1. Equipo:5
Grupo:137-A
Integrantes:
Luis Gerardo Acevedo
Velázquez
Luis Fernando Rodríguez
García
Edgar Rubio Barajas
Juan Manuel Ortiz Herrera

2. Historia: modelos atómicos
Desde la Antigüedad, el ser humano se ha cuestionado de qué estaba hecha la materia.
Unos 400 años antes de Cristo, el filósofo griego Demócrito consideró que la materia estaba
constituida por pequeñísimas partículas que no podían ser divididas en otras más pequeñas. Por
ello, llamó a estas partículas átomos, que en griego quiere decir "indivisible". Demócrito atribuyó a
los átomos las cualidades de ser eternos, inmutables e indivisibles.
Sin embargo las ideas de Demócrito sobre la materia no fueron aceptadas por los filósofos de su
época y hubieron de transcurrir cerca de 2200 años para que la idea de los átomos fuera tomada de
nuevo en consideración.
Actividad. Relaciona las siguientes conclusiones experimentales con el modelo atómico a que
dieron lugar:

3. 1. El átomo no es indivisible ya que al aplicar un fuerte voltaje a los átomos de un elemento
en estado gaseoso, éstos emiten partículas con carga negativa:
Modelo atómico de Thomson
2. Al reaccionar 2 elementos químicos para formar un compuesto lo hacen siempre en la
Teoría atómica de Dalton
misma proporción de masas:
3. Los átomos de los elementos en estado gaseoso producen, al ser excitados, espectros
discontinuos característicos que deben reflejar su estructura electrónica:
Modelo atómico de Bohr
4. Al bombardear los átomos de una lámina delgada con partículas cargadas positivamente,
algunas rebotan en un pequeño núcleo situado en el centro del átomo:
Modelo atómico de Rutherford
Estructura del átomo

4. En el átomo distinguimos dos partes: el núcleo y la
corteza.
- El núcleo es la parte central del átomo y contiene
partículas con carga positiva, los protones, y partículas
que no poseen carga eléctrica, es decir son neutras, los
neutrones. La masa de un protón es aproximadamente
igual a la de un neutrón.
Todos los átomos de un elemento químico tienen en el
núcleo el mismo número de protones. Este número, que
caracteriza a cada elemento y lo distingue de los demás,
es el número atómico y se representa con la letra Z.
- La corteza es la parte exterior del átomo. En ella se
encuentran los electrones, con carga negativa. Éstos,
ordenados en distintos niveles, giran alrededor del
núcleo. La masa de un electrón es unas 2000 veces
menor que la de un protón. Modelo de átomo de He (isótopo 4-He)
Los átomos son eléctricamente neutros, debido a que
tienen igual número de protones que de electrones. Así,
el número atómico también coincide con el número de
electrones.
Isótopos
La suma del número de protones y el número de neutrones de un átomo recibe el nombre de
número másico y se representa con la letra A. Aunque todos los átomos de un mismo elemento se
caracterizan por tener el mismo número atómico, pueden tener distinto número de neutrones.
Llamamos isótopos a las formas atómicas de un mismo elemento que se diferencian en su número
másico
Para representar un isótopo, hay que indicar el número másico (A) propio del isótopo y el número
atómico (Z), colocados como índice y subíndice, respectivamente, a la izquierda del símbolo del
elemento.
Actividades:
1. Los átomos de un mismo elemento químico tienen todos en su núcleo el mismo número de
protones
.
2. Un átomo tiene 12 protones, 13 neutrones y 12 electrones. ¿Cuál es su número atómico?
1. 12
2. 13
3. 24
4. 25
3. Los isótopos oxígeno-16, oxígeno-17 y oxígeno-18, se diferencian en:
1. El número de protones
2. El número atómico

5. 3. El número de neutrones
4. El número de electrones
4. Un átomo de volframio (W) tiene 74 protones y 108 neutrones. ¿Cuál es su representación
adecuada?
1. 2. 3. 4.
5. Señala las afirmaciones correctas:
1. El número másico de un átomo es la suma del número de protones, neutrones y
electrones
2. Todos los átomos de un mismo elemento químico tienen el mismo número de neutrones
3. Los isótopos de un elemento químico tienen el mismo número atómico
4. Los isótopos de un elemento químico tienen el mismo número másico
5. Los isótopos de un elemento químico tienen distinto número de neutrones

12. Corteza atómica: Estructura electrónica
Las propiedades de los elementos dependen, sobre todo, de cómo se distribuyen sus electrones en
la corteza. El siguiente modelo interactivo te permite conocer la estructura electrónica de los
elementos de la tabla periódica:
Actividades:
(Utiliza el modelo interactivo de configuraciones electrónicas de arriba y responde. )
1. ¿Cuántos electrones poseen los átomos de argón (Ar), de número atómico 18, en su capa o
nivel de energía más externo?:
1. 2 electrones
2. 6 electrones
3. 8 electrones
4. 18 electrones
2. ¿Cuál de las siguientes configuraciones electrónicas corresponde al átomo de cobre (Cu),
de número atómico 29? (En la notación se indican los niveles por números colocados como
coeficientes y los índices de las letras indican el número de electrones en ese subnivel):
2 2 6 2 6 10 1
1. 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4p
2 2 6 2 6 10 2
2. 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s
2 2 6 2 6 10 1
3. 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s
2 2 6 2 6 10 2
4. 1s 2s 2p 3s 3p 4s 4p
3. ¿Qué electrones de la corteza de átomo de bromo (Br) influyen más notablemente en sus
propiedades químicas?, número atómico 35:
1. Los del nivel 2
2. Los del subnivel 3d
3. Los del orbital 1s
4. Los del nivel 4
4. ¿Qué tienen en común las configuraciones electrónicas de los átomos de Li, Na, K y Rb?:
1. Que poseen un solo electrón en su capa o nivel más externo
2. Que poseen el mismo número de capas o niveles ocupados por electrones
3. Que tienen completo el subnivel s más externo

13. 4. Sus configuraciones electrónicas son muy diferentes y no tienen nada en común
5. ¿Qué tienen en común las configuraciones electrónicas de los átomos de Ca, Cr, Fe, Cu y
Zn? Señala las afirmaciones correctas:
1. Todos tienen el mismo número de capas o niveles ocupados por electrones
2. Tienen el mismo número de orbitales ocupados por electrones
3. Todos tienen el mismo número de electrones en su nivel más externo
4. Tienen pocos electrones en su nivel más externo

14. Tabla periódica
A lo largo del siglo XIX aumentó espectacularmente el número de los elementos químicos conocidos.
Se comprobó, además, que entre algunos elementos existían notables semejanzas en sus
propiedades químicas y físicas. Ante este hecho, y con objeto de presentar de modo racional los
conocimientos de la Química, se creyó que podría ser muy útil ordenar los elementos de algún modo
que reflejase las relaciones existentes entre ellos.
Tras varios intentos, en 1869 el químico ruso D. Mendeleiev presentó una tabla en la que aparecían
los elementos distribuidos en filas y columnas, agrupados ordenadamente en diversas familias,
siguiendo un orden creciente de masas atómicas.
En la actualidad esta tabla aparece bastante modificada, ya que se ordenan los elementos por orden
creciente de número atómico. Dicha tabla, a la que llamamos Tabla Periódica o Sistema Periódico,
es una expresión de las relaciones que existen entre los elementos químicos. Por eso, favorece su
estudio y nos permite deducir muchas de sus propiedades con sólo saber su situación en ella.
Las 7 filas horizontales reciben el nombre de períodos y las 18 filas verticales o columnas se llaman
grupos. Algunos de estos grupos tienen nombres especiales; así ocurre con el 16, los calcógenos
(O,S,Se,Te); el 17, los halógenos (F,Cl,Br,I), o el 18, los gases nobles (He,Ne, Ar,...)
Completa el texto siguiente:
En la Tabla Periódica actual, los elementos químicos conocidos aparecen colocados por orden
atómico períodos
creciente de su número en 7 filas horizontales, llamadas y 18 columnas,
grupos similar
llamadas , cuyos elementos tienen un comportamiento químico .

16. Propiedades periódicas 1
La utilidad de la Tabla Periódica reside en que dicha ordenación de los elementos químicos permite
poner de manifiesto muchas regularidades y semejanzas en sus propiedades y comportamientos.
Algunas de estas regularidades más importantes son:
Todos los elementos de un mismo grupo poseen un comportamiento químico similar, debido a
que poseen el mismo número de electrones en su capa más externa (estos electrones son los que
normalmente intervienen en las reacciones químicas).
Podemos distinguir 4 conjuntos de elementos químicos, según la facilidad de sus átomos para
perder o ganar electrones, transformándose en iones:
- Metales: Se transforman fácilmente en iones positivos. Quedan situados a la izquierda y el centro
de la tabla. Tienen propiedades comunes, como conducir la electricidad y el brillo metálico. En su
mayoría son sólidos a temperatura ambiente.
- Semimetales: Se transforman con dificultad en iones positivos. Tienen propiedades intermedias
entre los metales y los no metales.
- No metales: Se transforman fácilmente en iones negativos. Se sitúan en el lado derecho. Suelen
ser líquidos o gases a temperatura ambiente, y son malos conductores de la electricidad.
- Inertes (Gases nobles -He, Ne, Ar,...): No forman iones. En condiciones normales, no se combinan
con ningún otro elemento químico. Elementos en la columna más a la derecha

