1. Estructura Atómica de la Materia
Fundación docencia e Investigación para la Salud
Prof. Mario Ariel Aranda
Carrera: Técnicos superior en Radiología

2. Los temas de Hoy
 Modelos Atómicos
 Estructura atómica de la materia
 Tabla Periódica
 Propiedades periódicas

3. UN POCO DE HISTORIA
La quimica nace como ciencia a fines del ciclo XVIII
y principios del siglo XIX, con la formulacion de
Lavoisier, Proust y Dalton, tras la experimentacion
cuantitativa de numerosos procesos químicos, de las
“Leyes clásicas de la química”
 Ley de conservación de la masa
 Ley de composicion definida
 Ley de las proporciones múltiples

4. UN POCO DE HISTORIA
Cinco siglos antes de
Cristo, los filosofos griegos
se preguntaban si la
Materia podia ser dividida
infinitamente o si llegaría
un punto, que tales
particulas, fueran
indivisibles.

5. Democrito 418 a.c.
Primera teoría sobre la
estructura de la materia
 Explicaba la discontinuidad
de la materia
 Que estaba formada por
pequeñas estructuras
llamadas átomos
 Estos átomos eran eternos,
indivisibles y de la misma
naturaleza

7. Que es un modelo Atómico?
Es una explicación
a la estructura de
la mínima cantidad
de materia en la
que se creía que se
podía dividir una
masa según los
conocimientos de
la época

8. El camino recorrido

10. Modelo Atómico de Dalton 1803
Primera teoria atómica con bases
cientificas

11. Modelo Atómico de Dalton 1803
Los postulados mas
relevantes son:
1.-La materia esta constituida
por particulas muy pequeñas
llamadas átomos que son
indivisibles y no se pueden
destruir

12. Modelo Atómico de Dalton 1803
Los postulados mas
relevantes son:
2.-Los átomos son indivisibles y
no se modifican durante las
reacciones químicas

13. Modelo Atómico de Dalton 1803
Los postulados mas
relevantes son:
3.-Todos los átomos de un
mismo elemento químico
son iguales entre si, tienen
su propio peso y
caracteristicas propias.
Los átoos de distintos
elementos tienen distinto
peso.

14. Modelo Atómico de Dalton 1803
Los postulados mas
relevantes son:
4.-Los compuestos se forman
por la union de átomos de
distintos elementos y
guardan entre si relaciones
simples
5-Los compuestos químicos se
forman al unirce átomos de
dos o mas elementos distintos

15. Modelo Atómico de Dalton 1803

16. Modelo Atómico de Thomson
Thomson nació en 1856 en Cheetham
Hill, un distrito de Mánchester en
Inglaterra, y tenía ascendencia
escocesa. En 1870 estudió ingeniería en
el Owens College. En 1880, obtuvo su
licenciatura en Matemáticas en 1883.
En 1884 se convirtió en profesor de
Física en Cavendish. Uno de sus
alumnos fue Ernest Rutherford, quien
más tarde sería su sucesor en el puesto.

17. Modelo Atómico de Thomson
En 1897, Joseph John Thomson(1856-
1940) demostró que en las descargas
eléctricas que se producían en tubos de
vacío, se producían unas partículas
negativas. Además, estas partículas eran las
mismas para cualquier gas. De esto dedujo
que todos los átomos tenían en su estructura
a estas partículas negativas que llamó
"electrones".
Rayos Catódicos: radiación que se propagan
en línea recta constituidas por partículas
materiales dotada de carga eléctrica
negativa.
Stoney le dio el nombre de electrones

18. Modelo Atómico de Thomson
Thomson demostró que cualquiera sea el gas que llene el tubo, se emiten partículas con
carga eléctrica negativa
“Los electrones son constituyentes de toda clase de
materia”
Masa del electrón: 9,1 x10-28
gramos
Carga del electrón: Unidad Elemental de Carga Eléctrica y se
designa con el valor -1

19. Modelo Atómico de Thomson
En dicho modelo, el átomo está compuesto
por electrones de carga negativa en un átomo
positivo. Se pensaba que los electrones se
distribuían uniformemente alrededor del
átomo.
El átomo es una esfera sólida cargada
uniformemente de electricidad positiva, dentro
del cual están incrustado los electrones
negativos para neutralizar las cargas
El modelo fue rebatido tras el experimento de
Rutherford cuando se descubrió el núcleo del
átomo

