1. TEORIA
TEORIA
ATOMICA
ATOMICA

2.  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.

3. Historia: modelos atómicos
 Puede decirse que la química nace como ciencia a
finales del siglo XVIII y principios del XIX, con la
formulación por Lavoisier, Proust y Dalton, tras
la experimentación cuantitativa de numerosos
procesos químicos, de las leyes clásicas de la
química:

4. LEYES CLASICAS DE LA QUIMICA
En el siglo XVIII, Antoine Lavoisier, considerado el
padre de la química moderna, estableció la Ley de
la conservación de la masa, formulada en su
libro "Elementos químicos" (1789). En ella se dice
que no se produce un cambio apreciable de la masa
en las reacciones químicas.

5. LEYES CLASICAS DE LA QUIMICA
 Ley de la conservación de la masa
En una reacción Química existen reactivos y
productos
Los productos se
Los reactivos presentan en la
reaccionan para dar misma cantidad de
origen a los productos acuerdo a los reactivos

6. LEYES CLASICAS DE LA QUIMICA
 2. Ley de la composición definida o
constante, establecida en 1801 por el químico
francés Joseph Proust, establece que un
compuesto contiene siempre los mismos
elementos en la misma proporción de masas.
Expresada de otra manera, cuando dos elementos
se combinan para dar un determinado compuesto
lo hacen siempre en la misma relación de masas.

7. Cuando dos
elementos se
combinan para
dar un
determinado
Siempre que compuesto lo
tengamos estas hacen siempre en
combinaciones, la misma relación
obtendremos los de masas.
mismos
productos.

8. LEYES CLASICAS DE LA QUIMICA
 3. La ley de las proporciones múltiples.
Formulada por el propio Dalton, se aplica a dos
elementos que forman más de un compuesto:
Establece que las masas del primer elemento que
se combinan con una masa fija del segundo
elemento, están en una relación de números
enteros sencillos.

9. MODELOS ATÓMICOS
Dalton (1808)
Thomson (1897)
Rutherford (1911)
Bohr (1913)
Modelo actual

10. Ya vimos las leyes clásicas de la Química, ahora
estudiaremos algunos descubrimientos fundamentales
que respaldan la existencia del átomo y su estructura
 1808  La imagen del átomo
John expuesta por Dalton
en su teoría atómica,
Dalton
para explicar las leyes
de la Quimica, es la de
minúsculas partículas
esféricas, indivisibles e
inmutables, iguales
entre sí en cada
elemento químico.

11.  1. La materia está formada
por minúsculas partículas
 En 1808, indivisibles llamadas
Dalton publicó átomos.
sus ideas sobre
el modelo
atómico de la
materia Los
principios
fundamentales  2. Hay distintas clases de
de esta teoría átomos que se distinguen por
su masa y sus propiedades.
son: Todos los átomos de un
elemento poseen las mismas
propiedades químicas. Los
átomos de elementos distintos
tienen propiedades diferentes.

12.  4.En las reacciones
químicas, los átomos
se intercambian de
 3.Los compuestos
una a otra sustancia,
se forman al
pero ningún átomo de
combinarse los
un elemento
átomos de dos o
desaparece ni se
más elementos en
transforma en un
proporciones fijas y
átomo de otro
sencillas. De modo
elemento.
que en un
compuesto los
átomos de cada
tipo están en una
relación de
números enteros o
fracciones sencillas.

13.  1897
 Demostró que dentro de
los átomos hay unas
J.J. Thomson
partículas diminutas, con
carga eléctrica negativa,
a las que se llamó
electrones.
 De este descubrimiento
dedujo que el átomo debía
de ser una esfera de
materia cargada
positivamente, en cuyo
interior estaban
incrustados los electrones.

14. Rayos catódicos
ánodo
Tubo de descarga
10.000 voltios
cátodo gas
Radiación=electrones Sustancia fluorescente

15.  1911  Demostró que los
E. Rutherford átomos no eran
macizos, como se
creía, sino que están
vacíos en su mayor
parte y en su centro
hay un diminuto
núcleo.
 Dedujo que el átomo
debía estar formado
por una corteza con
los electrones girando
alrededor de un
núcleo central cargado
positivamente.

