Name: atomic structure: protons, neutrons, and electrons
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K12 Standards

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North Carolina K-12 Science Standard Course of Study

9-12

Chemistry

Matter and its Interactions

PS.Chm.1.1

Subatomic Particles

La teoría atómica de Dalton naturalmente llevó a que se preguntara si los átomos eran divisibles. Una serie de experimentos posteriores demostraron que un átomo, en efecto, está formado por tres partículas fundamentales llamadas partículas subatómicas:electrones, protones y neutrones. Los electrones fueron descubiertos por J.J.Thomson cuando observó un rayo de partículas cargadas que viajaban en línea recta hacia el electrodo de carga positiva de un tubo de rayos catódicos, y fue capaz de desviar esos rayos usando campos eléctricos y magnéticos.Thomson concluyó que estas partículas eran componentes de poca masa de un átomo y tenían carga negativa. Más tarde, a estas partículas se les dio el nombre de electrones. Robert Millikan determinó que un electrón tiene una carga de 1, 6 x 10-19 culombios, donde el culombio es la unidad de carga eléctrica del Sistema Internacional.Con el descubrimiento de los electrones, los átomos ya no se consideraban indestructibles y se propusieron modelos para describir la estructura atómica. El más exitoso fue el modelo nuclear de Ernest Rutherford, que surgió de su famoso experimento de la lámina de oro, en el cual dirigió partículas alfa cargadas positivamente hacia una lámina delgada de oro. Como la mayoría de las partículas alfa atravesaron la lámina de oro sin desviarse, concluyó que la mayoría del espacio dentro de un átomo está vacío.Sin embargo, algunas se dispersaron en ángulos abiertos y una pequeña cantidad rebotó, lo que confirmó que toda la carga positiva y la mayoría de la masa de un átomo se encuentran en un centro diminuto llamado núcleo. Rutherford también postuló que un átomo tiene tantos electrones como sean necesarios, ubicados en el espacio vacío alrededor del núcleo, para balancear la carga positiva del núcleo y mantener la neutralidad eléctrica del átomo.

partículas subatómicas

Dalton estaba sólo parcialmente en lo cierto acerca de las partículas que componen la materia. Toda la materia está compuesta de átomos y los átomos están compuestos de tres partículas subatómicas más pequeñas: Protones, neutrones y electrones. Estas tres partículas explican la masa y la carga de un átomo.
 
 <h4>El descubrimiento del electrón</h4>
 
 La primera pista sobre la estructura subatómica vino a finales del siglo 19 cuando J.J. Thomson descubrió el electrón usando un tubo de rayos catódicos. Este aparato consistía en un tubo de vidrio sellado, del que se había eliminado casi todo el aire y que contenía dos electrodos metálicos. Cuando se aplicó alta tensión a través de los electrodos, apareció entre ellos un haz visible llamado rayo catódico. Este haz se desvió hacia la carga positiva y se alejó de la carga negativa y se produjo de la misma manera con propiedades idénticas cuando se utilizaron metales diferentes para los electrodos. En experimentos similares, el rayo fue desviado simultáneamente por un campo magnético aplicado. Las mediciones de la extensión de la deflexión y la intensidad del campo magnético permitieron a Thomson calcular la relación carga-masa de las partículas de rayos catódicos. Los resultados de estas mediciones indicaron que estas partículas eran mucho más ligeras que los átomos. Sobre la base de sus observaciones, Thomson propuso lo siguiente:
 
 <ul>
 <li>Las partículas son atraídas por cargas positivas (+) y repelidas por cargas negativas (−), por lo que deben estar cargadas negativamente (cargas iguales se repelen y cargas opuestas se atraen);</li>
 <li>Las partículas son menos grandes que los átomos e indistinguibles, independientemente del material de origen, por lo que deben ser componentes subatómicos fundamentales de todos los átomos.</li>
 </ul>
 
 La partícula de rayos catódicos de Thomson es un electrón, una partícula subatómica con carga negativa, con una masa más de 1000× menor que la de un átomo. El término “electrón” fue acuñado en 1891 por el físico irlandés George Stoney, a partir de “ión eléctrico”
 