20. Modelo Atómico de Rutherford
Es un modelo atómico o teoria sobre la
estructura interna del átomo propuesto por el
químico y fisico británico-neozelandés
Ermest Rutherford para explicar los
resultados de su “experimento de la lamina
de oro”, realizado en 1911
Rutherford basandose en los resultados
obtenidos en su experimento estableció el
llamado “Modelos Atómico de Rutherford”
o modelo atómico nuclear
Rutherford demostró que los átomos no eran
mazisos, como se creia, sino que estaban
vacios en su mayor parte y en su centro hay
un diminuto núcleo, entonces propuso que el
átomo esta formado por dos partes; Núcleo y
corteza

21. Experimento de Ruterford

22. Conclusión

23. Modelo Atómico de Rutherford
 El átomo está formado por un núcleo central
positivo rodeado por electrones negativos
 El núcleo es muy pequeño con relación al
diametro total del átomo pero contiene la mayor
parte de la masa.
 Los electrones giran alrrededor del núcleo sin
chocar con él
 El número de electrones compensa la carga
positiva del núcleo-átomo electricamente neutro
 Los electrones tienen una masa despreciable

24. Modelo Atómico de Rutherford

25. En lo que falla
El modelo de Rutherford tuvo que ser abandonado, pues el
movimiento de los electrones suponía una pérdida continua de
energía, por lo tanto, el electrón terminaría describiendo órbitas en
espiral, precipitándose finalmente hacia el núcleo. Sin embargo, este
modelo sirvió de base para el modelo propuesto por su discípulo
Neils Bohr, marcando el inicio del estudio del núcleo atómico.
Rutherford planteo que los electrones estarían en movimiento, ya
que si estuvieran en reposo, serían atraídos por el núcleo

26. Espectroscopia
La secuencia de bandas de colores se denomina Espectro
El espectro de la luz visible es continuo

28. Espectros de Absorción y emisión
Cada elemento químico genera un espectro característico

29. Modelo atómico de Bohr
Los electrones se encuentran distribuidos en el átomo en determinados “Niveles de energía”
perfectamente cuantiados
Bohr propone que los
electrones giran a gran
velocidad alrededor del
núcleo en órbitas o niveles
energéticos perfectamente
definidos

30. Modelo atómico de Bohr
 Los electrones no poseen cualquier valor de energía sino valores
determinados
 Los electrones solo pueden girar alrededor del núcleo positivo en
determinadas órbitas denominados niveles de energía.
 Cuando el electrón gira en la órbita mas próxima al núcleo, se
encuentra en su estado mas estable (estado fundamental)
 Cuando un electrón salta de un nivel a otro inferior, pierde energía
emitiendo una radiación luminosa característica y cuando salta a
un nivel superior absorbe una cantidad de energía definida

31. La explicación

32. Modelo atómico de Bohr

33. Modelo Atómico Actual
En 1926, Erwin Schrödinger, debido a la imposibilidad de calcular la posición
exacta de un electrón en la electrosfera, desarrolló una ecuación de ondas, que
permitía determinar la probabilidad de encontrar el electrón en una región dada del
espacio.
Así, tenemos que la región del espacio donde es máxima la probabilidad de
encontrar el electrón es llamada Orbital.

34. Modelo Atómico Actual
Partícula Símbolo. Carga Ubicación Masa,g
Protón p+ + 1 núcleo 1,67x10-24
Neutrón n° 0 núcleo 1,67x10-24
electrón e- - 1 exterior 9,11x10-28

35. Modelo Atómico Actual
En el modelo atómico actual se define el concepto de orbital atómico como
una región del espacio alrededor del núcleo en la que la probabilidad de
encontrar un electrón es alta. Para describir cómo se ordenan los
electrones del átomo, se considera que:
• Los orbitales se encuentran organizados en niveles de energía. Estos
niveles van del 1 al 7.
• Mientras más lejos están los electrones del núcleo, mayor es su nivel de
energía.
• Cada nivel de energía se divide en subniveles.
• Un subnivel está compuesto de orbitales que tienen las mismas
características dentro de un nivel de energía.