17. Propiedades periódicas 2
Otras regularidades que aparecen en los elementos ordenados en la Tabla Periódica son:
Tamaño de los átomos: Los átomos de los distintos elementos varían bastante en tamaño. Por
ejemplo el radio del átomo de rubidio es de 2,50 angstroms (1 angstrom es la diez mil millonésima
-10
parte de 1 metro, 1Å = 10 m), casi 4 veces mayor que el del átomo de flúor (0,64 Å).
En general, el radio atómico aumenta al descender en los grupos de la tabla. (Compruébalo
pasando el ratón sobre elementos de un mismo grupo en la tabla de abajo y observando el campo
-12
correspondiente -los radios están expresados en picómetros, 1 pm = 10 m.)
Por otra parte, en general el radio atómico disminuye al avanzar a lo largo de un período. La
explicación es que al avanzar en un período, mientras el número de capas de electrones permanece
igual, la carga positiva del núcleo aumenta lo que hace que los electrones se acerquen más al
núcleo, disminuyendo así el radio. (Compruébalo pasando el ratón a lo largo de un período en la
tabla de abajo.)
Electronegatividad: Basándose en la energía que es necesaria suministrarle a un átomo para
arrancarle un electrón de su capa externa (su potencial de ionización) y la energía que liberará un
átomo cuando captura un electrón (su afinidad electrónica), Pauling elaboró una escala de
electronegatividad, que mide la tendencia de los átomos a atraer hacia sí los electrones de otros
átomos cuando se unen con ellos. En general, crece de abajo a arriba en los grupos y de izquierda a
derecha en los períodos, siendo el Flúor el elemento más electronegativo y el Francio el menos.
(Compruébalo pasando el ratón sobre los elementos de la tabla de abajo.)
Actividades:
Principio del formulario
1. En la tabla periódica, al pasar de un elemento al siguiente sus átomos aumentan en:
1. un neutrón en el núcleo y un electrón en la corteza
2. un electrón en la corteza, el núcleo permanece igual
3. un protón en el núcleo y un electrón en la corteza
4. un protón y un neutrón en el núcleo, la corteza permanece igual
2. El tercer período de la Tabla Periódica está formado por los elementos Na, Mg, Al, Si, P, S, Cl y Ar
¿Cuál de ellos posee menor tamaño?:
1. El sodio
2. El argón
3. El cloro
4. No puede predecirse

18. 3. Un ión calcio (Ca2+) posee respecto al átomo de calcio (Ca):
1. El mismo número de protones y electrones
2. El mismo número de electrones y distinto número de protones
3. Menor número de electrones
4. Mayor número de protones
4. En el grupo de los halógenos, formado por los elementos F, Cl, Br, I y At ¿Cuál de ellos posee
mayor electronegatividad?:
1. El flúor
2. El astato
3. El iodo
4. No puede predecirse
5. Señala las afirmaciones correctas:
1. Los elementos Li y Na tienen propiedades químicas parecidas por estar en el mismo
grupo
2. Los elementos Mg, Al, P y S tienen propiedades parecidas por estar en el mismo período
3. Los elementos con carácter metálico tienen tendencia a formar iones negativos
4. Los no-metales tienen tendencia a ganar electrones
Final del formulario

19. Puzzle de la tabla periódica
Tras el estudio de la Tabla Periódica realizado en las páginas anteriores, intenta completar la
siguiente, arrastrando los elementos a su lugar correspondiente (la puntuación máxima es de 300
puntos, los fallos descuentan 2 puntos):

