1. El Átomo (material extraído de http://newton.cnice.mec.es)
Una vez aceptada la teoría atómica de la materia, los fenómenos de electrización y electrólisis pusieron de
manifiesto, por un lado, la naturaleza eléctrica de la materia y, por otro, que el átomo era divisible, es decir, que
estaba formado por partículas más pequeñas que el propio átomo.
Los fenómenos eléctricos son una manifestación de su carga eléctrica.
Del mismo modo que existen 2 tipos de fenómenos eléctricos (atracción y repulsión), se admite que las
propiedades que poseen los cuerpos electrizados se deben a la presencia en ellos de 2 tipos de cargas eléctricas
denominadas, de forma arbitraria, negativa y positiva.
Dos cuerpos que hayan adquirido una carga del mismo tipo se repelen, mientras que si poseen carga de
distinto tipo se atraen.
En general, la materia es eléctricamente neutra, es decir, tiene la misma cantidad de cada tipo de carga.
Cuando adquiere carga, tanto positiva como negativa, es porque tiene más cantidad de un tipo que de otro.
El Electrón
Al estudiar los fenómenos eléctricos se llegó a la conclusión de que la teoría de Dalton era errónea y, por tanto,
debían existir partículas más pequeñas que el átomo, que serían las responsables del comportamiento eléctrico
de la materia.
En 1897, el físico británico J. J. Thomson realizó experiencias en tubos de descarga de gases, que eran tubos de
vidrio que contenían un gas a muy baja presión y un polo positivo (ánodo) y otro negativo (cátodo) por donde se
hacía pasar una corriente eléctrica con un elevado voltaje.
Thomson observó que se emitían unos rayos desde el polo negativo hacia el positivo, los llamó rayos catódicos.
Al estudiar las partículas que formaban estos rayos se observó que eran las mismas siempre, cualquiera que
fuese el gas del interior del tubo. Por ello se dedujo que en el interior de todos los átomos existen una ó más
partículas con carga negativa y se les dio el nombre de electrones.
El Protón
En 1886, el físico alemán E. Goldstein realizó algunos experimentos con un tubo de rayos catódicos con el
cátodo perforado. Observó unos rayos que atravesaban al cátodo en sentido contrario a los rayos catódicos.
Recibieron el nombre de rayos canales.
El estudio de estos rayos determinó que estaban formados por partículas de carga positiva y que tenían una
masa distinta según cual fuera el gas que estaba encerrado en el tubo. Esto aclaró que las partículas salían del
seno del gas y no del electrodo positivo.
Al experimentar con hidrógeno se consiguió aislar la partícula elemental positiva o protón, cuya carga es la
misma que la del electrón pero positiva y su masa es 1837 veces mayor.
El Neutrón
Mediante diversos experimentos se comprobó que la masa de protones y electrones no coincidía con la masa
total del átomo; por tanto, Rutherford supuso que tenía que haber otro tipo de partícula subatómica en el núcleo
de los átomos.
Estas partículas se descubrieron en 1932 por J. Chadwick. Al no tener carga eléctrica recibieron el nombre de
neutrones. El hecho de no tener carga eléctrica hizo muy difícil su descubrimiento.
Los neutrones son partículas sin carga y de masa algo mayor que la masa de un protón
Partículas elementales
Masa Carga
Electrón (e-) 1/1837 uma Negativa
Protón (p+) 1 uma Positiva
Neutrón (n) 1 uma Sin carga

2. Número Atómico y Número Másico
La identidad de un átomo y sus propiedades vienen dadas por el número de partículas que contiene. Lo que
distingue a unos elementos químicos de otros es el número de protones que tienen sus átomos en el núcleo. Este
número se llama Número atómico y se representa con la letra Z. Se coloca como subíndice a la izquierda del
símbolo del elemento correspondiente. Por ejemplo, todos los átomos del elemento Hidrógeno tienen 1 protón y
su Z = 1, los de helio tienen 2 protones y Z =2, los de litio, 3 protones y Z = 3,…
Si el átomo es neutro, el número de electrones coincide con el de protones y nos lo da Z.
El Número másico nos indica el número total de partículas que hay en el núcleo, es decir, la suma de protones
y neutrones. Se representa con la letra A y se sitúa como superíndice a la izquierda del símbolo del elemento.
Representa la masa del átomo medida en uma, ya que la de los electrones es tan pequeña que puede
despreciarse.
En el ejemplo, tendríamos un átomo del elemento neón, con 10 protones en su núcleo y 10 electrones en su
corteza (es neutro). Tendría también: 22-10 = 12 neutrones.
Iones
Un ion se representa mediante el símbolo del elemento del que procede, con un superíndice a la derecha, que
indica la carga que posee mediante un número y el signo + o el signo -.
Los cationes han perdido electrones en el número que indica la carga positiva. Por ejemplo, +3 indicará que ese
átomo ha perdido 3 electrones.
Los aniones han ganado electrones, en el número que indica la carga negativa. Por ejemplo, -2 indicará que ese
átomo ha ganado 2 electrones.
En esta escena puedes determinar las distintas partículas subatómicas de una especie atómica
Este átomo corresponde al elemento Aluminio. Tiene 13 protones y 14 neutrones. Es un catión con carga +3,
lo que quiere decir que ha perdido 3 electrones respecto a su estado neutro; por tanto, tiene 13-3 = 10
electrones.
Isotopos
Todos los átomos de un elemento químico tienen el mismo número de protones, pero pueden diferenciarse en el
número de neutrones.
Se llaman Isótopos los átomos que tienen el mismo número de protones y se diferencian en el número de
neutrones. Por tanto, presentan el mismo número atómico (Z) y diferente número másico (A).
Los isótopos tienen masa diferente, ya que tienen distinto número de neutrones.
Para nombrarlos se indica su nombre seguido de su número másico; por ejemplo, sodio-23 (Na-23)

3. Hidrógeno-1.
Este isótopo tiene: 1 protón, 1 electrón y 0 neutrones.
Hidrógeno-2.
Este isótopo tiene: 1 protón, 1 electrón y 1 neutrón.
Hidrógeno-3.
Este isótopo tiene: 1 protón, 1 electrón y 2 neutrones.
La mayoría de los elementos químicos presentan isótopos. Cuando hablamos de la masa atómica de un
elemento químico, nos referimos a la masa de un átomo “medio” de ese elemento. Para calcularla, tendremos
que tener en cuenta la masa de cada isótopo y su abundancia en la naturaleza.