1. No category

Química I
tema3
TEMA 3. EXPLICA EL MODELO ATOMICO ACTUAL Y SUS APLICACIONES
Secuencia didáctica 1. Aportaciones históricas que contribuyeron al establecimiento del modelo atómico actual
La conservación de la materia y el reciclaje
Leyes ponderales y teoría atómica de Dalton
El electrón (primera partícula subatómica) y el modelo atómico de Thompson
El protón (segunda partícula subatómica) y los rayos canales
El modelo de Rutherford y el núcleo atómico
Los niveles de energía y el modelo atómico de Bohr
¿Pero qué son los espectros de líneas?
El neutrón (tercera partícula subatómica) y los experimentos de Chadwick
Secuencia didáctica 2. Partículas subatómicas e isótopos
Isótopos y sus aplicaciones
Secuencia didáctica 3. Modelo atómico actual
Números cuánticos
Configuración electrónica
Unidad de competencia:
Valora las aportaciones históricas de diversas teorías y modelos atómicos al describir la estructura del átomo,
reconocer sus propiedades nucleares y electrónicas, así como las aplicaciones de los elementos radiactivos en su
vida personal y social.
Atributos a desarrollar:
3.2 Toma decisiones a partir de la valoración de las consecuencias de distintos hábitos de consumo y conductas de
riesgo.
4.1 Expresa ideas y conceptos mediante representaciones lingüísticas, Matemáticas o gráficas.
5.1 Sigue instrucciones y procedimientos de manera reflexiva, comprendiendo cómo cada uno de sus pasos
contribuye al alcance de un objetivo.
5.2 Ordena información de acuerdo a categorías, jerarquías y relaciones.
5.3 Identifica los sistemas y reglas o principios medulares que subyacen a una serie de fenómenos.
5.4 Construye hipótesis y Diseña y aplica modelos para probar su validez.
5.6 Utiliza las tecnologías de la información y comunicación para procesar e interpretar información.
6.1 Elige las fuentes de información más relevantes para un propósito específico y discrimina entre ellas de
acuerdo a su relevancia y confiabilidad.
6.3 Reconoce los propios prejuicios, modifica sus propios puntos de vista al conocer nuevas evidencias, e integra
nuevos conocimientos y perspectivas al acervo con el que cuenta.
7.1 Define metas y da seguimiento a sus procesos de construcción de conocimientos.
8.1 Propone manera de solucionar un problema y desarrolla un proyecto en equipo, definiendo un curso de acción
con pasos específicos.
8.2 Aporta puntos de vista con apertura y considera los de otras personas de manera reflexiva.
8.3 Asume una actitud constructiva, congruente con los conocimientos y habilidades con los que cuenta dentro de
distintos equipos de trabajo.
Tiempo asignado: 10 horas.
Ing. Yolanda Reyes Carbajal
Página Página 1 de 25
Química I
tema3
Secuencia Didáctica 1.
Aportaciones históricas que contribuyeron al establecimiento del modelo atómico actual.
Apertura:
La conservación de la materia y el reciclaje.
¿Te has preguntado alguna vez qué les pasa a los átomos de todas las cosas que desechas? ¿A dónde
van los átomos cuando se incineran los desperdicios o se entierran en los campos? Como acabas de
aprender, los átomos no se crean ni se destruyen en los procesos químicos cotidianos. De modo que, en
cierta forma, no puedes deshacerte “del todo” de ninguna cosa.
Cuando los desperdicios se queman o se entierran en los campos, los átomos del desperdicio se pueden
combinar con oxígeno u otras sustancias para formar compuestos nuevos, pero no desaparecen, lo que
sucede con ellos es que se transforman. En los procesos naturales los átomos no se destruyen, sino que
se reciclan. Por ejemplo, el nitrógeno elemental de la atmósfera se convierte en compuestos que se
usan en la tierra y luego regresan a la atmósfera.
En años recientes, pequeñas poblaciones, grandes ciudades y estados enteros han descubierto los
beneficios de reciclar el papel, el plástico, el aluminio y el vidrio. Las etiquetas de muchos empaques en
los supermercados, cajas de cartón, tarjetas de felicitación y otros productos de papel dicen: “Hecho con
papel reciclado”. El desperdicio de aluminio se recicla fácilmente y se convierte en nuevas latas de
aluminio o en otros productos. ¿Has observado cómo brilla el nuevo pavimento de las carreteras? El
brillo es el resultado de la adición de vidrio reciclado al material de pavimentación. Incluso se pueden
incorporar llantas completas al asfalto para pavimentar. Al reutilizar los átomos en la manufactura de
materiales, imitamos a la naturaleza y conservamos las fuentes naturales. Adaptado de: Mi contacto con
la química, Smooth. Mc Graw Hill.
Actividad 1:
Utiliza el texto anterior de “La conservación de la materia y el reciclaje”, para contestar las siguientes
preguntas:
¿Qué forma utiliza la naturaleza para deshacerse de los desperdicios? Señala la respuesta correcta.
a) Reciclar e incinerar
b) Transformar y enterrar
c) Incinerar y enterrar
d) Reciclar y transformar
¿Cuáles serán los beneficios de reciclar, a los que hace referencia el texto?
“En los procesos naturales los átomos no se destruyen, sino que se reciclan. Por ejemplo, el nitrógeno
elemental de la atmósfera se convierte en compuestos que se usan en la tierra y luego regresan a la
atmósfera.” Estos enunciados del texto describen un proceso de reciclado natural. Explica otro ejemplo
en las siguientes líneas.
Conceptual
Evaluación
Producto: cuestionario
Saberes
Procedimental
Identifica a los átomos como la
partícula básica de la materia
Obtiene respuestas a partir de la
lectura de comprensión
Actividad 1
Autoevaluación
Ing. Yolanda Reyes Carbajal
Calificación obtenida:
Actitudinal
Practica con interés la lectura..
Calificación otorgada por el docente
Página Página 2 de 25
Química I
tema3
Desarrollo
La mayoría de los estudiantes de bachiller que comienzan un curso de química ya creen en los átomos.
Sin embargo, dudan cuando se les pide explicar esa creencia. De acuerdo a la percepción sensorial los
átomos no existen. El aire se siente como un fluido continuo, no se siente como choques de partículas
individuales de aire.
Como los sentidos hacen creer que la materia es continua, no debe de sorprender que el debate de la
existencia de los átomos se remonte hasta los antiguos griegos y que continuara hasta muy avanzado el
siglo XX. Sólo hasta hace pocos años se ha podido disponer de pruebas directas de la existencia de los
átomos. Esto ha sido posible mediante el microscopio de barrido por tunelaje o de barrido y filtración
cuántica, desarrollado en la década de 1980. Éste instrumento ha permitido, finalmente la observación y
hasta la manipulación de átomos individuales. Este microscopio es la base de una variedad de nuevos
microscopios como el de fuerza piezoeléctrica atómica.
