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TEMA 7
LA ESTRUCTURA DEL ÁTOMO: MODELOS ATÓMICOS
SOLUCIONES A ALGUNOS EJERCICIOS
Los primeros modelos atómicos: Thomson, Rutherford y Bohr
1. ¿Cuando frotamos un bolígrafo con un trozo de lana, el bolígrafo se electriza
positivamente mientras que la lana se electriza negativamente. ¿Cómo se
explica este fenómeno con el modelo atómico de Thomson? ¿Y con el modelo de
Rutherford?
Pues este fenómeno se explica exactamente de la misma manera con el modelo de
Thomson que con el de Rutherford: al frotar, electrones de algunos átomos del
bolígrafo pasan a algunos átomos de la lana, de modo que el bolígrafo queda en su
conjunto cargado positivamente y la lana negativamente. Los electrones, según el
modelo de Thomson ocupaban posiciones fijas en la esfera positiva, epro podían
salir del átomo. Los electrones, según el modelo de Rutherford, giraban en torno a
un núcleo positivo, pero también podían salir del átomo. Por lo demás, el fenómeno
se explica exactamente igual.
2. Cuando un gas se encuentra a alta temperatura emite luz. ¿Cómo se explica
este fenómeno con el modelo atómico de Thomson? ¿Y con el modelo de
Rutherford?
Este fenómeno también se explicaba con ambos modelos, pero en este caso se
explica de manera diferente con un modelo y con otro. Según el modelo de
Thomson, cuando el gas está a alta temperatura los choques entre moléculas del gas
provoca que los electrones de sus átomos se desplacen de sus posiciones de
equilibrio y al volver a dichas posiciones adquieren un movimiento vibratorio
acelerado, razón por la que emiten luz. Según el modelo de Rutherford, el choque de
las moléculas del gas lo que provoca es que los electrones de los átomos adquieran
energía y se desplacen a unas órbitas más alejadas, de manera que cuando caen de
nuevo a sus órbitas estables emiten esa misma energía en forma de luz.
3. A partir de las experiencias de dispersión de partículas  Rutherford ideó su
modelo atómico.
a) Describe esas experiencias con ayuda de algún dibujo.
En las páginas 243 y 244 se describe muy bien esta experiencia.
b) Explica por qué el modelo atómico de Thomson no conseguía explicar
convincentemente los resultados de tales experiencias.
Porque según este modelo las partículas alfa debían atravesar la lámina de oro
prácticamente sin desviarse ya que los electrones no tendrían suficiente
capacidad para desviarlas dada la masa de las partículas alfa y la velocidad que
llevaban. La carga positiva de los átomos de oro, al estar uniformemente
repartida por todo el átomo tampoco tendría capacidad para desviar a las
partículas alfa. Sin embargo, la experiencia ponía de manifiesto que, si bien la
mayor parte de las partículas alfa no se desviaban, unas pocas sí que lo hacían de
manera significativa. Incluso una de cada 100.000 rebotaba. Estos últimos
hechos eran completamente inexplicables con el modelo de Thomson.
c) Explica cómo justificó Rutherford con su modelo los resultados de tales
experiencias, en concreto:
i. que la gran mayoría de partículas  atravesara la delgada lámina de oro
sin apenas desviarse.
Esto fue lo que hizo imaginar a Rutherford que los átomos estarían vacíos en
su mayor parte.
ii. que sólo unas pocas partículas  sufrieran desviaciones importantes al
atravesar la delgada lámina de oro.
Esto fue lo que hizo imaginar a Rutherford un núcleo cargado positivamente
como la parte del átomo capaz de desviar a las partículas alfa, y que además
dicho núcleo sería mucho más pequeño que el átomo en su conjunto si sólo
desviaba unas pocas partículas alfa.
iii. que, aproximadamente, tan sólo una de cada cien mil partículas 
rebotara en la delgada lámina de oro.
Este hecho sólo podía sugerir que el radio del núcleo sería aproximadamente
unas cien mil veces más pequeño que el radio del átomo, ya que las
partículas alfa rebotadas serían las que se dirigieran directamente contra el
núcleo positivo donde, además, se concentraría prácticamente toda la masa
del átomo.
