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Colegio 6 D.E. 2 Manuel Belgrano
Química 4º1ª; 4º2ª; 4º3ª TM Docente: Álvarez Guerreiro I.
Unidad III: Estructura de la Materia
Modelo del Átomo
Estructura del átomo
Los átomos están formados por:
Todos los átomos son neutros, es decir, tiene carga eléctrica neta nula ya que tienen
igual cantidad de protones que de electrones (igual cantidad de cargas positivas como cargas
negativas por eso se dice que “los átomos no tienen carga”) El 99% del volumen total del
átomo es espacio vacío. El núcleo ocupa una porción muy pequeña del volumen total del
átomo, pero concentra casi la totalidad de su masa. Se trata de una zona extremadamente
densa.
Si observamos la tabla periódica veremos que todos los elementos tienen un número
entero que los identifica, por ejemplo el H tiene el número 1 y el que tiene el número 2 es el
Helio. El orden creciente del número se sigue de izquierda a derecha. Éste número entero
representa el número de protones que tiene ese átomo y se lo conoce como número atómico
(se simboliza con la letra Z).
Como vimos al principio, en el núcleo además de protones hay neutrones. La suma del
número de protones y neutrones recibe el nombre de número másico (se simboliza con la
letra A).
La forma aceptada para anotar el número atómico Z y el número másico A de un elemento X
es la siguiente:
Isótopos
Hay átomos del mismo elemento (por lo tanto igual número de protones) que tienen
distinto número de neutrones en sus núcleos. Por ejemplo el Li, elemento de número atómico
Z=3, tiene un número másico que puede ser 7 o 6:
Esto quiere decir que el átomo de Li puede tener 4 o 3 neutrones. Por lo tanto:
Si Z = P+
y A = p+ + nº; entonces nº = A – p+
nº = 7-3 = 4
nº = 6-3 = 3
Los átomos con igual número de protones pero distintos número de neutrones se
llaman isótopos (iso: igual; topo: lugar), lo que es lo mismo que átomos con igual Z y diferente
A.
Existen isótopos de muchos elementos que son radiactivos, es decir, se desintegran
formando átomos de otros elementos. Algunos se aplican en la Medicina para estudiar el
interior del cuerpo, empleando otros radioisótopos es posible detectar lesiones y tumores en
distintos órganos. También se emplean para destruir células cancerosas (el tratamiento se
denomina radioterapia). Otros isótopos permiten determinar la edad de objetos muy antiguos
y otros se utilizan para obtener energía en centrales nucleares.
Los diferentes isótopos de los elementos no son igualmente estables, ni se presentan
en la naturaleza en la misma proporción. Si vemos el número de masa atómica de Li por
ejemplo, según la tabla periódica es 6,94. Éste número se obtiene calculando el promedio de
los distintos porcentajes de cada uno de los isótopos de Li que existen en la naturaleza. Como
el número es cercano a 7 es evidente que existen más átomos de Li 7 que de Li 6.
Isóbaros
Se denominan isóbaros (iso: igual; baro: masa) a aquellos átomos que presentan el
mismo número de masa (A) pero diferente número atómico (Z) y por lo tanto diferente
número de neutrones. Las especies químicas son distintas (a diferencia de los isótopos), ya que
el número de protones y por consiguiente el número de electrones difieren entre sí, por lo
tanto las propiedades físicas y químicas entre dos isóbaros son diferentes. Ejemplos:
14
14
6
7
C
N
Los iones
Los átomos pueden ganar o perder electrones y transformarse en iones. Si un átomo
pierde electrones (cargas negativas), se transforma en un ion positivo llamado catión, y queda
con tantas cargas positivas como electrones haya perdido (recordemos que los átomos son
neutros por lo tanto si pierde determinada cantidad de cargas negativas quedan sin neutralizar
la misma cantidad de cargas positivas).
Si en cambio, un átomo gana electrones, se transforma en un ion negativo llamado
anión, y queda con tantas cargas negativas como electrones haya ganado.
Veamos unos ejemplos:
El cloro (que es neutro como todo átomo) gana un electrón (una carga negativa) por lo
que hay un exceso de carga negativa que se representa con el signo menos - . Así se forma el
anión cloro.
