Historia: modelos atómicos
Desde la Antigüedad, el ser humano se ha cuestionado de qué estaba hecha la materia.
Unos 400 años antes de Cristo, el filósofo griego Demócrito consideró que la materia estaba
constituida por pequeñísimas partículas que no podían ser divididas en otras más pequeñas. Por ello,
llamó a estas partículas átomos, que en griego quiere decir "indivisible". Demócrito atribuyó a los
átomos las cualidades de ser eternos, inmutables e indivisibles.
Sin embargo las ideas de Demócrito sobre la materia no fueron aceptadas por los filósofos de su época
y hubieron de transcurrir cerca de 2200 años para que la idea de los átomos fuera tomada de nuevo en
consideración.
Año Científico Descubrimientos experimentales Modelo atómico
1808
John Dalton
Durante el s.XVIII y principios del XIX
algunos científicos habían investigado
distintos aspectos de las reacciones
químicas, obteniendo las llamadas
leyes clásicas de la Química.
La imagen del átomo expuesta por Dalton
en su
teoría atómica, para explicar estas
leyes, es la de minúsculas partículas
esféricas, indivisibles e inmutables,
iguales entre sí en
cada elemento
químico.
1897
J.J. Thomson
Demostró que dentro de los átomos
hay unas partículas diminutas, con
carga eléctrica negativa, a las que se
llamó
electrones.
De este descubrimiento dedujo que el
átomo debía de ser una esfera de materia
cargada positivamente, en cuyo interior
estaban incrustados los electrones.
(
Modelo atómico de
Thomson.)
1911
E. Rutherford
Demostró que los átomos no eran
macizos, como se creía, sino que
están vacíos en su mayor parte y en
su centro hay un diminuto
núcleo.
Dedujo que el átomo debía estar formado
por una corteza con los electrones
girando alrededor de un núcleo central
cargado positivamente.
(
Modelo atómico de
Rutherford.)
1913
Niels Bohr
Espectros atómicos discontinuos
originados por la radiación emitida
por los átomos excitados de los
elementos en estado gaseoso.
Propuso un nuevo modelo atómico, según
el cual los electrones giran alrededor del
núcleo en unos niveles bien definidos.
(
Modelo atómico de
Bohr.)
Actividad. Relaciona las siguientes conclusiones experimentales con el modelo atómico a que dieron
lugar:
1
. El átomo no es indivisible ya que al aplicar un fuerte voltaje a los átomos de un elemento en
estado gaseoso, éstos emiten partículas con carga negativa:
2. Al reaccionar 2 elementos químicos para formar un compuesto lo hacen siempre en la misma
proporción de masas:
3. Los átomos de los elementos en estado gaseoso producen, al ser excitados, espectros
discontinuos característicos que deben reflejar su estructura electrónica:
4. Al bombardear los átomos de una lámina delgada con partículas cargadas positivamente,
algunas rebotan en un pequeño núcleo situado en el centro del átomo:
Estructura del átomo
En el átomo distinguimos dos partes: el núcleo y la
corteza.
- El núcleo es la parte central del átomo y contiene
partículas con carga positiva, los protones, y partículas
que no poseen carga eléctrica, es decir son neutras, los
neutrones. La masa de un protón es aproximadamente
igual a la de un neutrón.
Todos los átomos de un elemento químico tienen en el
núcleo el mismo número de protones. Este número, que
caracteriza a cada elemento y lo distingue de los demás,
es el número atómico y se representa con la letra Z.
- La corteza es la parte exterior del átomo. En ella se
encuentran los electrones, con carga negativa. Éstos,
ordenados en distintos niveles, giran alrededor del núcleo.
La masa de un electrón es unas 2000 veces menor que la
de un protón.
Los átomos son eléctricamente neutros, debido a que
tienen igual número de protones que de electrones. Así, el
número atómico también coincide con el número de
electrones.
Modelo de átomo de He (isótopo 4-He)
Isótopos
La suma del número de protones y el número de neutrones de un átomo recibe el
nombre de número másico y se representa con la letra A. Aunque todos los átomos
de un mismo elemento se caracterizan por tener el mismo número atómico, pueden
tener distinto número de neutrones.
Llamamos isótopos a las formas atómicas de un mismo elemento que se
diferencian en su número másico.
Para representar un isótopo, hay que indicar el número másico (A) propio del isótopo y el número
atómico (Z), colocados como índice y subíndice, respectivamente, a la izquierda del símbolo del
elemento.
Actividades:
1. Los átomos de un mismo elemento químico tienen todos en su núcleo el mismo número de
.
2. Un átomo tiene 12 protones, 13 neutrones y 12 electrones. ¿Cuál es su número atómico?
1
. 12
2
. 13
3
. 24
4
. 25
3. Los isótopos oxígeno-16, oxígeno-17 y oxígeno-18, se diferencian en:
1
. El número de protones
2
. El número atómico
3
. El número de neutrones
4
. El número de electrones
4. Un átomo de volframio (W) tiene 74 protones y 108 neutrones. ¿Cuál es su representación
adecuada?
