5 Estrutura De Los Atomos

1. ESTRUCTURA DE
LOS ÁTOMOS
1. LA ESTRUCTURA INTERNA DE LOS ATOMOS.
2. CONSECUENCIAS DEL MODELO DE RUTHERFORD.
3. MASAS ATÓMICAS Y MOLECULARES. ISÓTOPOS.
4. LOS ELEMENTOS QUÍMICOS.

2. 1.LA ESTRUCTURA INTERNA DE LOS ÁTOMOS
EL MODELO ATÓMICO DE THOMSON
El modelo atómico de
Thomson, también
conocido como el modelo
del pudín, es una teoría
sobre la estructura atómica
propuesta por Joseph John
Thomson, descubridor del
electrón. En dicho modelo,
el átomo está compuesto
por electrones de carga
negativa en un átomo
positivo, como las pasas
en un pudín. Se pensaba
que los electrones se
distribuían uniformemente
alrededor del átomo.

3. 1.LA ESTRUCTURA INTERNA DE LOS ÁTOMOS
CÓMO SE MIRA DENTRO DE LOS ÁTOMOS
¿SON LOS
ÁTOMOS
COMO
BOLAS
MACIZAS?

4. 1.LA ESTRUCTURA INTERNA DE LOS ÁTOMOS
CÓMO SE MIRA DENTRO DE LOS ÁTOMOS
ROMPER EL ÁTOMO

5. 1.LA ESTRUCTURA INTERNA DE LOS ÁTOMOS
CÓMO SE MIRA DENTRO DE LOS ÁTOMOS
Ernest Rutherford
Se le ocurrió
“bombardear” los
átomos de una lamina
metálica con unos
proyectiles más
pequeños y “duros” que
los átomos

6. 1.LA ESTRUCTURA INTERNA DE LOS ÁTOMOS
EL EXPERIMENTO DE RUTHERFORD
Las partículas o rayos alfa (α) son núcleos totalmente ionizados
de Helio 4 (4He). Es decir, sin su envoltura de electrones
correspondiente. Estos núcleos están formados por dos protones y
dos neutrones. Al carecer de electrones, su carga eléctrica es
positiva, de +2qe de carga, mientras que su masa es de 4 uma
Se generan habitualmente en reacciones nucleares o
desintegración radiactiva de otros núcleos que se transmutan en
elementos más ligeros mediante la emisión de dichas partículas.
Rutherford utilizó como proyectiles unas partículas llamadas Rutherford utilizó como proyectiles unas partículas llamadas
PARTÍCULAS ALFA (PARTÍCULAS ALFA (αα))
La desintegración alfa es una forma de desintegración radiactiva
donde un núcleo atómico emite una partícula alfa y se transforma
en un núcleo con 4 unidades menos de número másico y dos
unidades menos de número atómico.
Puede ser considerada como la emisión espontánea de núcleos
de helio (en adelante partículas α) a partir de núcleos de átomos
más pesados, mediante un procedimiento de fisión nuclear
espontánea.

7. 1.LA ESTRUCTURA INTERNA DE LOS ÁTOMOS
EL EXPERIMENTO DE RUTHERFORD
Las partículas alfa no se ven
Las partículas alfa, al chocar con una pantalla sobre la que se ha
depositado pintura fosforescente, producen un pequeño destello
luminoso

8. 1.LA ESTRUCTURA INTERNA DE LOS ÁTOMOS
EL EXPERIMENTO DE RUTHERFORD
El emisor de partículas alfa (cañón) sería una pequeña cantidad de
material radiactivo colocado en un orificio estrecho de un bloque de
plomo. De este modo se absorbían todas las radiaciones excepto las que
salían por la abertura,

9. 1.LA ESTRUCTURA INTERNA DE LOS ÁTOMOS
EL EXPERIMENTO DE RUTHERFORD
RESULTADOS
3.La mayor parte de las
partículas alfa atravesaban
la lámina de oro sin
desviarse.
4.Algunas de estas
partículas sufrían
desviaciones, más
frecuentes cuanto menor
era el ángulo de
desviación.
5.Raras veces, alguna
partícula rebotaba en la
lámina de oro y volvía
hacia atrás.

