Estructura Atómica y Configuración Electrónica
(Química — 1° Medio)
Ezequiel Saldivia
Escuela Particular 95 Alemana
Camilo Henríquez 125 - Paillaco
Fono: 63-421765 – Región De Los Ríos
Nombre:
Curso:
Fecha:
Pje. ideal: 72
Pje. Obtenido:
Nivel de exigencia: 60%
Contenidos: Modelos atómicos (Dalton, Thomson, Rutherford, Bohr), estructura del átomo, número atómico y másico, partículas en átomos neutros y cargados (iones), configuración electrónica (diagrama de Moeller), grupo y período.
Capacidades: Comprensión, Análisis, Aplicación de fórmulas y modelos.
Destrezas: Identificar, Calcular, Representar, Determinar, Argumentar.
| Ítem | Descripción | Preguntas | Pts c/u | Total | Obtenido |
|---|---|---|---|---|---|
| I | Completación de párrafos | 2 párrafos | — | 10 pts | |
| II | Selección múltiple | 7 preguntas | 3 pts | 21 pts | |
| III | Verdadero y Falso | 6 afirmaciones | 2 pts | 12 pts | |
| IV | Cálculo: partículas y átomos cargados | tabla + 2 ejerc. | — | 16 pts | |
| V | Configuración electrónica, grupo y período | tabla + desarrollo | — | 13 pts | |
| TOTAL | 72 pts | ||||
Historia de los modelos atómicos
A lo largo de la historia, los científicos han propuesto distintos modelos para explicar cómo es el átomo por dentro. Cada modelo fue superado cuando nuevos experimentos revelaron información que el modelo anterior no podía explicar.
Dalton (1803) — Esfera maciza
Propuso que la materia está formada por átomos: esferas sólidas, indivisibles e indestructibles. Cada elemento tiene átomos de un tipo único. Los compuestos se forman al combinarse átomos de distintos elementos en proporciones fijas.
Limitación: no explica la electricidad ni los fenómenos eléctricos de la materia.
Limitación: no explica la electricidad ni los fenómenos eléctricos de la materia.
Thomson (1897) — "Budín de pasas"
Descubrió el electrón con el tubo de rayos catódicos. Propuso que el átomo es una esfera de carga positiva uniforme con electrones incrustados en ella, como pasas en un budín.
Limitación: no explica cómo está distribuida la masa del átomo.
Limitación: no explica cómo está distribuida la masa del átomo.
Rutherford (1911) — Núcleo central
Con su experimento de la lámina de oro descubrió que el átomo tiene un núcleo pequeño, denso y con carga positiva, rodeado de un gran espacio vacío donde orbitan los electrones.
Limitación: no explica por qué los electrones en órbita no emiten energía y caen al núcleo (según la física clásica, deberían).
Limitación: no explica por qué los electrones en órbita no emiten energía y caen al núcleo (según la física clásica, deberían).
Bohr (1913) — Órbitas cuantizadas
Propuso que los electrones se mueven en órbitas circulares fijas (niveles de energía) alrededor del núcleo. Solo pueden estar en ciertos niveles: al absorber energía saltan a un nivel mayor; al emitirla, bajan. Explica el espectro del hidrógeno.
Limitación: solo funciona bien para el hidrógeno.
Limitación: solo funciona bien para el hidrógeno.
Modelo actual (mecánico-cuántico): Los electrones no tienen órbitas fijas, sino que se encuentran en orbitales: regiones del espacio donde hay una alta probabilidad de encontrar al electrón. Es el modelo que da origen a la configuración electrónica con subniveles s, p, d, f.
Estructura del átomo: partículas y fórmulas clave
El átomo tiene dos zonas: el núcleo (protones y neutrones) y la corteza (electrones). Las fórmulas del número atómico y másico permiten calcular cuántas partículas tiene cualquier átomo.
Protón (p⁺)
Carga: +1
Ubicación: núcleo
Masa: 1 u.m.a.
Su cantidad define la identidad del elemento.
Ubicación: núcleo
Masa: 1 u.m.a.
Su cantidad define la identidad del elemento.
Neutrón (n⁰)
Carga: 0 (neutro)
Ubicación: núcleo
Masa: 1 u.m.a.
Estabiliza el núcleo.
Ubicación: núcleo
Masa: 1 u.m.a.
Estabiliza el núcleo.
Electrón (e⁻)
Carga: −1
Ubicación: corteza
Masa: ≈ 0 (despreciable)
En átomo neutro: e⁻ = p⁺
Ubicación: corteza
Masa: ≈ 0 (despreciable)
En átomo neutro: e⁻ = p⁺
Número Atómico — Z
Z = N° de protones
Define la identidad del elemento.
