones del elemento.
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17. MOLÉCULA:
Es un conjunto de átomos unidos unos con otros
por enlaces fuertes. Es la expresión mínima de un
compuesto o sustancia química, es decir, es una
sustancia química constituida por la unión de
varios átomos que mantienen las propiedades
químicas específicas de la sustancia que forman.
Una macromolécula puede estar constituida por
miles o hasta millones de átomos, típicamente
enlazados en largas cadenas.
Cada molécula tiene un tamaño definido y puede
contener los átomos del mismo elemento o los
átomos de diversos elementos.
Una sustancia que está compuesta por moléculas
que tienen dos o más elementos químicos, se
llama compuesto químico.
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18. Práctica: Átomos y moléculas
MATERIAL
Porcelana fría
Pinturas óleo azul, rojo y negro
Pajitas verdes y blancas
PROCEDIMIENTO
Se trata de construir átomos con la porcelana fría siguiendo este cuadro de colores
OXÍGENO: rojo NITRÓGENO: azul CARBONO: negro HIDRÓGENO: blanco
Los tamaños los haremos siguiendo esta relación: oxígeno > nitrógeno > hidrógeno > carbono.
Una vez construidos los átomos pasaremos a formar las siguientes moléculas:
OXÍGENO: formada por dos átomos de oxigeno
AGUA: formada por dos átomos de hidrógeno y uno de oxígeno
DIÓXIDO DE CARBONO: formada por un átomo de carbono y dos de oxígeno
AMONIACO: formada por un átomo de nitrógeno y tres de hidrógeno
METANO: formada por carbono y cuatro átomos de hidrógeno
(¿Sabrías poner la fórmula química de cada una de estas moléculas?)
Utiliza las pajitas para representar los enlaces. Estos enlaces son muy fuertes y se llaman enlaces
covalentes. Los representamos en color verde.
Dibuja las moléculas que hayas representado, realice sus observaciones y conclusiones
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19. CONFIGURACIÓN
ELECTRÓNICA
La configuración electrónica de un
átomo es una designación de la
distribución de los electrones entre los
diferentes orbitales, en las capas
principales y las subcapas. La notación
de la configuración electrónica utiliza
los símbolos de subcapa (s, p, d y f) y
cada uno con un superíndice que indica
el número de electrones en ese subnivel.
Por ejemplo para el Li el cual tiene 3
electrones sería, 1s2 2s1; el número que
se encuentra al lado de la subcapa es n,
la letra representa el subnivel y el
superíndice el número de electrones en
ese subnivel.
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20. Tipos de configuración electrónica
Para graficar la configuración electrónica existen cuatro modalidades, con mayor o menor
complejidad de comprensión, que son:
Configuración estándar: Se representa la configuración electrónica que se obtiene usando el
cuadro de las diagonales. Es importante recordar que los orbitales se van llenando en el
orden en que aparecen, siguiendo esas diagonales, empezando siempre por el 1s.
Aplicando el mencionado cuadro de las diagonales la configuración electrónica estándar, para
cualquier átomo, es la siguiente:
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s2 4f14 5d10 6p6 7s2 5f14
6d10 7p6
Configuración condensada: Los niveles que aparecen llenos en la configuración estándar se
pueden representar con un gas noble (elemento del grupo VIII), donde el número atómico del
gas coincida con el número de electrones que llenaron el último nivel. Los gases nobles son
He, Ne, Ar, Kr, Xe y Rn.
Configuración desarrollada: Consiste en representar todos los electrones de un átomo
empleando flechas para simbolizar el spin de cada uno. El llenado se realiza respetando el
principio de exclusión de Pauli y la Regla de máxima multiplicidad de Hund.
Configuración semidesarrollada: Esta representación es una combinación entre la
configuración condensada y la configuración desarrollada. En ella sólo se representan los
electrones del último nivel de energía.Lcda. Mariuxi Adanaque Gómez 20