10. 1.LA ESTRUCTURA INTERNA DE LOS ÁTOMOS
EL EXPERIMENTO DE RUTHERFORD
Resultados esperados: Las
partículas alfa pasando a
través del modelo del
pudín sin verse alteradas.
Resultados observados:
Una pequeña parte de las
partículas eran desviadas,
demostrando la existencia
de un minúsculo volumen
de carga positiva

11. 1.LA ESTRUCTURA INTERNA DE LOS ÁTOMOS
EL EXPERIMENTO DE RUTHERFORD
2.Los átomos están básicamente
vacíos; existen mucho más
espacio vacío que ocupado por
materia.
4.Dentro del átomo las cargas
positivas y negativas están
separadas entre si.
6.Los átomos tienen un núcleo muy
pequeño donde se aloja casi toda
su masa y su carga positiva.

12. 1.LA ESTRUCTURA INTERNA DE LOS ÁTOMOS
EL MODELO ATÓMICO DE RUTHERFORD
El átomo posee un núcleo central
pequeño, con carga eléctrica
positiva, que contiene casi toda la
masa del átomo.
 Los electrones giran a grandes
distancias alrededor del núcleo en
órbitas circulares. Tienen una masa
muy pequeña con carga eléctrica
negativa (corteza).
 La suma de las cargas eléctricas
negativas de los electrones debe ser
igual a la carga positiva del núcleo,
ya que el átomo es eléctricamente
neutro.

13. 1.LA ESTRUCTURA INTERNA DE LOS ÁTOMOS
UN ÁTOMO COMPLEJO
PROTONES: Masa igual al átomo de hidrógeno y carga eléctrica positiva.
NEUTRONES: Masa igual a los protones pero sin carga eléctrica.
James Chadwick
Ernest Rutherford

14. 2.CONSECUENCIAS DEL MODELO DE RUTHERFORD
NÚMEROS ÁTOMICOS
Es el número de protones que contiene un átomo (Z)
Es el número de protones y de neutrones que contiene un átomo (A)
El número de
electrones que
contiene un átomo
es el mismo que el
de protones, puesto
que los átomos son
neutros

15. 2.CONSECUENCIAS DEL MODELO DE RUTHERFORD
LOS IONES
En química, se
define al Ion al
átomo cargado
eléctricamente.
Esto se debe a
que ha ganado o
perdido
electrones de su
dotación,
originalmente
neutra, fenómeno
que se conoce
como ionización.
Átomo neutro Ión positivo

16. 2.CONSECUENCIAS DEL MODELO DE RUTHERFORD
LOS IONES
Un átomo que
pierde un electrón
forma un ión de
carga positiva,
llamado catión; un
átomo que gana
un electrón forma
un ión de carga
negativa, llamado
anión.

17. 3.MASAS ATÓMICAS Y MOLECULARES. ISÓTOPOS
INTRODUCCIÓN
MASA
ELECTRÓN
MASA
PROTÓN
MASA
NEUTRÓN
MASA ÁTOMO

18. 3.MASAS ATÓMICAS Y MOLECULARES. ISÓTOPOS
MASA ATÓMICA RELATIVA
OXÍGENO NITRÓGENO
AZUFRE
HIERRO
ALUMINIO
COBALTO
ORO
MERCURIOCLOROHIDRÓGENO
TODOS LOS ELEMENTOS
QUÍMICOS TIENEN MASA
DIFERENTES

19. 3.MASAS ATÓMICAS Y MOLECULARES. ISÓTOPOS
MASA ATÓMICA RELATIVA
Para conocer la masa
de los átomos es
necesario conocer
cuantos átomos forman
una molécula y cuántas
moléculas hay en una
determinada cantidad
de materia
John Dalton