¿Por qué es útil conocer la estructura del átomo? Simplemente porque las propiedades de las sustancias
están determinadas por el arreglo de los átomos y, entendiendo su estructura, se puede conocer cómo
se combinan en las reacciones químicas. Emprendamos el estudio del átomo haciendo un viaje a través
del tiempo, remontándonos a aquellas teorías y experimentos que le dieron forma.
A la civilización griega se le debe el concepto filosófico de átomo. Hace más de 2000 años el filósofo
griego Demócrito, al observar la división de la materia y pensando en que no era posible una infinita
división, afirmó que al dividir la materia tendría que llegar a una última partícula, la cual ya no se podría
dividir, a ésta le llamo átomo, palabra que significa indivisible. Los filósofos griegos Son los creadores de
la teoría atomística de la materia; según esta:
• Los cuerpos se componen de materia (lleno) y de vació (poros)
• La materia o lo que conforma el lleno la constituyen partículas diminutas indivisibles llamadas por lo
mismo átomos, las cuales son homogéneas.
• Los átomos son incorruptibles, es decir, eternos, impenetrables y existe en número infinito.
Las ideas de Demócrito, sin estar olvidadas completamente, cayeron en desuso durante más de dos mil
años, ya que Aristóteles, filósofo más reconocido, defendía el pensamiento de que la materia es
continua en lugar de pensar en que era discontinua. Mientras tanto, se desarrollaron los principios de la
química, se descubrieron nuevos elementos y se descubrieron las leyes que gobiernan las
transformaciones químicas, las leyes ponderales. El estudio de las cantidades en las que diferentes
sustancias participan en una reacción química fue objeto de la atención de los primeros químicos
Lavoisier, Proust(1754-1826), Dalton (1766-1844) y Richter (1824-1898) enunciaron diferentes leyes que
en conjunto se conocen como leyes ponderales, que hacen referencia a las proporciones en masa,
características de las combinaciones químicas. Estas leyes fueron enunciadas en su mayoría, antes de
que se conociera un modelo atómico sobre la constitución de la materia.
• Ley de la conservación de la masa o principio de Lavoisier. (1789): En toda reacción química
considerada como sistema cerrado, la cantidad de sustancia que entra como reactivo es igual a la
cantidad de sustancia que sale como producto.
• Ley de Richter o de las proporciones recíprocas. (1792): Las masas de los elementos diferentes que
se combinan con una misma cantidad de un tercer elemento, guardan la misma relación que las
masas de aquéllos elementos cuando se combinan entre sí.
• Ley de Proust o de las proporciones definidas o constantes. (1801): Cuando dos o más elementos se
combinan para formar un compuesto lo hacen en una relación ponderal (o de masas) fija y definida.
Cuando dos elementos se unen para formar más de un compuesto, la cantidad de un mismo
elemento que se combina con una cantidad fija del otro guarda una relación que corresponde a
números enteros sencillos.
Ing. Yolanda Reyes Carbajal
Página Página 3 de 25
Química I
•
tema3
Ley de proporciones múltiples de Dalton. (1803): Las cantidades de un mismo elemento que se unen
con una cantidad fija de otro elemento para formar en cada caso un compuesto distinto están en la
relación de números enteros sencillos.
Leyes ponderales y la teoría atómica de Dalton.
En los 1803-1808, John Dalton retoma lo antes dicho por Demócrito y propuso su teoría atómica para
explicar estas leyes. Las ideas básicas de su teoría pueden resumirse en los siguientes puntos:
• La materia está formada de unas partículas indivisibles e inalterables, que se denominan átomos.
(actualmente, se sabe que los átomos sí pueden dividirse y alterarse).
• Todos los átomos de un mismo elemento son idénticos entre sí (presentan igual masa e iguales
propiedades). En la actualidad, se cuenta con el concepto de isótopos: que se refiere a los átomos de
un mismo elemento, que tienen distinta masa, y ésa es justamente la característica que los
diferencia entre sí.
• Los átomos de distintos elementos tienen distinta masa y distintas propiedades.
• Los compuestos se forman cuando los átomos se unen entre sí, en una relación constante y sencilla.
Al suponer que la relación numérica entre los átomos era la más sencilla posible, Dalton asigno al
agua la fórmula HO, al amoniaco la fórmula NH, etc. Los átomos no se pueden dividir, no existe una
fracción de átomo.
• El arreglo o acomodo de los átomos en los elementos o compuestos es definido y cuando ocurre un
cambio químico ese arreglo se hace de manera diferente.
• La imagen del átomo expuesta por Dalton en su teoría atómica para explicar estas leyes es la de
minúsculas partículas esféricas, indivisibles e inmutables, iguales entre sí en cada elemento químico.
En los últimos años del siglos XIX, los trabajos científicos relacionados con descargas eléctricas en gases
contenidos en tubos de vidrio al vacío hicieron concluir que el átomo indivisible propuesto por Dalton
estaba en realidad constituido por partículas subatómicas. Gracias al extenso desarrollo de la física de
partículas subatómicas durante el siglo XX, en la actualidad, se conoce una diversidad de partículas que
componen el átomo, de las cuales en este curso se abordarán: electrón, protón y neutrón.
La electricidad desempeñó un papel importantísimo en la comprensión de la estructura del átomo.
Alessandro Volta (1745-1827), físico italiano conocido por sus trabajos sobre la electricidad, inventó en
1800 lo que conocemos hoy como pila voltaica, dispositivo que producía un flujo estable de energía.
Otros investigadores utilizaron este dispositivo en sus experimentos y lograron determinar el carácter
eléctrico de la materia y, por consecuencia, del átomo. Pero no fue sino hasta pasado un tiempo que se
pudo establecer con mayor precisión cuáles partículas intervenían en tales propiedades. Después de
John Dalton y principalmente a fines del siglo XIX, se realizaron descubrimientos muy importantes:
• Rayos catódicos. En 1875, Sir William Crookes, inventó el tubo de Crookes donde se visualizan los
rayos catódicos, estos rayos salen del cátodo(-) y se dirigen al ánodo (+).
• Rayos X. En 1895, Wilhelm Conrad Röentgen, descubrió unas radiaciones electromagnéticas que se
producían cuando los rayos catódicos chocaban con un metal. La longitud de onda de estas
radiaciones es mil veces más pequeña que la luz visible, pueden atravesar sustancias y no son
desviadas a campos eléctricos o magnéticos. Röetgen llamó a estas radiaciones rayos X.