 En 1909, Robert A. Millikan calculó la carga de un electrón mediante sus experimentos de “gota de aceite” Millikan creó gotas microscópicas de aceite, que podrían cargarse eléctricamente por fricción a medida que se formaban o utilizando rayos X. Estas gotitas cayeron inicialmente debido a la gravedad, pero su progreso hacia abajo podía ser enlentecido o incluso revertido por un campo eléctrico más abajo en el aparato. Mediante el ajuste de la intensidad del campo eléctrico y la realización de mediciones cuidadosas y cálculos apropiados, Millikan pudo determinar que la carga en gotas individuales era de 1.6 times; 10−19 C (coulomb). Millikan concluyó que este valor debe, por lo tanto, ser la carga fundamental de un solo electrón. Dado que la carga de un electrón se conocía ahora debido a la investigación de Millikan — y la relación carga-masa ya se conocía debido a la investigación de Thomson (1.759 × 1011 C/kg) — se determinó que la masa del electrón era de 9.107 × 10−31 kg.
 
 <img alt="Eq1" src="https://www.jovecore.com/CDNSource/lessons/804/804_Equation_1.png" style="height: 35px;" />
 
 <h4>El modelo nuclear de Rutherford</h4>
 
 Los científicos habían establecido ahora que el átomo no era indivisible como Dalton había creído, y debido al trabajo de Thomson, Millikan, y otros, la carga y la masa de las partículas subatómicas negativas — los electrones — eran conocidas. Los científicos sabían que la carga total de un átomo era neutra. Sin embargo, la parte positivamente cargada de un átomo aún no era bien entendida. En 1904, Thomson propuso el modelo de átomos de “pudín de ciruela” que describía una masa cargada positivamente con una cantidad igual de carga negativa en forma de electrones incorporados en ella, ya que todos los átomos son eléctricamente neutros. Un modelo competidor había sido propuesto en 1903 por Hantaro Nagaoka, quien postuló un átomo similar a Saturno, consistente en una esfera cargada positivamente rodeada por un halo de electrones. 
 
 El siguiente gran desarrollo en la comprensión del átomo vino de Ernest Rutherford. Quien realizó una serie de experimentos utilizando un haz de alta velocidad de partículas alfa cargadas positivamente (partículas α) que fueron producidas por la desintegración radiactiva del radio. Apuntó un haz de partículas α a una pieza muy delgada de lámina de oro y examinó la dispersión resultante de las partículas α utilizando una pantalla luminiscente que brillaba brevemente cuando era golpeada por una partícula α. Observó que la mayoría de las partículas pasaban a través de la lámina sin desviarse en absoluto. Sin embargo, algunas fueron desviadas ligeramente y un número muy pequeño fue desviado casi directamente hacia la fuente.
 
 A partir de esto, Rutherford luego dedujo lo siguiente: Debido a que la mayoría de las partículas α de movimiento rápido pasaron a través de los átomos de oro sin desviarse, deben haber viajado a través de un espacio esencialmente vacío dentro del átomo. Las partículas alfa están cargadas positivamente, por lo que las deflexiones surgieron cuando se encontraron con otra carga positiva (cargas iguales se repelen). Debido a que cargas iguales se repelen una a la otra, las pocas partículas α cargadas positivamente que cambiaron de trayectoria abruptamente se deben haber golpeado o acercado estrechamente a otro cuerpo que también tenía una carga positiva altamente concentrada. Dado que las deflexiones ocurrieron una pequeña fracción del tiempo, esta carga sólo ocupaba una pequeña cantidad del espacio en la lámina de oro.
 
