1. CIC JULIO SÁNCHEZ
TEMA 1
Modelos atómicos

2. CIC JULIO SÁNCHEZ
1.- ESTRUCTURA DE LA MATERIA: PARTÍCULAS
ELEMENTALES
Desde mediados del siglo XIX se conocía que al aplicar una
elevada diferencia de potencial ( unos miles de voltios)
entre los electrodos de tubo de vacío que contuviera un
gas , se producían luces de color característico según el
gas empleado

3. CIC JULIO SÁNCHEZ
Pero sí la presión del gas era lo suficientemente baja, el
interior del tubo quedaba completamente oscuro,
mientras aparecía una tenue fluorescencia en la pared del
tubo opuesta al cátodo o electrodo negativo. Se
comprobó que la originaba una radiación invisible de
naturaleza desconocida que procedía del cátodo , a la que
se denominó rayos catódicos
En 1897 Thomson descubrió que esa radiación estaba
formada por materia y que se desviaban en presencia de
campos eléctricos y magnéticos en la dirección que se
esperaba para partículas con carga negativa ( electrones)

4. Millikan midió con el famoso
experimento de la gota de
aceite la carga de esas
partículas a las que llamamos
electrones
CIC JULIO SÁNCHEZ
Además Thomson determino la
relación carga/masa ,
Experimento con distintos
gases y observó que los
electrones están presentes en
todas las sustancias y que su
masa era unas mil veces menor
que la masa del átomo

5. CIC JULIO SÁNCHEZ
La experiencia consiste en introducir en un gas, por medio de un
atomizador, gotitas de aceite de un radio del orden de un micrómetro.
Estas gotitas caen muy lentamente, con movimiento uniforme, con su
peso compensado por la viscosidad del medio.
Las gotas se cargan electrostáticamente al salir del atomizador por lo que su
movimiento de caída se altera fuertemente si se hace actuar un campo eléctrico
vertical. Ajustando convenientemente el campo, puede lograrse que la gota
permanezca en suspensión.
Conociendo el valor m de la masa de la gota, la intensidad E del campo eléctrico y
el valor g de la gravedad, puede calcularse la carga q de la gotºa en equilibrio:
mg = qE

6. Goldstein, en 1886, había descubierto que en los tubos de
descarga se producían rayos en dirección opuesta a los
rayos catódicos.
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Los estudió de manera análoga a los anteriores, con ayuda
de un cátodo perforado, y, sometiéndolos a la acción de
campos eléctricos y magnéticos, comprobó que los
llamados entonces rayos canales tenían una relación
masa/carga que dependía de la naturaleza del gas
presente en el tubo de descarga, siendo mínima cuando
dicho gas era el hidrógeno. En este caso, a las partículas
constitutivas de dichos rayos se les denominó protones.

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Para el helio, se encontró una relación masa/carga que era
el doble de la anterior, lo que implicaba que, o bien las
partículas positivas eran diferentes, o bien existían otras,
ausentes en el hidrógeno, de carga nula y de masa parecida
a los protones. Esto último se confirmó en 1932 cuando
Chadwick descubrió el neutrón.
Al estudiar la emisión de partículas
por parte de los núcleos de berilio
cuando este se irradiaba con rayos
alfa

8. 2.- modelos atómicos de Thomson y Rutherford
Thomson realizó experimentos de bombardeo de partículas α
sobre finas láminas de oro y observó que las partículas eran
desviadas cuando atravesaban el metal
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Thomson imaginó entonces el átomo como una esfera
material de electricidad positiva dentro de la cual como muy
pequeños gránulos se encontrarían los electrones en número
suficiente para que el átomo fuera neutro

9. CIC JULIO SÁNCHEZ
El primer modelo precursor de la concepción actual fue
dado por Rutherford en 1911,
, para enunciar su modelo, se basó en
una observación previa realizada por
él mismo, consistente en bombardear
láminas finísimas, de unos 400 Ă de
espesor, de diversos metales (oro,
plata...) con partículas α (He2+).
La mayoría atravesaban las láminas
sin desviarse, unas pocas se
desviaban a diversos ángulos y
solamente una pequeña parte,
aproximadamente una de cada
20000, se reflejaban en la lámina.