En átomo neutro: Z = N° electrones.
Ej: Cloro Z = 17 → 17 p⁺ y 17 e⁻
En átomo neutro: Z = N° electrones.
Ej: Cloro Z = 17 → 17 p⁺ y 17 e⁻
Número Másico — A
A = Z + N
N = neutrones; despejar: N = A − Z
Ej: Cloro A = 35, Z = 17 → N = 35 − 17 = 18 n⁰
Ej: Cloro A = 35, Z = 17 → N = 35 − 17 = 18 n⁰
En la tabla periódica cada elemento se representa:
AZ X
→
3517 Cl (Cloro)
Átomos cargados: cationes y aniones
Un átomo neutro tiene el mismo número de protones que de electrones. Pero cuando un átomo gana o pierde electrones, se convierte en un ion, que es un átomo con carga eléctrica. La clave es que los protones nunca cambian (cambiar protones significaría cambiar de elemento). Solo cambia el número de electrones.
Catión (carga positiva)
Se forma cuando el átomo pierde electrones. Al tener menos electrones que protones, queda con carga positiva.
Regla: e⁻ = Z − carga
Ejemplo: Na⁺ (Sodio, Z=11) perdió 1 e⁻
→ p⁺ = 11 | e⁻ = 11 − 1 = 10
Regla: e⁻ = Z − carga
Ejemplo: Na⁺ (Sodio, Z=11) perdió 1 e⁻
→ p⁺ = 11 | e⁻ = 11 − 1 = 10
Anión (carga negativa)
Se forma cuando el átomo gana electrones. Al tener más electrones que protones, queda con carga negativa.
Regla: e⁻ = Z + carga (valor absoluto)
Ejemplo: Cl⁻ (Cloro, Z=17) ganó 1 e⁻
→ p⁺ = 17 | e⁻ = 17 + 1 = 18
Regla: e⁻ = Z + carga (valor absoluto)
Ejemplo: Cl⁻ (Cloro, Z=17) ganó 1 e⁻
→ p⁺ = 17 | e⁻ = 17 + 1 = 18
Regla general para iones:
• Protones: siempre = Z (nunca cambian).
• Neutrones: siempre = A − Z (tampoco cambian).
• Electrones en ion: e⁻ = Z − (carga del ion)
Catión (carga +): e⁻ = Z − carga | Anión (carga −): e⁻ = Z + carga
• Protones: siempre = Z (nunca cambian).
• Neutrones: siempre = A − Z (tampoco cambian).
• Electrones en ion: e⁻ = Z − (carga del ion)
Catión (carga +): e⁻ = Z − carga | Anión (carga −): e⁻ = Z + carga
Ejemplo resuelto — Fe³⁺ (Hierro, Z=26, A=56)
| Partícula | Fórmula | Resultado |
|---|---|---|
| Protones (p⁺) | = Z | 26 p⁺ |
| Neutrones (n⁰) | = A − Z = 56 − 26 | 30 n⁰ |
| Electrones (e⁻) | = Z − carga = 26 − 3 | 23 e⁻ |
Configuración electrónica, grupo y período
La configuración electrónica muestra cómo se distribuyen los electrones de un átomo en sus subniveles de energía, siguiendo el diagrama de Moeller (de menor a mayor energía).
Capacidad de cada subnivel
• Subnivel s: máximo 2 e⁻
• Subnivel p: máximo 6 e⁻
• Subnivel d: máximo 10 e⁻
• Subnivel f: máximo 14 e⁻
• Subnivel p: máximo 6 e⁻
• Subnivel d: máximo 10 e⁻
• Subnivel f: máximo 14 e⁻
Reglas de llenado
1. Aufbau: de menor a mayor energía.
2. Pauli: capacidad máxima por subnivel.
3. Hund: electrones se ubican solos antes de emparejarse.
2. Pauli: capacidad máxima por subnivel.
3. Hund: electrones se ubican solos antes de emparejarse.
Diagrama de Moeller — Orden de llenado
| 1s | |||
| 2s | 2p | ||
| 3s | 3p | 3d | |
| 4s | 4p | 4d | 4f |
| 5s | 5p | 5d | 5f |
| 6s | 6p | 6d | |
| 7s | 7p |
Orden siguiendo las diagonales ↗ :
1s → 2s → 2p → 3s → 3p → 4s → 3d → 4p → 5s → 4d → 5p → 6s → 4f → 5d → 6p → 7s…
Ejemplo — Cloro (Cl, Z = 17):
1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁵
→ suma: 2+2+6+2+5 = 17 ✔
¿Cómo determinar el Período y el Grupo desde la configuración electrónica?
