Chapter 4 Notes

1

CHAPTER 4Atomic Structure

4.1  Atoms• Democritus first suggested the 

idea of atoms• Indivisible & Indestructible• 460 B.C. – 370 B.C.

Dalton’s Atomic Theory

1.  All elements are composed of submicroscopic indivisible particles called atoms

2.  Atoms of the same element are identical.  The atoms of any one element are different from those of any other element.

• Every sodium atom in the universe is the same…

• Every magnesium atom in the universe is thesame…

3.  Atoms of different elements can physically mix together or can chemically combine with one another in simple whole­number ratios to form compounds.

Chapter 4 Notes

2

4.  Chemical reactions occur when atoms are separated, joined, or rearranged.  However, atoms of one element are never changed into atoms of another element as a result of a chemical reaction.

• Protons

• Electrons

• Neutrons

Parts of an atom

Do not have unique properties!

Atom• The smallest particle of an element that 

retains the properties of that element.• Have a size ranging from:(5 x 10­11m) – (2 x 10­10m)

• The protons, electrons, and neutrons in one atom are the same as in any other atom.

• The number of protons, electrons, and neutrons is what makes each atom unique.

Scanning Tunneling MicroscopeVisualizes 

individual atoms and makes it possible to see them as a 3D image on a monitor.

Atoms of Copper and Iron

Chapter 4 Notes

3

4.2  The Structure of the Nuclear AtomAtoms can be broken down into more fundamental particles.  

In Chemistry we will learn about protons, electrons, and neutrons.

Electrons• Negatively charged subatomic particle• 1/1840 the mass of 1 proton• Millikan: discovered that an electron 

carries one unit of negative charge

Electrons• Discovered by Thomson using the Cathode 

ray tube experiment

Electrons being repelled by magnet... Protons• Positively charged subatomic 

particles• Carries a one positive charge

Chapter 4 Notes

4

Neutrons• Subatomic particle with no charge• Discovered by Chadwick• Mass equals that of a proton

The Atomic Nucleus• The central core of an atom, composed of protons and neutrons

• Responsible for almost all the mass of an atom

ProtonsNeutrons

• The nucleus has a positive charge, and it occupies a very small part of the volume of an atom.

Nucleus & Energy Levels

ProtonNeutron

Nucleus• 99.99% of the mass of an atom• Contains Protons and Neutrons• Overall positive charge• Very little volume of the atom• Proton Number defines the atom

Energy Level• Contains only electrons• 0% of the mass of an atom• Overall negative charge• Most of the volume of an atom• Determines the properties of an atom

Chapter 4 Notes

5

• The negatively charged electrons in an atom occupy most of the volume of the atom.

 The Rutherford atomic model is known as the nuclear atom.

• The protons are located in the nucleus• The electrons are around the nucleus• The electrons occupy most of the    volume of the atom

 Electrons: determine the properties of every atoms.

Protons: define what each atoms is.

4.3  Atomic Number

• How are atoms of one element different from those of another element?

• Differences among elements result from differences in the numbers of protons in their atoms.

Atomic Number• The number of protons in the nucleus of the atom 

of that element.

• Example:  The atomic number of Oxygen is   8

Chapter 4 Notes

6

• Remember that atoms are electrically neutral.  Thus the number of protons in the nucleus of an atom must equal the number of electrons around its nucleus.

• The periodic table gives the atomic number of each element.

Nucleons: protons & neutrons because they are in the nucleus.s, p, d, f: sub­shells where electrons are found

  Mass Number

• Mass number is the total number of  protons and neutrons in the  nucleus of an atom.

• You can determine the composition of an atom of any element from its atomic number and its mass number.

Example:• Beryllium: atomic number  4                          mass number  9# p =  4     # e =  4     # n =  5

Aluminum ­ Al  Palladium ­ Pd Atomic Number =  Atomic Number = 

Mass Number =  Mass Number = 

Proton Number =  Proton Number = 

Electron Number =  Electron Number= 

Neutron Number=  Neutron Number =

Mass of Electrons = Mass of Electrons = 

Chapter 4 Notes

7

Shorthand Notation• The atomic number is written as a subscript.  The mass number is written as a superscript.

• Example:    Be Al

Al

9

4

27

13

  What can change in an atom?

• Protons: can never change• Electrons: if the number changes, then an ion forms.

• Neutrons: if the number changes, then an isotope forms.

If the proton number changes….

• Then the entire atom changes.• If oxygen gains a proton, it becomes fluorine.

• If oxygen loses a proton, it becomes nitrogen.

  If the neutron number changes….

• Then a different version of the same atom forms.

• Oxygen­16 has 8 neutrons.• Oxygen­17 has 9 neutrons.• Oxygen­18 has 10 neutrons

  Isotopes of Elements• The nuclei of the atoms of a given element must all contain the same number of protons, but the number of neutrons may vary.

Isotopes vs. AllotropesIsotopes: atoms of the same element with different numbers of neutronsAllotropes: different forms of an element, usually when the same atoms are joined as compound.