10. En torno a este núcleo, y a grandes distancias
de él, giran los electrones en la corteza gracias
a la acción de las fuerzas electrostáticas.
Según los resultados de Rutherford, el tamaño
de la corteza es unas cien mil veces mayor que
el del núcleo. Además, con el fin de que el
átomo sea eléctricamente neutro, el número de
cargas positivas del núcleo ha de ser igual al de
electrones.
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De ahí se deduce que estas partículas apenas encuentran
obstáculos en su camino y que, por tanto, la mayor parte del
volumen de un átomo está vacío.
Basándose en las medidas cuantitativas de las desviaciones,
Rutherford postuló el siguiente modelo: El átomo está
constituido por un núcleo en el que se encuentra localizada
la casi totalidad de la masa atómica y toda la carga positiva.

11. Cuantitativamente, el radio de las órbitas electrónicas se
puede calcular de un modo aproximado. Consideremos un átomo
con Z cargas positivas y un solo electrón, (como H, He+, Li2+,
Be+3). Puesto que la atracción electrostática y la fuerza
centrípeta vienen dada por:
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y donde R es el radio de la órbita y m, e y v son,
respectivamente, la masa, la carga y la velocidad del electrón,
se tiene, igualando ambas expresiones y despejando:

12. Este modelo tiene algunos errores graves.
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-De acuerdo con la teoría electromagnética clásica, una
carga eléctrica en movimiento circular debe emitir
radiación y, por ello, perder energía. Según la expresión
anterior, si pierde energía debe disminuir R, por lo que,
eventualmente, el electrón caerá sobre el núcleo.
- en el modelo hay continuidad geométrica y energética, es
decir, cualquier valor de R y de E son posibles, lo que está
en manifiesta contradicción con los espectros atómicos.
-Por otra parte, en tiempos de Rutherford no se conocían
los neutrones, y no se incluyen en el modelo.

13. 3.- Conceptos previos al modelo de Bohr
3.1 ondas electromagnéticas
Propagan energía a través del espacio mediante la vibración
de un campo eléctrico y uno magnético perpendiculares
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Λ= longitud de onda: es la distancia mínima entre dos
puntos que están en el mismo estado de vibración. Se
mide en metros
ν= frecuencia es el número de veces que la onda vibra en
un segundo. Se mide en s-1 o Hz

14. T= periodo. Es el tiempo que tarda en realizar una
vibración. Se mide en segundos
C= velocidad. En el vacío es 3.108m/s
Se cumple que c= λ . ν = λ / T
Se denomina espectro a la descomposición de una onda
compuesta en ondas simples
Cuando a los elementos en
estado gaseoso se les
suministra energía (descarga
eléctrica, calentamiento...)
éstos emiten radiaciones de
determinadas longitudes de
onda.
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3.2 ESPECTROS ATÓMICOS

15. CIC JULIO SÁNCHEZ
Estas radiaciones dispersadas en un prisma de un
espectroscopio se ven como una serie de rayas, y el conjunto
de las mismas es lo que se conoce como espectro de emisión.
Igualmente, si una luz continua atraviesa una sustancia, ésta
absorbe unas determinadas radiaciones que aparecen como
rayas negras en el fondo continuo (espectro de absorción).

16. Las diferentes líneas que aparecieron en el espectro del
hidrógeno se podían agrupan en diferentes series cuya
longitud de onda es más parecida:
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Serie Lyman:
zona
ultravioleta del
espectro.
Serie Balmer:
zona
visible del espectro.
Serie Paschen
zona
infrarroja del espectro.
Serie Bracket:
zona
infrarroja del espectro.
Serie Pfund: zona
infrarroja del espectro.