20. 3.MASAS ATÓMICAS Y MOLECULARES. ISÓTOPOS
MASA ATÓMICA RELATIVA
La unidad de masa atómica (u) es la masa del átomo de hidrógeno
= 1u
= 6u

21. 3.MASAS ATÓMICAS Y MOLECULARES. ISÓTOPOS
MASA ATÓMICA RELATIVA
Masa atómica relativa del oxígeno : 16u
PROTÓN
8u
NEUTRÓN
8u
ELECTRÓN
(sin masa)

22. 3.MASAS ATÓMICAS Y MOLECULARES. ISÓTOPOS
MASAS MOLECULARES
H
2
O
1 MOLÉCULA DE AGUA
ÁTOMO NÚMERO MASA ATÓMICA Nº ÁTOMOS X MASA ATÓMICA
H 2 1u 2
O 1 16u 16
MASA MOLECULAR 18u

23. 3.MASAS ATÓMICAS Y MOLECULARES. ISÓTOPOS
MASAS MOLECULARES
1 unidad de masa atómica
=
1,66 x 10
-27
kg

24. 3.MASAS ATÓMICAS Y MOLECULARES. ISÓTOPOS
ISÓTOPOS
Se dice que dos
átomos son
isótopos o
presentan una
relación de
isotopía cuando
teniendo el
mismo número
atómico, es decir,
el mismo número
de protones en
su núcleo,
poseen distinto
número másico,
es decir, distinto
número de
neutrones en su
núcleo.

25. 3.MASAS ATÓMICAS Y MOLECULARES. ISÓTOPOS
ISÓTOPOS

26. 3.MASAS ATÓMICAS Y MOLECULARES. ISÓTOPOS
LOS ISÓTOPOS RADIACTIVOS
Una de las aplicaciones de los isótopos es la fotografía de rayos gamma, al
paciente se le inyecta un isótopo que emita radiación gamma y se recoge la
radiación emitida de forma que se obtiene una foto de la zona deseada, como por
ejemplo el cerebro que se observa en la fotografía.

27. 4.LOS ELEMENTOS QUÍMICOS
Los elementos químicos son sustancias formadas por átomos iguales
El término elemento químico hace referencia a una clase de átomos, todos ellos
con el mismo número de protones en su núcleo. Aunque, por tradición, se
puede definir elemento químico como aquella sustancia que no puede ser
descompuesta, mediante una reacción química, en otras más simples.

28. 4.LOS ELEMENTOS QUÍMICOS
EL NOMBRE DE LOS ELEMENTOS
Los nombres de los elementos proceden de sus nombres en griego,
latín, inglés o llevan el nombre de su descubridor o ciudad en que
se descubrieron
Hidrógeno (H): del griego
‘engendrador de agua’.
Helio (He): de la atmósfera del Sol
(el dios griego Helios). Se
descubrió por primera vez en el
espectro de la corona solar
durante un eclipse en 1868,
aunque la mayoría de los
científicos no lo aceptaron hasta
que se aisló en la Tierra.
Litio (Li): del griego lithos, ‘roca’.
Escandio (Sc) de Scandia
(Escandinavia).
Germanio (Ge): de Germania (nombre
romano de Alemania).
Nobelio (No): en honor de Alfred
Nobel.

Bohrio (Bh): en honor a Niels Bohr.
Curio (Cm): en honor de Pierre y
Marie Curie.

29. 4.LOS ELEMENTOS QUÍMICOS
LAS PROPIEDADES DE LOS ELEMENTOS
PROPIEDADES DE LOS ELEMENTOS METÁLICOS
•Presentan aspecto y brillo metálicos.
•Son sólidos a excepción del mercurio (Hg), galio (Ga), cesio (Cs) y francio (Fr), que son
líquidos.
•Son buenos conductores del calor y la electricidad.
•Son dúctiles y maleables (hilarse y laminarse).
•Suelen tener puntos de fusión y ebullición altos.
•Pierden electrones formando cationes.
PROPIEDADES DE LOS ELEMENTOS NO METÁLICOS
•Se presentan en los tres estados físico de agregación.
•No posee aspecto ni brillo metálico.
•Son malos conductores de calor y la electricidad.
•No son dúctiles, ni maleables.
•Ganan electrones formando aniones.
mercurio azufre