• Radiactividad. En el año de 1896, el físico francés Henri Becquerel al observar que una placa
fotográfica cubierta con una envoltura opaca se ennegrecía al colocar cerca de ella un material
llamado “pechblenda” (un compuesto de uranio), descubre la radiactividad. Radiactividad es el
nombre de la propiedad que tienen ciertas sustancias de emitir rayos alfa, rayos beta y rayos
gamma.
• Rayos alfa ( α). Se manifiesta por la emisión de partícula alfa; hoy se sabe que la particula alfa está
formada por dos protones y dos neutrones y su carga es positiva, su tamaño es equiparable al
núcleo del helio.
Ing. Yolanda Reyes Carbajal
Página Página 4 de 25
Química I
•
•
tema3
Rayos( β). Son partículas que tienen una gran velocidad y su carga es negativa, se descubrió que
son electrones.
Rayos (γ ). No son partículas, es un tipo de energía radiante, son semejantes a los rayos X, pero con
un mayor poder de penetración.
El electrón (primera partícula subatómica) y el modelo atómico de Thomson.
En 1897, el físico inglés Joseph John Thomson descubrió que los rayos catódicos
pueden ser desviados por un campo magnético, y los consideró como partículas
eléctricamente negativas que existen en toda la materia y los llamó electrones;
Thompson destacó la naturaleza eléctrica de la materia. Para 1910, su modelo era
el más aceptado, y se representaba como una esfera de electricidad positiva
cuyos electrones se encontraban dispersos como pasas en un pastel. Su modelo
era estático, pues suponía que los electrones estaban en reposo dentro del átomo
y que el conjunto era eléctricamente neutro.
Posteriormente, el descubrimiento de nuevas partículas y los experimentos llevados a cabo por
Rutherford demostraron la parte equivocada de tales ideas.
El protón (segunda partícula subatómica) y los rayos canales.
En 1886, Eugen Golstein (1850-1931) llevó a cabo un experimento con el
tubo de rayos catódicos donde colocó la placa del cátodo con perforaciones
y se ercató de que existían electrones desplazándose hacia el ánodo, sin
embargo había otras partículas que salían disparadas hacia el lado
contrario.
A estos rayos que atravesaban los cátodos en sentido contrario se les
llamó rayos canales. A las partículas detectadas en los rayos canales se les
denominó protones. En 1907 se estudiaron las desviaciones de estas
partículas en un campo magnético y se conoció que su masa era
aproximadamente un promedio de 1836 veces mayor que la de un
electrón.
El modelo de Rutherford y el núcleo atómico.
En 1911 Ernest Rutherford trabajando en equipo con Ernest Mardensen y Hans Geiger utilizó las
partículas alfa (α) como proyectiles para sus investigaciones sobre la estructura de la materia.
Bombardeó una delgada lámina de oro con partículas α procedentes de materiales radiactivos. Observó
que, en su mayor parte, las partículas atravesaban la lámina sin sufrir desviaciones y sólo una pequeña
fracción era fuertemente desviada. Estos resultados eran incompatibles con el modelo propuesto por
Thomson.
Este modelo atómico propone que toda la carga positiva y la mayor parte de la
masa del átomo estaban situadas en el núcleo atómico y los electrones atraídos
por fuerzas electrostáticas girarían en torno al núcleo describiendo órbitas
circulares de un modo semejante a como lo hacen los planetas en torno al Sol.
El modelo planetario de Rutherford, también llamado así por su semejanza con un
diminuto sistema solar, consiguió explicar los resultados obtenidos en la dispersión
de partículas α por la lámina de oro. Según el modelo, la mayor parte de las
partículas α atraviesan los átomos metálicos sin chocar con el núcleo y la poca densidad de la envoltura
electrónica es una barrera despreciable para este tipo de partículas. Sólo en el caso poco probable de
que el proyectil encuentre un núcleo de oro en su camino retrocederá bruscamente debido a la mayor
masa de éste.
Ing. Yolanda Reyes Carbajal
Página Página 5 de 25
Química I
tema3
Sin embargo, según la física clásica cuando una carga eléctrica está en movimiento, emite energía en
forma de radiación. Tal pérdida de energía haría que el átomo fuese inestable y los electrones acabarían
precipitándose sobre el núcleo en poco más de una millonésima de segundo. De ser así la materia
debería ser completamente efímera. Ésta es una de las fallas del modelo propuesto por Rutherford. Pero
además su modelo no pudo explicar la existencia de los espectros discontinuos conocidos en esa época.
Los niveles de energía y el modelo atómico de Bohr.
En 1923, basándose en algunas propiedades de la luz, Niels Bohr científico
danés, propuso un nuevo modelo para el átomo. En dicho modelo, Bohr
establecía que el átomo estaba formado por un núcleo atómico, tal y como
había sido descubierto por Rutherford, pero a diferencia de éste, los
electrones se localizaban en distintos niveles de energía concéntricos al
núcleo, existiendo para cada electrón un nivel específico de energía. En
este nivel el electrón no ganaba ni perdía energía.
Bohr propuso su modelo basándose en el espectro de líneas del átomo de
hidrógeno.
¿Pero qué son los espectros de líneas?
Desde el siglo XVII, cuando Isaac Newton demostró que la luz solar está formada por varios
componentes de colores que se pueden combinar para producir luz blanca, los químicos y los físicos han
estudiado las características de los espectros de emisión, es decir, espectros continuos o líneas
espectrales de la radiación emitida por las sustancias. El espectro de emisión de una sustancia se
obtiene al suministrar a una muestra del material energía térmica o alguna otra forma de energía (como
una descarga eléctrica de alto voltaje si la sustancia es gaseosa). Una barra de metal al “rojo vivo”
recién sacada de la fuente de alta temperatura produce un resplandor característico. Este resplandor
visible es la parte de su espectro de emisión que es percibida por el ojo. El calor que emite la barra de
metal representa otra parte de su espectro de emisión: la región del infrarrojo. Una característica común
del espectro de emisión del Sol y de un sólido calentado es que ambos son continuos, es decir, todas las
longitudes de onda de la luz visible están representadas en el espectro.
Los espectros de emisión de los átomos en fase gaseosa no muestran una distribución continua de
longitudes de onda desde el roja al violeta; en lugar de ello, los átomos producen líneas brillantes en
diferentes partes del espectro visible. Estos espectros de líneas corresponden a las emisiones de luz sólo
a longitudes de onda específicas. Cada elemento tiene un espectro de emisión único. Las líneas
características de un espectro atómico se pueden usar en análisis
químico para identificar átomos desconocidos, igual que las huellas
digitales sirven para identificar a una persona.
Si se separan las radiaciones con distinta longitud de onda emitidas
por una sustancia obtenemos el espectro de emisión de esa sustancia.
