FISICA Y QUIMICA EL ATOMO

1. º ESO
IES CARLOS III
1
TEMA 5: EL ÁTOMO
1. El átomo
Como ya sabemos en el siglo XIX la teoría de Dalton afirmaba que la materia estaba
formada por átomos indivisibles, estudios posteriores concluyeron que la materia está
formada por átomos divisibles y dieron una explicación a su estructura.
El científico Thomson realizó una serie de experimentos con rayos catódicos y descubrió
que en el interior de los átomos existen partículas con carga negativa a las que denominó
electrones.
Posteriormente, Rutherford descubrió los protones, que son partículas con la misma
carga que el electrón, pero positiva.
Finalmente, Chadwick descubrió que en los átomos había una tercera partícula, que no
tenía carga eléctrica, pero cuya masa era similar a la del protón, y los llamó neutrones.
Protón Electrón Neutrón
Carga Positiva Negativa No tiene
Carga eléctrica +1,6 · 10-19
C -1,6 · 10-19
C 0
Masa 1,67 · 10-27
Kg 9,11 · 10-31
Kg 1,68 · 10-27
Kg
2. Modelos atómicos
Después de demostrar que el átomo no era indivisible, los científicos diseñaron modelos
atómicos, es decir, se imaginaron cómo serían los átomos con protones, neutrones y
electrones. Para comprobar estos modelos realizaron experiencias, pero los resultados
de algunas demostraron que los modelos atómicos no eran los adecuados y hubo que
modificarlos.
2.1. Fenómenos eléctricos
El estudio de los átomos empezó a hacerse en el siglo XVIII observando los fenómenos
eléctricos, fue Franklin, él que primero hizo una definición de electricidad y dijo que era
una especie de flujo que pasaba de unos cuerpos a otros cuando se iban frotando.
Franklin llama electricidad positiva a la que adquieren los cuerpos que ganaban ese flujo
y negativa a los cuerpos que pierden el flujo.
También observó que cuando se acercan dos cuerpos con electricidad del mismo signo
se repelen y dos cuerpos con electricidad de distinto signo se atraen.
2.2. Modelo de Thomson
Thomson realizó experimentos con tubos de descarga catódicos y a su descubrimiento
lo llamó “modelo del pudin de pasas”, en el que el átomo era como una esfera cargada
positivamente y en ella estaban incrustados los electrones cargados negativamente.

2. º ESO
IES CARLOS III
2
2.3. Modelo de Rutherford
Rutherford hizo un experimento muy interesante, bombardeo láminas de oro con
partículas alfa (+), observando:
• La mayoría de las partículas alfa no se desviaban de su recorrido
• Una parte muy pequeña de ellas se desviaban
• Una proporción mucho más pequeña rebotaban
Tras estos resultados tan inesperados, Rutherford llegó a las siguientes conclusiones:
• El hecho de que la mayoría de las partículas alfa no se desvíen se debe a que el
átomo en su mayor parte es espacio vacío.
• El hecho de que algunas partículas alfa se desvíen se debe a que han pasado
cerca de una zona con carga positiva o negativa y se han repelido o atraído
respectivamente.
• El hecho de que las partículas alfa reboten, quiere decir que han chocado con
partículas positivas. Este descubrimiento ponía en manifiesto que la carga
positiva se encontraba en una pequeña parte del átomo a la que denominaron
núcleo y no distribuida por todo el átomo como pensaba Thomson.
Por ello, Rutherford concluyó que el átomo estaba formado por dos partes:
• Núcleo: parte muy pequeña y central donde se encuentran las cargas positivas
(protones)
• Corteza: parte periférica en la que se
encuentran las cargas negativas
(electrones) girando alrededor del
núcleo.
• Entre el núcleo y la corteza no hay
nada, está vacío.

3. º ESO
IES CARLOS III
3
2.4. Modelo de Bohr
Bohr realizó una serie de estudios de los que dedujo que los
electrones giran alrededor del núcleo describiendo órbitas
circulares.
Así pues, en el átomo, los electrones se organizan en capas,
y en cada capa, tendrán una cierta energía, por esto a cada
una de esas capas se les denomina niveles energéticos
A medida que se van llenando los niveles de energía, los
electrones se van situando en niveles superiores. Los
electrones únicamente pueden estar en órbitas con su
misma energía.
Aquí se encuentra la principal diferencia con el modelo de Rutherford, ya que en este
modelo los electrones girarían alrededor del núcleo sin importar donde estén y en el de
Bohr los electrones solo se pueden encontrar girando en determinados niveles
energéticos.
2.5. Modelo atómico actual
Este modelo fue establecido por Schrödinger y su principal diferencia con el modelo de
Bohr es que se sustituye la idea de que los electrones se encuentren en determinadas
capas o niveles energéticos por la probabilidad de encontrar al electrón en una cierta
región del espacio que pasa a llamarse orbital.
Un orbital es la zona del espacio dentro de un átomo donde la probabilidad de encontrar
a un electrón es superior al 99%. En cada orbital caben 2 electrones como máximo.
Existen cuatro tipos de orbitales:
• Orbitales de tipo s: hay un tipo, entonces caben dos electrones como máximo.
• Orbitales de tipo p: existen tres tipos Px, Py, Pz entonces caben 6 electrones
como máximo.
• Orbitales de tipo d: hay 5 tipos, por lo tanto, caben 10 electrones como máximo.
• Orbitales de tipo f: existen 7 tipos diferentes de orbitales, debido a ello, caben
14 electrones como máximo.

4. º ESO
IES CARLOS III
4
3. Átomos, iones e isótopos
3.1. Átomos
Al estudiar la tabla periódica recordamos que los elementos se ordenan en ella en orden
creciente de su número atómico, normalmente se encuentra en la parte inferior
izquierda.
El número atómico se representa con una Z y nos indica el número de protones que
tiene cada elemento.
También existe otro número importante, que es el número másico, no tiene sitio fijo,
aunque normalmente se suele colocar en la parte superior izquierda. Se representa con
una A y nos indica la suma del número de neutrones y protones que tiene cada átomo.
Por lo tanto, el número de neutrones es la diferencia entre el número másico y el
número atómico.
Número neutrones = A - Z
Además, si un átomo es neutro tiene los mismos protones y electrones, es decir, las
mismas cargas positivas que negativas. Por lo tanto, únicamente en los átomos neutros
el número atómico representa el número de protones y neutrones
Ejemplo 1: Completa la tabla a partir de los siguientes datos 𝐶𝑙
17
35
y 𝑁𝑎
11
23
Nombre Cloro Sodio
Número atómico, Z 17
Número másico, A 35
Número de protones 17
Número de electrones 17
Número de neutrones A -Z = 35 – 17 = 18
3.2. Iones
Un átomo cuando NO es neutro y pasa a tener cargar se le llama ion. Existen dos tipos
de iones:
• Catión: se produce cuando un átomo pierde electrones y, por lo tanto, adquiere
carga positiva
• Anión: se produce cuando un átomo gana electrones y, por lo tanto, adquiere
carga negativa.

5. º ESO
IES CARLOS III
5
𝑪𝒍
𝟏𝟕
𝟑𝟓
𝑪𝒍
𝟏𝟕
𝟑𝟓 -
Nombre Átomo de cloro Anión cloro
Número atómico, Z 17 17
Número másico, A 35 35
Número de protones 17 17
Número de electrones 17 18
Número de neutrones A -Z = 35 – 17 = 18 A -Z = 35 – 17 = 18
𝑪𝒂
𝟐𝟎
𝟒𝟎
𝑪𝒂
𝟐𝟎
𝟒𝟎 2+
Nombre Átomo de calcio Catión calcio
Número atómico, Z 20 20
Número másico, A 40 40
Número de protones 20 20
Número de electrones 20 18
Número de neutrones A -Z = 40 – 20 = 20 A -Z = 40 – 20 = 20
3.3. Isótopos
Los isótopos son átomos dentro de un mismo elemento que tienen el mismo número
de protones, pero diferente número de neutrones, es decir, el mismo número atómico
pero distinto número másico.
En el hidrógeno existen tres isótopos que son:
𝑯
𝟏
𝟏
𝑯
𝟏
𝟐
𝑯
𝟏
𝟑
Nombre Protio Deuterio Titrio
Número atómico, Z 1 1 1
Número másico, A 1 2 3
Número de protones 1 1 1
Número de electrones 1 1 1
Número de neutrones A -Z = 1 – 1 = 0 A -Z = 2 –1 = 1 A -Z = 3 –1 = 2

6. º ESO
IES CARLOS III
6
3.4. Masa atómica relativa
La mayoría de los elementos químicos presentan isótopos. Cuando hablamos de la masa
atómica de un elemento químico, nos referimos a la masa media de un átomo de ese
elemento. Para calcularla, tendremos que tener en cuenta la masa de cada isótopo y su
abundancia en la naturaleza.
𝑚𝑎𝑠𝑎 𝑎𝑡ó𝑚𝑖𝑐𝑎 𝑟𝑒𝑙𝑎𝑡𝑖𝑣𝑎 =
% 𝑖𝑠ó𝑡𝑜𝑝𝑜 1
100
· 𝑚1 +
% 𝑖𝑠ó𝑡𝑜𝑝𝑜 2
100
· 𝑚2 +
% 𝑖𝑠ó𝑡𝑜𝑝𝑜 3
100
· 𝑚3 + ⋯
Ejemplo 2: En la naturaleza se encuentran dos isótopos estables del cobre: el 63
Cu, con
una abundancia del 69,2% y el 65
Cu, con un 30,8%. ¿Cuál es su masa atómica relativa?
4. Configuración electrónica
Al estudiar la tabla periódica, su propiedad más importante es la configuración
electrónica, que se define como la ordenación de los electrones dentro de un átomo
según sus niveles energéticos y sus orbitales.
Para realizarla se utiliza el diagrama de Möeller:
1s2
2s2
2p6
3s2
3p6
4s2
3d10
4p6
5s2
4d10
5p6
6s2
4f14
5d10
6p6
7s2
5f14
6d10
7p6
Ejemplo 3: Hallar la configuración electrónica del calcio, fósforo y del hierro.
Según esto, conociendo la posición (grupo y periodo) de un elemento en la tabla periódica
se puede determinar su configuración electrónica y, recíprocamente, dada la configuración
electrónica de un elemento, puede conocerse su posición en la tabla.
Los electrones situados en el último nivel energético de un átomo se denominan
electrones de valencia, y son los responsables de las propiedades químicas de las
sustancias.