4. ¿Por qué crees que los científicos predijeron la existencia, en el interior de los
núcleos de los átomos, de partículas con carga positiva y masa mucho mayor
que la del electrón a la que posteriormente se les llamó protones?
Porque las masas conocidas experimentalmente para los átomos eran enormemente
superiores a las masas de los electrones que se suponía que existían en su interior.
Por eso debían de existir, probablemente, otras partículas con masa mucho mayor
que la de los electrones, que serían las responsables de las masas de los átomos.
Además, como los átomos debían ser neutros, tales partículas debían de tener carga
positiva de manera que neutralizaran la carga negativa de los electrones. Y esas
partículas sólo podrían ubicarse en el interior del núcleo, según el modelo propuesto
por Ernst Rutherford.
5. Explica cómo en un espacio tan pequeño como es el núcleo de los átomos
pueden permanecer cargas positivas, como son los protones, teniendo en cuenta
que las fuerzas de repulsión eléctrica entre ellas a tan corta distancia deben ser
enormes
Porque junto a los protones existen en el núcleo de los átomos, además, unas
partículas sin carga eléctrica, llamadas neutrones, de modo que protones y neutrones
se ejercen fuerzas atractivas de naturaleza diferente a la eléctrica. A estas fuerzas
atractivas entre las partículas constituyentes de los núcleos se les denomina fuerzas
nucleares, y aparecen indiferentemente entre protones, entre neutrones y entre
protones y neutrones. A distancias tan pequeñas como las que existen en el interior
de los núcleos, estas fuerzas nucleares atractivas son muy superiores a las fuerzas
eléctricas repulsivas que aparecen entre los protones, lo que permite explicar la
estabilidad de los núcleos de los átomos a pesar de la repulsión eléctrica entre
protones.
6. Explica por qué las diferentes propiedades que presentan diferentes elementos
químicos no puede ser debido a que los átomos de cada elemento tienen
diferente número de protones y de electrones. ¿A qué puede ser debido
entonces?
Si las propiedades químicas de los elementos (mejor dicho, de las sustancias
simples) dependiera del número de protones y, por tanto, del número de electrones,
cabría esperar que el flúor (Z=9) y el neón (Z=10), por ejemplo, tuvieran
propiedades químicas parecidas, mientras que el flúor (Z=9) y el yodo (Z=53)
tuvieran propiedades químicas muy diferentes. Sin embargo, la realidad es que el
flúor y el neón tienen propiedades muy diferentes, mientras que el flúor y el yodo
tienen propiedades muy similares. Por tanto, las propiedades químicas de las
sustancias simples no dependen del número de protones ni del número de electrones
que existen en los átomos correspondientes. Tales propiedades dependerán de cómo
están organizados los electrones en la corteza de los átomos, y más concretamente
de cuántos electrones existen en el último nivel energético ocupado (es decir, de los
electrones de valencia).
7. a) Describe como se obtienen experimentalmente los espectros discontinuos de
emisión característicos de los elementos en estado gaseoso e incandescente.
Cuando suministramos energía de la forma adecuada, esos elementos (o sustancias
simples) emiten luz. Esa luz se hace pasar por una pequeña rendija, y el haz de luz
seleccionado lo hacemos pasar a través de un prisma de vidrio para que se
descomponga en los colores que lo constituyen. Colocamos tras el prisma una placa
para que la luz ya descompuesta la impresione y deje la muestra de su espectro
característico. Ver dibujo de la página 239 del libro.
b) Explica por qué el modelo de Rutherford era incapaz de dar una explicación
satisfactoria a tales espectros.
