Teoría Atómica para estudiantes de Química Industrial

1. Ingeniería Industrial
Lic. Jason Rodríguez Retana
Curso: Química I.
Tema: Teoría Atómica

2. Teoría Atómica
 En el siglo V a.C Demócrito, expresa la idea de que la materia está
compuesta por átomos.
 Atomos, proviene del griego A sin, tomos división.
 En 1808 John Dalton reitera el concepto de átomos

3. Trabajo de Dalton
I. Los elementos están compuestos por partículas muy pequeñas
llamadas átomos.
II. Los átomos de un mismo elemento son iguales en tamaño, masa
y propiedades químicas, los átomos de elementos diferentes, son
diferentes.
III. Los compuestos están formados por átomos de más de un
elemento.
IV. Una reacción química implica la separación , combinación o
reordenamiento de los átomos (nunca la creación o destrucción
de los mismo).

4. Ley de las Proporciones definidas
(Joseph Proust)
• Muestras diferentes de un mismo compuesto, contiene los mismos
elementos y en la misma proporción de masa.
• Ley de las proporciones múltiples: dos elementos pueden
combinarse para formar más de un compuesto, la masa de uno
de los elementos que se combina con una masa fija del otro
mantiene una relación de números enteros pequeños (1:2)
• Ej: CO CO2.
• Ley de la Conservación de la masa: La masa no se crea ni se
destruye, solamente se transforma.

5. Estructura del Átomo
1. Se define como la unidad básica de un elemento, que puede
intervenir en una combinación química.
2. Dalton definía el átomo como una partícula extremadamente
pequeña e indivisible.
3. En 1850 se demostró claramente que los átomos tienen una
estructura interna, es decir que están formados por partículas, aún
más pequeñas (protones, electrones y neutrones, denominadas
partículas subatómicas).

6. El Electrón
 Se utilizó el tubo de rayos catódicos para demostrar la presencia
del electrón.
 A partir de esto se pudo obtener también el concepto de
radiación: emisión de energía a través del espacio por medio de
ondas.
 J.J Thomson utiliza los rayos catódicos para demostrar la relación
entre la carga del e- y su masa.
 Carga/ (carga/masa)

−1,6022푥10−19
−1,76푥10−19
= 9,10x10-28g

7. Radiactividad
 Wilhem Rontgen observó que cuando los rayos catódicos incidían
sobre el vidrio y los metales, emitían rayos desconocidos (Rayos X).
 Los rayos x no obedecían al magnetismo, por lo tanto no tenían
carga.
 Radiación α β ϕ.
 Antoine Becquerel: estudia la naturaleza fluorescente de las
sustancias.
 Marie Curie: le da el nombre de radiactividad.
 Rayos α: constan de partículas cargadas positivamente.
 Rayos β: formados por partículas cargadas negativamente.
 Rayos ϕ: no presentan carga, al igual que los rayos X.

8. El Protón y el Núcleo
 El protón se descubre por medio del modelo atómico de Thomson,
modelo del pudín con pasas, donde las pasas son la carga (-) y la
masa es a carga (+)

9. Modelo Atómico de Rutherford
• Utilizó partículas α para demostrar la estructura de los átomos.
• Utilizó una lámina delgada de oro.
• Algunas partículas atravesaban la lámina y otras se repelían.
• La mayor parte del átomo es espacio vacío.
• La mayor parte de la carga (+) estaba concentrada en un
conglomerado central dentro del átomo, al que llamó núcleo.
• Las partículas (+) del núcleo reciben el nombre de protones
(1,67262x10-24 g)

10. El Neutrón
I. Cuando Chadwick bombardeo una delga lámina de Berilio con
partículas α, el metal emitió una radiación muy similar a los rayos
α ( estos constan de partículas llamadas neutrones, carga
neutra)
II. Estos presentan una masa ligeramente mayor a la de los
protones.
Tipo de
Carga
Masa Carga en Coulomb Unidad de
Carga
e- 9,10938x10-28g -1,6022x10-19C -1
p+ 1,67262x10-24g +1,6022x10-19C +1
n0 1,67493x10-24g 0 0

11. Número Atómico, Número de
Masa e Isótopos
• El número atómico Z, es el número de p+ en el núcleo.
• Un átomo neutro presenta el mismo número de p+ y e-.
• El número másico A equivale al número de neutrones y protones
presentes en el núcleo del átomo.
• n0 = A-Z
• Los isotopos: son átomos de un mismo elemento que presentan
igual número atómico, pero diferente número másico.
• Ej: el hidrógeno presenta los siguientes isótopos: Deuterio(1p+ 1n) y
Tritio (1p+ y 2n) y U235 y U238.

12. Tabla Periódica
I. Está conformada en orden creciente del número atómico.
II. Horizontalmente se encuentran los periodos.
III. verticalmente se encuentran las familias.
IV. Se divide en: elementos representativos, de transición y de
transición interna.
V. Otra forma de clasificar los elementos es la siguiente: metales, no
metales y metaloides (B, Si, Ge, As, Sb, Te, Po, At)

13. Moléculas y Iones
1. Moléculas: están conformadas por lo menos por dos átomos en
colocación definida que se mantienen unidos a través de fuerzas
químicas.
2. Pueden estar compuestas por átomos del mismo elemento o de
diferentes elementos.
3. Tipos de moléculas: Diatómicas ( N2, O2, F2, Cl2, Br2, I2),
Poliatómicas (=3, H2O, NH3).

14. Iones
 Presentan carga positiva o negativa.
 Existen dos tipos de iones: cationes (+), aniones (-)

15. Fórmulas Químicas
 Se utilizan para expresar la composición de las moléculas y los
compuestos iónicos por medio de los símbolos químicos.
 Fórmulas moleculares: indican el número exacto de cada
elemento que están presentes en la unidad más pequeña de una
sustancia.

16. Modelos Moleculares
I. Existen tres formas para representar un compuesto:
1. Fórmula molecular: indica el número y tipo de átomos que
conforman la molécula.
2. Fórmula estructural: muestra como están unidos entre si los
átomos de una molécula.
3. Fórmula empírica: indica cuales elementos están presentes y la
proporción mínima, en número entero, entre sus átomos.
Compuesto Fórmula
Molecular
Fórmula Empírica
H2O H2O HO
N2H4 (hidruzina) N2H4 NH2

17. Ejemplos para Realizar en Clase
• Escriba la fórmula molecular del metanol _______________
• Escriba la fórmula empírica para las siguientes moléculas:
a) Acetileno C2H2 ______________________
b) Glucosa C6H12O6 _____________________
c) Oxido Nitroso N2O ____________________
d) Cafeína C8H10N4O2 ____________________

18. Fórmulas de los Compuestos
Iónicos
 Por lo general son igual a la fórmula empírica.
 Los compuestos iónicos son eléctricamente neutros.
 Si las cargas de los cationes y aniones son numéricamente
diferentes, se aplica la siguiente regla para que la fórmula sea
eléctricamente neutra: el subíndice del catión debe ser
numéricamente igual a la carga del anión, y el subíndice del
anión debe ser numéricamente igual a la carga del catión.

Al
+3 O-2 Al2O3

19. Veamos algunos ejemplos
Bromuro de Potasio K+1 Br-1 KBr
Yoduro de Zinc Zn+2 I-1 ZnI2

20. Resuelva los siguientes Ejemplos
Escriba fórmula para los siguientes compuestos iónicos:
Nitruro de Magnesio Mg+2 N-3 _______________________
Sulfato de Cromo Cr+3 SO4
-2 _________________________________
Oxido de Titanio Ti+4 O-2 __________________________________