16. La mayoría de ellas
atravesaba la lámina
metálica sin cambiar
de dirección; sin
embargo, unas pocas
eran reflejadas hacia
atrás con ángulos
pequeños.
Rutherford y sus colaboradores
bombardearon una fina lámina de
oro con partículas alfa (núcleos de
helio). Observaban, mediante una
pantalla fluorescente, en qué medida
eran dispersadas las partículas.

17.  Éste era un resultado completamente inesperado,
incompatible con el modelo de átomo macizo
existente.
Rutherford demostró que la dispersión era causada
por un pequeño núcleo cargado positivamente,
situado en el centro del átomo de oro. De esta forma
dedujo que la mayor parte del átomo es espacio vacío
Observe que solo
cuando el rayo
choca con el núcleo
del átomo hay
desviación.

18.  1913  Espectros atómicos
Niels Bohr discontinuos
originados por la
radiación emitida por
los átomos excitados
de los elementos en
estado gaseoso.
 Propuso un nuevo
modelo atómico,
según el cual los
electrones giran
alrededor del núcleo
en unos niveles bien
definidos.

19.  En el siglo XVII, Isaac Newton demostró que la
luz blanca visible procedente del sol puede
descomponerse en sus diferentes colores
mediante un prisma.
 El espectro que se obtiene es continuo; contiene
todas las longitudes de onda desde el rojo al
violeta, es decir, entre unos 400 y 700 nm (1 nm
-nanómetro- = 10-9 m).
En cambio la luz emitida por un gas
incandescente no es blanca sino coloreada y el
espectro que se obtiene al hacerla pasar a través
de un prisma es bastante diferente.

20.  Es un espectro discontinuo que consta
de líneas o rayas emitidas a longitudes de
onda específicas. Cada elemento (es decir
cada tipo de átomos) posee un espectro
característico que puede utilizarse para
identificarlo. Por ejemplo, en el del sodio,
hay dos líneas intensas en la región
amarilla a 589 nm y 589,6 nm.

21.  Uno de los espectros atómicos más sencillos, y
que más importancia tuvo desde un punto de
vista teórico, es el del hidrógeno. Cuando los
átomos de gas hidrógeno absorben energía por
medio de una descarga de alto voltaje, emiten
radiaciones que dan lugar a 5 líneas en la región
visible del espectro:
 El modelo atómico de Rutherford no podía
explicar estas emisiones discretas de radiación
por los átomos.

22. Ya vimos las leyes clásicas de la Química, algunos
descubrimientos fundamentales que respaldan la existencia
del átomo , ahora introduzcámonos en la estructura
del átomo .
Un átomo es una
entidad esférica ,
eléctricamente neutra
, compuesta de un
núcleo central
cargado
positivamente
rodeado por uno o
mas electrones con
carga negativa.
Una nube de
electrones con carga
negativa moviéndose
rápidamente
ocupando casi todo el
volumen del átomo

23. ESTRUCTURA DEL ATOMO
 Cada elemento  Dentro del núcleo
químico está residen partículas
constituido por subatómicas:
átomos. protones (de carga +) y
 Cada átomo está neutrones (partículas del
formado por un núcleo mismo peso, pero sin
central y 1 o más carga).
capas de electrones.

24. ESTRUCTURA DEL ATOMO
PROTONES
NUCLEO
NEUTRONES
ELECTRONES

25.  Los electrones giran
alrededor del núcleo en
regiones del espacio  Los átomos
denominadas órbitas. grandes albergan a
varias órbitas o
capas de
electrones.
 el orbital más
externo se llama la
capa de valencia,
porque determina
cuantos enlaces
puede formar un
átomo

26. En el átomo distinguimos dos partes:
el núcleo y la corteza
 El núcleo es la parte  La corteza es la parte
central del átomo y exterior del átomo. En
contiene partículas ella se encuentran los
con carga positiva, los electrones, con carga
protones, y partículas negativa. Éstos,
que no poseen carga ordenados en distintos
eléctrica, es decir son niveles, giran
neutras, los alrededor del núcleo.
neutrones.  La masa de un
 La masa de un protón electrón es unas 2000
es aproximadamente veces menor que la de
igual a la de un un protón.
neutrón.