Según el modelo de Rutherford, los electrones podrían girar en torno al núcleo a
cualquier distancia, por lo que el contenido energético de los átomos podría ser
cualquiera. Así, cuando suministramos energía a un átomo, los electrones podrían
excitarse pasando a cualquier órbita superior, de modo que al desexcitarse podrían
caer de nuevo a cualquier órbita inferior emitiendo un fotón de luz. Todos los saltos
estarían igualmente permitidos, de modo que si contínuamente se están excitando y
desexcitando billones de átomos, cabe esperar que entre todos emitieran fotones de
todas las energías posibles, es decir, luz de todos los colores. Al descomponer esa
luz con un prisma obtendríamos, según el modelo de Rutherford, un espectro
contínuo (como el arcoiris), pero nunca discontínuo.
c) Describe como se explica de forma cualitativa con el modelo atómico de Bohr
la existencia de tales espectros.
Bohr supone que los electrones sólo pueden estar girando en torno al núcleo en unas
pocas órbitas permitidas, de modo que el contenido energético de los átomos no
puede ser cualquiera; un átomo sólo puede tener unos valores determinados de
energía, no cualquiera. De ese modo cuando suministramos energía a un átomo, éste
sólo puede absorber unas determinadas cantidades de energía; no cualquier cantidad.
Como consecuencia, los electrones se excitarían y pasarían a alguna de las órbitas
superiores permitidas. Al desexcitarse, caerían a alguna de las órbitas inferiores
permitidas, emitiendo fotones con energías muy determinadas: las correspondientes
a las diferencias entre órbitas iniciales y finales (ver dibujo página 214). Así, la luz
emitida por un determinado elemento sólo estaría compuesta por unos cuantos tipos
diferentes de fotones (3, 4, 5 ... tipos de fotones), por lo que al ser descompuesta por
un prisma dejaría impreso un determinado espectro discontínuo.
d) ¿Y cómo los explica el modelo de Bohr de forma cuantitativa?
El modelo de Bohr sólo explica de forma cuantitativa el espectro discontínuo del
átomo de hidrógeno, es decir, que es posible calcular teóricamente las energías de
los fotones que puede emitir el hidrógeno a partir del modelo de Bohr (aunque
nosotros no estemos en disposición de aprenderlo este curso). Para el resto de los
átomos resulta imposible calcular teóricamente cuál va a ser el espectro. Eso sólo
puede hacerse utilizando el modelo cuántico actual y con muchos conocimientos de
Física. Pero ese no es nuestro objetivo, por supuesto.
8. Ordena cronológicamente y pon fecha a los siguientes hechos: descubrimiento
del protón, descubrimiento del neutrón, descubrimiento del electrón, evidencias
de la divisibilidad del átomo, modelo cuántico actual, modelo atómico de Bohr,
modelo atómico de Thomson, modelo atómico de Rutherford, experiencia de
Rutherford.
1.
2.
3.
4.
5.
6.
Evidencias de la divisibilidad del átomo (finales del S.XIX)
Descubrimiento del electrón (1897)
Modelo atómico de Thomson (1899)
Experiencia de Rutherford (1907)
Modelo atómico de Rutherford (1910)
Descubrimiento del protón (1913), a la vez que se intuye la existencia de los
neutrones.
7. Modelo atómico de Bohr (1913)
8. Modelo cuántico actual (década 1920-1930)
9. Descubrimiento del neutrón (1930)
9. Busca los datos necesarios para completar la siguiente tabla:
Partícula
Electrón
Protón
Neutrón
masa (kg) (S.I.) masa (u) (S.A.) carga (C) (S.I.) carga (e) (S.A.)
0,000545
0,91 x 1030
 1,6 x 1019
1
1,67 x 1027
+ 1,6 x 1019
1
0
1,67 x 1027
(S.I.:Sistema Internacional) (S.A.:Sistema Atómico)
1
+1
0
10. El fósforo es un elemento químico que puede presentarse como dos sustancias
puras diferentes, el fósforo blanco (cuya fórmula es P) y el fósforo rojo (cuya
fórmula es P4). Explica qué diferencias existen entre los átomos de fósforo que
constituyen cada una de esas dos variedades, y explica también (con ayuda de
la tabla periódica) que tienen en común esos átomos de fósforo.
Como los átomos que constituyen tanto el fósforo blanco como el fósforo rojo son,
en cualquier caso, átomos de fósforo, no habrá ninguna diferencia entre ellos, serán
idénticos. Tan sólo difieren en la manera de agruparse unos con otros para formar
cada una de las dos moléculas posibles: la correspondiente al fósforo blanco (P) y la
correspondiente al fósforo rojo (P4).
