Guias de Química grado 7

LICEO FEMENINO
MERCEDES NARIÑO I.E.D.
Área de Ciencias Naturales y Educación Ambiental
Asignatura Química
GUIAS – TALLER
GRADO: 7
Docente: Jorge Antonio Serna Mosquera
Guía No.1. Estructura del átomo y Modelos Atómicos
Modelo atómico de Rutherford
El modelo atómico de Rutherford es un modelo atómico
o teoría sobre la estructura interna del átomo propuesto
por el químico y físico británico-neozelandés Ernest
Rutherford en 1911, para explicar los resultados de su
«experimento de la lámina de oro».
Rutherford llegó a la conclusión de que la masa del
átomo se concentraba en una región pequeña de cargas
positivas que impedían el paso de las partículas alfa.
Sugirió un nuevo modelo en el cual el átomo poseía un
núcleo o centro en el cual se concentra la masa y la
carga positiva, y que en la zona extra nuclear se
encuentran los electrones de carga negativa.
Importancia del modelo y limitaciones
La importancia del modelo de Rutherford residió en
proponer por primera vez la existencia de un núcleo
central en el átomo (término que acuñó el propio
Rutherford en 1912, un año después de que los
resultados de Geiger y Mardsen fueran anunciados
oficialmente4). Lo que Rutherford consideró esencial,
para explicar los resultados experimentales, fue «una
concentración de carga» en el centro del átomo, ya que,
sin ella, no podía explicarse que algunas partículas
fueran rebotadas en dirección casi opuesta a la
incidente. Este fue un paso crucial en la comprensión de
la materia, ya que implicaba la existencia de un núcleo
atómico donde se concentraba toda la carga positiva y
más del 99,9 % de la masa. Las estimaciones del núcleo
revelaban que el átomo en su mayor parte estaba vacío.
Rutherford propuso que los electrones orbitarían en ese
espacio vacío alrededor de un minúsculo núcleo

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atómico, situado en el centro del átomo. Además, se abrían varios problemas nuevos que llevarían al descubrimiento
de nuevos hechos y teorías al tratar de explicarlos:
Por un lado, se planteó el problema de cómo un conjunto de cargas positivas podían mantenerse unidas en un volumen
tan pequeño, hecho que llevó posteriormente a la postulación y descubrimiento de la fuerza nuclear fuerte, que es una
de las cuatro interacciones fundamentales.
Por otro lado, existía otra dificultad proveniente de la electrodinámica clásica que predice que una partícula cargada y
acelerada, como sería el caso de los electrones orbitando alrededor del núcleo, produciría radiación electromagnética,
perdiendo energía y finalmente cayendo sobre el núcleo. Las leyes de Newton, junto con las ecuaciones de Maxwell del
electromagnetismo aplicadas al átomo de Rutherford llevan a que en un tiempo del orden de 10-10
segundos, toda la
energía del átomo se habría radiado, con la consiguiente caída de los electrones sobre el núcleo.5 Se trata, por tanto,
de un modelo físicamente inestable, desde el punto de vista de la física clásica.
Según Rutherford, las órbitas de los electrones no están muy bien definidas y forman una estructura compleja alrededor
del núcleo, dándole un tamaño y forma algo indefinidas. Los resultados de su experimento le permitieron calcular que
el radio atómico era diez mil veces mayor que el núcleo mismo, y en consecuencia, que el interior de un átomo está
prácticamente vacío.
 Aspectos más importantes del modelo de
Rutherford:
 El átomo posee un núcleo central con carga
positiva.
 En el núcleo reside la masa del átomo
 El resto del átomo debe estar prácticamente
vacío, con los electrones formando una corona
alrededor del núcleo.
 La neutralidad del átomo se debe a que la
carga positiva total presente en el núcleo, es
igualada por el número de electrones de la
corona.
 ·El átomo es estable, debido a que los
electrones mantienen un giro alrededor del
núcleo, que genera una fuerza centrífuga que
es igualada por la fuerza eléctrica de atracción
ejercida por el núcleo, y que permite que se
mantenga en su órbita.

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ACTIVIDAD 1.
Analiza el video “El átomo”, de la colección El mundo de la química, vol.III, contiene la explicación de la constitución del
átomo mediante la simulación por computadora.
Investiga en tu libro de texto o en alguna otra fuente de información los siguientes conceptos:
Partículas del átomo Concepto
Núcleo
Protón
Neutrón
Electrón
ACTIVIDAD 2.
De acuerdo con el modelo atómico de Bohr, dibuja la estructura de los siguientes elementos y escribe el número de
electrones, protones y neutrones correspondientes.
Elemento Número atómico
Número de
protones
Número de
electrones
Número de
neutrones
Modelo atómico
de Bohr
Na
Al
Cl
Ca
ACTIVIDAD 3

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a) Investiga en tu libro de texto, en internet o en cualquier otra fuente de información los siguientes conceptos:
Concepto Descripción
Electrón de valencia
Enlace químico
Estructura de Lewis
b) Los alumnos en forma individual con la ayuda de la tabla periódica completarán la siguiente tabla:
Las siguientes imágenes del átomo te serán de utilidad para realizar algunas de las actividades aquí planteadas
Elemento
Electrones
de valencia
Estructura de Lewis
Litio
Magnesio
Aluminio
Fósforo
Cloro
Argón
Calcio
Sodio
Hidrógeno
Oxígeno
Carbono
Azufre

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Bromo
Flúor
Cs
ACTIVIDAD 4
Completar la siguiente tabla, escribiendo el número de electrones de valencia correspondiente a cada familia de la
tabla periódica
Nº de electrones Familia
IA
IIA
IIIA
IVA
VA
VIA
VIIA
ACTIVIDAD 5
Consulta la tabla periódica y completa lo siguiente:
Nombre del elemento o compuesto Símbolo o fórmula Modelo molecular
Hidrógeno

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Oxígeno
Potasio
Nitrógeno
Agua
Ácido clorhídrico
Cloruro de sodio
Bromuro de magnesio
Fluoruro de aluminio
Trabajo de Consulta: Utiliza la Biblioteca, la internet o el texto guía de clase para profundizar sobre los
siguientes conceptos:
1. Analizar e interpretar cada una de las leyes y discuta la importancia de las mismas: Ley de las
Proporciones Definidas, la Ley de las Proporciones Múltiples y la Ley de la Conservación de la
masa. Presenta ejemplos prácticos de cada una.
2. Establezca comparaciones entre los modelos de Thomson, Ruterford y Millikan, Borh , y Shordinger,
desarrolle conclusiones
3. Investigue sobre el espectro electromagnético constituido por las diferentes longitudes de onda que se
miden en nanómetros.
4. Para un elemento X el número cuántico principal es 3. Con esta información indique:
a) El número de niveles de energía del átomo
b) El número de subniveles
c) El número máximo de electrones en el nivel 3.
d) Cuáles y cuántos orbitales posee dicho átomo
5. Siguiendo la regla de Hund, y teniendo en cuenta la configuración electrónica realice el llenado del
diagrama orbital para los siguientes elementos: Berilio, Carbono, Oxígeno y Azufre.
6. El número másico A de un átomo se expresa como A = Z + N, siendo Z el número de protones que
en un átomo neutro es igual al número de electrones (e-
) y N el número de neutrones. Completa la
información sobre los elementos X, Y y W que se presentan en la siguiente tabla.

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Elemento Z A N e-
X 9 ? 10 ?
Y ? 20 ? 10
W ? 23 12 ?
Indique:
a) ¿Cuáles elementos presentan el mismo número de neutrones?
b) ¿Se presentan isótopos?
c) ¿A cuáles elementos de la tabla periódica corresponden sus números atómicos?
d) ¿Que significados tienen los datos faltantes en el cuadro y como se relacionan con los demás datos?
7. Elija de la siguiente lista los símbolos que representen:
14
6 C 14
7N 15
7 N 16
7 N 13
5 B
16
8 O 17
9 F 18
10 Ne 13
7 N 17
7 N
a) Grupos de isótopos.
b) Átomos con el mismo número de neutrones.
c) Conjuntos de átomos diferentes con el mismo número másico.
8. Indique si son verdaderas o falsas las siguientes afirmaciones. Justifique su respuesta.
a) Los rayos catódicos consisten en un flujo de protones.
b) El número de protones que hay en el núcleo del 24
12 Mg es 12.
c) Los isótopos de un elemento químico tienen el mismo número de neutrones en sus núcleos pero se
diferencian en el número de protones.
d) Los rayos catódicos son partículas con carga positiva que parten desde el cátodo hacia el ánodo.
9. Con base en el siguiente texto establezca la opción correcta y justifique su respuesta.
El hidrógeno es el átomo más pequeño que se conoce. En el núcleo tiene un protón y fuera de él un
electrón. Si un átomo de hidrógeno pierde su electrón, de acuerdo con el modelo de Bohr, lo que queda
del átomo de hidrógeno es:
a) El núcleo solamente
b) El núcleo y una órbita vacía
c) El núcleo y dos órbitas vacías

