El documento describe la estructura atómica y molecular. Explica que los átomos están formados por un núcleo central con protones y neutrones, y electrones que orbitan alrededor. Los isótopos son átomos del mismo elemento pero con diferentes números de neutrones. Los electrones se agrupan en capas de energía y órbitas, y la configuración electrónica determina las propiedades químicas de los elementos. Los átomos forman enlaces iónicos al ganar o perder electrones, y enlaces covalentes al compartir electrones

1. ESTRUCTURA ATÓMICA Y
MOLECULAR
FÍSICA Y QUÍMICA 4º ESO

2. Estructura del átomo: el núcleo atómico
 El número atómico (Z) es el número de protones de un
átomo y es característico de cada elemento. Cuando el
átomo es neutro, el número de electrones es igual al
número de protones.
 El número másico (A) es la suma del número de
protones y de neutrones que tiene un átomo en su
núcleo.
X es el símbolo del elemento, que tendrá:
nº p+ = Z
nº e- = nº p+ (si el átomo es neutro)
nº n = A−Z

3. Isótopos
 Los isótopos son átomos de un mismo elemento y por
tanto tienen el mismo número de protones, es decir, el
mismo número atómico, pero distinto número de
neutrones, y por tanto, distinto número másico.

4. Masa de un átomo
 La masa atómica es la masa que tiene un átomo. Sin
embargo, para medir masas atómicas no es muy útil
emplear la unidad fundamental de medida de masa en el
SI, el kg, por eso se utiliza una unidad comparativa entre
masas atómicas, la unidad de masa atómica (u).
 La masa atómica relativa es la masa que tiene un
átomo en comparación con la de otro átomo tomado
como patrón, el isótopo de 12C.
La unidad de masa atómica se define como la doceava parte
de la masa de un átomo neutro del isótopo de 12C. 1 u
= 1,660 538 921 × 10-27 kg

5. Masa de un elemento
 La masa de un elemento también se medirá en u y es la
media ponderada de las masas atómicas de todos sus
isótopos.

6. Espectros atómicos
 Lo que hemos visto hasta ahora se mantiene desde que
Rutherford hizo su propuesta de modelo atómico. Sin
embargo ese modelo no era capaz de explicar los
espectros atómicos, que son registros fotográficos de
la energía que desprenden los cuerpos.

7. Modelo atómico de Bohr
 Los electrones giran solamente en unas órbitas circulares
llamadas órbitas estacionarias, donde no emiten energía.
Cada órbita está asociada a un nivel de energía.
Nº máximo de e─ por nivel = 2n2
 Cuando un electrón adquiere la energía suficiente salta de
una órbita a otra superior y cuando deja de recibir esa
energía, vuelve a su órbita primitiva emitiendo la energía que
le sobra en forma de radiación.

8. Modificaciones al átomo de Bohr
 Arnold Sommerfeld → con aparatos de mayor resolución
→ estructura fina de los espectros.
 Zeeman → campos magnéticos → espín

9. Configuración electrónica - Diagrama de
Moeller
 El diagrama de Moeller es un diagrama que permite
establecer el orden de llenado de los electrones en los
orbitales, lo que nos permite determinar la configuración
electrónica de átomos e iones.
Orbitales s:
caben como máximo 2 e-
Orbitales p:
caben como máximo 6 e-
Orbitales d:
caben como maximo 10 e-
Orbitales f:
caben como máximo 14 e-

10. Modelo atómico de Schrödinger
 Cada capa electrónica o nivel de energía se desdobla en
varios subniveles. Los distintos subniveles, llamados
orbitales, tienen formas muy diversas. Los subniveles
de las distintas capas electrónicas reciben los nombres
s, p, d y f.

11. El sistema periódico actual
 Los elementos se ordenan según el número atómico creciente
en periodos (filas) y en grupos (columnas).

12. Propiedades en los periodos y en los grupos
 Los elementos de un mismo periodo tienen idéntico número
de niveles de energía, pero con un electrón más que el
elemento anterior
 Los elementos del mismo grupo tienen el mismo número de
electrones en el último nivel energético, por lo que tienen un
comportamiento químico parecido.
 Configuración electrónica de los alcalinos: …. ns1
 Configuración electrónica de los alcalinotérreos: … ns2
 Configuración electrónica de los boranos: … ns2 np1
 Configuración electrónica de los carbonoideos: … ns2 np2
 Configuración electrónica de los nitrogenoideos: … ns2 np3
 Configuración electrónica de los calcógenos: … ns2 np4
 Configuración electrónica de los halógenos: … ns2 np5
 Configuración electrónica de los gases nobles: … ns2 np6

13. Regularidades periódicas
 Radio atómico
 En cada grupo aumenta al aumentar el número atómico, ya
que cada elemento tiene más capas electrónicas que el
anterior
 En cada periodo disminuye al aumentar el número atómico, ya
que, aunque son el elementos con el mismo número de capas,
al existir más cargas positivas en el núcleo, los electrones son
atraídos con mayor intensidad.

