El documento resume la estructura atómica según el modelo de Rutherford. Explica que Rutherford propuso que los átomos tienen un núcleo muy pequeño donde reside casi toda la masa y la carga positiva, y que los electrones giran alrededor del núcleo. También introduce los conceptos de número atómico, número másico e isótopos. Finalmente, clasifica los elementos químicos conocidos y explica la clasificación periódica de los elementos según su número atómico.

1. TEMA 5
Estructura de los átomos

2. 1. La estructura interna de los átomos
 Thomson demostró que los electrones eran partículas componentes
de todos los materiales.
 Modelo atómico de Thomson: imaginó los átomos como una bolita
de carga positiva en el que tendría incrustados los electrones con
carga negativa, tantos como fueran necesarios para anular la carga
positiva.

3. Rutherford ideó un experimento con el objetivo de comprobar la validez
del modelo de Thomson, en el que bombardeó una lámina de oro muy
fina con partículas α, con una masa cuatro veces mayor que la de un
átomo de hidrógeno y una carga doble que la del electrón, pero positiva.
 Resultados de la experiencia
1. La mayor parte de las
partículas α atravesaban la
lámina sin desviarse.
2. Algunas partículas sufrían
desviaciones.
3. Raras veces, alguna partícula
rebotaba y volvía hacia atrás.

4. La interpretación de Rutherford
 La mayor parte de las partículas α no se desvían porque los átomos
están básicamente vacíos.
 Algunas partículas α se desvían porque pasan muy cerca de partículas
muy pesadas y cargadas positivamente, lo que indica que las cargas
positivas y negativas están separadas entre sí.
 Algunas partículas α rebotan porque han chocado con algún corpúsculo
de mucha más masa que la partícula y de la misma carga. Los átomos
deben tener, por tanto, un núcleo, muy pequeño, donde se aloje casi
toda su masa y su carga positiva.

5. El modelo atómico nuclear: Rutherford, en el año 1911, ideó un modelo
atómico que aún hoy seguimos utilizando.
 El átomo está formado por dos partes: la corteza y el núcleo:
 La CORTEZA, constituida por todos los electrones girando a gran
distancia alrededor del núcleo.
 El NÚCLEO, es muy pequeño y en él se encuentra toda la carga
eléctrica positiva y casi toda la masa del átomo.

6. ¿Cómo tendría que ser ese núcleo?
 Rutherford postuló que debía estar formado por unas partículas de
masa igual a las del átomo de hidrógeno y carga igual a la del electrón,
pero positiva. Les llamó protones y él mismo demostró,
experimentalmente, su existencia.
 Cómo la masa de los átomos suele ser mayor que la que corresponde
al número de protones que hay en su núcleo, Rutherford supuso que
debía existir otra partícula en el núcleo de la misma masa del protón
pero sin carga eléctrica, a la que llamó neutrón. Veinte años después,
Chadwick, lo confirmó experimentalmente.
 Así el átomo está formado por tres partículas: protones y neutrones
en el núcleo, y electrones en la corteza.

7. 2. Consecuencias del modelo de Rutherford
Partículas elementales
 Resumimos las características de
las tres partículas elementales, en
la tabla siguiente, tomando la carga
Nombre Símbolo Carga Masa
del electrón como unidad de carga
y la masa del átomo de hidrógeno
como unidad de masa atómica (u)
Electrón e- -1 1/1850
Protón p +1 1
Neutrón n 0 1

8. Para designar el número de partículas que constituyen un átomo y con
ello su estructura, se definieron los siguientes números:
 Número atómico (Z): es el número de
protones que contiene un átomo. El hecho de
que un átomo corresponda a un elemento
A
X
químico u otro depende el número de
protones, es decir, del número atómico.
 Número másico (A): es la suma de protones
y neutrones del núcleo.
 El número de neutrones (N) que puede haber
Z
en el núcleo es variable, pero esto no cambia
las propiedades químicas del átomo.
 Como los átomos son eléctricamente neutros el
número de electrones es el mismo que de
protones.
A=Z+N
 El número másico coincide, prácticamente, con
la masa del átomo

9. A los átomos que tienen electrones en exceso o en defecto les llamamos
iones.
 Cuando un átomo pierde electrones, se ionizará, convirtiéndose en un
ion positivo, o catión
 Si un átomo captura electrones, se convertirá en un ion negativo o
anión

10. 3. Masas atómicas y moleculares. Isótopos.
 Masa atómica relativa: los átomos y moléculas son partículas tan
pequeñas que necesitamos una unidad que nos permita expresar su
masa. Es la llamada unidad de masa atómica (u). Aunque en principio
se tomó como unidad de masa atómica la masa del H, actualmente se
define como la doceava parte de la masa de un átomo de carbono 12.
1 u = 1,6605·10-27 kg
 Masas moleculares: para calcular la masa relativa de las moléculas
basta con sumar las masas de sus átomos en u.
 Isótopos: son átomos de un mismo elemento que tienen distinto
número de neutrones.

11. Isótopos del hidrógeno y del carbono

12. 4. Los elementos químicos
 Las sustancias formadas por átomos iguales se llaman elementos químicos
(incluimos los isótopos, ya que sus propiedades químicas son las mismas)
 El nombre de los elementos: muchos elementos químicos tienen nombres muy
antiguos (oro, hierro,..); otros descubiertos entre los siglos XVIII y XIX llevan
nombres de dioses romanos (helio, uranio,..); los más modernos llevan
nombres de países (francio, germanio,..) , de personas (curio, nobelio,..) e
incluso de ciudades (dubnio).
 Todos los elementos químicos son representados por símbolos, con una
primera letra que coincide con la primera de su nombre. Sin coincide con otro
elemento se añade una segunda letra en minúscula, la más sonora del
nombre.

13. Hoy se conocen 111 elementos químicos. Hay elementos que tienen
propiedades comunes, lo que nos permite clasificarlos y estudiarlos más
fácilmente. Se podrían clasificar en dos grandes grupos:
 Metales: son blancos o grisáceos, tienen brillo metálico, son buenos
conductores de la electricidad y del calor. Tienen puntos de fusión y
ebullición altos. Son dúctiles y maleables. Pueden perder electrones y
formar cationes.
 No metales: son malos conductores de la electricidad y del calor. Se
pueden encontrar en formas sólidas, líquidas y gaseosas, y tienen baja
densidad. Los no metales pueden ganar electrones y formar aniones.

14. Clasificación periódica de los elementos
 El químico ruso Dimitri Mendeleiev elaboró una tabla, el Sistema
Periódico, en la que incluyó todos los elementos conocidos en la época,
incluso dejó el sitio para algunos de los que habrían de descubrir
después. La clasificación actual es muy parecida a la suya.
 Los elementos se clasifican en orden creciente de números atómicos,
en filas, y de tal forma que todos los que poseen propiedades químicas
semejantes están colocados unos debajo de otros formando columnas,
a las que llamamos familias o grupos. Hay 18 grupos, numerados del 1
al 18. Las filas se denominan periodos y se numeran del 1 al 7.

15. El sistema periódico