Así el arco iris representa el espectro de las distintas longitudes de
onda de la luz emitida por el sol. En el caso de la luz solar el espectro
es continuo, ya que comprende todas las longitudes de onda entre el
rojo y el violeta.
El espectro del hidrógeno está
constituido por cuatro líneas que
aparecen a cuatro longitudes de
onda características.
Ing. Yolanda Reyes Carbajal
Página Página 6 de 25
Química I
tema3
En su modelo, Bohr especificaba que dentro del átomo existían siete niveles o capas de energía donde
se localizan los electrones y que la energía de cada uno de ellos ésta en forma de cuantos o paquetes,
es decir, “la energía de los electrones dentro del átomo está cuantizada” y que ésta aumenta del nivel
más cercano al núcleo al más alejado de él. Bohr designó una letra a cada nivel. Le llamó capa “K” al
nivel que se encuentra más cerca al núcleo y a los siguientes: “L, M, N, O, P, Q”. Otra forma de nombrar
estas capas es, utilizar el número cuántico principal (n), designando cada nivel con números; donde 1 es
equivalente a la capa K, 2 a L y así sucesivamente.
Bohr explicaba que cuando a un átomo se le aplica una cierta cantidad de energía, ésta es absorbida por
los electrones en forma de cuantos, lo que los obliga a saltar y ocupar un nivel de energía mayor
llamándole a éste estado del átomo: estado excitado y, estado basal, al estado del átomo en el cual los
electrones se localizan en los niveles de energía más bajos. De acuerdo con Bohr, el estado excitado de
un átomo, es un estado inestable por lo que los electrones tienden a regresar al nivel original de
energía, por lo tanto la energía absorbida en el salto debe ser liberada en forma de cuantos, ya sea en
forma de luz, calor, etc., a este proceso se le conoce como: “Salto cuántico”.
El problema del átomo de Bohr es que no puede explicar la formación de los espectros de líneas de otros
átomos distintos al hidrógeno.
En 1916, Arnold Sommerfeld modifica el modelo de Bohr, en el cual los electrones sólo giraban en
órbitas circulares, al decir que también podían girar en orbitas elípticas. Introduce el concepto de
subnivel. Sommerfeld razonaba que si el átomo es homólogo al sistema solar, el electrón debe girar no
sólo en círculos, como el modelo de Bohr, sino también en elipses, con la particularidad de que el núcleo
debe hallarse en uno de los focos. El número de elipses posibles (subniveles) no supera el número del
nivel propuesto por Bohr.
El neutrón (tercera partícula subatómica) y los experimentos de Chadwick.
En 1930 dos físicos alemanes, Walter Bothe y Herbert Becker, informaron que habían liberado del núcleo
una misteriosa radiación nueva de inusual poder penetrador. En 1932, el físico inglés James Chadwick
sugirió que la radiación estaba formada de partículas, llega a la conclusión de que había descubierto una
partícula que tenía aproximadamente la misma masa del protón, pero sin carga, en otras palabras, era
eléctricamente neutra y se le denominó neutrón.
Actividad 2:
Con base en la información leída en este material y apoyado con otros datos que obtengas en libros o
internet, elabora un cuadro comparativo de los modelos atómicos. Entrega tu trabajo en la fecha
señalada por tu profesor. El cuadro debe contener los siguientes aspectos:
Titulo del modelo,
Autor, Año de aparición.
Ing. Yolanda Reyes Carbajal
Esquema o ilustración del
modelo
atómico
Página Página 7 de 25
Aportaciones
Química I
Actividad 2
Conceptual
Describe las aportaciones al
modelo atómico actual
Autoevaluación
tema3
Evaluación
Producto: tabla de contenido
Calificación obtenida:
Saberes
Procedimental
Actitudinal
Relata las aportaciones históricas que
Valora las aportaciones históricas de los modelos atómicos.
apoyaron el desarrollo del modelo
Muestra disposición al trabajo metódico y organizado.
atómico actual.
Calificación otorgada por el docente
Cierre:
Actividad 3:
Describan la contribución de cada uno de los siguientes científicos al conocimiento de la estructura
atómica: Joseph John Thomson, Ernest Rutherford, Eugen Golstein y James Chadwick. Anoten los datos
en la siguiente tabla.
Científico
Contribución
Evaluación
Actividad 3
Producto: tabla
Calificación obtenida:
Saberes
Conceptual
Procedimental
Actitudinal
Describe las aportaciones almodelo atómico actual realizadas
por Goldstein, Rutherford,Thomson y Chadwick
Registra las aportaciones
históricas
Valora las aportaciones
históricas
Autoevaluación
Ing. Yolanda Reyes Carbajal
Página Página 8 de 25
Calificación otorgada por el docente
Química I
tema3
Secuencia Didáctica 2. Partículas subatómicas e isotopos.
Apertura
Actividad 1
1. En un esquema o modelo identifica la ubicación y carga eléctrica de las partículas
subatómicas: electrón, protón y neutrón.
2. Completa el siguiente cuadro referido a las partículas subatómicas fundamentales.
Partícula
Electrón
Localización
Masa (uma)
Carga eléctrica
Símbolo
P+
1
neutra
Actividad 1
Conceptual
Identifica las características de
las diversas partículas
subatómicas
Autoevaluación
Evaluación
Producto: esquema o modelo y tabla de datos
Calificación obtenida:
Saberes
Procedimental
Actitudinal
Representa al átomo en un esquema.
Muestra disposición al trabajo metódico
Registra las características de las partículas
y organizado.
subatómicas.
Calificación otorgada por el docente
Desarrollo
Una serie de investigaciones que empezaron en la década de 1850 y se extendieron hasta el
siglo XX, demostraron que los átomos poseen estructura interna; es decir, están formados por
partículas aún más pequeñas, llamadas partículas subatómicas.
La investigación condujo al descubrimiento de tres de esas partículas: los
electrones, los protones y los neutrones. Hay otras partículas subatómicas,
pero son estas tres las importantes para la Química general. De ellas se
obtiene información como: la cantidad de protones determina que átomo es
analizado, los neutrones constituyen junto con los protones el peso (masa)
atómico, las reacciones de los átomos son determinadas por los electrones,
en especial los del nivel de valencia o capa más externa del átomo, que son
compartidos, cedidos o adquiridos de otros átomos al momento de unirse
para formar un compuesto.
Las partículas subatómicas se diferencian por sus masas (unidades de masa atómica o uma) y
sus cargas eléctricas (coulomb), cuyas características se muestran en la tabla siguiente:
Ing. Yolanda Reyes Carbajal
Página Página 9 de 25
Química I
tema3
*Debido a que la masa en gramos de estas partículas es muy pequeña, para simplificar la
comparación entre las masas de diferentes átomos, los químicos han desarrollado una unidad
de masa diferente denominada unidad de masa atómica (uma), actualmente se simboliza con
la letra u.