Carbon exhibits both…• Isotopes: Carbon­12, Carbon­13, Carbon­14• Allotropes: graphite, diamond, and fullerenes

The way atoms are arranged

Chapter 4 Notes

8

Isotopes• Atoms that have the same number of protons but different numbers of neutrons

• Because isotopes of an element have different numbers of neutrons, they also have different mass numbers.

• Isotopes are chemically alike because they have identical numbers of protons and electrons.

Hydrogen• Hydrogen has three known isotopes:

• Hydrogen­1  (one proton, no neutrons)• Protium• Hydrogen­2  (one proton, one neutron)• Deuterium• Hydrogen­3 (one proton, two neutrons)• Tritium

  Atomic Mass• The masses of atoms are too small to work with so we use Carbon as the comparative atom.

• An Atomic Mass Unit (amu) is defined as one­twelfth the mass of a carbon­12 atom.

• Proton=1­amu, Neutron=1­amu, electrons=0­amu

Atomic Mass• The atomic mass of an element is a 

weighted average mass of the atoms  in a naturally occurring sample of the element.

Atomic Mass vs. Mass Number

• There is a difference!!• Average Atomic Mass is the mass on 

the periodic Table• Mass Number is the actual mass of a 

given atom.

Chapter 4 Notes

9

• The weighted average mass reflects both the mass and the relative abundance of the isotopes as they occur in nature.Chlorine­35 Chlorine­36(54%) (46%)

Isotopes

Relative Abundance

  Calculating the Atomic Mass of an Element

You must know:• The number of stable isotopes of that element• The mass of each isotope• The natural percent abundance of each isotope

Average Atomic Mass of Carbon

• Carbon­12: 12 x 0.917 = 11.004• Carbon­13: 13 x 0.069 = 0.897• Carbon­14: 14 x 0.014 = 0.196

• Add together products together 

• 12.097 (Avg. atomic mass)

Determining Average Atomic Mass of a "New" element

Isotope  Percentage  Show Work Fontainium ­ 41  87.3 % 

Fontainium ­ 43  9.8 % 

Fontainium ­ 44  2.9 % 

Average Atomic Mass 

Write the following in shorthand notation...

Oxygen ­ 15

Oxygen ­ 16

Oxygen ­ 17

Isotope   or  Common

Isotope   or  Common

Isotope   or  Common

States of AtomsGround State: electrons are at their lowest possible energy level

Excited State: electrons have absorbed energy and jumped to a higher energy level

Chapter 4 Notes

10

Nucleus 

Energy Levels of an Atom   If an atom gains electrons, then….

• Then a negatively charged version of the same atom forms.

• If oxygen gains 2 electrons, it has 10 electrons and 8 protons.

• It now has a “2­” charge

  If an atom loses electrons, then….

• Then a positively charged version of the same atom forms.

• If calcium lost 2 electrons, it has 18 electrons and 20 protons.

• It now has a “2+” charge.

  Examples of IonsSulfur Magnesium Lithium Chlorine

Neutral Version

P=16 P=12 P=3 P=17

E=16 E=12 E=3 E=17

Gain or Loss

Gain 2 electrons

Lose 2 electrons

Lose 1 electron

Gain 1 electron

New electron number E=18 E=10 E=2 E=18

Charge S2­ Mg 2+ Li + Cl ­

  Cation vs. Anion• Cation: Positive Ion

More protons than electrons  I am “Positive” I love my Cat.• Anion: Negative Ion

More electrons than protons

Chapter 4 Notes

11

AtomicNumber Protons Electrons Neutrons Mass

Number

Al 3+

Hydrogen – 1

Hydrogen – 3

H +

Oxygen – 16

Oxygen – 14

O 2­

AtomicNumber Protons Electrons Neutrons Mass

Number

Al 3+ 13 13 10 14 27

Hydrogen – 1 1 1 1 0 1

Hydrogen – 3 1 1 1 2 3

H + 1 1 0 0 1

Oxygen – 16 8 8 8 8 16

Oxygen – 14 8 8 8 6 14

O 2­ 8 8 10 8 16

Element Atomic # ProtonsNumber

ElectronNumber

NeutronNumber

MassNumber

Ion,  Isotope, or Neutral

Fluorine 9 9 9 10 19

Chromium 24 24 24 32 56

Calcium 20 20 18 20 40

Iodine 53 53 54 74 127

Polonium 84 84 84 131 215

Neutral = Periodic Table VersionElement Atomic

#ProtonsNumber

ElectronNumber

NeutronNumber

MassNumber

Ion,  Isotope, or Neutral

Fluorine 9 9 9 10 19 Neutral &Common

Chromium 24 24 24 32 56 Isotope

Calcium 20 20 18 20 40 Cation

Iodine 53 53 54 74 127 Anion

Polonium 84 84 84 131 215 Isotope

The Periodic Table: A Preview

• The Periodic Table allows you to compare properties of one elementto another element

• Period• Group