7. º ESO
IES CARLOS III
7
Se observa que los metales alcalinos y alcalinotérreos mandan sus electrones a orbitales
de tipo s de su última capa.
Los no metales mandan sus electrones a orbitales de tipo p de su última capa
Los elementos de transición mandan sus electrones a orbitales de tipo d de su penúltima
capa
Las tierras raras mandan sus electrones a orbitales de tipo f de la antepenúltima capa
5. Enlace químico
Todos los compuestos de la naturaleza tienen sus elementos enlazados unos con otros
mediante tres tipos de enlaces:
• Enlace iónico
• Enlace covalente
• Enlace metálico
Independientemente del tipo de enlace que formen los compuestos, los elementos que
dan lugar al enlace deben conseguir la mayor estabilidad. Químicamente significa que
deben adquirir la configuración de octete (8 electrones en la última capa). Para
conseguirlo puede ceder, captar o compartir electrones.
5.1. Enlace iónico
Se produce entre metales y no metales. La formación de este tipo de enlace se debe a
la atracción electroestática entre cargas de distinto signo, dando lugar a compuestos
muy estables que se llaman cristales iónicos.
El sodio para conseguir la configuración de octete debe perder un electrón, entonces se
quedará cargado como el catión Na+
, por otro lado, el cloro para conseguir la
configuración de octete tiene que ganar un electrón, que será el que ha perdido el sodio
y entonces se quedará en forma de anión Cl-
. Una vez que tenemos a los dos iones uno
con carga negativa y otro con carga positiva por atracción electroestática se unirán y
darán lugar al siguiente compuesto NaCl, que se forma mediante un enlace iónico.
Ejemplo 4: explica cómo se ha formado los siguientes enlaces iónicos entre CaF2 y AlCl3
-1e → Na+
NaCl
+ 1e → Cl-

8. º ESO
IES CARLOS III
8
Las propiedades más importes de los compuestos iónicos son:
• Todos los compuestos iónicos forman redes cristalinas y por lo tanto son sólidos
• Son duros, pero a la vez frágiles porque cuando se dan un golpe fuerte se
desplazan las capas de los iones y pueden quedar enfrentadas las cargas del
mismo signo provocando la repulsión electrónica y rompiéndose el cristal.
• Sus puntos de fusión y ebullición son muy elevados
• No conducen el calor ni la electricidad en estado sólido, en cambio si la conducen
cuando se encuentran disueltos.
• Se disuelven muy bien en agua, pero no se disuelven en disolvente apolares
(sustancias orgánicas)
5.2. Enlace covalente
Se produce entre no metales con no metales y se debe a una compartición de electrones
desapareados.
Poner ejemplo
Los átomos de cloro tienen una configuración electrónica en la última capa de 3s2
3p5
,
al ser un enlace entre dos no metales coloco los electrones de valencia en sus
correspondientes orbitales, y me doy cuenta que los electrones del Pz pueden
compartirse y así la molécula de cloro tendría la configuración de octete. Después dibujo
la molécula de Cl2 y observo como los dos átomos de cloro tienen 8 electrones, debido
a que un par es compartido.
Ejemplo 5: explica cómo se ha formado los siguientes enlaces covalentes entre O2 y N2
Sus propiedades más importantes son:
• Todos son gases a temperatura ambiente menos el agua, el diamante y el grafito
que son sólidos
• Son todos blandos
• No conducen ni el calor ni la electricidad
• Se disuelven en compuestos apolares (orgánicos), pero no se disuelven en agua.
• Son siempre moléculas

9. º ESO
IES CARLOS III
9
5.3. Enlace metálico
Se produce entre metales con metales. Sus propiedades son:
• Son sólidos a temperatura ambiente menos el mercurio que es líquido.
• Son duros
• Conducen muy bien el calor y la electricidad
• No se disuelven en agua ni en compuestos apolares
• Son cristales metálicos.
• Todos tienen brillo metálico
• Son dúctiles (forman hilos) y maleables