El electrón por ser la carga eléctrica más pequeña, se toma como referencia comparativa y se
la asigna carga (-1); asimismo, como su masa es la más pequeña de las tres partículas, se le
asigna masa cero uma. Al conocerse el número y propiedades de cada una de las partículas
que componen al átomo surgió la necesidad de representar y definir algunos conceptos
relativos al átomo. Así surgieron los conceptos de: número atómico, número de masa y masa
atómica. El número atómico de un elemento indica la cantidad de protones que existen en el
núcleo del átomo de un elemento y dado que el átomo en estado natural es eléctricamente
neutro, este número de protones es igual al número de electrones; se representa con la letra Z
y cada elemento tiene un número atómico único. Por ejemplo, cada átomo cuyo número
atómico sea 6 es de carbono, contiene 6 protones en su núcleo y 6 electrones girando a su
alrededor.
En la tabla periódica los elementos están organizados en orden creciente del número atómico,
comenzando por el hidrógeno, con número atómico 1. Cada elemento sucesivo en la tabla
periódica tiene átomos exactamente con un protón más que el elemento que le precede.
Z= número atómico = número de protones = número de electrones
La suma del número de protones más el número de neutrones de un átomo, se conoce como
número de masa o masa atómica de ese átomo en particular y se simboliza con la letra A. En
otras palabras, A=N + Z, con lo cual se define totalmente de que núcleo se trata. Por ejemplo,
un átomo de uranio (U), que tiene 92 protones (Z=92) y 146 neutrones (N) en su núcleo, tiene
un número de masa (A) de 238, es decir, A= Z+N, por lo que, A= 92 +146= 238.
A= número de masa= protones (P) + neutrones (N)
A= P +N
Con esta información, un átomo de composición conocida, como el de este ejemplo, se puede
representar mediante la notación siguiente:
A finales del siglo XIX se creía que los átomos de un mismo elemento contenían el mismo
número de protones y de neutrones. Sin embargo, en 1910, Joseph John Thomson descubrió
que el neón tiene dos átomos con masas diferentes. Conociendo que los átomos son
eléctricamente neutros, dedujo que esos dos átomos del neón deberían tener diferente número
de neutrones. Estudios posteriores demostraron que así como el neón, existen otros elementos
cuyos átomos varían en su número de neutrones. Por ejemplo, se encontraron átomos de
hidrógeno con número de masa 1 (protio) y otros con número de masa 2 (deuterio) y masa 3
(tritio), también se encontraron átomos de carbono con número de masa 12 (Carbono 12), 13 y
14. (Carbono 14) Debido a estos descubrimientos, a los átomos de un mismo elemento que
tienen igual número de protones y electrones (igual número atómico), pero diferente número
de neutrones (difieren en su masa atómica), se les dio el nombre de isótopos.
Ing. Yolanda Reyes Carbajal
Página Página 10 de 25
Química I
tema3
La existencia de isótopos de un mismo elemento trajo como consecuencia una diferencia en la
masa atómica de ese elemento en particular. Para resolver este problema, los científicos
calcularon la masa atómica promedio de un elemento a partir de la abundancia natural de sus
isótopos. Por ejemplo, del cloro se conocen dos isótopos, uno con número de masa 35 (cloro 35)
y con una abundancia de 75.4%, y otro con número de masa 37 (cloro 37) y 24.6% de
abundancia, por lo que su masa atómica promedio es de 35.492 uma, es decir:
La masa atómica de un elemento es “un promedio ponderado de las masas de todos los
isótopos naturales del elemento”. Generalmente, a la masa atómica se le conoce también como
peso atómico.
Una de las diferencias importantes entre los átomos de diferentes elementos, es que tienen
masas distintas. Se sabe que la masa de un átomo depende principalmente de la cantidad de
neutrones y protones que contiene, y que la suma de protones y neutrones siempre es un
número entero (no puede haber fracciones de protones ni neutrones); sin embargo, la tabla
periódica reporta valores fraccionarios para las masas de la mayoría de los elementos. Por
acuerdo internacional, se considera que un átomo del isótopo de carbono que tiene 6 protones
y 6 neutrones (llamado “carbono 12”) presenta una masa exactamente de 12 unidades de
masa atómica. Este átomo de carbono 12 sirve como patrón, de modo que una unidad de masa
atómica, se define como una masa exactamente igual a 1/12 de la masa del átomo de carbono
12.
1 uma es aproximadamente la masa de un protón o de un neutrón. Las masas relativas de
todos los demás átomos se determinaron por comparación con este patrón. Se ha demostrado
experimentalmente que, en promedio, un átomo de hidrógeno tiene sólo el 8.4% de la masa del
átomo de carbono 12. Si se acepta que la masa del átomo de carbono 12 es exactamente 12
uma, entonces la masa atómica del hidrógeno es 1.008 uma, este dato es el que aparece en la
tabla periódica.
Ing. Yolanda Reyes Carbajal
Página Página 11 de 25
Química I
tema3
Espectrógrafo de Masas
Estos valores que se presentan de las masas atómicas son relativos y se calculan con base en
la masa atómica del carbono 12 y son obtenidas a través del espectrógrafo de masas.
De la tabla periódica podemos obtener estos valores, sin embargo para efectos de poder
utilizarlos de una manera práctica, es necesario hacer un proceso de redondeo de las cifras
decimales.
Con ayuda de tu profesor interpreta y completa el siguiente cuadro:
Sitios Web recomendados:
http://concurso.cnice.mec.es/cnice2005/93_iniciacion_interactiva_m ateria/curso/materiales/atomo/model
os.htm
Ing. Yolanda Reyes Carbajal
Página Página 12 de 25
Química I
tema3
Actividad 2
Con la siguiente información completa el cuadro. Si es necesario utiliza la tabla periódica.
Elemento
Símbolo
Número
Masa atómica
Numero de
Numero de
atómico (Z)
(A)
electrones
protones
Nitrógeno
14
7
F
9
Plata
47
108
28
Ca
40
O
26
Numero de
neutrones
10
30
20
30
Utilizando la tabla periódica, indica el número de protones, electrones y neutrones de los
siguientes elementos:
a) Yodo
b) Mg
c) anota con Z=28 y A=58.6
Elemento/símbolo
Protones
Neutrones
Electrones
a) Yodo (I)
b) Magnesio
c)
Calcula la masa atómica de los siguientes átomos a partir de los datos presentados.