17. La relación entre las longitudes de onda
de las distintas rayas del espectro del
hidrógeno viene dada por la Ley de
Rydberg:
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 1 1
1
= R×  2 − 2 ÷
λ
 n1 n2 
Donde n1 y n2 son números naturales, cumpliéndose siempre
que n2 > n1, con lo que el paréntesis queda positivo. R es una
constante llamada constante de Rydberg cuyo valor es: R =
1,0968 x 107 m–1.
Si n1 = 1; n2 = 2, 3, 4, 5, ...
Serie Lyman
Si n1 = 2; n2 = 3, 4, 5, 6, ...
Serie Balmer
Si n1 = 3; n2 = 4, 5, 6, 7, ...
Serie Paschen
Si n1 = 4; n2 = 5, 6, 7, 8, ...
Serie Bracket
Si n1 = 5; n2 = 6, 7, 8, 9, ...
Serie Pfund

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19. Ejemplo: Calcula la energía de fotones de rayos X cuya longitud de
onda es de 0,6 nm.
(h = 6,625 x 10–34 J s)
E = h x ν = 6,625 x 10–34 J s x 5 x 1017 s–1 =
33,125 x 10–17 J =
3,3125 x 10–16 J

21. 3.3 TEORÍA DE PLANCK
Sabemos que la materia está dividida en unas partículas
mínimas, los átomos, de forma que cualquier cantidad de
materia será siempre un número entero de átomos.
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La teoría cuántica de Planck extiende
esta idea a la energía: cuando una
sustancia absorbe o emite energía, no
puede absorberse o emitirse cualquier
cantidad de energía, sino que definimos
una unidad mínima de energía, llamada
cuanto (que será el equivalente en
energía a lo que es el átomo para la
materia); de esta forma, cualquier
cantidad de energía que se emita o se
absorba deberá ser un número entero de
cuantos.

22. CIC JULIO SÁNCHEZ
Cuando la energía está en forma de radiación electromagnética
(es decir, de una radiación similar a la luz), se denomina energía
radiante y su unidad mínima recibe el nombre de fotón. La
energía de un fotón viene dada por la ecuación de Planck:
E=hν
h: constante de Planck = 6.62 · 10-34 Julios · segundo
ν: frecuencia de la radiación (es un parámetro que sirve para
diferenciar a unas radiaciones de otras).
4.- MODELO DE BOHR
Böhr planteó unos postulados que no
estaban demostrados en principio,
pero que después llevaban a unas
conclusiones que sí eran coherentes
con los datos experimentales; es decir,
la justificación experimental de este
modelo es a posteriori.

23. CIC JULIO SÁNCHEZ
Primer postulado
El electrón gira alrededor del núcleo en órbitas circulares
estacionarias sin emitir energía radiante.
La idea de que "el electrón gira
alrededor del núcleo en órbitas
circulares" existía ya en el
modelo de Rutherford, pero Böhr
supone que, por alguna razón
desconocida por el momento, el
electrón está incumpliendo las
leyes del electromagnetismo y no
emite energía radiante, pese a
que se trata de una carga
eléctrica en movimiento, que
debería emitirla continuamente

24. CIC JULIO SÁNCHEZ
Segundo postulado
Sólo son posibles aquellas órbitas en las que el electrón tiene
un momento angular que es múltiplo entero de h/(2 π )
Puesto que el momento angular se define como L = mvr,
tendremos:
mvr = n · h/(2 π) —> r = a0 · n2
m: masa del electrón = 9.1 ·10-31 kg
v: velocidad del electrón
r: radio de la órbita que realiza el electrón alrededor del
núcleo
h: constante de Planck n: número cuántico = 1, 2, 3...
a0: constante = 0,529 Å
Así, el Segundo Postulado nos indica que el electrón no puede
estar a cualquier distancia del núcleo, sino que sólo hay unas
pocas órbitas posibles, las cuales vienen definidas por los
valores permitidos para un parámetro que se denomina