 Analizando una serie de experimentos, Rutherford sacó dos conclusiones importantes:
 
 <ol>
 <li>El volumen ocupado por un átomo debe consistir en una gran cantidad de espacio vacío. </li>
 <li>Un cuerpo pequeño, relativamente pesado, con carga positiva, el núcleo, debe estar en el centro de cada átomo.</li>
 </ol>
 
 Este análisis llevó a Rutherford a proponer un modelo en el cual un átomo consiste en un núcleo muy pequeño, cargado positivamente, en el cual la mayor parte de la masa del átomo está concentrada, rodeado por los electrones cargados negativamente para que el átomo sea eléctricamente neutro. Después de muchos más experimentos, Rutherford también descubrió que los núcleos de otros elementos contienen el núcleo de hidrógeno como un “bloque de construcción” y nombró a esta partícula más fundamental el protón, la partícula subatómica cargada positivamente que se encuentra en el núcleo. 
 
 <h4>La estructura de un átomo</h4>
 
 Los protones se encuentran en el núcleo de un átomo y tienen una carga positiva. El número de protones es igual al número atómico en la tabla periódica y determina la identidad del elemento. Los neutrones también se encuentran en el núcleo. No tienen carga pero tienen la misma masa que los protones y, por lo tanto, contribuyen a la masa atómica de un átomo. Los electrones orbitan alrededor del núcleo en nubes. Tienen una carga negativa y una masa insignificante, por lo que contribuyen a la carga total de un átomo, pero no a su masa.
 
 <h4>Los Neutrones</h4>
 
 Se sabía que el núcleo contenía casi toda la masa de un átomo, con el número de protones sólo aportando la mitad, o menos, de esa masa. Se hicieron diferentes propuestas para explicar qué constituía la masa restante, incluyendo la existencia de partículas neutras en el núcleo. No fue hasta 1932 que James Chadwick encontró evidencia de los neutrones, partículas subatómicas sin carga, con una masa aproximadamente igual a la de los protones.
 
 La existencia de los neutrones también explicaba los isótopos: Difieren en masa porque tienen diferentes números de neutrones, pero son químicamente idénticos porque tienen el mismo número de protones.
 
 <h4>Unidad de masa atómica (uma) y la unidad fundamental de carga (e)</h4>
 
 El núcleo contiene la mayoría de la masa de un átomo porque los protones y los neutrones son mucho más pesados que los electrones, mientras que los electrones ocupan casi todo el volumen de un átomo. El diámetro de un átomo es del orden de 10−10 m, mientras que el diámetro del núcleo es apenas de 10−15 m, aproximadamente 100,000 veces más pequeño. Los átomos —y los protones, neutrones y electrones que los componen— son extremadamente pequeños. Por ejemplo, un átomo de carbono pesa menos de 2 × 10minus;23 g y un electrón tiene una carga de menos de 2 × 10−19 C. Al describir las propiedades de objetos diminutos tales como los átomos, son utilizadas unidades de medida apropiadamente pequeñas, tales como la unidad de masa atómica (uma) y la unidad fundamental de carga (e). La uma se define con respecto al isótopo más abundante del carbono, cuyos átomos tienen asignadas masas de exactamente de 12 uma. Así, una uma es exactamente 1/12 de la masa de un átomo de carbono-12: 1 uma = 1.6605 × 10−24 g. El Dalton (Da) y la unidad de masa atómica unificada (u) son unidades alternativas equivalentes al uma.
 
 La unidad fundamental de carga (también llamada carga elemental) es igual a la magnitud de la carga de un electrón con e = 1.602 × 10−19 C. Un protón tiene una masa de 1.0073 uma y una carga de 1+. Un neutrón es una partícula ligeramente más pesada con una masa de 1.0087 uma y una carga de cero; como su nombre lo indica, es neutral. El electrón tiene una carga de 1− y es una partícula mucho más ligera con una masa de unos 0.00055 uma. Como referencia, tomaría alrededor de 1800 electrones para igualar la masa de un protón. Las propiedades de estas partículas fundamentales se resumen en la siguiente tabla. 
 