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d) El núcleo y más de dos órbitas vacías
MODELO ATOMICO DE NIELS BOHR
 El físico danés Niels Bohr (Premio Nobel de Física 1922), propuso una Teoría para describir la
estructura atómica del Hidrógeno, que explicaba el espectro de líneas de este elemento.
 A continuación, se presentan los postulados del Modelo Atómico de Bohr:
 postula que los electrones giran a grandes velocidades alrededor del núcleo atómico.
 Los electrones se disponen en diversas órbitas circulares, las cuales determinan diferentes niveles de
energía. Estos niveles de energía se hallan dispuestos concéntricamente alrededor del núcleo. Cada
nivel se designa con una letra (K, L, M, N,...) o un valor de n (1, 2, 3, 4,...).
 Un electrón en la capa más cercana al núcleo (Capa K) tiene la energía más baja, se encuentra en
estado basal.
 Cuando los átomos se calientan, absorben energía y saltan a niveles de estados energéticos
superiores. Se dice entonces que los átomos están excitados.
 Para volver a su nivel de energía original es necesario que el electrón emita una cantidad definida de
energía equivalente a un cuanto de luz. El cuanto de luz tiene una longitud de onda y una frecuencia
características y produce una línea espectral característica.
 El átomo sólo puede existir en un cierto número de estados estacionarios, cada uno con una energía
determinada.

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Fue
propuesto en 1913 por el físico danés Niels Bohr, para explicar cómo los electrones pueden tener órbitas
estables alrededor del núcleo y por qué los átomos presentaban espectros de emisión característicos (dos
problemas que eran ignorados en el modelo previo de Rutherford). Además, el modelo de Bohr incorporaba
ideas tomadas del efecto fotoeléctrico, explicado por Albert Einstein.
MODELO ATOMICO DE SOMMERFELD
 En 1916, Sommerfeld perfeccionó el modelo atómico de Bohr. Para eso introdujo dos modificaciones
básicas:
 1. Supone que las órbitas del electrón pueden ser circulares y elípticas. En el modelo de Bohr los
electrones sólo giraban en órbitas circulares.
 2. Introduce el número cuántico secundario o azimutal, en la actualidad llamado (L), que tiene los
valores 0, 1, 2….
 A partir del segundo nivel energético existen dos o más subniveles en el mismo nivel. (s,p,d,f…)
Finalmente manifiesta que el electrón es una corriente eléctrica minúscula, y posee velocidades
relativistas.

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El modelo atómico de Bohr funcionaba muy bien para el átomo de hidrógeno, sin embargo, en los espectros
realizados para átomos de otros elementos se observaba que electrones de un mismo nivel energético tenían
distinta energía, mostrando que existía un error en el modelo. Su conclusión fue que dentro de un mismo nivel
energético existían subniveles, es decir, energías ligeramente diferentes. Además, desde el punto de vista
teórico, Sommerfeld había encontrado que en ciertos átomos las velocidades de los electrones alcanzaban
una fracción apreciable de la velocidad de la luz. Sommerfeld estudió la cuestión para electrones relativistas.
En 1916, Sommerfeld perfeccionó el modelo atómico de Bohr intentando paliar los dos principales defectos de este. Para
eso introdujo dos modificaciones básicas: Órbitas casi-elípticas para los electrones y velocidades relativistas. En El
modelo de Bohr los electrones solo giraban en órbitas circulares. La excentricidad de la órbita dio lugar a un
nuevo número cuántico: el número cuántico azimutal, que determina la forma de los orbitales, se lo representa
con la letra l y toma valores que van desde 0 hasta n-1. Las órbitas son:
l = 0 se denominarían posteriormente orbitales s o sharp