1. 2. 3. 4.
5. Señala las afirmaciones correctas:
1. El número másico de un átomo es la suma del número de protones, neutrones y electrones
2
.
Todos los átomos de un mismo elemento químico tienen el mismo número de neutrones
3
.
Los isótopos de un elemento químico tienen el mismo número atómico
4
.
Los isótopos de un elemento químico tienen el mismo número másico
5
.
Los isótopos de un elemento químico tienen distinto número de neutrones
Actividad: construir átomos
Tras el estudio de la estructura atómica realizado en las páginas anteriores, puedes intentar conseguir
una buena puntuación construyendo isótopos de los primeros elementos químicos de la tabla periódica:
Corteza atómica: Estructura electrónica
Las propiedades de los elementos dependen, sobre todo, de cómo se distribuyen sus electrones en la
corteza. El siguiente modelo interactivo te permite conocer la estructura electrónica de los elementos
de la tabla periódica:
Aunque los conocimientos actuales sobre la estructura electrónica de los átomos son bastante
complejos, las ideas básicas son las siguientes:
1. Existen 7 niveles de energía o capas donde pueden situarse los electrones, numerados del 1, el
más interno, al 7, el más externo.
2. A su vez, cada nivel tiene sus electrones repartidos en distintos subniveles, que pueden ser de
cuatro tipos: s, p, d, f.
3. En cada subnivel hay un número determinado de orbitales que pueden contener, como máximo, 2
electrones cada uno. Así, hay 1 orbital tipo s, 3 orbitales p, 5 orbitales d y 7 del tipo f. De esta forma el
número máximo de electrones que admite cada subnivel es: 2 en el s; 6 en el p (2 electrones x 3
orbitales); 10 en el d (2 x 5); 14 en el f (2 x 7).
La distribución de orbitales y número de electrones posibles en los 4 primeros niveles se resume en la
siguiente tabla:
Niveles de energía 1 2 3 4
Subniveles s s p s p d s p d f
Número de orbitales de cada tipo 1 1 3 1 3 5 1 3 5 7
Denominación de los orbitales 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d 4f
Número máximo de electrones en los orbitales 2 2 - 6 2 - 6 - 10
2- 6- 10- 14
Número máximo de electrones por nivel 2 8 18 32
La configuración electrónica en la corteza de un átomo es la distribución de sus electrones en los
distintos niveles y orbitales. Los electrones se van situando en los diferentes niveles y subniveles por
orden de energía creciente hasta completarlos. Es importante saber cuantos electrones existen en el
nivel más externo de un átomo pues son los que intervienen en los enlaces con otros átomos para
formar compuestos.
Actividades:
(Utiliza el modelo interactivo de configuraciones electrónicas de arriba y responde.)
1. ¿Cuántos electrones poseen los átomos de argón (Ar), de número atómico 18, en su capa o
nivel de energía más externo?:
1
.
2 electrones
2
. 6 electrones
3
. 8 electrones
4
. 18 electrones
2. ¿Cuál de las siguientes configuraciones electrónicas corresponde al átomo de cobre (Cu), de
número atómico 29? (En la notación se indican los niveles por números colocados como coeficientes
y los índices de las letras indican el número de electrones en ese subnivel):
1
. 1s
2
2s
2
2p
6
3s
2
3p
6
3d
10
4p
1
2
. 1s
2
2s
2
2p
6
3s
2
3p
6
3d
10
4s
2
3
. 1s
2
2s
2
2p
6
3s
2
3p
6
3d
10
4s
1
4
. 1s
2
2s
2
2p
6
3s
2
3p
6
4s
10
4p
2
3. ¿Qué electrones de la corteza de átomo de bromo (Br) influyen más notablemente en sus
propiedades químicas?, número atómico 35:
1
. Los del nivel 2
2
. Los del subnivel 3d
3
. Los del orbital 1s
4
. Los del nivel 4
4. ¿Qué tienen en común las configuraciones electrónicas de los átomos de Li, Na, K y Rb?:
1
. Que poseen un solo electrón en su capa o nivel más externo
2
. Que poseen el mismo número de capas o niveles ocupados por electrones
3
. Que tienen completo el subnivel s más externo
4
. Sus configuraciones electrónicas son muy diferentes y no tienen nada en común
5. ¿Qué tienen en común las configuraciones electrónicas de los átomos de Ca, Cr, Fe, Cu y Zn?
Señala las afirmaciones correctas:
1
. Todos tienen el mismo número de capas o niveles ocupados por electrones
2
. Tienen el mismo número de orbitales ocupados por electrones
3
. Todos tienen el mismo número de electrones en su nivel más externo
4
. Tienen pocos electrones en su nivel más externo
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