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TAREA 3. PROFUNDIZAMOS EN EL ÁTOMO.
ACTIVIDAD 1. – CLASE TEÓRICA.
1. Qué es el átomo: partículas subatómicas y zonas atómicas.
ÁTOMO: partícula que constituye la materia. (Esta definición ha sido
modificada a lo largo de la historia – EVOLUCIÓN DEL MODELO
ATÓMICO).
PARTÍCULAS SUBATÓMICAS: pag 70 (TABLA)

ELECTRÓN: partícula subatómica con carga negativa.

PROTÓN: partícula subatómica con carga positiva.

NEUTRÓN: partícula subatómica sin carga.
ZONAS ATÓMICAS.

ELECTRÓN: en la corteza girando alrededor del núcleo.

PROTÓN: en el núcleo.

NEUTRÓN: en el núcleo.
2. Número atómico.
Representación: Z
Significado: nº de protones en el núcleo de un átomo.
El número atómico le da la identidad al elemento.
3. Número Másico.
Representación: A
Significado: Número de protones y neutrones del núcleo de un átomo.
El número másico puede variar para los átomos de un mismo elemento.
4. Representación de un elemento.
A
ZX
5. Isótopos.
Definición: Son átomos de un mismo elemento que tienen igual número
atómico (Z) y diferente número másico (A), es decir, se diferencian en el
número de neutrones. Sigue siendo el mismo elemento porque tienen el
mismo número atómico (Z).
Masa atómica
La masa atómica de un elemento es la que corresponde al promedio de las
masas de sus distintos isótopos según las abundancias relativas naturales
de estos en dicho elemento. Hay que tener en cuenta las masas de los
distintos isótopos y sus porcentajes en la naturaleza.
Ya que la unidad de masa del SI, el kg, es demasiado grande, se define la
llamada unidad de masa atómica (uma) que es la doceava parte de la masa
del isótopo de carbono-12 (1 uma = masa del carbono-12/12) que equivale a
1,66∙10-27kg. Se divide la masa del C-12 (que tiene 6 protones y 6 neutrones)
entre 12. Esta unidad sí es del tamaño de los átomos.
Lo que se hace es medir la masa de los átomos de todos los elementos en
uma. Para ello, se compara la masa de cualquier elemento con la masa del
carbono-12 dividida entre 12.
Por ejemplo, la masa del oxígeno es 16 uma, lo que indica que su masa es 16
veces mayor que la del carbono-12 dividida entre 12. Las masas atómicas de
los elementos están calculadas y aparecen como datos en la Tabla Periódica.
Cálculo de la Masa atómica
Como hemos visto, no todos los átomos de un elemento son exactamente
iguales. La mayoría de los elementos presentan diferentes isótopos y esto
hay que considerarlo para calcular la masa atómica. La masa atómica de un
elemento es la masa media ponderada de sus isótopos. Por eso, la masa
atómica de un elemento no es un número entero. La media ponderada quiere
decir que no todos los isótopos tienen el mismo porcentaje.
Ejemplos:
1) El cloro tiene dos isótopos: Cl-35 en un 75,5 % y Cl-37 en un 24,5 %. Por
tanto, la masa atómica media será:
M.a. (Cl) = 35 uma ∙ 75,5/100 + 37 uma ∙ 24,5/100 = 35,49 uma.
Esta masa atómica es la que aparecerá en la tabla periódica para el cloro.
2) El magnesio natural tiene un isótopo de masa atómica 24 uma y
abundancia 78,70 %, un segundo isótopo de masa 25 uma y abundancia
10,13 % y otro de masa 26 uma y abundancia 11,17 %. Su masa atómica
media será:
M.a. (Mg) = 24 uma ∙ 78,7/100 + 25 uma ∙ 10,13/100 + 26 uma ∙ 11,17/100
= 24,32 uma.
6. Iones.
Son átomos que han ganado o han perdido electrones.
Cationes: CARGA POSITIVA Han perdido electrones
Aniones: CARGA NEGATIVA Han ganado electrones.
EJERCICIOS
(INDIVIDUAL)
a) TABLA PARA AFIANZAR CONOCIMIENTOS EXPLICADOS EN CLASE.
La parte de configuración electrónica la haremos más adelante.
b) Ejercicios 39, 40, 44, 46, 48 a, c y d, 50 a y c, 51 pág. 80 y 81
Ampliación del modelo de Bohr.
Con el fin de resolver los problemas acumulados sobre el modelo de átomo planetario, y
para explicar el espectro del átomo de hidrógeno, Niels Bohr propone en 1913 un nuevo
modelo atómico sustentado en tres postulados:
1. Cualquiera que sea la órbita descrita por un electrón, éste no emite energía. Las
órbitas son consideradas como estados estacionarios de energía. A cada una de ellas
le corresponde una energía, tanto mayor, cuanto más alejada se encuentre del núcleo.
En un átomo que está en estado fundamental, los electrones ocupan los niveles de
energía más bajos.
2. No todas las órbitas son posibles. Sólo pueden existir aquellas órbitas que tengan
ciertos valores de energía, dados por el número cuántico principal, n (indica el nivel
de energía dentro del átomo). Solamente son posibles las órbitas para las cuales el
número cuántico principal (n) toma valores enteros: n = 1, 2, 3, 4…. Las órbitas que se
correspondan con valores no enteros del número cuántico principal, no existen
3. La energía liberada al caer un electrón desde una órbita superior, de energía E2,
a otra inferior, de energía E1, se emite en forma de luz característica de cada
tipo de átomo, que permite identificarlo. La frecuencia (f ) de la luz viene dada por
la expresión:
Para entender lo que Bohr interpretó al ver el espectro del hidrógeno, os propongo
visitar esta página.
http://web.educastur.princast.es/proyectos/fisquiweb/atomo/BohrII.htm
Antes debéis saber que Bohr distribuyó a los electrones en la corteza en CAPAS o
NIVELES. En cada capa se sitúan un número máximo de electrones.
1ª capa (K)  2 electrones
2ª capa (L)  8 electrones
3ª capa (M)  18 electrones
4ª capa (N)  32 electrones
En cada capa o nivel (n) se pueden situar 2n2 electrones.
Los electones situados en la última capa se llaman electrones de valencia. Estos
son los responsables del comportamiento químico de los elementos.
Cada nivel de energía se compone de varios subniveles de energía. En el caso de
los átomos con varios electrones, los subniveles se llenan empezando por los de
menor energía, hasta que cada uno se completa.
Niveles de Energía
(capas)
Nivel 1 (K)
Nivel 2 (L)
Nivel 3 (M)
Nivel 4 (N)
Subniveles de
energía
1s
2s
2p
3s
3p
3d
4s
4p
4d
4f
Número máximo de electrones
En el subnivel
En el nivel
2e
2 electrones
2e
8 electrones
6 e2 e6 e18 electrones
10 e
2 e6 e32 electrones
10 e14 e-
Os propongo que, además, entréis en esta página para que entrenéis la distribución
de los electrones dentro del átomo según Bohr y los modelos posteriores.
http://web.educastur.princast.es/proyectos/fisquiweb/atomo/hotel.htm
EJERCICIOS
(INDIVIDUAL)
a) Ejercicios 13, 14, pág. 73; 16, 17 y 18, pág. 74; 19, pág. 75
b) Ejercicios 30, 35, 36, 37, 43, 45, 54 y 55 pág. 79, 80 y 81.