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l = 1 se denominarían p o principal.
l = 2 se denominarían d o diffuse.
l = 3 se denominarían f o fundamental.
Para hacer coincidir las frecuencias calculadas con las experimentales, Sommerfeld postuló que el núcleo del
átomo no permanece inmóvil, sino que tanto el núcleo como el electrón se mueven alrededor del centro de
masas del sistema, que estará situado muy próximo al núcleo al tener este una masa varios miles de veces
superior a la masa del electrón.
En 1916, Arnold Sommerfeld, con la ayuda de la teoría de la relatividad de Albert Einstein, hizo las siguientes
modificaciones al modelo de Bohr:
• Los electrones se mueven alrededor del núcleo, en órbitas circulares o elípticas.
• A partir del segundo nivel energético existen uno o más subniveles en el mismo nivel.
• El electrón es una corriente eléctrica minúscula.
• En consecuencia, el modelo atómico de Sommerfeld es una generalización del modelo atómico de Bohr
desde el punto de vista relativista, aunque no pudo demostrar las formas de emisión de las órbitas
elípticas, solo descartó su forma circular.
CONTENIDOS: ¿Cuál es la importancia de rechazar, reducir, reusar y reciclar los metales?
• Propiedades de los metales
• Toma de decisiones relacionada con: rechazo, reducción, reuso y reciclado de metales.
APRENDIZAJES ESPERADOS
• Identifica algunas propiedades de los metales (maleabilidad, ductilidad, brillo, conductividad térmica y eléctrica) y
las relaciona con diferentes aplicaciones tecnológicas.
• Identifica en su comunidad aquellos productos elaborados con diferentes metales (cobre, aluminio, plomo,
hierro), con el fin de tomar decisiones para promover su rechazo, reducción, rehúso y reciclado.

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ACTIVIDAD 6
1. Investigue en su libro de texto, internet o en la biblioteca de aula, las siguientes propiedades de los
metales. Al concluir en plenaria los alumnos darán a conocer su trabajo.
Propiedad metálica Descripción
Maleabilidad
Ductilidad
Brillo
Conductividad térmica
Conductividad eléctrica
2. En equipo investiguen acerca de la importancia de reciclar los metales.
CONTENIDOS: Segunda Revolución de la Química.
• El orden en la diversidad de las sustancias: aportaciones del trabajo de Cannizzaro y Mendeleiev.
• Identifica el análisis y la sistematización de resultados como características del trabajo científico realizado
por Cannizzaro, al establecer la distinción entre masa molecular y masa atómica.
• Identifica la importancia de la organización y sistematización de elementos con base en su masa atómica,
en la tabla periódica de Mendeleiev, que lo llevó a la predicción de algunos elementos aúndesconocidos.
• Argumenta la importancia y los mecanismos de la comunicación de ideas y productos de la ciencia como
una forma de socializar el conocimiento.
ACTIVIDAD 7.
Investiga en tu libro de texto o en alguna otra fuente de información las principales aportaciones de Mendeleiev

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y Cannizzaro.
Científico Aportación
Mendeleiev
Cannizzaro

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CONTENIDOS: Tabla periódica: organización y regularidades de los elementos químicos.
• Regularidades en la Tabla Periódica de los elementos químicos representativos.
• Carácter metálico, valencia, número y masa atómica.
• Importancia de los elementos químicos para los seres vivos.
• Identifica la información de la tabla periódica, analiza sus regularidades y su importancia en la organización de
los elementos químicos.
• Identifica que los átomos de los diferentes elementos se caracterizan por el número de protones que los forman.
• Relaciona la abundancia de elementos (C, H, O, N, P, S) con su importancia para los seres vivos.
ACTIVIDAD 8.
Con el apoyo de la Tabla Periódica completa la siguiente tabla:
Nombre de los
metales alcalinos
Símbolo
Número
atómico
Número de
protones
Número de
electrones
Número de
neutrones
ACTIVIDAD 9
En los seres vivos destacan cuatro elementos fundamentales éstos son: carbono (C), hidrógeno (H), oxígeno
(O) y nitrógeno (N). Los cuatro elementos forman el 97.4% del organismo de los seres vivos.
Formados en equipos de cuatro alumnos investiguen el porcentaje de cada uno de los elementos en los seres
vivos y completen la siguiente tabla:
Elemento Porcentaje Grupo No. Atómico
Electrones de
valencia
Estructura de
Lewis
Carbono
Hidrógeno
Oxígeno
Nitrógeno