20. Moléculas
En la naturaleza raramente aparecen átomos aislados; sólo los gases nobles (He, Ne, Ar,...) que
constan de átomos individuales, no reactivos. Los átomos tienden a combinarse entre sí de varias
maneras para formar las distintas sustancias puras: elementos y compuestos. Las unidades que sirven
como bloques de construcción de dichas sustancias son las moléculas y los iones.
Moléculas
Dos o más átomos pueden combinarse entre sí para formar una molécula. Por ejemplo el oxígeno (O 2)
o el nitrógeno (N2), constituidos por moléculas de elementos. Las moléculas de los compuestos están
formadas por átomos de diferentes tipos, por ejemplo en el agua o el dióxido de carbono. Los átomos
involucrados suelen ser de elementos no metálicos. Dentro de la molécula, los átomos están unidos
unos a otros por fuerzas intensas denominadas enlaces químicos.
Las sustancias moleculares se representan abreviadamente mediante las fórmulas, en las que se
indica el número de átomos de cada elemento por un subíndice escrito después del símbolo del
elemento (si un símbolo de un elemento no lleva subíndice significa que hay un solo átomo del mismo).
Así, las fórmulas moleculares para el agua (H2O), amoníaco (NH3) y metano (CH4), se interpretan del
siguiente modo:
En la molécula de agua hay dos átomos de hidrógeno y uno de oxígeno.
En la molécula de amoníaco hay un átomo de nitrógeno y tres átomos de hidrógeno.
En la molécula de metano hay un átomo de carbono y cuatro átomos de hidrógeno.
Actividad. Identifica las siguientes moléculas de elementos y de compuestos, arrastrándolas con
el ratón al lugar correspondiente y pulsa el botón corregir para comprobar el resultado:

21. Iones
Cuando un átomo pierde o gana electrones, se forman partículas cargadas denominadas iones. Los
átomos de los elementos metálicos (los situados a la izquierda y en el centro de la tabla periódica)
tienden a perder electrones para formar iones cargados positivamente llamados cationes. Por
+ 2+
ejemplo, los iones Na y Ca , se forman a partir de los átomos de los metales sodio y calcio:
+ -
Átomo Na Na (ion sodio) + 1e
2+ -
Átomo Ca Ca (ion calcio) + 2e
Los átomos de no metales (los elementos situados a la derecha de la tabla periódica) tienden a ganar
electrones y formar iones negativos llamados aniones. Por ejemplo, los átomos de cloro y oxígeno,
- 2-
al adquirir electrones forman los iones Cl y O :
- -
Átomo Cl + 1e Cl (ion cloruro)
- 2-
Átomo O + 2e O (ion óxido)
Cuando se forma un ion, el número de protones en el núcleo no cambia. Lo único que varía es el
número de electrones, que aumenta o disminuye.
Los iones vistos hasta este ahora son monoatómicos, es decir, proceden de un único átomo que ha
perdido o ganado electrones. Muchos iones importantes en química son poliatómicos, es decir,
-
contienen más de un átomo. Ejemplos de este tipo de iones son el ion hidróxido (OH ) y el ion amonio
+
(NH4 ). Estos iones se pueden imaginar como una "molécula cargada".
Actividad. Intentar conseguir una buena puntuación construyendo los iones de los primeros
elementos químicos de la tabla periódica:

25. Moléculas e iones: Actividades finales
1. La molécula del ácido fosfórico se representa por la fórmula H 3PO4 ¿A cuál de los
siguientes modelos corresponde?
4.
1. 2. 3.
2-
2. Un átomo de oxígeno (O) y el ión óxido (O ) tienen:
1. El mismo número de protones y electrones
2. Distinto número de protones
3. Distinto número de electrones
4. Distinto número de protones y electrones
electron
3. Un átomo que ha adquirido carga positiva al perder un electrón, se denomina .
4. Cuál será la fórmula correspondiente al modelo molecular representado a la izquierda:
1. C2H2O2
2. C2H4
3. CH4
4. CH4O
5. Señala las afirmaciones correctas:
1. Para cualquier ion el número de protones es siempre mayor que el de electrones.
2. Solo los átomos de los no metales pueden formar iones.
3. Las moléculas están formadas normalmente por átomos de elementos no metálicos.
4. Los iones no siempre están formados por átomos individuales cargados.
5. Las moléculas de las sustancias puras están siempre formadas por átomos iguales