 <table style="margin-left: auto; margin-right: auto;">
 <tbody style="border: 1px solid black;">
 <tr>
 <td style="color: black; border: 1px solid black; text-align: center;">Partícula subatómica</td>
 <td style="color: black; border: 1px solid black; text-align: center;">Carga (C)</td>
 <td style="color: black; border: 1px solid black; text-align: center;">Carga unitaria</td>
 <td style="color: black; border: 1px solid black; text-align: center;">Masa (g)</td>
 <td style="color: black; border: 1px solid black; text-align: center;">Masa (uma)</td>
 </tr>
 <tr>
 <td style="color: black; border: 1px solid black; text-align: center;">Electrón</td>
 <td style="color: black; border: 1px solid black; text-align: center;">−1.602 × 10−19 </td>
 <td style="color: black; border: 1px solid black; text-align: center;">1−</td>
 <td style="color: black; border: 1px solid black; text-align: center;">0.00091 × 10−24 </td>
 <td style="color: black; border: 1px solid black; text-align: center;">0.00055</td>
 </tr>
 <tr>
 <td style="color: black; border: 1px solid black; text-align: center;">Protón</td>
 <td style="color: black; border: 1px solid black; text-align: center;">1.602 × 10−19 </td>
 <td style="color: black; border: 1px solid black; text-align: center;">1+</td>
 <td style="color: black; border: 1px solid black; text-align: center;">1.67262 × 10−24 </td>
 <td style="color: black; border: 1px solid black; text-align: center;">1.00727</td>
 </tr>
 <tr>
 <td style="color: black; border: 1px solid black; text-align: center;">Neutrón</td>
 <td style="color: black; border: 1px solid black; text-align: center;">0 </td>
 <td style="color: black; border: 1px solid black; text-align: center;">0</td>
 <td style="color: black; border: 1px solid black; text-align: center;">1.67493 × 10−24</td>
 <td style="color: black; border: 1px solid black; text-align: center;">1.00866</td>
 </tr>
 </tbody>
 </table>
 
 
 Este texto es adaptado de <a href="https://openstax.org/books/chemistry-2e/pages/2-2-evolution-of-atomic-theory">Openstax, Química 2e, Sección 2,2: Evolución de la Teoría Atómica y Sección 2.3: Estructura Atómica y Simbolismo</a>.

Partículas Subatómicas

Dalton sólo tenía razón parcialmente acerca de las partículas que componen la materia. Toda la materia está compuesta de átomos, y los átomos están compuestos de tres ...

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Química

Atoms and Elements

Átomos y elementos

KEY TERMS AND CONCEPTS

TÉRMINOS Y CONCEPTOS CLAVE

atomic structure: protons, neutrons, and electrons

Atomic structure is built from three subatomic particles: protons, neutrons, and electrons. Atoms make up all matter, and these particles explain an atom’s mass and charge.

The electron was first identified at the end of the 19th century by J.J. Thomson. He used a cathode ray tube, a sealed glass tube with almost all the air removed and two metal electrodes. When high voltage was applied, a visible beam called a cathode ray formed. The beam bent toward positive charge and away from negative charge. It also behaved the same way no matter which metal was used. In related experiments, a magnetic field also deflected the ray. Thomson used these results to calculate a charge-to-mass ratio and showed that the particles were much lighter than atoms. He concluded that the particles were negatively charged, smaller than atoms, and present in all atoms. That particle is now called the electron.

Robert A. Millikan later measured the charge of the electron with his oil drop experiments in 1909. He made tiny oil droplets that could gain charge from friction or X-rays. Gravity pulled the droplets downward, but an electric field could slow them or reverse their motion. From careful measurements, Millikan found a charge of 1.6 × 10−19 C for a single drop. He concluded that this was the charge of one electron. With Thomson’s charge-to-mass ratio and Millikan’s charge value, the mass of the electron was calculated to be 9.107 × 10−31 kg.

These discoveries showed that Dalton’s atom was not indivisible. Scientists also explored how positive charge is arranged in the atom. Thomson proposed the plum pudding model in 1904, where electrons were embedded in a positively charged mass. In 1903, Hantaro Nagaoka suggested a Saturn-like atom with electrons around a positive sphere. Ernest Rutherford later tested the atom with alpha particle scattering. He aimed fast, positively charged alpha particles at thin gold foil and observed them with a glowing screen. Most particles passed through without deflection. Some were turned slightly, and a very small number bounced almost straight back. Rutherford concluded that atoms contain a lot of empty space and that a small, heavy, positively charged nucleus sits at the center.