El período es el número del último nivel de energía que contiene electrones (el mayor número que aparece en la configuración).
Cl: 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁵ → último nivel = 3 → Período 3
Cl: 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁵ → último nivel = 3 → Período 3
El grupo depende del último subnivel llenado y los electrones que tiene:
• Termina en s o p → grupo = N° e⁻ en último nivel (elementos representativos).
• Termina en d → metales de transición.
Cl: último nivel 3 → 3s²3p⁵ → 2+5 = 7 e⁻ → Grupo VIIA
• Termina en s o p → grupo = N° e⁻ en último nivel (elementos representativos).
• Termina en d → metales de transición.
Cl: último nivel 3 → 3s²3p⁵ → 2+5 = 7 e⁻ → Grupo VIIA
Ejemplos resueltos — Configuración, Período y Grupo
| Elemento | Z | Configuración electrónica | Período | Grupo |
|---|---|---|---|---|
| Litio (Li) | 3 | 1s² 2s¹ | 2 | IA |
| Carbono (C) | 6 | 1s² 2s² 2p² | 2 | IVA |
| Neón (Ne) | 10 | 1s² 2s² 2p⁶ | 2 | VIIIA (gas noble) |
| Cloro (Cl) | 17 | 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁵ | 3 | VIIA |
| Calcio (Ca) | 20 | 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s² | 4 | IIA |
Ítem I · Completación
10 puntos — 5 pts por párrafo
Completa los párrafos usando solo las palabras del banco correspondiente.
Banco — Párrafo 1: Dalton · Thomson · Rutherford · Bohr · electrón · núcleo · órbitas · positiva · indivisible · vacío
El modelo atómico de propuso que el átomo era una esfera sólida e . Más tarde, descubrió el y propuso que los electrones estaban incrustados en una esfera de carga . El experimento de la lámina de oro llevó a a concluir que el átomo tiene un pequeño y denso rodeado de gran . Finalmente, propuso que los electrones se mueven en circulares fijas de energía definida.
Banco — Párrafo 2: número atómico · número másico · neutrones · protones · electrones · catión · anión · pierde · gana · igual
El (Z) indica la cantidad de en el núcleo y define la identidad del elemento. El (A) es la suma de protones y . En un átomo neutro, el número de es al de protones. Cuando un átomo electrones se convierte en un (carga positiva). Cuando los , se convierte en un (carga negativa).
Ítem II · Selección Múltiple
21 puntos — 3 pts por pregunta · Solo una alternativa correcta
Encierra en un círculo la letra de la alternativa correcta.
1. ¿Cuál fue el aporte fundamental del experimento de Rutherford con la lámina de oro?
A
Descubrió el electrón como partícula subatómica.B
Demostró que el átomo tiene un núcleo pequeño, denso y cargado positivamente.C
Propuso que los electrones se mueven en órbitas de energía fija.D
Confirmó que el átomo es indivisible y no tiene estructura interna.2. El átomo de Fósforo tiene Z = 15 y A = 31. ¿Cuántos neutrones posee?
A
31 neutrones.B
15 neutrones.C
16 neutrones.D
46 neutrones.3. El ion Mg²⁺ tiene Z = 12 y A = 24. ¿Cuántos electrones posee?
A
14 electrones.B
12 electrones.C
10 electrones.D
24 electrones.4. El ion S²⁻ tiene Z = 16. ¿Cuántos electrones posee?
A
14 electrones.B
16 electrones.C
18 electrones.D
32 electrones.5. Según el diagrama de Moeller, ¿cuál es el orden correcto de llenado de los subniveles después del 3p?
A
3p → 3d → 4s → 4pB
3p → 4s → 3d → 4pC
3p → 4p → 4s → 3dD
3p → 4s → 4p → 3d6. Un elemento tiene la configuración electrónica: 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁴. ¿En qué período y grupo se encuentra en la tabla periódica?
A
Período 2, Grupo VIA.B
Período 3, Grupo IVA.C
Período 3, Grupo VIA.D
Período 2, Grupo IVA.7. ¿Cuál de las siguientes configuraciones electrónicas corresponde al ion Ca²⁺ (Z = 20)?
A
1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s²B
1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s² 3d²C
1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶D
1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁴
Ítem III · Verdadero y Falso
12 puntos — 2 pts por afirmación
Marca con una X en V o F. Corrige las afirmaciones falsas en la línea.
VF
1.
En un átomo neutro, el número de protones siempre es igual al número de electrones.
2.