36. Modelo Atómico actual

37. Estructura Atómica de la Materia
XX
A
Z
C
C – Carga Valores + o -
Z – Número atómico Nº Total Protones o de Electrones
A – Masa atómica Nº Total Protones y Neutrones

38. Estructura Atómica de la Materia
 Numero Atómico ( Z) Es el número de protones que el átomo tiene en su núcleo y es
igual al numero de electrones que giran en los orbitales atómicos
 Numero Másico (A): es el número entero que se obtiene de la suma de los neutrones y
los protones, es decir es el número total de partículas nucleares.
Número de Masa (A) = nº de protones + nº de neutrones
A = Z + n
 Isótopos: son átomos del mismo elemento que tienen igual número de protones pero
distinto número de neutrones en su núcleo. Poseen idéntico Z y diferente A.
 Masa atómica: Es un número que nos dice cuanto pesa, en promedio, el átomo de un
elemento en comparación con el átomo de otro elemento
Se le atribuye la masa de 12 al isótopo mas abundante del carbono

39. Estructura Atómica de la Materia

40. Estructura Atómica de la Materia
Indique cuál de las opciones es la correcta.
Una partícula de 56
Fe2+
contiene:
a) 54 protones, 56 neutrones y 52 electrones
b) 26 protones, 30 neutrones y 24 electrones
c) 26 protones, 26 neutrones y 26 electrones
d) 28 protones, 28 neutrones y 26 electrones
e) 58 protones, 58 neutrones y 56 electrones
Dato: Z del Fe: 26

41. Estructura Atómica de la Materia
Los átomos individuales son extremadamente pequeños. La masa de los átomos
más pesados es de aproximadamente 10 -22
g. No es posible medir la masa de un
solo átomo sin embargo es posible determinar las masas relativas de átomos de
distintos elementos. Es posible determinar por métodos indirectos las masas
absolutas de los átomos. Estas masas varían entre 10-24
g y 10-22
g.
Las masas absolutas de los átomos, no figuran en la tabla
periódica. En la tabla periódica figuran las masas atómicas
relativas; esto quiere decir que sus valores fueron determinados
en relación a la masa absoluta de otro átomo que se toma como
referencia.
Para elaborar una escala de masa atómica relativa, es necesario
definir una unidad de referencia, la que se calcula en base a la
masa del 12
C. Esa unidad es la u (unidad de masa atómica).

42. Estructura Atómica de la Materia
Las masas atómicas relativas son números adimensionales que se
determinan experimentalmente mediante un instrumento llamado
espectrómetro de masas, un instrumento que separa iones de
diferentes masas y registra electrónicamente los resultados. Estos
valores figuran en la tabla periódica:
Ar (Cl) = 35,45
Ar (Ca) = 40,08

43. Tabla periódica de los Elementos

44. Isótopos de Hidrogeno
Averiguar: Abundancia de cada uno y número de protones, electrones y
neutrones

45. Isótopos
La mayoría de los elementos se encuentran en la naturaleza como una mezcla
de entre 2 y10 isótopos. La masa atómica de una mezcla de isótopos depende
de las masas atómicas de los isótopos individuales y del porcentaje de cada uno
de ellos en la mezcla. Las masa atómicas que figuran en la tabla periódica se
determinaron midiendo con espectrómetros de masas los porcentajes numéricos
y las masas atómicas de los isótopos de un elemento en muestras naturales.

46. Moléculas e Iones
Es la unidad estructural básica de las sustancia.
Es un grupo de dos o mas átomos unidos por enlaces químicos
Moléculas Diatomocas: están formadas por la unión de dos átomos
Moléculas Poliatomicas: Formadas por mas de dos átomos
Moléculas simples: formadas por la unión de varios átomos de un solo tipo
Molécula compuestas: Formada por la unión de mas de un átomo distinto

47. Moléculas e Iones
 Si se dispone de suficiente energía se pueden separar uno o varios electrones de
un átomo neutro quedando una partícula cargada positivamente
 También se pueden añadir electrones o conjunto de átomos para formar especies
cargadas negativamente
 Un Ión es un átomo o conjunto de ellos que tienen carga eléctrica neta, sea
esta positiva (por defecto de electrones) o negativa ( por exceso de electrones)
Los cationes son especies químicas
con carga neta positiva y los Aniones
son especies químicas con carga neta
negativa

48. Masa Molecular Relativa
La masa molecular relativa de una sustancia es el cociente entre la
masa media de una molécula y la uma.
Indica cuantas veces mas pesada es la molécula de la sustancia que la
uma.
Las masas moleculares relativas se calculan sumando las masas
atómicas relativas de los átomos que componen una formula
química.
Ejemplos:
Mr: (Cl2) = 2 x 35,45 = 70,90
Mr: (H2O) = 2 x 1+16 = 18
La definición incluye a los compuestos que no forman moléculas.
Mr: (NaCl) = 23 + 35.45 = 58,45
Las Mr, también son números adicionales.