Elemento
Oxígeno (O)
Azufre (S)
Carbono (C)
Numero de masa
(uma)
16
15.9949
17
16.9991
18
17.9992
32
31.972
33
32.971
34
33.968
36
35.967
12
12.000
13
13.0033
14
14.0032
Abundancia
isotópica
99.76
0.04
0.2
95.06
0.74
4.18
0.02
98.9
1.1
Radioisótopo
inestable
Masa atómica
nombre
Oxigeno 16
Azufre 32
Carbono 12
Evaluación
Actividad 2
Producto: ejercicios
Calificación obtenida:
Saberes
Conceptual
Reconoce las partículas
subatómicas y sus características
más relevantes.
Autoevaluación
Ing. Yolanda Reyes Carbajal
Procedimental
Resuelve cálculos sencillos relacionados con
partículas subatómicas.
Actitudinal
Muestra disposición al trabajo metódico
y organizado.
Calificación otorgada por el docente
Página Página 13 de 25
Química I
tema3
Isótopos y sus aplicaciones.
A pesar de que todos los isótopos de un elemento tienen prácticamente las mismas
propiedades químicas, no todos son igualmente estables, ni se presentan en la naturaleza en la
misma proporción. Se han descubierto dos tipos de isótopos: radiactivos y no radiactivos; los
primeros son inestables, mientras que los segundos son estables.
La mayor parte de los elementos tienen varios isótopos. Así por ejemplo, el silicio que se
emplea en los chips para computadoras, se presenta en la naturaleza como una mezcla natural
de isótopos de silicio-28, silicio-29 y silicio-30.
Los isótopos radiactivos, también conocidos como radioisótopos, buscan una forma de
estabilizarse. Para lograrlo emiten algunas de los tres tipos de radiación conocidos y sufren
cambios nucleares, convirtiéndose en otro tipo de átomos, que en general son isótopos
estables, aunque también pueden dar origen a átomos de isótopos radiactivos. Por ejemplo, los
isótopos del radio-226 se descomponen espontáneamente y emiten radiaciones alfa, que son
partículas de helio y un isótopo de radón-222 de la siguiente manera:
Al tiempo requerido para que la mitad de la muestra de
los isótopos radiactivos de un elemento se desintegre, se
le denomina vida media. Los isótopos varían mucho en su
vida media; algunos tardan años o milenios en perder la
mitad de sus átomos por desintegración. Por ejemplo, la
vida media del uranio-238 es de 4.5x109 años, y la del
carbono-14 es de 5730 años. Otros pierden la mitad de
sus átomos en fracciones de segundos; por ejemplo, el
fósforo-28 tiene una vida media de 270 x 10-3 segundos.
La Química nuclear es la parte de la Química que se
encarga de estudiar los cambios en este tipo de isótopos
su aplicación se realiza en diversas áreas; por ejemplo, en
medicina las enfermedades que se consideraban incurables, pueden diagnosticarse y tratarse
con eficacia empleando isótopos radiactivos.
Las aplicaciones de la Química nuclear a la Biología, la industria y la agricultura han producido
una mejoría significativa en la condición humana. Otras áreas donde tienen aplicación los
radioisótopos son:
Geología, Paleontología, Antropología y Arqueología. Actualmente, se desarrollan nuevas
aplicaciones y nuevos radiofármacos con la finalidad de ampliar la gama de procedimientos,
reducir las enfermedades adquiridas por los alimentos y prolongar el periodo de conservación
mediante la utilización de radiaciones, y estudiar los medios para disminuir la contaminación
originada por los plaguicidas y los productos agroquímicos.
La radiactividad puede ser peligrosa y sus riesgos no deben tomarse a la ligera, la exposición a
altos niveles es nociva e incluso fatal. Lamentablemente, las radiaciones que estos isótopos
Ing. Yolanda Reyes Carbajal
Página Página 14 de 25
Química I
tema3
radiactivos generan, pueden dañar las células de los seres vivos y a partir de ciertas dosis,
ocasionan tumores malignos y mutaciones genéticas.
Cierre
Actividad 3
Investiga las aplicaciones, con sus posibles peligros, de cada uno de los siguientes isótopos:
• Cobalto-60
• Sodio-24
• Yodo-131
• Iridio -192
• Carbono-14
Actividad 3
Conceptual
Describe las aplicaciones de
algunos isotopos radiactivos.
Evaluación
Producto: reporte escrito de investigación
Saberes
Procedimental
Busca, selecciona y reporta
información sobre el uso de isotopos
radiactivos.
Autoevaluación
Ing. Yolanda Reyes Carbajal
Página Página 15 de 25
Calificación obtenida:
Actitudinal
Muestra disposición al trabajo metódico y
organizado.
Valora las aplicaciones de los isotopos en la vida
cotidiana.
Calificación otorgada por el docente
Química I
tema3
Secuencia Didáctica 3. Modelo atómico actual.
Apertura
Actividad 1
Investiga los siguientes conceptos sobre estructura atómica; reportarlos como
glosario.
Átomo, protón, electrón, neutrón, partículas subatómicas, isótopo, número atómico, peso
atómico, estado basal, estado excitado, valencia y radiactividad.
Evaluación
Actividad 1
Producto: glosario
Calificación obtenida:
Saberes
Conceptual
Verifica conceptos sobre
estructura atómica.
Autoevaluación
Procedimental
Obtiene información y redacta un glosario.
Actitudinal
Expresa con veracidad los conceptos
solicitados.
Calificación otorgada por el docente
Desarrollo
El modelo atómico actual se basa en el estudio de una rama de la Física conocida como la
Mecánica Cuántica o Mecánica Ondulatoria fundada entre otros por Heisenberg y Schrödinger.
La mecánica cuántica (conocida también como mecánica ondulatoria) se encarga de estudiar el
movimiento de partículas pequeñas como el electrón. A partir de los estudios realizados en esta
ciencia, surge un nuevo modelo para el átomo llamado modelo de la mecánica cuántica o
modelo mecánico cuántico.
El modelo actual del átomo fue desarrollado principalmente por Erwin Shrödinger, y en él se
describe el comportamiento del electrón en función de sus características ondulatorias.
La teoría moderna supone que el núcleo del átomo está rodeado por una tenue nube de
electrones, lo cual conserva el concepto de niveles estacionarios de energía, pero a diferencia
del modelo de Bohr, no le atribuye al electrón trayectorias definidas (orbita), sino que describe
su localización en términos de su probabilidad (orbital).
El nuevo modelo atómico se desarrolló con varias aportaciones siendo las principales:
• Concepto de estados estacionarios de energía del electrón propuesto por Bohr.
Normalmente los electrones se encuentran en el nivel de mínima energía (estado basal o
fundamental), pero pueden absorber energía pasando a un nivel superior más alejado del
núcleo (estaco excitado); este estado es inestable y al regresar el electrón a su nivel original
emite la energía absorbida en forma de radiación electromagnética.
• Principio de incertidumbre de Werner Heisenberg.