Lo que tienen en común todos los átomos de fósforo que existen en el universo es el
número de protones que constituyen su núcleo, y que según la tabla periódica debe
de ser de 15, ya que ocupa el puesto número 15, es decir, que su número atómico es
Z=15.
11. Completa el siguiente cuadro suponiendo que nos referimos siempre a átomos
neutros. Identifica cuáles de esos átomos son isótopos entre sí.
ÁTOMO
1
2
3
4
5
6
Nº atómico, Z
Nº másico, A
Nº de electrones
Nº de protones
Nº de neutrones
Nombre del elemento
20
40
20
20
20
Calcio
29
63
29
29
34
Cobre
9
18
9
9
9
Flúor
29
65
29
29
36
Cobre
19
39
19
19
20
Potasio
20
42
20
20
22
Calcio
El
40
20
El
63
29
Ca y el
Cu y el
42
20
Ca son dos isótopos del Calcio.
65
29
Cu son dos isótopos del Cobre.
12. El neón es un elemento químico cuyo Z=10. En la naturaleza se encuentran tres
isótopos de dicho elemento, cuyos valores de A son 20, 21 y 22. Si sus
proporciones son del 90,92%, 0,26% y 8,82%, respectivamente, calcula la masa
atómica relativa del elemento Ne. ¿Qué vale esa masa en kg?
 90,92
  0, 26
  8,82

Ar ( Ne)  
 20   
 21  
 22   20,18
 100
  100
  100

Por tanto, Ar ( Ne)  20,18 , es decir, mNe  20,18mH
Teniendo en cuenta los datos de la tabla del ejercicio 12:
mNe  20,18mH  20,18u  20,18u 
1, 67 1027 kg
 3,37 1026 kg
1u
13. La plata es un elemento químico que en la Tierra presenta dos isótopos,
siempre en la misma proporción, 10747Ag y 10947Ag. Su masa atómica relativa es
de 107,88. Analizada una muestra determinada se obtiene un porcentaje del
60% para 10747Ag y del 40% para 10947Ag. Discute si se tratará de una muestra
terrestre o extraterrestre.
Pues si la media ponderada de esos dos isótopos de la muestra coincide con la masa
atómica relativa conocida para la plata (107,88) es que la muestra tendrá origen
terrestre, pues se habrá formado en las mismas condiciones que el resto de plata
terrestre. Sin embrago, si dicha media ponderada no es 107,88 la muestra será,
indudablemente de origen extraterrestre. Así pues, sólo queda determinar esa media
ponderada:
 60
  40

Ar  
107   
109   107,8
 100
  100

Por tanto, podemos asegurar que esa muestra de plata es terrestre.
14. Completa la siguiente tabla:
Especie
química
Número
atómico
Nº de
protones
Nº de
electrones
Nº de
neutrones
Número
másico
Ca
O 
Co
N
K+
20
8
27
7
19
20
8
27
7
19
20
10
27
7
18
20
9
32
7
20
40
17
59
14
39
El modelo cuántico actual
Organización de los electrones en el átomo
15. ¿Cuál es la característica más significativa, desde el punto de vista de su
comportamiento químico, de los gases nobles? La característica más significativa
de los gases nobles es su escasa reactividad química, es decir, que no reaccionan con
ninguna otra sustancia química para originar nuevas sustancias. Eso quiere decir que
los átomos de los gases nobles son muy estables, por lo que no se juntan con ningún
otro átomo para formar moléculas, ni siquiera se juntan entre ellos. Explica que
tienen en común todos ellos en cuanto a la organización de los electrones en el
interior de sus átomos. En todos ellos, los orbitales s y p del último nivel de
energía están completamente llenos de electrones (ns2np6) (2 para el He, 8 para el
resto). Esa distribución elctrónica es la que les confiere una gran estabilidad.