30. 4.LOS ELEMENTOS QUÍMICOS
CLASIFICACIÓN PERIODICA DE LOS ELEMENTOS
J.W. Döbereiner
Formó grupos de tres elementos con propiedades químicas
semejantes a los que llamó triadas. Por ejemplo, el Cloro, el
Bromo y el Iodo constituyen una triada; pues forman el mismo
tipo de sales, el mismo tipo de ácidos; en fin, reaccionan de
manera similar ante la misma sustancia.
Calcio 40 Cloro35.5
Estroncio87.6Bromo80
Bario 137.4Yodo127
Media 88.7Media81.2
Döbereiner advirtió además que si se disponían los elementos de la triada en orden creciente de
peso atómico, el promedio de los pesos de los elementos extremos, es parecido al peso atómico
del elemento de enmedio. Por ejemplo, para la triada Cloro, Bromo, Iodo los pesos atómicos son
respectivamente 35.5, 80 y 127; si sumamos 35.5 + 127 y dividimos entre dos, obtenemos 81.25, que
es aproximadamente 80 (el peso del Bromo).
Clasificó los elementos químicos según la masa
atómica y propiedades semejantes

31. 4.LOS ELEMENTOS QUÍMICOS
CLASIFICACIÓN PERIODICA DE LOS ELEMENTOS
J.W. Newlands
H Li Be B C N O
F Mg Al Si P SNa
Cl Ca Cr Ti Mn FeK
Preparó en 1863 la primera tabla
periódica de los elementos
establecida según sus masas
atómicas, y que señaló la “ley de
las octavas” según la cual cada
ocho elementos se tienen
propiedades similares.

32. 4.LOS ELEMENTOS QUÍMICOS
CLASIFICACIÓN PERIODICA DE LOS ELEMENTOS
Dimitri Ivanovich Mendeleiev
LAS PROPIEDADES DE LOS ELMENTOS, LO
MISMO QUE LAS PROPIEDADES DE SUS
COMPUESTOS, SON FUNCIÓN PERIÓDICA DE
LAS MASAS ATÓMICAS DE LOS ELEMENTOS.

33. 4.LOS ELEMENTOS QUÍMICOS
CLASIFICACIÓN PERIODICA DE LOS ELEMENTOS
Ti = 50 Zr = 90 ? = 180
V = 51 Nb = 94 Ta = 182
Cr = 52 Mo = 96 W = 186
Mn = 55 Rh = 104.4 Pt = 197.4
Fe = 56 Ru = 104.4 Ir = 198
Ni = Co = 59Pd = 106.6 Os = 199
H = 1 Cu = 63.4 Ag = 108 Hg = 200
Be = 9.4 Mg = 24 Zn = 65.2 Cd = 112
B = 11 Al = 27.4 ? = 68 U = 116 Au = 197 ?
C = 12 Si = 28 ? = 70 Sn = 118
N = 14 P = 31 As = 75 Sb = 122 Bi = 210 ?
0 = 16 S = 32 Se = 79.4 Te = 128 ?
F = 19 Cl = 35.5 Br = 80 I = 127
Li = 7 Na = 23 K = 39 Rb = 85.4 Cs = 133 Tl = 204
Ca = 40 Sr = 87.6 Ba = 137 Pb = 207
? = 45 Ce = 92
? Er = 56 La = 94
? Yb = 60 Dy = 95
? In = 75.6 Th = 118 ?
ELEMENTOS QUE ERAN
SEMEJANTES ENTRE SÍ SE
ENCONTRABAN EN UNA MISMA
FILA HORIZONTAL

34. 4.LOS ELEMENTOS QUÍMICOS
CLASIFICACIÓN PERIODICA DE LOS ELEMENTOS
Julius Lothar Meyer
Químico alemán y gran
perdedor en la carrera por la
paternidad de la tabla
periódica. En 1868 y
trabajando de forma
independiente, llegó a las
mismas conclusiones que
Mendeleiev e igualmente las
reflejó en una tabla. Pero no
llegó a publicarla. Y para
cuando se decidió, en 1870, el
ruso ya lo había hecho
primero.