Rutherford’s model placed most of an atom’s mass in the nucleus and the electrons around it so the atom stayed neutral. He also found that nuclei of other elements contain the hydrogen nucleus as a building block and named that particle the proton. Protons have a positive charge and are found in the nucleus. The number of protons equals the atomic number on the periodic table and identifies the element. Neutrons are also in the nucleus. They have no charge but have about the same mass as protons, so they add to atomic mass. Electrons move in clouds around the nucleus. They have a negative charge and very little mass, so they affect charge more than mass.

James Chadwick provided evidence for neutrons in 1932. Neutrons are uncharged subatomic particles with a mass similar to protons. Their discovery helped explain isotopes. Isotopes have different masses because they have different numbers of neutrons, but they are chemically identical because they have the same number of protons.

Atoms are extremely small, so chemists use smaller units such as the atomic mass unit, or amu, and the fundamental unit of charge, e. The nucleus is about 100,000 times smaller in diameter than the atom, but it contains most of the mass because protons and neutrons are much heavier than electrons. One amu is defined as 1/12 of the mass of a carbon-12 atom, and 1 amu equals 1.6605 × 10−24 g. The fundamental charge equals the charge of an electron, 1.602 × 10−19 C. A proton has a mass of 1.0073 amu and a charge of 1+. A neutron has a mass of 1.0087 amu and a charge of 0. An electron has a mass of about 0.00055 amu and a charge of 1−. About 1800 electrons have the mass of one proton.

Atomic Structure: Protons, Neutrons, and Electrons

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the atomic theory of matter

Dalton’s Laws and Early Atomic Ideas

Dalton’s atomic theory explains matter with atoms, elements, and compounds. It also shows how chemical changes follow simple laws. This idea gave chemistry a microscopic model for what can be seen in the lab. The earliest recorded ideas about matter came from ancient Greek philosophers. Leucippus and Democritus said all matter was made of tiny, finite particles called atomos, meaning “indivisible.” Aristotle and others later argued that matter was made from four elements: fire, earth, air, and...

subatomic particles

Atomic structure is built from three subatomic particles: protons, neutrons, and electrons. Atoms make up all matter, and these particles explain an atom’s mass and charge. The electron was first identified at the end of the 19th century by J.J. Thomson. He used a cathode ray tube, a sealed glass tube with almost all the air removed and two metal electrodes. When high voltage was applied, a visible beam called a cathode ray formed. The beam bent toward positive charge and away from negative...

elements: chemical symbols and isotopes

Reading Element Symbols and Isotope Notation

Chemical symbols and isotope notation help identify elements and their atoms. A chemical symbol is an abbreviation for an element or a single atom of that element. Mercury, for example, is written as Hg. The same symbol can point to one atom in the microscopic domain or to many atoms of the element in a container or sample. Many symbols come from the element’s common English name. Others come from Latin, Greek, or German names. Aluminum uses Al, while iron uses Fe from the Latin word Ferrum.

ions and ionic charges

Predicting Ion Charges on the Periodic Table

Ion charges can often be predicted from an element’s position on the periodic table. In chemical reactions, the nucleus stays unchanged, but electrons may be transferred, lost, or shared. When atoms gain or lose electrons during compound formation, they become ions, which are electrically charged particles. A positive ion is called a cation. A cation has more protons than electrons because it lost electrons. A negative ion is called an anion. An anion has more electrons than protons because it...

the periodic table

Periodic Table Patterns and Element Groups

The periodic table organizes elements by repeating patterns in their properties. Chemists first noticed that some elements behaved alike, so they grouped them by chemical behavior. Lithium, sodium, and potassium are one example. They are shiny and conduct heat and electricity well. Calcium, strontium, and barium form another group with similar physical and chemical properties. Yet these two groups are not the same. The lithium group is much more reactive, and its elements form oxygen compounds...

atomic mass

Average Atomic Mass and Isotopes

Average atomic mass explains why many elements on the periodic table have decimal values. Atoms are extremely small, so scientists use the atomic mass unit, or amu, to measure them. A carbon atom weighs less than 2 × 10−23 g, and the amu is defined from carbon-12. One amu is exactly 1/12 the mass of one carbon-12 atom, which is 1.6605 × 10−24 g. The dalton (Da) and the unified atomic mass unit (u) mean the same thing as the amu. For a single atom, atomic mass is usually close to its mass...

molar mass

Mole, Mass, and Avogadro’s Number

The mole links mass and the number of particles in a substance. It gives chemists a standard way to count atoms and molecules in samples that are far too small to see. It also helps show why substances with the same kinds of atoms can still have very different properties, like water, H2O, and hydrogen peroxide, H2O2. The mole is an amount unit, like a pair or a dozen. One mole contains 6.02214076 × 10^23 discrete entities, such as atoms or molecules. This number is usually rounded to 6.022 ×...

key terms and concepts

Learn how Thomson, Millikan, Rutherford, and Chadwick revealed atomic structure, and how protons, neutrons, and electrons determine charge and mass.

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chemistry

JoVE Core Química da vida a los conceptos de química general mediante lecciones de vídeo basadas en animaciones, concisas y fáciles de entender. Además, en los vídeos de científicos en acción, se muestran experimentos de investigación clásicos y originales realizados en laboratorios de todo el mundo.

Physical Science

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Matter And Its Interactions

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Matter and Its Interactions

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Atomic Structure of atoms

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Nuclear Stability

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Nuclear Transmutation

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PS.Chm.1.3

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PS.Chm.2.1

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Atomic Radii and Effective Nuclear Charge

The elements in groups of the periodic table exhibit similar chemical behavior. This similarity occurs because the members of a group have the same number ...

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The amount of energy required to remove the most loosely bound electron from a gaseous atom in its ground state is called its first ionization energy ...

Electron Affinity

The electron affinity (EA) is the energy change for adding an electron to a gaseous atom to form an anion (negative ion).



This process can be either ...

Construct an explanation to infer the atomic size, reactivity, electronegativity, and ionization energy of an element based on its position in the Periodic Table.

PS.Chm.2.2

Types of Chemical Bonds

Chemical bonding theories were pioneered by American chemist Gilbert&#xA0;N. Lewis. He developed a model called the Lewis model to explain the type and ...

Lewis Symbols and the Octet Rule

Chemical bonds are complex interactions between two or more atoms or ions, which reduce the potential energy of the molecule. Gilbert N. Lewis developed a ...

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The Born-Haber Cycle

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An ionic compound is stable because of the electrostatic attraction between its positive and negative ions. The lattice energy of a ...

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Trends in Lattice Energy: Ion Size and Charge

An ionic compound is stable because of the electrostatic attraction between its positive and negative ions. The lattice energy of a compound is a measure ...

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Compared to ionic bonds, which results from the transfer of electrons between metallic and nonmetallic atoms, covalent bonds result from the mutual ...

Electronegativity

Whether a bond is nonpolar or polar covalent is determined by a property of the bonding atoms called electronegativity.&#xA0;

Electronegativity values of ...

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Bond Polarity, Dipole Moment, and Percent Ionic Character

Bond Polarity

The absolute value of the difference in electronegativity (&Delta;EN) of two bonded atoms provides a rough measure of the polarity to be ...

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Lewis Structures of Molecular Compounds and Polyatomic Ions

To draw Lewis structures for complicated molecules and molecular ions, it is helpful to follow a step-by-step procedure as outlined:


	Determine the ...

Analyze and interpret data to explain the mechanisms and properties of the two main types of intramolecular (ionic and covalent) bonds.

PS.Chm.3.1

Analyze the structure of atoms and isotopes.

Atomic Structure: Protons, Neutrons, and Electrons

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