49. Cantidad de Sustancia
Constante de Avogadro (NA):
El NA es una constante que indica el número de átomos de carbono que hay en exactamente
12 g del isótopo 12
C.
NA= 6,022.1023
mol -1
Mol:
El mol es la cantidad de materia que contiene tantos entes elementales como átomos de
carbono hay exactamente 12 g del isótopo 12
C. Los entes elementales pueden ser átomos,
moléculas, iones, grupos de átomos, electrones u otras partículas.
Experimentalmente se comprobó que este número es 6,022.1023
átomos
1 mol de átomos de Fe
1 mol de moléculas de CO2
1 mol de electrones
1 mol de iones
Contienen 6,022.1023
partículas

50. Problema
1.-Ejercicio : calcular las Mr de:
a) Al(OH)3
b) Na2CO3
c) HCl
d) H2SO4
2.-Indique cuáles de las siguientes especies son elementos, cuáles son
moléculas simples y cuales moléculas compuestas
a) SO2 f) O3
b) S8 g) CH4
c) N2O5 h) KBr
d) O i) S
e) O2 j) LiF
3.-Un elemento tiene 34 protones, 36 electrones y 44 neutrones. ¿De qué
isótopo se trata?
Kr80
36 Kr78
36
Se78
34
−
Se74
38
−278
34 Se

51. Tabla periódica de los Elementos
El ruso Mendeleïev, presentan una primera versión de la tabla periódica en 1869. Esta tabla
fue la primera presentación coherente de las semejanzas de los elementos. Los elementos se
clasificaban según sus masas atómicas, viéndose aparecer una periodicidad en lo que
concierne a ciertas propiedades de los elementos. La primera tabla contenía 63
elementos. Esta tabla fue diseñada de manera que hiciera aparecer la periodicidad de los
elementos. De esta manera los elementos son clasificados verticalmente. Las agrupaciones
horizontales se suceden representando los elementos de la misma “familia".
El sistema periódico consta de filas (líneas horizontales) llamadas períodos y de columnas
(líneas verticales) llamadas grupos.

52. Tabla periódica de los Elementos

53. Tabla periódica de los Elementos
 Son buenos conductores de la electricidad.
 Son buenos conductores del calor.
 Son resistentes y duros.
 Son brillantes cuando se frotan o al corte.
 Son maleables, se convierten con facilidad en láminas muy finas.
 Son dúctiles, se transforman con facilidad en hilos finos.
 Tienen altos puntos de fusión y de ebullición.
 Poseen elevadas densidades; es decir, tienen mucha masa para su tamaño: tienen muchos
átomos juntos en un pequeño volumen.
 Tienen tendencia a formar iones positivos.
Hay algunas excepciones a las propiedades generales enunciadas anteriormente:
 El mercurio es un metal pero es líquido a temperatura ambiente.
 El sodio es metal pero es blando (se raya con facilidad) y flota (baja densidad)
Metales

54. Tabla periódica de los Elementos
 Son malos conductores de la electricidad.
 Son malos conductores del calor.
 Son poco resistentes y se desgastan con facilidad.
 No reflejan la luz como los metales, no tienen el denominado brillo metálico. Su superficie no es tan
lisa como en los metales.
 Tienen baja densidad.
 No son atraídos por los imanes.
 Tienen tendencia a formar iones negativos.
Hay algunas excepciones a las propiedades generales enunciadas anteriormente:
 El diamante es un no metal pero presenta una gran dureza.
 El grafito es un no metal pero conduce la electricidad.
Semimetales o metaloides.
 Se encuentran entre lo metales y los no metales (B, Si, Ge, As, Sb, Te, Po). Son sólidos a
temperatura ambiente y forman iones positivos con dificultad. Según las circunstancias tienen uno
u otro comportamiento.
Gases Nobles o Gases Inertes.
 La característica fundamental es que en condiciones normales son inertes, no reaccionan con
ningún elemento ni forman iones.
No metales

56. Propiedades Periódicas

57. Propiedades Periódicas
Radio atómico: es una medida del tamaño del átomo.
Es la mitad de la distancia existente entre los centros
de dos o mas átomos que estén en contacto

58. Propiedades Periódicas
Según L. Pauling, la
electronegatividad es
la tendencia o
capacidad de un
átomo, en una
molécula, para atraer
hacia sí los
electrones.
La electropositividad es la
tendencia de un átomo o
molécula de un elemento a
ceder electrones.
Formalmente la
electropositividad es el
concepto opuesto a la
electronegatividad

59. Propiedades Periódicas
Energía de Ionización: Es una medida de la dificultad
existente para arrancar un electrón de un átomo.
En general cuanto mayor es la energía de ionización,
mas difícil es separar un electrón.