35. 4.LOS ELEMENTOS QUÍMICOS
CLASIFICACIÓN PERIODICA DE LOS ELEMENTOS
EL NÚMERO ATÓMICO ES LA CARÁCTERÍSTICA DE LOS ELEMENTOS
QUE MARCA LA PERIODICIDAD DE SUS PROPIEDADES.
Los elementos se ordenan de
izquierda a derecha y de arriba abajo
en orden creciente del valor de sus
números atómicos
•En una misma fila se disponen elementos con el
mismo número de capas electrónicas y cuyas
propiedades varían progresivamente.
• En una misma columna se presentan elementos
con propiedades parecidas y mismo número de
electrones en la última capa.

36. 4.LOS ELEMENTOS QUÍMICOS
CLASIFICACIÓN PERIODICA DE LOS ELEMENTOS

37. 4.LOS ELEMENTOS QUÍMICOS
CLASIFICACIÓN PERIODICA DE LOS ELEMENTOS
MASA ATÓMICAMASA ATÓMICA Nº ELECTRONES EXTERNOSNº ELECTRONES EXTERNOS PUNTOS DE FUSIÓN Y EBULLICIÓNPUNTOS DE FUSIÓN Y EBULLICIÓN PROPIEDADES METÁLICASPROPIEDADES METÁLICAS
PERIODOS PERIODOS
(FILAS)(FILAS)
Aumenta de
izquierda a
derecha
Aumenta en una unidad al
pasar de un elemento al
siguiente en un periodo
Aumenta hasta la mitad del periodo
para luego disminuir
Aumentan de derecha a
izquierda
GRUPOSGRUPOS
(COLUMNAS)(COLUMNAS)
Aumenta de
arriba abajo
Es el mismo para todos los
elementos de un grupo
Varían ligeramente de arriba abajoAumentan de arriba abajo

38. 4.LOS ELEMENTOS QUÍMICOS
CLASIFICACIÓN PERIODICA DE LOS ELEMENTOS
Los elementos químicos situados en el mismo grupo del sistema periódico tienen propiedades
químicas semejantes. Pero, ¿a qué se debe esta semejanza?
Los electrones de los átomos se distribuyen en distintas capas o niveles energéticos.
El nivel exterior se llama capa de valencia; y en él se colocan los electrones de valencia. Los
elementos de un mismo grupo tienen los mismos electrones de valencia, por eso tienen
propiedades químicas semejantes.
GRUPO DE LOS ALCALINOS
ELEMENTO Z
CONFIGURACIÓN
ELECTRÓNICA
Litio (Li) 3 (2, 1)
Sodio (Na) 11 (2, 8, 1)
Potasio (K) 19 (2, 8, 8, 1)
Rubidio (Rb) 37 (2, 8, 18, 8, 1)
GRUPO DE LOS HALÓGENOS
ELEMENTO Z
CONFIGURACIÓN
ELECTRÓNICA
Flúor (F) 9 (2, 7)
Cloro (Cl) 17 (2, 8, 7)
Bromo (Br) 35 (2, 8, 18, 7)
Yodo (I) 53 (2, 8, 18, 18, 7)
Los electrones que ocupan la última capa de un átomo se denominan electrones de valencia,
y son los responsables de las propiedades químicas del elemento.

39. 4.LOS ELEMENTOS QUÍMICOS
CLASIFICACIÓN PERIODICA DE LOS ELEMENTOS
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

40. 4.LOS ELEMENTOS QUÍMICOS
CLASIFICACIÓN PERIODICA DE LOS ELEMENTOS
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.