26. Enlace iónico
Este enlace se produce cuando átomos de elementos metálicos (especialmente los situados más a
la izquierda en la tabla periódica -períodos 1, 2 y 3) se encuentran con átomos no metálicos (los
elementos situados a la derecha en la tabla periódica -especialmente los períodos 16 y 17).
En este caso los átomos del metal ceden electrones a los átomos del no metal, transformándose en
iones positivos y negativos, respectivamente. Al formarse iones de carga opuesta éstos se atraen
por fuerzas eléctricas intensas, quedando fuertemente unidos y dando lugar a un compuesto iónico.
Estas fuerzas eléctricas las llamamos enlaces iónicos.
Ejemplo: La sal común se forma cuando los átomos del gas cloro se ponen en contacto con los
átomos del metal sodio. En la siguiente simulación interactiva están representados los átomos de
sodio y cloro con solo sus capas externas de electrones. Aproxima un átomo a otro con el ratón y
observa lo que ocurre:
El átomo de sodio (su configuración electrónica es 2,8,1), tiene en su última capa
1 electrón
y la capa anterior está formada por el octeto. Por tanto, tiene tendencia a
perder +
un electrón para adquirir la estructura electrónica de gas noble, formando el ion Na .
El átomo de cloro (su configuración electrónica es 2,8,7), tiene en su última capa
7 electrones
. Por tanto, para adquirir la estructura electrónica de gas noble, tiene tendencia
ganar -
a un electrón formando el ion Cl .
Al reaccionar ambos átomos, se forman iones de carga opuesta que se atraen fuertemente. La
enlace iónico
atracción electrostática que los une constituye el .

27. Enlace covalente
Los enlaces covalentes son las fuerzas que mantienen unidos entre sí los átomos no metálicos (los
elementos situados a la derecha en la tabla periódica -C, O, F, Cl, ...).
Estos átomos tienen muchos electrones en su nivel más externo (electrones de valencia) y tienen
tendencia a ganar electrones más que a cederlos, para adquirir la estabilidad de la estructura
electrónica de gas noble. Por tanto, los átomos no metálicos no pueden cederse electrones entre sí
para formar iones de signo opuesto.
En este caso el enlace se forma al compartir un par de electrones entre los dos átomos, uno
procedente de cada átomo. El par de electrones compartido es común a los dos átomos y los
mantiene unidos, de manera que ambos adquieren la estructura electrónica de gas noble. Se forman
así habitualmente moléculas: pequeños grupos de átomos unidos entre sí por enlaces covalentes.
Ejemplo: El gas cloro está formado por moléculas, Cl2, en las que dos átomos de cloro se hallan
unidos por un enlace covalente. En la siguiente simulación interactiva están representados 2 átomos
de cloro con solo sus capas externas de electrones. Aproxima un átomo a otro con el ratón y observa
lo que ocurre:
El átomo de cloro (su configuración electrónica es 2,8,7), tiene en su última capa
7 electrones
. Por tanto, para adquirir la estructura electrónica de gas noble, tiene tendencia
ganar
a un electrón, consiguiendo una configuración electrónica estable.
comparten
Al encontrarse dos átomos de cloro, lo que ocurre es que un par de electrones, de
8 electrones
manera que cada átomo adquiere en su nivel externo, 6 no compartidos y 2
enlace covalente
compartidos. El par de electrones compartido constituye el .

28. Enlaces: Actividades finales
1. Al combinarse los átomos de potasio (un metal alcalino) con los átomos de bromo (un no
metal del grupo de los halógenos), lo más probable es que entre ellos se establezca:
1. Enlace covalente
2. Enlace metálico
3. Enlace por puentes de hidrógeno
4. Enlace iónico
2. Un sólido metálico está formado por:
1. Iones positivos y negativos
2. Iones positivos y una nube de electrones
3. Iones negativos y una nube de electrones
4. Átomos neutros que comparten electrones
3. ¿Cuál será la clase de enlace químico más probable que puede establecerse entre los
átomos de los siguientes elementos?
enlace metálico
1. Hierro-hierro:
enlace covalente
2. Cloro-magnesio:
enlace iónico
3. Carbono-oxígeno:
enlace covalente
4. Flúor-flúor:
ningún enlace
5. Neón-neón:
4. Señala cuáles de los siguientes compuestos serán de tipo iónico:
1. CaO (óxido de calcio).
2. O2 (oxígeno).
3. NaF (fluoruro de sodio).
4. N2O (óxido de dinitrógeno).
5. NH3 (amoníaco).
5. De los sólidos siguientes, marca los que son muy solubles en agua:

29. 1. Cobre (Cu).
2. Cuarzo (SiO2).
3. Fluorita (CaF2).
4. Hierro (Fe).
5. Silvina (KCl).