25. Las distancias al núcleo de las órbitas superiores
permitidas pueden venir expresadas en función del radio
de Bohr, así: Estado fundamental, n = 1 r = ao = 5,2917 ·
10-11 m
2ª órbita, n = 2
r = ao n2 = 4ao
3ª órbita, n = 3
r = 9ao
4ª órbita, n = 4
r = 16ao
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Cuando n = 1, r = ao = 5,2917 · 10-11 m, valor que se
corresponde con la distancia del electrón al núcleo en el
átomo de hidrógeno en el estado fundamental. Este valor
deducido teóricamente se corresponde con los datos
experimentales del átomo de hidrógeno y se puede
considerar como un éxito del modelo de Bohr.

26. CIC JULIO SÁNCHEZ
Tercer Postulado
La energía liberada al caer el electrón desde una órbita a
otra de menor energía se emite en forma de fotón, cuya
frecuencia viene dada por la ecuación de Planck:
Ea - Eb = h·f
Así, cuando el átomo absorbe (o emite) una radiación, el
electrón pasa a una órbita de mayor (o menor) energía, y la
diferencia entre ambas órbitas se corresponderá con una
línea del espectro de absorción (o de emisión).

28. Aciertos del modelo de Bohr:
a) Permite deducir valores para los radios de las órbitas y
para sus energías
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b) Posibilita la deducción teórica de la fórmula de Balmer y
Rydberg
c) Proporciona valores de frecuencia y energías muy acordes
con los hallados experimentalmente
Errores del modelo de bohr
a) Mezcla mecánica cuántica con la física clásica
b) Las órbitas tienden a ser elipticas
c) Sólo aplicable al atomo de hidrógeno y a iones
hidrogenoides

29. d) Los avances en espectroscopia mostraron nuevas rayas en
los espectros que el modelo de Bohr no conseguía explicar
Por ejemplo el desdoble de las rayas en presencia de un campo
magnético conocido como efecto Zeeman
En 1916, Sommerfeld modificó el
modelo de Böhr considerando que las
órbitas del electrón no eran
necesariamente circulares, sino que
también eran posibles órbitas
elípticas; esta modificación exige
disponer de dos parámetros para
caracterizar al electrón.
CIC JULIO SÁNCHEZ
4.1 modelo atómico de Bohr-Sommerfeld

30. Una
elipse viene definida por dos parámetros, que son los
valores de sus semiejes mayor y menor. En el caso de que
ambos semiejes sean iguales, la elipse se convierte en una
circunferencia.
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Así, introducimos el número cuántico secundario o azimutal (l),
cuyos valores permitidos son: l = 0, 1, 2, ..., n - 1
Por ejemplo, si n = 3, los valores que puede tomar l serán:
0, 1, 2
5.- Antecedentes a la teoría mecanocuántica
5.1 Efecto fotoeléctrico
La emisión de electrones por metales
iluminados con luz de determinada frecuencia
fue observada a finales del siglo XIX por
Hertz y Hallwachs.

31. El proceso por el cual se liberan electrones de un material
por la acción de la radiación se denomina efecto
fotoeléctrico o emisión fotoeléctrica. Sus características
esenciales son:
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-Para cada sustancia hay una
frecuencia mínima o umbral de
la radiación electromagnética
por debajo de la cual no se
producen fotoelectrones por
más intensa que sea la
radiación.
- La emisión electrónica
aumenta cuando se incrementa
la intensidad de la radiación
que incide sobre la superficie
del metal, ya que hay más
energía disponible para liberar
electrones.