16. Para cada uno de los siguientes elementos: F, K, Br, Mg, Si y O, indica cuántos
electrones y protones tiene el átomo correspondiente, cuántos electrones
constituyen el nivel más externo de cada uno de ellos, y como podría adquirir
cada uno de ellos la configuración externa típica de un gas noble.
F: tiene 9 protones y 9 electrones, de los cuáles 7 se encuentran en el nivel de
energía más externo; podría adquirir la configuración típica de gas noble ganando un
electrón o perdiendo 7 electrones, pero le cuesta menos energía la primera opción.
K: tiene 19 protones y 19 electrones, de los cuáles 1 se encuentra en el nivel de
energía más externo; podría adquirir la configuración típica de gas noble perdiendo
un electrón o ganando 7 electrones, pero le cuesta menos energía la primera opción.
Br: tiene 35 protones y 35 electrones, de los cuáles 7 se encuentran en el nivel de
energía más externo; podría adquirir la configuración típica de gas noble ganando un
electrón o perdiendo 7 electrones, pero le cuesta menos energía la primera opción.
Mg: tiene 12 protones y 12 electrones, de los cuáles 2 se encuentran en el nivel de
energía más externo; podría adquirir la configuración típica de gas noble perdiendo
dos electrones o ganando 6 electrones, pero le cuesta menos energía la primera
opción.
Si: tiene 14 protones y 14 electrones, de los cuáles 4 se encuentran en el nivel de
energía más externo; podría adquirir la configuración típica de gas noble ganando 4
electrones o perdiendo 4 electrones, de modo que ambas opciones son posibles.
O: tiene 8 protones y 8 electrones, de los cuáles 6 se encuentran en el nivel de
energía más externo; podría adquirir la configuración típica de gas noble ganando
dos electrones o perdiendo 6 electrones, pero le cuesta menos energía la primera
opción.
17. Con ayuda de la tabla periódica indica:
a)
¿Cuántos electrones tiene en el último nivel energético el azufre? Como el
azufre se encuentra en la columna VIA del sistema periódico tendrá 6
electrones en el último nivel energético. ¿Y el potasio? Como el potasio se
encuentra en la columna IA del sistema periódico tendrá 1 electrón en el
último nivel energético.
b) ¿Cuántos electrones tiene el anión sulfuro, S2? El anión sulfuro es un
átomo de azufre que ha ganado dos electrones, luego tendrá 18 electrones en
total. ¿Cuántos de ellos tiene en su último nivel? De esos 18 electrones, 2 se
encuentran en el 1er nivel, 8 en el 2º y otros 8 en el 3er y último nivel de
energía.
c) ¿Cuántos electrones tiene el catión potasio, K+? El anión potasio es un
átomo de potasio que ha perdido un electrón, luego tendrá 18 electrones en
total. ¿Cuántos de ellos tiene en su último nivel? De esos 18 electrones, 2 se
encuentran en el 1er nivel, 8 en el 2º y otros 8 en el 3er y último nivel de
energía.
18. a) Indica las semejanzas y diferencias entre el anión yoduro y el átomo de yodo.
El anión ioduro (I) es un átomo de yodo que ha ganado un electrón que se ha
incorporado a su último nivel de energía ocupado (que en el yodo es el 5º). Luego
las semejanzas entre ellos son que tienen el mismo núcleo atómico, con 53 protones
y los neutrones correspondientes, y también que los niveles de energía más internos
(1º, 2º, 3º y 4º) están igualmente completos de electrones. Además, sus tamaños y
sus masas serán prácticamente las mismas. Las diferencias son que uno es neutro y
el otro está cargado negativamente, y también que el 5º y último nivel de energía
está desigualmente ocupado (el átomo de yodo tiene 7 electrones en ese nivel
mientras que el ión yoduro tiene 8 electrones en ese nivel).
b) ¿Cómo se te ocurre justificar las diferencias observadas en el
comportamiento químico de dos especies químicas como son la sustancia simple
yodo y el anión yoduro? Esas diferencias son precisamente debidas al diferente
grado de ocupación del último nivel de energía, es decir, al hecho de que el átomo
de yodo tiene 7 electrones en el último nivel mientras que el ión yoduro tiene 8
electrones en el último nivel.