El sodio pierde un electrón (una carga negativa) por lo que una de sus cargas positivas
del núcleo (un protón) queda sin ser neutralizada, entonces se lo representa con un signo +.
Así se forma el catión sodio.
Configuración electrónica
Los electrones se encuentran moviéndose alrededor del núcleo atómico, en la llamada
nube de electrones o zona extra-nuclear (fuera del núcleo). Su distribución en este espacio
(fuera del núcleo), no se da de cualquiera manera, sino en determinados niveles y subniveles y
está relacionado con muchas propiedades de los átomos.
Para el nivel 1 hay 1 subnivel que se llama s
Para el nivel 2 hay 2 subniveles que se llaman s y p
Para el nivel 3 hay 3 subniveles que se llaman s, p y d
Para el nivel 4 hay 4 subniveles que se llaman s, p, d y f
Cada subnivel puede contener diferente cantidad de electrones:
Los subniveles s pueden tener un máximo de 2 eLos subniveles p pueden tener un máximo de 6 eLos subniveles d pueden tener un máximo de 10 eLos subniveles f pueden tener un máximo de 14 eVeamos ejemplos de cómo escribir la configuración electrónica CE, es decir, la distribución de
los e-, para los átomos.
El H tiene Z=1, entonces tiene 1 p+ y como el átomo es neutro entonces también tiene 1 e-.
Por lo tanto la configuración será 1s1
El He tiene Z=2 por lo tanto la CE será 1s2
El Li tiene Z=3, por lo tanto la CE será 1s2 2s1
Sigamos:
A partir del elemento con Z=19 se produce una alteración en el orden de llenado y los
electrones ingresan en un nivel de energía superior a pesar de que aún no se ha completado el
nivel anterior, por ejemplo, la configuración electrónica del potasio es:
El último e- ocupa el subnivel 4s y no el 3d
Por algunas razones más complejas, que no vamos a ver en este curso, el orden en que
los electrones van a acomodarse en los diferentes niveles no sigue lo indicado más arriba. Pero
hay una regla que ayuda a escribir la configuración electrónica y es la regla de las diagonales.
Veamos un ejemplo de un átomo y su catión:
(El catión tiene un e- menos).
Observaciones sobre la Tabla Periódica

En la tabla periódica pueden distinguirse 18 columnas, llamadas grupos y 7 filas
denominadas períodos. A su vez, los grupos conforman bloques cuyo nombre
corresponde al subnivel en el cuál se encuentra el último electrón.

Se llama configuración electrónica externa, CEE, a la que corresponde a los electrones
con capacidad para participar en las uniones químicas (tema que estudiaremos en la
siguiente unidad).
En los elementos representativos la CEE corresponde a los electrones del mayor nivel
energético y coinciden con el número del grupo A al que pertenecen en la tabla
periódica.


Nombre de los grupos:
Los metales del grupo IA son llamados metales alcalinos (excepto el H que es un no
metal);
Los metales del grupo IIA son llamados metales alcalinos térreos;
Los no metales del grupo VIIA son llamados halógenos;
Los no metales del grupo VIIIA son llamados gases nobles o inertes.
Propiedades periódicas:
Radio atómico
Se define radio atómico para un elemento X como la mitad de una distancia entre los
núcleos de los dos átomos de X cuando forman la unión X-X. Por ejemplo, el radio atómico
para el Br es 1,15 A, porque la distancia inter-nuclear en la molécula de Br2 es 2,30 A. Por lo
tanto no corresponde definir radio atómico como la distancia entre el núcleo y el electrón más
externo, como si el átomo fuera una esfera rígida.
Los valores de la Tabla indican que al aumentar el número atómico dentro de un grupo
se produce un aumento del radio atómico, mientras que en el período se produce una
disminución del mismo hasta llegar a los halógenos.
¿Podemos explicar estos hechos en base a los cambios que se producen en las
configuraciones electrónicas?