32. CIC JULIO SÁNCHEZ
Einstein explicó las características del
efecto fotoeléctrico, suponiendo que
cada electrón absorbía un cuanto de
radiación o fotón. La energía de un fotón
se obtiene multiplicando la constante h
de Planck por la frecuencia f de la
radiación electromagnética.
E=hf
Si la energía del fotón E, es menor que la energía de arranque
W , no hay emisión fotoeléctrica. En caso contrario, si hay
emisión y el electrón sale del metal con una energía cinética
Ec igual a E-W. o lo que es lo mismo: h.f= W+ 1/2me.v2
Como cada electrón emitido toma la energía de un
único fotón, concluimos que el número de electrones
emitidos en la unidad de tiempo es proporcional a
la intensidad de la luz que ilumina la placa

34. 5.2.- Dualidad onda-corpúsculo de De Broglie
Además no solo lo aplico a los fotones de luz sino a
cualquier tipo de partícula incluida el electrón “Cada
partícula lleva asociada una onda” cuya longitud es:
h
λ=
m ×v
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En 1924 De Broglie unifica la dos teorías
existentes sobre la luz, la clásica que
consideraba a la luz como una onda
( interferencias, expansion de la luz…) y la
corpuscular de Einstein.

36. En 1927 Davisson y Germer
consiguieron la difracción de los
electrones que es un fenómeno
típico de las ondas confirmando la
teoría de de Broglie
Esta doble condición electrónica de
onda y corpúsculo ocasionó un problema
sobre la posición del mismo, ya que no
tiene demasiado sentido hablar de la
posición de una onda. “
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5.3 Principio de incertidumbre
(Heisenberg/1927).

37. Es imposible conocer simultáneamente la posición y la
cantidad de movimiento de una partícula”.
siendo ∆x la incertidumbre en la posición y ∆p la
incertidumbre en la cantidad de movimiento.
De esta manera, la idea de órbita perfectamente definida
se sustituye por la idea de orbital que sería la zona del
espacio alrededor del núcleo atómico en donde existiría la
máxima probabilidad de encontrar un electrón.
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h
∆x · ∆p ≥
4π

38. 6.- MODELO MECANOCANTICO DEL ÁTOMO
Para explicarlo surgen dos nuevos modelos basados en la
mecánica cuántica y que llegan a los mismos resultados
La mecánica matricial de Heisenberg
explica los niveles energéticos del
electrón en términos puramente
numéricos. Utilizando matrices para su
resolución
La mecánica ondulatoria de Schrodinger
describe al electrón como una onda
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Puesto que el electrón tiene una naturaleza ondulatoria y el
principio de incertidumbre de Heisenberg impide conocer
su posición y velocidad, no puede hablarse de órbitas del
electrón.

39. En 1926 Schrödinger propuso una ecuación, la ecuación
de Schrödinger, que permite obtener toda la información
que es posible saber del electrón:
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La resolución de la ecuación de Schrödinger permite obtener la
energía del electrón, E y la función de onda que lo describe, Ψ
tanto una como otra dependen de tres números, los números
cuánticos, que ya aparecían en el modelo de Bohr Sommerfeld, aunque de forma arbitraria.

40. La función de ondas de un electrón, Ψ, obtenida al resolver
la ecuación de Schrödinger, es una función compleja. Los
valores que se obtienen son valores con una parte real y
otra imaginaria, no tiene, por lo tanto, sentido físico.
Se puede, sin embargo, representar en el espacio los
lugares en los que es más probable encontrar al electrón,
los lugares en los que Ψ2 tiene mayor valor, obteniéndose
un volumen de espacio en torno al núcleo atómico que se
conoce como orbital.
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El cuadrado del módulo de la función de onda, que se
obtiene multiplicando la función por su conjugada, es la
probabilidad de encontrar en un determinado lugar el
electrón

41. Los orbitales atómicos, los lugares donde es más probable
hallar al electrón, vienen determinados por tres números
cuánticos, números que definen la forma y tamaño del
orbital y los valores de algunas propiedades físicas.
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Número cuántico principal “n”
Toma valores enteros: 1,2,3...
A mayor n más lejos se encuentra del núcleo la región de
mayor densidad electrónica.
A mayor n el electrón tiene mayor energía y se encuentra
menos “atado” al núcleo.
Número cuántico del momento angular ó azimutal ó
secundario : "l "
Depende de “n” y toma valores enteros de 0 a (n-1) . Así
para n=1 sólo hay un valor posible 0. Para n=2 hay dos
valores de l: 0 y 1. Para n=3 hay tres valores posibles: 0, 1
y 2.