14.  Carácter metálico
Los metales se caracterizan porque son sólidos a temperatura
ambiente (excepto el mercurio), tienen elevadas temperaturas de
fusión y ebullición, son buenos conductores de calor y la
electricidad, son dúctiles y maleables y forman cationes (iones
positivos) porque tienen pocos electrones en su última capa y
tienden a perderlos con facilidad

15.  Carácter metálico
 En cada grupo aumenta al aumentar el número atómico, ya que
cada elemento tiene más capas electrónicas que el anterior y los
electrones de capas externas se mueven con mayor facilidad.
 En cada periodo disminuye al aumentar el número atómico, ya
que, los elementos que se encuentran en la zona derecha de la
tabla, al tratar de adquirir la configuración electrónica de los gases
nobles, tratan de captar electrones en lugar de perderlos.

16.  Reactividad
 En un grupo, si se trata de elementos metálicos, aumenta cuanto
más abajo en el grupo esté el metal. Si se trata de elementos no
metálicos, sucede lo contrario.
 En un período, disminuye al avanzar en el período, hasta llegar a
los semimetales, donde aumenta. En los gases nobles es nula.

18. El enlace químico
 A excepción de los gases nobles, los átomos tienden a
unirse con otros para conseguir una mayor estabilidad.
Se forman entonces enlaces químicos que son fuerzas
de tipo electrostático que mantiene unidos a los átomos.
 Los elementos tienden a conseguir la configuración
electrónica del gas noble más cercano de diferentes
formas, lo que da lugar a los distintos tipos de enlace:
 Compartiendo electrones → enlace covalente
 Cediendo o ganando electrones → enlace iónico

19. El enlace covalente
 Se forma por compartición de electrones entre átomos
no metálicos.
 Ejemplo: unión entre el H y el O
Configuración electrónica del H (Z=1): 1s1
Configuración electrónica del O (Z=8): 1s22s22p4
El hidrógeno necesita un electrón más para adquirir la configuración
electrónica del gas noble más cercano, el He.
El oxígeno necesita 2 electrones más para adquirir la configuración
electrónica del gas noble más cercano, el Ne.

20. Ejercicios:
Explica la
formación de las
siguientes
moléculas:
Molécula de
oxígeno: O2
Molécula de fluor:
F2
Gracias a la compartición de electrones
entre dos átomos de H y uno de O se
explica la formación de la molécula de agua
(H2O)
O HH
Electrones compartidos
O HH
Diagrama de Lewis
http://concurso.cnice.mec.
es/cnice2005/93_iniciacion
_interactiva_materia/curso
/materiales/enlaces/covale
nte.htm

21. Polaridad de las moléculas covalentes
Fuerzas intermoleculares:

22. El enlace iónico
 Se forma la atracción electrostática entre cationes y
aniones que se han formado por intercambio de
electrones entre átomos metálicos y átomos no
metálicos.
 Ejemplo: unión entre el Na y el Cl
Configuración electrónica del Na (Z=11): 1s22s22p63s1
Configuración electrónica del Cl (Z=17): 1s22s22p63s23p5
El sodio necesita perder un electrón para adquirir la configuración
electrónica del gas noble más cercano, el Ne.
El cloro necesita captar un electrón para adquirir la configuración
electrónica del gas noble más cercano, el Ar.

23. Ejercicios:
Explica la
formación de las
siguientes
moléculas:
Bromuro de
calcio: CaBr2
Fluoruro de litio:
LiF
Los iones Na+ y Cl- se atraen
electrostáticamente y forman un enlace, lo
que da lugar a la molécula de sal común, el
NaCl.
No suele formarse un solo enlace entre
átomos de sodio y cloro, se forma una
sucesión de enlaces que dan lugar a la
formación de redes cristalinas.
http://concurso.cnice.m
ec.es/cnice2005/93_ini
ciacion_interactiva_ma
teria/curso/materiales/
enlaces/ionico.htm

24. El enlace metálico
 Los metales, tienden a formar cationes (por ejemplo, el
aluminio, la plata, el oro,…). Esos cationes forman redes
cristalinas alrededor de las cuales circulan los electrones
libremente, formando una nube electrónica. Los electrones no
pertenecen a ningún átomo en concreto, sino a todo el
conjunto metálico.

25. Tipo de
enlace
Se
forma
Tipo de
estructura
Ejemplos Propiedades
Enlace
iónico
Red de
iones
Cristales
iónicos
NaCl
KF
*PF y PE elevados
*Solubles en agua
*Duros pero frágiles
*Solo conducen la corriente eléctrica
fundidos o disueltos
Enlace
covalente
Moléculas Moléculas
apolares o
polares
unidos por
fuerzas de Van
del Waals
H2, N2, O2,
CO2, CH4,
H2S
*PF y PE muy bajos
*Normalmente gases a temperatura
ambiente o sólidos o líquidos muy
volátiles
*No conducen la corriente eléctrica
*Insolubles en agua
Moléculas que
se unen por
enlaces de
hidrógeno
H2O, NH3,
HF
*PF y PE más elevados que los
anteriores
*No conducen la corriente eléctrica
Red de
átomos
Cristales
covalentes
C (diamante,
grafito), SiO2
*Gran dureza
*PF y PE elevados
*Insolubles
*En general no son buenos conductores
de la corriente eléctrica
Metálico Red de
cationes
con nube
de e-
Cristales
metátlicos
Na, Li, K. Ag,
Au, Cu
*Normalmente sólidos
*Dureza variable
*Dúctiles y maleables
*Buena conductividad
*Puntos de fusión y ebullición muy