Afirma que “no es posible conocer al mismo tiempo la posición y la velocidad de un electrón”. El
electrón puede estar en cualquier sitio alrededor del núcleo, menos en el núcleo mismo: hay
regiones de ese espacio donde es muy probable encontrarlo y otras donde es poco probable
localizarlo. La representación de la probabilidad se llama nube de carga o nube electrónica y las
Ing. Yolanda Reyes Carbajal
Página Página 16 de 25
Química I
tema3
regiones del espacio que rodean al núcleo y donde la probabilidad de encontrar el electrón es
mayor, se llaman orbitales.
• Principio de la dualidad de la materia sugerido por Luis de Broglie.
Propuso que los electrones, al igual que los fotones (cuantos de energía luminosa) se
comportan como partículas (masa) y ondas (energía). La hipótesis de De Broglie fue apoyada
por hechos experimentales al demostrarse que un haz de electrones podía ser difractado
haciéndolo pasar a través de un sólido cristalino, de la misma manera que un rayo de luz es
difractado por una rejilla. Erwin Schrödinger tomó esto en cuenta para formular la ecuación
ondulatoria.
• Principio o ecuación de onda de Erwin Schrödinger.
En 1926, Erwin Schrödinger formula la llamada ecuación de onda de Schrödinger, que describe
el comportamiento y la energía de las partículas submicroscópicas. Es una función que
incorpora tanto el carácter de partícula (en función de la masa) como el carácter de onda en
términos de una función de onda. La ecuación de onda, establece la relación entre la energía
del un electrón y la distribución de éste en el espacio, de acuerdo con sus propiedades
ondulatorias. En esta ecuación aparecen los números cuánticos n, l y m.
• Principio de Dirac-Jordan.
Paul Adrian Dirac y Ernest Pascual Jordan, en la ecuación Dirac-Jordan aparece el cuarto número
cuántico denominado de espín s. Actualmente esta ecuación es la que establece con mayor
exactitud la distribución de los electrones, este cuarto número cuántico no es resultado de la
ecuación de onda de Schrödinger, pero además representa un principio de exclusión
presentado por Wolfgang Pauli el cual establece “dos electrones no podrán tener los mismos
cuatro números cuánticos, es decir dos electrones no pueden ocupar el mismo espacio al
mismo tiempo”.
Números cuánticos.
La mecánica cuántica describe al átomo exclusivamente a través de interpretaciones
matemáticas de los fenómenos observados. Puede decirse a grandes rasgos, que en la
actualidad se considera que el átomo está formado por protones y neutrones, rodeado por una
serie de niveles estacionarios de energía dentro de los cuales existen a su vez subniveles con
un número determinado de orbitales en los que es posible localizar a los electrones, los cuales
se mantienen girando sobre su propio eje.
Los números cuánticos son el resultado de las ecuaciones de Schrödinger y Dirac-Jordan, e
indican la zona atómica donde es probable encontrar al electrón. Son cuatro llamados números
cuánticos: principal, secundario, magnético y de espín se representan respectivamente con las
letras n, l, m y s.
Número cuántico principal (n): El número cuántico principal designa el nivel energético principal
en el cual se localiza un electrón dado; este número también expresa la energía de los niveles
dentro del átomo. El número cuántico “n” puede asumir teóricamente cualquier valor entero
desde 1 hasta infinito, aunque con 7 valores (1, 2, 3, 4, 5, 6 y 7) es posible satisfacer a todos
los átomos conocidos actualmente. El número cuántico principal es una medida del tamaño del
orbital, mientras más grande sea el valor de n, mayor será su órbita y los electrones estarán
más alejados del núcleo.
Ing. Yolanda Reyes Carbajal
Página Página 17 de 25
Química I
tema3
Cada nivel energético puede contener un número limitado de electrones dado por la expresión
2n2.
Número cuántico secundario (l): El número cuántico secundario determina la energía asociada
con el movimiento del electrón alrededor del núcleo; por lo tanto, el valor de “l” indica el tipo
de subnivel en el cual se localiza el electrón y se relaciona con la forma de la nube electrónica.
Cada nivel electrónico se divide en subniveles que contienen electrones de la misma energía.
Los valores de “l” están determinados por el valor de “n”; para cierto nivel, “l”, puede asumir
cualquier valor entero, pero iniciando siempre con el valor de 0 (cero) hasta un último valor
igual a “n-1”.
Así para n=1 sólo hay un valor posible, el valor es 0. (1-1=0).
Si n=2 hay dos valores de: l= 0 y l=1
Para n=3 hay tres valores posibles 0, 1 y 2.
Con n=4 son cuatro valores posibles de l , son 0, 1, 2 y 3.
Para el 5°, 6° y 7° nivel energético, teóricamente habría 5, 6 y 7 subniveles, respectivamente,
sólo que, para los átomos conocidos, son suficientes 4 subniveles
A los subniveles se les asignan las letras s, p, d y f. Cada nivel tiene un número específico de
subniveles tal y como se muestra en la siguiente tabla:
Número cuántico magnético (m): Determina la orientación espacial del orbital. Se denomina
magnético porque ésta orientación espacial se acostumbra definir con relación a un campo
magnético externo. Puede tomar valores positivos y negativos, incluso el cero; y se calcula con
la fórmula m=2 l +1, lo que quiere decir que depende del valor de l. Por ejemplo:
Ing. Yolanda Reyes Carbajal
Página Página 18 de 25
Química I
tema3
Si l=0, entonces m=2(0)+1=1, por lo que m toma el valor de 0. Un solo valor, es decir, un solo
orbital.
Si l=1, entonces m=2(1)+1=3, por lo que m toma tres valores. -1, 0 y +1.
Si l=2, entonces m=2(2)+1=5, por lo que m tiene 5 valores -2, -1, 0 +1 y +2
Si l=3, entonces m=2(3)+1=7, los valores de m son siete -3, -2, -1, 0 +1, +2 y +3.
Formas y orientaciones de los orbitales atómicos
Orbitales de tipo “s” y las tres orientaciones de orbitales de tipo “p”.
Las cinco orientaciones de los orbitales del tipo “d” y las siete orientaciones de los orbitales del
tipo “f”
Número cuántico de espín (s): Este número cuántico describe la orientación del giro del
electrón. Expresa el campo eléctrico generado por el electrón al girar sobre su propio eje, el
cual sólo puede tener dos direcciones, una en el sentido de las manecillas del reloj y la otra en
sentido contrario; los valores numéricos permitidos para el número cuántico espín s son:+1/2 y
-1/2 ↓.
En cada orbital hay espacio para máximo 2 electrones, uno con giro positivo y el otro con giro
negativo. Las dos orientaciones generalmente se designan con flechas ↑↓, las cuales
representan el sentido del electrón.