42. Generalmente el valor de l se representa por una letra en
vez de por su valor numérico:
l=0 s l=1 p l=2  d l=3 f
Define la forma del orbital y el subnivel energético
Describe la orientación del orbital en el espacio.
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El número cuántico magnético “ml”
El valor del número cuántico magnético depende de l .
Toma valores enteros entre -l y l , incluyendo el 0. Para
cierto valor l hay (2 l +1) valores de ml

43. Al incorporar la teoría de la relatividad a la mecánica
ondulatoria surge un nuevo número cuántico:
6.2 forma y tamaño de los orbitales
La probabilidad de encontrar al electrón en una zona del
espacio del 99% es lo que denominamos orbital cuyo
tamaño depende del número cuántico n y su forma
depende de l
Los orbitales s ( l=o)
tienen forma esférica
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El número cuántico de spin “s” determina el sentido de
giro del electrón y sólo puede tomar dos valores +1/2 y –
1/2

44. Los orbitales p (l=1) están formados por dos lóbulos que
se proyectan en cada eje y la unión de ambos lóbulos
coincide con el núcleo
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Los orbitales d (l=2) también
están formados por lóbulos.
Hay cinco tipos de orbitales d
(que corresponden a m=-2, -1,
0, 1, 2)

45. Los orbitales f (l=3) también tienen un aspecto multilobular.
Existen siete tipos de orbitales f (que corresponden a m=-3,
-2, -1, 0, +1, +2, +3).
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46. Nº CUÁNTICO
n: nº cuántico principal
m: nº cuántico magnético
s: nº cuántico de spin
- Distancia promedio al núcleo
- Nivel o capa de Energía
VALORES
Números naturales
del 1 al 7
- Forma del orbital
- Subnivel o subcapa de Energía
Números naturales
desde (n-1)
- Orientación espacial del orbital
- Energía en presencia de un campo
magnético
Números enteros
desde
–l a+l
- Sentido de rotación del electrón
+½ ó –½
CIC JULIO SÁNCHEZ
l: nº cuántico secundario o
azimutal
SIGNIFICADO/S

48. 7.-CONFIGURACIONES ELECTRÓNICAS
CIC JULIO SÁNCHEZ
Escribir la configuración electrónica de un átomo consiste
en indicar cómo se distribuyen sus electrones entre los
diferentes orbitales en las capas principales y las
subcapas. Muchas de las propiedades físicas y químicas de
los elementos pueden relacionarse con las configuraciones
electrónicas.
Esta distribución se realiza apoyándonos en tres reglas:
energía de los orbitales, principio de exclusión de Pauli y
regla de Hund.
1.-Los electrones no se distribuyen al azar en los
diferentes orbitales atómicos, sino que lo hacen de forma
que la energía del átomo sea la menor posible, siguiendo el
principio de mínima energía.

49. CIC JULIO SÁNCHEZ
Existe una regla mnemotécnica que permite saber el oren de
energía de los orbitales. Esta regla se conoce como REGLA
DE MADELUNG
La energía de un orbital es proporcional a la suma de los
números cuánticos principal y azimutal: n + l
Si la suma anterior es igual, tendrá menor energía el orbital
de menor valor de número cuántico principal.

50. 2. Principio de exclusión de Pauli.
En un átomo no puede haber dos electrones con los cuatro
número cuánticos iguales.
CIC JULIO SÁNCHEZ
Los tres primeros número cuánticos, n, l y ml determinan un
orbital específico. Dos electrones, en un átomo, pueden tener
estos tres números cuánticos iguales, pero si es así, deben
tener valores diferentes del número cuántico de espín.
Podríamos expresar esto diciendo lo siguiente: en un orbital
solamente puede estar ocupado por dos electrones y estos
electrones deben tener espines opuestos.
3. Regla de Hund.
Al llenar orbitales de igual energía (los tres orbitales p, los
cincoi orbitales d, o los siete orbitales f) los electrones se
distribuyen, siempre que sea posible, con sus espines paralelos,
es decir, desapareados.