El modelo de Bohr propuso que los electrones se distribuyen aleatoriamente alrededor del núcleo, sin órbitas definidas.
Corrección:
3.
Cuando un átomo forma un catión, pierde electrones y su carga se vuelve positiva. Los protones no cambian.
4.
El número de neutrones de un ion cambia respecto al átomo neutro porque al ganar o perder electrones también cambia la masa del átomo.
Corrección:
5.
El período de un elemento en la tabla periódica corresponde al número del último nivel de energía que contiene electrones en su configuración electrónica.
6.
Un elemento cuya configuración termina en 4s² 3d⁵ pertenece a los elementos representativos del Grupo IIA porque termina en el subnivel s.
Corrección:
Ítem IV · Cálculo de Partículas en Átomos Neutros y Cargados
16 puntos
Calcula el número de protones, neutrones y electrones para cada especie. Muestra las fórmulas utilizadas.
Ejercicio 1 — Completa la tabla (10 pts · 1 pt por casilla correcta)
Usa las fórmulas: Z = p⁺ | N = A − Z | e⁻ = Z (neutro) | e⁻ = Z − carga (catión) | e⁻ = Z + carga (anión)
| Especie | Símbolo | Z | A | Protones (p⁺) | Neutrones (n⁰) | Electrones (e⁻) | ¿Neutro o Ion? |
|---|---|---|---|---|---|---|---|
| Sodio neutro | Na | 11 | 23 | ||||
| Sodio ion | Na⁺ | 11 | 23 | ||||
| Oxígeno neutro | O | 8 | 16 | ||||
| Oxígeno ion | O²⁻ | 8 | 16 | ||||
| Aluminio ion | Al³⁺ | 13 | 27 | ||||
| Hierro ion | Fe²⁺ | 26 | 56 | ||||
| Nitrógeno ion | N³⁻ | 7 | 14 | ||||
| Potasio ion | K⁺ | 19 | 39 | ||||
| Flúor ion | F⁻ | 9 | 19 | ||||
| Calcio ion | Ca²⁺ | 20 | 40 |
Ejercicio 2 — Identifica el elemento o ion (6 pts · 2 pts c/u)
Con los datos entregados, determina Z, A y la carga del ion (si corresponde).
a) Un ion tiene 18 protones, 22 neutrones y 16 electrones. ¿Cuál es su símbolo completo (AZXcarga)?
b) Un átomo neutro tiene 15 protones y 16 neutrones. ¿Cuál es su símbolo completo y cuántos electrones tiene?
c) Un ion tiene Z = 26, A = 56 y 23 electrones. ¿Qué elemento es y cuál es su carga iónica?
Ítem V · Configuración Electrónica, Grupo y Período
13 puntos
Escribe la configuración electrónica de cada elemento o ion usando el diagrama de Moeller. Luego determina período y grupo.
Ejercicio 1 — Completa la tabla (9 pts · 1 pt por columna correcta)
| Elemento / Ion | Z | N° e⁻ | Configuración electrónica completa | Período | Grupo |
|---|---|---|---|---|---|
| Hidrógeno (H) | 1 | 1 | |||
| Carbono (C) | 6 | 6 | |||
| Nitrógeno (N) | 7 | 7 | |||
| Neón (Ne) | 10 | 10 | |||
| Magnesio (Mg) | 12 | 12 | |||
| Azufre (S) | 16 | 16 | |||
| Argón (Ar) | 18 | 18 | |||
| Potasio (K) | 19 | 19 | |||
| Ion Na⁺ | 11 | 10 | — | — |
Rúbrica: 1 pt por cada configuración correcta · Período y Grupo se evalúan solo si la configuración es correcta.
Ejercicio 2 — Preguntas de desarrollo (4 pts)
a) (2 pts) Un elemento desconocido tiene la siguiente configuración electrónica: 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s² 3d¹⁰ 4p³. Determina su número atómico (Z), período y grupo. Explica cómo llegaste a esa conclusión.
Rúbrica: 1 pt por Z correcto (33) y período correcto (4) · 1 pt por grupo correcto (VA) con justificación.
b) (2 pts) El ion Cl⁻ y el átomo de Ar (Z=18) tienen exactamente la misma configuración electrónica. ¿Por qué entonces son elementos diferentes? Explica usando los conceptos de número atómico, protones y electrones.
Rúbrica: 2 pts si explica que la identidad la define Z (protones), no los electrones, y que Cl tiene Z=17 y Ar tiene Z=18 aunque ambos tengan 18 e⁻.
Escuela Particular 95 Alemana · Paillaco
Química — 1° Medio · Estructura Atómica
Ezequiel Saldivia