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ACTIVIDAD 11
Escriban dos ejemplos de productos elaborados con los siguientes metales: cobre, aluminio, plomo y hierro
Metales Productos
Cobre
Aluminio
Plomo
Hierro
Plata
Oro
Zinc
Níquel
Platino
MODELO ATOMICO DE SCHRODINGER
 En el año de 1926, Schrödinger, partiendo de ideas de Planck y Broglie y las matemáticas de
Hamilton, desarrolló un modelo matemático en donde aparecen tres parámetros: n, l, m.
 No manejó trayectorias determinadas para los electrones, solo la probabilidad de que se hallen en
zonas, llamadas orbitales. Explica parcialmente los aspectos de emisión de todos los elementos.
 DIRAC, predijo la existencia del positrón, la antipartícula del electrón, que interpretó para formular el
LLAMADO MAR DE DIRAC, que es un modelo teórico del vacío, que lo considera como un mar
infinito de partículas con energía negativa. Fue desarrollado para tratar de explicar los estados
cuánticos anómalos, con energía negativa, predichos por la ecuación de Paul Dirac, para electrones
relativistas.
 Contribuyó también a explicar el spin (cuarto número cuántico “s”), como un fenómeno relativista.
 Su ecuación de ondas relativista para el electrón fue el primer planteamiento exitoso de una mecánica
cuántica relativista.

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El modelo atómico de Schrödinger1 (1926) es un modelo cuántico no relativista. En este modelo los
electrones se contemplaban originalmente como una onda estacionaria de materia cuya amplitud decaía
rápidamente al sobrepasar el radio atómico.
El modelo de Bohr funcionaba muy bien para el átomo de hidrógeno. En los espectros realizados para otros
átomos se observaba que electrones de un mismo nivel energético tenían energías ligeramente diferentes.
Esto no tenía explicación en el modelo de Bohr, y sugería que se necesitaba alguna corrección. La propuesta
fue que dentro de un mismo nivel energético existían subniveles. La forma concreta en que surgieron de
manera natural estos subniveles, fue incorporando órbitas elípticas y correcciones relativistas. Así, en 1916,
Arnold Sommerfeld modificó el modelo atómico de Bohr, en el cual los electrones solo giraban en órbitas
circulares, al decir que también podían girar en órbitas elípticas más complejas y calculó los efectos
relativistas.
Insuficiencias del modelo
Si bien el modelo de Schrödinger describe adecuadamente la estructura electrónica de los átomos, resulta
incompleto en otros aspectos:

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• El modelo de Schrödinger en su formulación original no tiene en cuenta el espín de los electrones,
esta deficiencia es corregida por el modelo de Schrödinger-Pauli.
• El modelo de Schrödinger ignora los efectos relativistas de los electrones rápidos, esta deficiencia es
corregida por la ecuación de Dirac que además incorpora la descripción del espín electrónico.
• El modelo de Schrödinger si bien predice razonablemente bien los niveles energéticos, por sí mismo
no explica por qué un electrón en un estado cuántico excitado decae hacia un nivel inferior si existe
alguno libre. Esto fue explicado por primera vez por la electrodinámica cuántica y es un efecto de la
energía del punto cero del vacío cuántico.
• Cuando se considera un átomo de hidrógeno los dos primeros aspectos pueden corregirse añadiendo
términos correctivos al hamiltoniano atómico.
La teoría atómica moderna
 Es una teoría que explica el comportamiento de los átomos. Pero no es una teoría que se haya
construido rápidamente, ya que tiene más de dos siglos de historia, pasando por los filósofos griegos
y llegando a los experimentos de alta tecnología.
Principio de la teoría atómica moderna.
 Toda la materia está hecha de átomos, que no pueden ser destruidos ni creados.
 Los átomos están hechos de electrones, protones y neutrones, no es indivisible pero sí es la partícula
más pequeña que toma parte en las reacciones químicas.
 Los átomos de un elemento pueden tener masas variables, eso se llama isótopos.
 Los átomos de diferentes elementos pueden tener el mismo número de masa. Se llaman isobaras.

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