En resumen, “n” indica la capa o nivel en la cual se encuentra el electrón del átomo; “l” indica
la subcapa o subnivel dentro de esa capa o nivel y el tipo de orbital;”m” especifica el número
Ing. Yolanda Reyes Carbajal
Página Página 19 de 25
Química I
tema3
de orbitales dentro de esa subcapa o subnivel y “s” representa el giro que puede tener el
electrón sobre su propio eje.
El siguiente cuadro concentra un resumen de los cuatro números cuánticos:
Ing. Yolanda Reyes Carbajal
Página Página 20 de 25
Química I
tema3
Actividad 2
Resuelve los siguientes cuestionamientos, sobre números cuánticos.
Escribe sobre la línea el símbolo n, l, m, s; según corresponda a la información que ofrece cada
número cuántico.
La distancia del electrón al núcleo _______________
La orientación del giro del electrón _______________
Sus posibles valores son 0, 1, 2 y 3 _______________
El número de orbitales de un subnivel _______________
La orientación del orbital en el espacio _______________
La energía de un electrón _______________
El subnivel donde se localiza un electrón _______________
Número cuántico con valores -2, -1, 0, +1, +2 _______________
Adquiere valores del 1 al 7 _______________
Determina la forma del orbital _______________
Toma valores de +1/2 y -1/2 _______________
Describe los cuatro números cuánticos utilizados para caracterizar un electrón de un átomo
Responde brevemente lo solicitado en cada caso.
¿En qué difiere un orbital atómico de una órbita?
De los siguientes orbitales 1p, 2s, 2d, 3p, 3d, 3f, 4g ¿Cuáles no existen? Explica por qué.
Actividad 2
Conceptual
Describe los valores y
significados de los números
cuánticos.
Autoevaluación
Ing. Yolanda Reyes Carbajal
Evaluación
Producto: batería de reactivos
Saberes
Procedimental
Utiliza la información leída y resuelve
cuestionamientos.
Calificación obtenida:
Actitudinal
Muestra disposición al trabajo metódico
y organizado.
Calificación otorgada por el docente
Página Página 21 de 25
Química I
tema3
Configuración electrónica.
La configuración electrónica es “la distribución de los electrones de un átomo en sus diferentes
niveles, subniveles y orbitales energéticos, de forma que esa distribución sea la más estable, es
decir, la de menor energía”. Para escribir correctamente una configuración electrónica se deben
aplicar las siguientes reglas:
• Principio de edificación progresiva o Principio de Aufbau: los electrones deben acomodarse
primero en los orbitales de menor energía, o sea, aquéllos donde la suma de n+1 sea menor,
es decir: “cada nuevo electrón añadido a un átomo entrará en el orbital disponible de menor
energía”. Cuando los subniveles tienen el mismo valor de n+1 se llena primero la subcapa n
más baja. Para entenderlo mejor se utiliza el siguiente diagrama (regla de diagonales).
En general se sigue el orden de llenado que indican las flechas según la ilustración:
• Principio de exclusión de Pauli: dos electrones de un mismo átomo no pueden
tener el mismo conjunto de cuatro números cuánticos iguales. Esto conduce a
entender que ningún orbital puede contener más de dos electrones y esos dos
electrones no tienen los mismos valores de números cuánticos.
•
Regla de Hund o Principio de la Máxima Multiplicidad: establece que el ordenamiento más
estable de electrones es aquel donde está el número máximo de electrones desapareado
(no están formando pareja); todos ellos tienen el spin en el mismo sentido.
Ing. Yolanda Reyes Carbajal
Página Página 22 de 25
Química I
tema3
Considerando las energías relativas de los orbitales de un átomo, el orden de ocupación será el
siguiente: 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 4f, 5d, 6p, 7s, 5f, 6d, 7p.
•
Para escribir la configuración electrónica debe utilizarse la notación:
Donde:
n= Nivel de energía donde se localiza el electrón.
l= El subnivel de energía donde se encuentra el electrón.
x= El número de electrones de ese subnivel.
El flúor tiene 9 electrones su configuración electrónica, siguiendo las reglas señaladas es:
A esta configuración electrónica se le conoce como configuración algebraica.
Existe otra manera de representar la distribución de los electrones conocida como
configuración gráfica. Utilizando la notación:
Los símbolos n y l siguen significando nivel y subnivel respectivamente, el orbital con una línea,
los electrones se representan con las flechas; indicando cada una un electrón y la orientación
de su giro. La configuración gráfica del flúor entonces es:
Ing. Yolanda Reyes Carbajal
Página Página 23 de 25
Química I
tema3
Una tercera configuración recibe el nombre de configuración puntual o de Lewis.
Para poder saber cómo se hace este tipo de configuración, es necesario primero entender dos
conceptos:
Nivel de Valencia: Es el nivel de mayor energía que contiene electrones en un átomo.
Electrones de valencia: Se denomina así al número de electrones que un átomo tiene en el nivel
de valencia.
En el caso del flúor el nivel de valencia es el nivel 2 y tiene 7 electrones de valencia.
A la configuración de Lewis también se le llama puntual, debido a que se utilizan puntos para
representar, en torno al símbolo del elemento, los electrones de valencia que éste contiene de
acuerdo con la siguiente notación general.
X = Símbolo del elemento.
s = Representa los puntos que indican cuántos electrones de Valencia tiene el elemento en el
orbital “s”.
px= Representa los puntos que indican cuántos electrones de Valencia tiene el elemento en el
orbital px.
py= Representa los puntos que indican cuántos electrones de Valencia tiene el elemento en el
orbital py.
pz= Representa los puntos que indican cuántos electrones de Valencia tiene el elemento en el
orbital pz.
Para el ejemplo del flúor entonces su configuración puntual es la siguiente:
Ing. Yolanda Reyes Carbajal
Página Página 24 de 25
Química I
tema3
Cierre
Actividad 3
Realiza las configuraciones algebraica, gráfica y puntual para cada elemento.
Elemento
Configuración
Algebraica
Grafica
puntual
7N
13Al
18Ar
Representa en un esquema (modelo) el átomo de los elementos N, Al y Ar.
Utilizando como apoyo la tabla periódica, completa la siguiente tabla con la información
solicitada:
Actividad 3
Conceptual
Explica las reglas para elaborar
configuraciones electrónicas.
Autoevaluación
Ing. Yolanda Reyes Carbajal
Evaluación
Producto: configuración electrónica y modelos
Calificación obtenida:
Saberes
Procedimental
Actitudinal
Desarrolla e interpreta configuraciones
Muestra disposición al trabajo metódico
electrónicas.
y organizado.
Representa modelos atómicos a partir de la
Obedece las reglas de las
configuración electrónica.
configuraciones electrónicas.
Calificación otorgada por el docente
Página Página 25 de 25