51. PARTÍCULAS
PARTÍCULAS
FUNDAMENTALES
FUNDAMENTALES
Carga
Partícula
+1
unidad
electrostática de
carga = 1,6. 10-19 C
PROTÓN
p+
Masa
1
unidad atómica de
masa
(u.m.a.) =1,66 10-27kg
0
no tiene carga
eléctrica, es neutro
NEUTRON
n
1
unidad atómica de
masa
(u.m.a.) =1,66 10-27 kg
1
1
p
1
0
n
ELECTRÓN
e-
-1
unidad
electrostática de
carga =-1,6. 10-19C
Muy pequeña y por
tanto despreciable
comparada con la de p+
y n 1/1840 umas
0
−1
CORTEZA =Zona que
CORTEZA =Zona que
envuelve al núcleo donde
envuelve al núcleo donde
se encuentran
se encuentran
moviéndose los
moviéndose los
electrones
electrones
e
Los protones y neutrones determinan la masa de los átomos y los
Los protones y neutrones determinan la masa de los átomos y los
electrones son los responsables de las propiedades químicas.
electrones son los responsables de las propiedades químicas.
NÚMERO ATÓMICO (Z) al número de protones que tiene un átomo.
NÚMERO ATÓMICO (Z) al número de protones que tiene un átomo.
Coincide con el número de electrones si el átomo está neutro. Todos los átomos de
Coincide con el número de electrones si el átomo está neutro. Todos los átomos de
un mismo elemento tienen el mismo número de protones, por lo tanto, tienen el
un mismo elemento tienen el mismo número de protones, por lo tanto, tienen el
mismo número atómico.
mismo número atómico.
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NÚCLEO = Zona
NÚCLEO = Zona
central del átomo donde
central del átomo donde
se encuentran protones yy
se encuentran protones
neutrones
neutrones

52. NÚMERO MÁSICO (A) aala suma de los protones yylos neutrones que tiene un átomo.
NÚMERO MÁSICO (A) la suma de los protones los neutrones que tiene un átomo.
Es el número entero más próximo aala masa del átomo medida en unidades de masa
Es el número entero más próximo la masa del átomo medida en unidades de masa
atómica (la masa de la Tabla periódica redondeada).
atómica (la masa de la Tabla periódica redondeada).
ISÓTOPOS aa átomos de un mismo elemento que se diferencian en el número de
ISÓTOPOS átomos de un mismo elemento que se diferencian en el número de
neutrones. Tienen por tanto el mismo número atómico(Z) pero diferente número
neutrones. Tienen por tanto el mismo número atómico(Z) pero diferente número
másico(A).
másico(A).
Cl
Un átomo se representa por:
37
17
Cl
Cuando un elemento está formado
por varios isótopos, su masa
atómica se establece como una
media ponderada de las masas de
sus isótopos
Su símbolo = una letra mayúscula o dos letras, la primera mayúscula que
derivan de su nombre. Ca , H , Li, S, He....
Su número atómico (Z) que se escribe abajo a la izquierda.
A
Z
E
Su número másico (A) que se escribe arriba a la izquierda.
IONES aa átomos oo grupos de átomos que poseen carga eléctrica porque han
IONES átomos grupos de átomos que poseen carga eléctrica porque han
ganado ooperdido electrones. Pueden ser:
ganado perdido electrones. Pueden ser:
CATIONES si poseen carga positiva y, por tanto, se han perdido electrones.
CATIONES si poseen carga positiva y, por tanto, se han perdido electrones.
ANIONES si poseen carga negativa yy, ,por tanto, se han ganado electrones.
ANIONES si poseen carga negativa
por tanto, se han ganado electrones.
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Por ejemplo:
35
17