A medida que aumenta el número atómico de los elementos de un determinado
grupo, como por ejemplo Li, Na, K en el grupo 1A, aumenta el número cuántico n, en
consecuencia el orbital s es cada vez mayor y por lo tanto aumenta el radio atómico. En
cambio, cuando aumenta el número atómico de los elementos de un determinado período,
por ejemplo el segundo, el valor del número cuántico n permanece constante. Como la carga
nuclear aumenta, los electrones externos se encuentran más atraídos por el núcleo y por lo
tano se reduce el radio.
Como regla general podemos representar las variaciones de radio atómico a lo largo de
la tabla por el siguiente esquema:
Electronegatividad
La electronegatividad es una medida de la capacidad de un átomo para atraer a los
electrones, cuando forma un enlace químico en una molécula El flúor es el elemento con más
electronegatividad, el Francio es el elemento con menos electronegatividad.
La electronegatividad de un átomo determinado está afectada fundamentalmente por
dos magnitudes: su masa atómica y la distancia promedio de los electrones de valencia con
respecto al núcleo atómico. Esta propiedad se ha podido correlacionar con otras propiedades
atómicas y moleculares. La electronegatividad no se puede medir experimentalmente de
manera directa como, por ejemplo, la energía de ionización, pero se puede determinar de
manera indirecta efectuando cálculos a partir de otras propiedades atómicas o moleculares.
Se han propuesto distintos métodos para su determinación y aunque hay pequeñas
diferencias entre los resultados obtenidos todos los métodos muestran la misma tendencia
periódica entre los elementos.
El procedimiento de cálculo más común es el inicialmente propuesto por Pauling. El
resultado obtenido mediante este procedimiento es un número adimensional que se incluye
dentro de la escala de Pauling. Esta escala varía entre 0,7 para el elemento menos
electronegativo y 4,0 para el mayor.
Es interesante señalar que la electronegatividad no es estrictamente una propiedad
atómica, pues se refiere a un átomo dentro de una molécula y, por tanto, puede variar
ligeramente cuando varía el "entorno" de un mismo átomo en distintos enlaces de distintas
moléculas. La propiedad equivalente de la electronegatividad para un átomo aislado sería la
afinidad electrónica o electroafinidad.
Cuanto más pequeño es el radio atómico, mayor es la energía de ionización y mayor la
electronegatividad y viceversa, la electronegatividad es la tendencia o capacidad de un átomo,
en una molécula, para atraer hacia sí los electrones. Ni las definiciones cuantitativas ni las
escalas de electronegatividad se basan en la distribución electrónica, sino en propiedades que
se supone reflejan la electronegatividad.
Las variaciones de la electronegatividad dentro de la tabla periódica se pueden
establecer de la siguiente manera (en oposición al radio atómico):
Ejercicios Adicionales
1) Indicar si las siguientes proposiciones son verdaderas o falsas y justificar:
a) La masa del protón tiene el mismo valor que la correspondiente al electrón;
b)
c)
d)
e)
f)
El volumen del átomo está definido por la corteza electrónica;
Los isótopos son átomos de distinto elemento con igual número atómico;
Un anión se origina cuando un átomo pierde protones;
La configuración electrónica de un elemento de Z = 19, termina en 3d1;
Cuando se forman iones la composición del núcleo de los átomos que les dan
origen se mantiene constante;
g) El elemento de Z = 35 es representativo y el de Z = 25 es de transición.
2) Dada la siguiente información:
Fe: Tiene 26 protones y 30 neutrones;
Br 1-: Tiene 36 electrones y número másico 80;
Rb: Pertenece al período 5 y grupo 1.
Indicar y justificar:
a) Número atómico para cada elemento;
b) Número másico para el hierro;
c) Configuración electrónica para cada elemento;
d) Número atómico y número másico para un posible isótopo de Fe;
e) Grupo, período y bloque para el bromo y el hierro.
3) Un elemento X es capaz de originar un catión divalente con 18 electrones. ¿Cuál es el
número atómico de X y su ubicación en la clasificación periódica?
4) Los elementos L y E, pertenecen al mismo período. L tiene 27 electrones y E, pertenece
al grupo 14. Indicar la configuración electrónica y el número atómico de cada uno.
5) Teniendo en cuenta los datos que aparecen en el siguiente cuadro, completarlo: