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jueves, 17 de septiembre de 2020

sábado, 10 de diciembre de 2016

NUMERO MASICO

NÚMERO ATÓMICO Y NÚMERO MÁSICO

Objetivos:
Identifiquen los componentes de un elemento.
Calculen el numero de protones , electrones y neutrones.
El número atómico está representado por la letra Z y significa el número de protones presentes en el núcleo. Este número es característico de cada elemento y si llegase a cambiar, cambia el elemento mismo. Los elementos estables van desde un Z=1 para el caso del Hidrógeno a Z= 92 en el caso del Uranio.

El número másico (A) representa a los protones y neutrones del núcleo. Ambos pesan exactamente igual y por lo tanto manifiestan casi la totalidad del peso de un átomo. El peso de un electrón es alrededor de 1860 veces menos que un protón o un neutrón y por eso mismo se puede despreciar el peso de los electrones.

Átomo = ∑ protones +  neutrones.

Algunas ecuaciones útiles son:
Z = p+
A = Z + N (siendo N el número de neutrones en el núcleo)
N = A - Z
Z = A- N

Para un átomo neutro existe igualdad entre el número de protones del núcleo y los electrones de la órbita.
Si tenemos un catión (ión positivo, X+), significa que ha perdido algunos electrones. Si tenemos un anión (ión negativo, X-), significa que ha ganado algunos electrones. Así:
a) el número de electrones será Z + el valor del anión (e = Z+ valor catión)
b) el número de electrones será Z - el valor del catión (e = Z - valor anión)

Teoría de Dalton
En 1808, John Dalton retoma las antiguas ideas de Leucipo y de Demócrito y publica su teoría atómica; en dicha teoría sugiere:
-Postulados:
  1. -Los elementos están formados por partículas discretas, diminutas, e indivisibles llamadas átomos, que permanecen inalterables en cualquier proceso químico.
  2. -Los átomos de un mismo elemento son todos iguales entre sí en masa, tamaño y en cualquier otra propiedad física o química.
  3. -En las reacciones químicas, los átomos ni se crean ni se destruyen, solo cambian su distribución.
  4. -Los compuestos químicos están formados por "atómos de compuesto" (moléculas), todos iguales entre sí; es decir, cuando dos o más átomos de diferentes elementos se combinan para formar un mismo compuesto lo hacen siempre en proporciones de masa definidas y constantes.
-De la teoría atómica de Dalton destacamos las siguientes definiciones:
  • Un Átomo es la partícula más pequeña de un elemento que conserva sus propiedades.
  • Un Elemento es una sustancia que está formada por átomos iguales.
  • Un Compuesto es una sustancia fija que está formada por átomos distintos combinados en proporciones fijas.
·  MODELO ATÓMICO DE J. J. THOMSON, publicada entre los años  1.898 y 1.904
Joseph Thomson (1.856-1.940) partiendo de las informaciones que se tenían hasta ese momento presentó algunas hipótesis en 1898 y 1.904, intentando justificar dos hechos:
    1. La materia es eléctricamente neutra, lo que hace pensar que, además de electrones, debe de haber partículas con cargas positivas.
    2. Los electrones pueden extraerse de los átomos, pero no así las cargas positivas.
Propuso entonces un modelo para el átomo en el que la mayoría de la masa aparecía asociada con la carga positiva (dada la poca masa del electrón en comparación con la de los átomos) y suponiendo que había un cierto número de electrones distribuidos uniformemente dentro de esa masa de carga positiva (como una especie de pastel o calabaza en la que los electrones estuviesen incrustados como si fueran trocitos de fruta o pepitas).
Fue un primer modelo realmente atómico, referido a la constitución de los átomos, pero muy limitado y pronto fue sustituido por otros.
Thomson, sir Joseph John (1856-1940). Físico británico. Según el modelo de Thomson el átomo consistía en una esfera uniforme de materia cargada positivamente en la que se hallaban incrustados los electrones de un modo parecido a como lo están las semillas en una sandía. Este sencillo modelo explicaba el hecho de que la materia fuese eléctricamente neutra, pues en los átomos de Thomson la carga positiva era neutralizada por la negativa. Además los electrones podrían ser arrancados de la esfera si la energía en juego era suficientemente importante como sucedía en los tubos de descarga.
J. J. Thomson demostró en 1897 que estos rayos se desviaban también en un campo eléctrico y eran atraídos por el polo positivo, lo que probaba que eran cargas eléctricas negativas. Calculó también la relación entre la carga y la masa de estas partículas.
Para este cálculo realizó un experimento: hizo pasar un haz de rayos catódicos por un campo eléctrico y uno magnético.
Cada uno de estos campos, actuando aisladamente, desviaba el haz de rayos en sentidos opuestos. Si se dejaba fijo el campo eléctrico, el campo magnético podía variarse hasta conseguir que el haz de rayos siguiera la trayectoria horizontal original; en este momento las fuerzas eléctricas y magnética eran iguales y, por ser de sentido contrario se anulaban.
El segundo paso consistía en eliminar el campo magnético y medir la desviación sufrida por el haz debido al campo eléctrico. Resulta que los rayos catódicos tienen una relación carga a masa más de 1.000 veces superior a la de cualquier ion.
Esta constatación llevó a Thomson a suponer que las partículas que forman los rayos catódicos no eran átomos cargados sino fragmentos de átomos, es decir, partículas subatómicas a las que llamó electrones.
  Las placas se colocan dentro de un tubo de vidrio cerrado, al que se le extrae el aire, y se introduce un gas a presión reducida.
·  MODELO ATÓMICO DE RUTHERFORD, publicada en el 1911
Ernst Rutherford (1.871-1.937) identifico en 1.898 dos tipos de las radiaciones emitidas por el urania a las que llamo a las que llamó alfa (a)  y beta (b) .  Poco después Paul Villard identifico un tercer tipo de radiaciones a las que llamo gamma (n).
Rutherford discípulo de Thomson y sucesos de su cátedra, junto con sus discípulos Hans Geiger (1.882-1.945) y Gregory Marsden (1.890-1956), centraron sus investigaciones en las características de las radiactividad, diseñando su famosa experiencia de bombardear láminas delgadas de distintas sustancias, utilizando como proyectiles las partículas alfa (a) .
Sir Ernest Rutherford (1871-1937), famoso hombre de ciencia inglés que obtuvo el premio Nobel de química en 1919, realizó en 1911 una experiencia que supuso en paso adelante muy importante en el conocimiento del átomo.
La experiencia de Rutherford consistió en bombardear con partículas alfa una finísima lámina de oro. Las partículas alfa atravesaban la lámina de oro y eran recogidas sobre una pantalla de sulfuro de cinc.
La importancia del experimento estuvo en que mientras la mayoría de partículas atravesaban la lámina sin desviarse o siendo desviadas solamente en pequeños ángulos, unas cuantas partículas eran dispersadas a ángulos grandes hasta 180º.
El hecho de que sólo unas pocas radiaciones sufriesen desviaciones hizo suponer que las cargas positivas que las desviaban estaban concentradas dentro de los átomos ocupando un espacio muy pequeño en comparación a todo el tamaño atómico; esta parte del átomo con electricidad positiva fue llamado núcleo.
Rutherford poseía información sobre el tamaño, masa y carga del núcleo, pero no tenía información alguna acerca de la distribución o posición de los electrones.
En el modelo de Rutherford, los electrones se movían alrededor del núcleo como los planetas alrededor del sol. Los electrones no caían en el núcleo, ya que la fuerza de atracción electrostática era contrarrestada por la tendencia del electrón a continuar moviéndose en línea recta. Este modelo fue satisfactorio hasta que se observó que estaba en contradicción con una información ya conocida en aquel momento: de acuerdo con las leyes del electromagnetismo, un electrón o todo objeto eléctricamente cargado que es acelerado o cuya dirección lineal es modificada, emite o absorbe radiación electromagnética.
El electrón del átomo de Rutherford modificaba su dirección lineal continuamente, ya que seguía una trayectoria circular. Por lo tanto, debería emitir radiación electromagnética y esta radiación causaría la disminución de la energía del electrón, que en consecuencia debería describir una trayectoria en espiral hasta caer en el núcleo.
El modelo de Rutherford fue sustituido por el de Bohr unos años más tarde.
Con las informaciones que disponía y de las obtenidas de su experiencia, Lord Rutherford propuso en el 1911 este modelo de átomo:
  1. El átomo está constituido por una zona central, a la que se le llama núcleo, en la que se encuentra concentrada toda la carga positiva y casi toda la masa del núcleo.
  2. Hay otra zona exterior del átomo, la corteza, en la que se encuentra toda la carga negativa y cuya masa es muy pequeña en comparación con la del átomo.
  3. La corteza esta formada por los electrones que tenga el átomo.
  4. Los electrones se están moviendo a gran velocidad en torno al núcleo.
  5. El tamaño del núcleo es muy pequeño en comparación con el del átomo (unas 100.000 veces menor)
·  Modelo atómico de Bohr para el átomo de hidrógeno, propuesto en 1913
A pesar de constituir un gran avance y de predecir hechos reales, el modelo nuclear de Rutherford presentaba dos graves inconvenientes:
  1. Contradecía las leyes electromagnéticas de Maxwell, según las cuales, una partícula cargada, cuando posee aceleración, emite energía electromagnética.
  2. Según el enunciado anterior los espectros atómicos debería ser continuos, ocurriendo que éstos son discontinuos, formados por líneas de una frecuencia determinada.
El físico danés Meils Bohr (1.885-1.962), premio Nobel de Física en 1.922 presento en 1.913 el primer modelo de un átomo basado en la Cuantización de la energía. Supero las dificultades del modelo de Rutherford suponiendo simplemente que la Física clásica no se podía aplicar al universo atómico. No hay ninguna razón, decidió Bohr, para esperar que los electrones en los átomos radien energía mientras no se les proporcione ninguna energía adicional. Igualmente los espectros atómicos de absorción y emisión de líneas eran indicativos de que los átomos, y más concretamente los electrones, eran capaces de absorber o emitir cuantos de energía en determinadas condiciones
La teoría de los cuantos de Planck la aporto a Bohr dos ideas:
  1. Las oscilaciones eléctricas del átomo solo pueden poseer cantidades discretas de energía (están cuantizados)
  2. Sólo se emite radiación cuando el oscilador pasa de un estado cuantizado a otro de mayor energía.
Bohr aplicó estas ideas al átomo de hidrógeno y enuncio los tres postulados siguientes:
  1. En el átomo de hidrógeno el movimiento del electrón alrededor del núcleo está restringido a un número discreto de orbitas circulares (primer postulado).
  2. El momento angular del electrón en una órbita está cuantizado; es un número entero de h/2pi, siendo h la constante de Planck (segundo postulado).
  3. El electrón no radia energía mientras permanece en una de las órbitas permitidas, teniendo en cada órbita una energía característica constante. Cuando el electrón cae de un estado de energía superior a otro de energía inferior, se emite una cantidad de energía definida en forma de un fotón de radiación (tercer postulado).
Niels Bohr (1885-1962) fue un físico danés que aplicó por primera vez la hipótesis cuántica a la estructura atómica, a la vez que buscó una explicación a los espectros discontinuos de la luz emitida por los elementos gaseosos. Todo ello llevó a formular un nuevo modelo de la estructura electrónica de los átomos que superaba las dificultades del átomo de Rutherford.
Este modelo implicaba los siguientes postulados:
1.- El electrón tenía ciertos estados definidos estacionarios de movimiento (niveles de energía) que le eran permitidos; cada uno de estos estados estacionarios tenía una energía fija y definida.
2.- Cuando un electrón estaba en uno de estos estados no irradiaba pero cuando cambiaba de estado absorbía o desprendía energía.
3.- En cualquiera de estos estados, el electrón se movía siguiendo una órbita circular alrededor del núcleo.
Vemos pues que Bohr aplicaba la hipótesis cuántica por Planck en 1900.
La teoría ondulatoria electromagnética de la luz era satisfactoria en cuanto explicaba algunos fenómenos ópticos tales como la difracción o la dispersión, pero no explicaba otros fenómenos tales como la irradicación de un cuerpo sólido caliente. Planck resolvió el problema suponiendo que un sistema mecánico no podía tener cualquier valor de la energía, sino solamente ciertos valores.
Así, en un cuerpo sólido caliente que irradia energía, Planck consideró que una onda electromagnética de frecuencia era emitida por un grupo de átomos que circulaba con la misma frecuencia.
Aplicando esta hipótesis a la estructura electrónica de los átomos se resolvía la dificultad que presentaba el átomo de Rutherford. El electrón, al girar alrededor del núcleo, no iba perdiendo la energía, sino que se situaba en unos estados estacionarios de movimiento que tenían una energía fija. Un electrón sólo perdía o ganaba energía cuando saltaba de un estado (nivel) a otro.
Por otro lado, el modelo de Bohr suponía una explicación de los espectros discontinuos de los gases, en particular del más sencillo de todos, el hidrógeno. Una raya de un espectro correspondía a una radiación de una determinada frecuencia.
¿Por qué un elemento emite solamente cierta frecuencia? Veamos la respuesta:
En condiciones normales los electrones de un átomo o ion se sitúan en los niveles de más baja energía. Cuando un átomo recibe suficiente energía, es posible que un electrón salte a un nivel superior a aquel en que se halla. Este proceso se llama excitación. Un electrón excitado se halla en un estado inestable y desciende a un nivel inferior, emitiendo una radiación cuya energía será igual a la diferencia de la que tienen los dos niveles.
La energía del electrón en el átomo es negativa porque es menor que la energía del electrón libre.
Al aplicar la formula de Bohr a otros átomos se obtuvieron resultados satisfactorios, al coincidir el pronóstico con el resultado experimental de los espectros de estos átomos.
El modelo de Thomson presentaba un átomo estático y macizo. Las cargas positivas y negativas estaban en reposo neutralizándose mutuamente. Los electrones estaban incrustados en una masa positiva como las pasas en un pastel de frutas. El átomo de Rutherford era dinámico y hueco, pero de acuerdo con las leyes de la física clásica inestable. El modelo de Bohr era análogo al de Rutherford, pero conseguía salvar la inestabilidad recurriendo a la noción de cuantificación y junto con ella a la idea de que la física de los átomos debía ser diferente de la física clásica.
PROPIEDADES DEL ÁTOMO DE BOHR.
Atendiendo a las características estructurales del átomo las propiedades de este varían. Así por ejemplo los átomos de que tienen el mismo número de electrones de valencia que poseen distintos números atómicos poseen características similares.
Los átomos están formados por un núcleo que posee una serie de partículas subatómicas. Alrededor del núcleo se hallan en diferentes órbitas los electrones.
Las partículas subatómicas de las que se compone el núcleo son los protones y los neutrones. Los átomos son eléctricamente neutros. Luego, si contienen electrones, cargados negativamente, deben contener también otras partículas con carga positiva que corresponden a la carga de aquellos. Estas partículas estables con signo positivo se las llamó protón. Su masa es igual a 1,6710-27 kg.
Con estas dos partículas, se intentó construir todos los átomos conocidos, pero no pudo ser así porque faltaba unas de las partículas elementales del núcleo que fue descubierto por J. Chadwick en 1932 y que se llamó neutrón. Esta partícula era de carga nula y su masa es ligerísimamente superior a la del protón (1,6748210-27kg.).
Situados en órbitas alrededor del núcleo se hallan los electrones, partículas estables de carga eléctrica negativa y con una masa igual a 9,1110-31kg. El modelo de Bohr explica el espectro del átomo de hidrógeno, pero no los de átomos mayores.
Sin negar el considerable avance que suposo la teoría atómica de Bohr, ésta solo podía aplicarse a átomos muy sencillos, y aunque dedujo el valor de algunas constantes, que prácticamente coincidían con los valores experimentales sencillos, el modelo no fue capaz de explicar los numerosos saltos electrónicos, responsables de las líneas que aparecen en los espectros de los átomos que poseen más de un electrón. Al modelo de Bohr se le fueron introduciendo mejoras, pero la idea de un átomo compuesto por orbitas alrededor de un núcleo central  puede considerarse demasiado sencilla, no fue posible interpretar satisfactoriamente el espectro de otros átomos con más de uh electrón (átomos polielectrónicos) ni mucho menos la capacidad de los átomos para formar enlaces químicos.


TEORÍAS ATÓMICAS (SUBRAYA LA RESPUESTA CORRECTA DESPUES DE LA LECTURA DEL MATERIAL ANTERIOR)
1. ¿Qué explica el modelo atómico de Dalton?
a)  La materia está constituida por átomos
b) Los átomos tienen un núcleo muy pequeño donde se concentra casi toda la masa
c)  Los fenómenos eléctricos
d) Ninguna de las otras respuestas
2. ¿Qué explica el modelo atómico de Thomson?
a)  La materia no está constituida por átomos.
b) Los átomos tienen un núcleo muy pequeño donde se concentra casi toda la masa.
c)  Los fenómenos eléctricos.
d) Ninguna de las otras respuestas.
3. Señala las afirmaciones correctas.
a)  Rutherford descubrió que el átomo era prácticamente hueco.
b) Rutherford descubrió que casi toda la masa del átomo se encontraba alrededor de un núcleo muy pequeño y hueco.
c)  Rutherford descubrió la existencia de neutrones.
d) Rutherford descubrió la existencia de electrones.
4. Señala las afirmaciones correctas.
a)  En valor absoluto, la carga de un electrón y de un protón son iguales.
b) La carga de un protón y de un neutrón son iguales en valor absoluto.
c)  El protón tiene carga negativa.
d) La masa de un neutrón y de un protón son muy diferentes.
e)  La masa de un electrón es muy superior a la de un neutrón.
5. ¿Dónde se encuentra cada partícula subatómica?
a)  El electrón se encuentra en el núcleo.
b) El neutrón se encuentra en la corteza.
c)  El neutrón se encuentra en el núcleo.
d) El protón se encuentra en la corteza
6. Distribución de la carga eléctrica en el átomo.
a)  La carga eléctrica del núcleo es positiva.
b) La carga eléctrica del núcleo es negativa.
c)  La carga eléctrica de la corteza es positiva.
d) La carga eléctrica de la corteza es neutra.

DEFINICIONES
Número atómico es el número de protones que contiene el núcleo, coincide con el número de electrones sólo si el átomo es neutro.
Los elementos se caracterizan por su número atómico; es decir, por el número de protones del núcleo. Átomos con diferente número de protones pertenecen a elementos diferentes.
Número másico es el número de nucleones del núcleo atómico; es decir, la suma total de neutrones y protones del núcleo.
Átomos de un mismo elemento que tienen diferente número de neutrones se denominan isótopos de dicho elemento.
 Los isótopos de un elemento siempre tienen el mismo número de protones.
Se llama masa atómica de un elemento a la masa de uno de sus átomos medida en unidades de masa atómica.
La unidad de masa atómica se ha tomado como la doceava parte de la masa de carbono-12
Iones son átomos que ha perdido o ganado electrones quedando cargados eléctricamente.
Los iones que han perdido electrones serán iones positivos, también llamados cationes.
Los iones que han  ganado electrones serán iones negativos, también llamado aniones.
Lo átomos del mismo elemento siempre tendrán el mismo número atómico pero puede variar su número másico.
Átomos del mismo elemento que tienen diferente número de electrones se denominan iones.
Átomos del mismo elemento que tienen diferente número de neutrones se denominan isótopos.
La masa atómica de un elemento es el promedio de las masas de los isótopos según su
Abundancia en la naturaleza.
Lo átomos del mismo elemento siempre tendrán el mismo número atómico pero puede
variar su número másico.
Átomos del mismo elemento que tienen diferente número de electrones se denominan
iones.
Átomos del mismo elemento que tienen diferente número de neutrones se denominan
isótopos.
La masa atómica de un elemento es el promedio de las masas de los isótopos según su abundancia en la naturaleza.


COMPLETA LOS ESPACIOS EN BLANCO CON LA RESPUESTA CORRECTA.
Átomos:
(1) _____________  es el número de (2) _____________  que contiene el núcleo,
coincide con el número de (3) ______________  sólo si el átomo es neutro.
Los (4) _____________  se caracterizan por su número atómico; es decir, por el número
de (5) _____________  del núcleo. Átomos con diferente número de protones
pertenecen a elementos (6) _____________  .
(7) _____________  es el número de nucleones del núcleo atómico; es decir, la suma
total de (8) _____________  y (9) _____________  del núcleo.
Átomos de un mismo elemento que tienen diferente número de (10) ______________  se
denominan isótopos de dicho elemento. Los isótopos de un elemento siempre tienen el
mismo número de (11) _____________  .

Átomos:
Se llama masa atómica de un elemento a la masa de uno de sus
(1) _______________________  medida en (2) _______________________  .
La unidad de masa atómica se ha tomado como la (3) ________________________
parte de la masa de carbono-12
Iones son átomos que ha perdido o ganado (4) _______________________  quedando
cargados eléctricamente.
Los iones que han perdido electrones serán iones (5) _______________________  ,
también llamados (6) _______________________  .
Los iones que han ganado electrones serán iones (7) ________________________  ,
también llamados (8) _______________________  .

ÁTOMOS:
Lo átomos del mismo elemento siempre tendrán el mismo (1) ______________  pero
puede variar su (2) _____________  .
Átomos del mismo elemento que tienen diferente número de electrones se denominan
(3) _____________  .
Átomos del mismo elemento que tienen diferente número de neutrones se denominan
(4) _____________  .
La masa atómica de un (5) _____________  es el promedio de las masas de los
(6)        según su abundancia en la naturaleza















EJERCICIOS DE COMPRENSIÓN DE LAS DEFINICIONES
1. Tenemos dos isótopos de un mismo elemento. El primero tiene de número másico 35
y el segundo de número másico 37. El primero es neutro. El segundo es un anión con
carga -1 que tiene 18 electrones. Rellena el número de partículas de cada isótopo:
a. Isótopo primero: (1) ____  protones, (2) ____  electrones, (3) ____  neutrones.
b. Isótopo segundo: (4) _____  protones, (5) ____  electrones, (6) ____  neutrones.
2. Si el número atómico es 17:
a. El átomo tendrá (7) ____  electrones si el átomo es neutro.
b. El átomo tendrá (8) ____  electrones si el átomo tiene de carga +2.
c. El átomo tendrá (9) ____  electrones si el átomo tiene de carga -2.
3. Rellena lo que falta:
a. Si un átomo tiene de carga +3 y contiene 25 electrones, su número atómico es
(10) ____  .
b. Si un átomo tiene de carga -2 y contiene 15 electrones, su número atómico es
(11) ____  .
c. Si un átomo es neutro y contiene 35 electrones, su número atómico es
(12) ____  .




PROTONES, NEUTRONES Y ELECTRONES DE ÁTOMOS E IONES (EJERCICIO)
1. El hierro tiene de número atómico 26 y de número másico 55. Las partículas del
átomo neutro son:
a. Número de protones (1) ____  .
b. Número de electrones (2) ____  .
c. Número de neutrones (3) ____  .
2. El plomo (Pb) tiene de número atómico (Z) 82 y de número másico (A) 207. Las
partículas del átomo neutro son:
a. Número de protones (4) ____  .
b. Número de electrones (5) ____  .
c. Número de neutrones (6) ____  .
3. El Cs (cesio) tiene Z=55 y A=132. Las partículas del átomo neutro son:
a. Número de protones (7) ____  .
b. Número de electrones (8) ____  .
c. Número de neutrones (9) ____  .




PROTONES, NEUTRONES Y ELECTRONES DE ÁTOMOS E IONES (EJERCICIO)
1. Tenemos el elemento 195Pt . Rellena los huecos:
a. Z = (1) ____
b. A = (2) ____
c. Número de protones: (3) ____
d. Número de electrones: (4) ____
e. Número de neutrones: (5) ____
2. Tenemos el elemento 137Ba. Rellena los huecos:
a. Z = (6) ____
b. A = (7) ____
c. Número de protones: (8) ____
d. Número de electrones: (9) ____
e. Número de neutrones:







PROTONES, NEUTRONES Y ELECTRONES DE ÁTOMOS E IONES (EJERCICIO)
1. Tenemos el siguiente ion 12563I1- . Rellena los huecos:
a. Z = (1) ____
b. A = (2) ____
c. Número de protones: (3) ____
d. Número de electrones: (4) ____
e. Número de neutrones: (5) ____
2. Tenemos el siguiente ion 13 51P3- . Rellena los huecos:
a. Z = (6) ____
b. A = (7) ____
c. Número de protones: (8) ____
d. Número de electrones: (9) ____
e. Número de neutrones: (10) ____
3. Tenemos el siguiente ion 19779Au3+ . Rellena los huecos:
a. Z = (11) ____
b. A = (12) ____
c. Número de protones: (13) ____
d. Número de electrones: (14) ____
e. Número de neutrones:
      ______________
COMPLETA LOS ESPACIOS EN BLANCO CON LA RESPUESTA CORRECTA.
Átomos: Definiciones (ejercicio 1)
(1) _____________  es el número de (2) _____________  que contiene el núcleo,
coincide con el número de (3) ______________  sólo si el átomo es neutro.
Los (4) _____________  se caracterizan por su número atómico; es decir, por el número
de (5) _____________  del núcleo. Átomos con diferente número de protones
pertenecen a elementos (6) _____________  .
(7) _____________  es el número de nucleones del núcleo atómico; es decir, la suma total de (8)     y (9)    del núcleo.
Átomos de un mismo elemento que tienen diferente número de (10) ______________  se
denominan isótopos de dicho elemento. Los isótopos de un elemento siempre tienen el
mismo número de (11) _____________  .

Átomos: Definiciones (ejercicio 2)
Se llama masa atómica de un elemento a la masa de uno de sus
(1) _______________________  medida en (2) _______________________  .
La unidad de masa atómica se ha tomado como la (3) ________________________
parte de la masa de carbono-12
Iones son átomos que ha perdido o ganado (4) _______________________  quedando
cargados eléctricamente.
Los iones que han perdido electrones serán iones (5) _______________________  ,
también llamados (6) _______________________  .
Los iones que han ganado electrones serán iones (7) ________________________  ,
también llamados (8) _______________________  .

ÁTOMOS: DEFINICIONES (EJERCICIO 3)
Lo átomos del mismo elemento siempre tendrán el mismo (1) ______________  pero
puede variar su (2) _____________  .
Átomos del mismo elemento que tienen diferente número de electrones se denominan
(3) _____________  .
Átomos del mismo elemento que tienen diferente número de neutrones se denominan
(4) _____________  .
La masa atómica de un (5) _____________  es el promedio de las masas de los
(6) _____________  según su abundancia en la naturaleza.

TRASLADA LA RESPUESTA CORRECTA AL PARENTESIS DE LA DERECHA

A
Que no se puede dividir
(   )
ISÓTOPO
B

Despedir un cuerpo de rayos de una energía, como luz, calor, etc.
(   )
SUBATÓMICA
C

Parte de la física que engloba el estudio de los fenómenos eléctricos y magnéticos.
(   )
IRRADIACIÓN
D
Que no posee carga eléctrica.
(   )
ANÁLOGO
E
Relación de semejanza entre dos cosas distintas.
(   )
DIFRACCIÓN
F
Magnitudes físicas que sólo pueden tomar ciertos valores discretos.
(   )
CUÁNTICO
G

Parte del electromagnetismo que estudia los campos eléctricos producidos por cargas en reposo, tanto en el vacío como en la materia. Su ley fundamental es la de Columb.
(   )
INDIVISIBLE
H

Dícese de las partículas que constituyen el átomo y de todas las partículas elementales así como de sus fenómenos característicos.
(   )
ELECTROS
TÁTICA
I

Ascender lógicamente el entendimiento desde el conocimiento de los casos o hechos particulares a la ley o principio general.
(   )
ELECTRO
MAGNETISMO
J

Resultado de la separación de los componentes de distinta longitud de onda de la luz o de otra radiación electromagnética.
(   )
ESPECTROS
K
Comprobar un hecho, establecer su veracidad o dar constancia de él.
(   )
INDUCIR
L

Cuerpo que ocupa el mismo lugar que otro en el sistema periódico, por tener las mismas propiedades químicas. Los núcleos tienen igual número atómico, pero distinta masa.
(   )
NEUTRO
M
Fenómeno característico de las propiedades ondulatorias de la materia, por el cual un obstáculo que se opone a la propagación libre de las ondas se presenta como fuente secundaria que emite ondas derivadas en todas direcciones.
(   )
CONSTATACIÓN
VOCABULARIO.
Indivisible: Que no se puede dividir.
Subatómica: Dícese de las partículas que constituyen el átomo y de todas las partículas elementales así como de sus fenómenos característicos.
Electrostática: Parte del electromagnetismo que estudia los campos eléctricos producidos por cargas en reposo, tanto en el vacío como en la materia. Su ley fundamental es la de Columb.
Electromagnetismo: Parte de la física que engloba el estudio de los fenómenos eléctricos y magnéticos.
Cuántico: Magnitudes físicas que sólo pueden tomar ciertos valores discretos.
Espectros: Resultado de la separación de los componentes de distinta longitud de onda de la luz o de otra radiación electromagnética.
Irradiación: Despedir un cuerpo de rayos de una energía, como luz, calor, etc.
Análogo: Relación de semejanza entre dos cosas distintas.
Inducir: Ascender lógicamente el entendimiento desde el conocimiento de los casos o hechos particulares a la ley o principio general.
Neutro: Que no posee carga eléctrica.
Constatación: Comprobar un hecho, establecer su veracidad o dar constancia de él.
Isótopo: Cuerpo que ocupa el mismo lugar que otro en el sistema periódico, por tener las mismas propiedades químicas. Los núcleos tienen igual número atómico, pero distinta masa.
Difracción: Fenómeno característico de las propiedades ondulatorias de la materia, por el cual un obstáculo que se opone a la propagación libre de las ondas se presenta como fuente secundaria que emite ondas derivadas en todas direcciones.