27.  Todos los átomos de un
elemento químico tienen
en el núcleo el mismo
número de protones.
Este número, que NUMERO
caracteriza a cada MASICO
elemento y lo distingue
de los demás, es el
número atómico y se
A
E
representa con la letra Z.
NUMERO Z
ATOMICO
SIMBOLO DEL
ELEMENTO

28. Número que es La suma del número de
igual al número total de protones + neutrones
protones en el
núcleo del átomo.
Es característico de cada
elemento químico y
representa una NUMERO
MASICO
propiedad fundamental
del átomo:
su carga nuclear.
A
NUMERO
ATOMICO Z
E

29. PARA EL ELEMENTO QUE 79 p
CONTIENE 118n
Encuentre
 Numero
 Neutrones
=Numero de masa – Protones
atómico =Cantidad
= 197-79=118
de protones en el
núcleo = 79
 Numero de  Cantidad de
masa = Suma electrones= Cantidad
Protones + de protones= 79
Neutrones= 197  Por esto es átomo es
eléctricamente neutro

30. DE ACUERDO A LA INFORMACION ANTERIOR DIGA
DE QUE ELEMENTO SE TRATA
 79
 En la tabla periódica p
encontramos esta  118
información para cada n
elemento
Los elementos se ubican en orden
Los elementos se ubican en orden
creciente de su numero atómico en
creciente de su numero atómico en
la tabla periódica
la tabla periódica

32.  El elemento
de número
atómico =
1
1 79 es
2
2
3
3
Au = oro
Au = oro
4
4
5
5  ¿En que
6
6 grupo está el
7
7 elemento?
 ¿En que
Está en el periodo periodo está
Está en el periodo
6 ,, por tanto tiene
6 por tanto tiene Está en el grupo IB
Está en el grupo IB el elemento?
6 electrones en su
6 electrones en su por tanto es un metal
por tanto es un metal
ultima capa
ultima capa de transición
de transición

33. DESARROLLE EL SIGUIENTE
EJERCICIO
28
Si
Encuentre
 Numero atómico 14
 Numero de masa
 Cantidad de
electrones
 Neutrones
 En que grupo y
periodo esta el
elemento

34. ISOTOPOS
 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.

35. Todos los átomos de un elemento son idénticos en
número atómico pero no en su masa atómica
 Veamos un ejemplo
Todos los átomos de Carbono tienen 6
Número atómico
protones en el núcleo (Z=6), pero solo: es igual al
número total de
El 98.89% de carbono natural tiene 6 protones en el
núcleo del
neutrones en el núcleo A=12 átomo
Un 1.11% tiene 7 neutrones en el núcleo
A= 13. Masa atómica
también peso
Una cantidad aun menor 0.01% tiene 8 atómico, es el
promedio de
Neutrones A= 14 las masa de
los isotopos
encontrados
naturalmente
de un
Los isotopos de un elemento son átomos elemento
que tienen diferente número de neutrones pesado de
acuerdo con su
y por tanto una masa atómica diferente. abundancia

36. ISOTOPOS DEL HIDROGENO
El número de
neutrones
puede variar, lo
que da lugar a
isótopos con el
mismo
comportamiento
químico pero
distinta masa.
El hidrógeno
siempre tiene
un protón en su
núcleo, cuya
carga está
equilibrada por
un electrón.

38. HEMOS ESTUDIADO EL ATOMO , AHORA ENCONTREMOS
UTILIZANDO LO APRENDIDO LA FORMULA Y PESO MOLECULAR
DE UN COMPUESTO
Previo a ello recordemos
 Símbolo de un
 Carbono - C viene
del latín carbo,
elemento: Se ”rescoldo”
utiliza para  Mercurio - Hg , se
designar a un nombra por el planeta ,
elemento que es pero su símbolo revela
su nombre original
diferente a otro, y hidragyrun.
en general  El Hidrógeno se basa
representa el en una acción química
nombre del este en ,del griego hidros=agua y
genes generador
latín o en ingles por
ejemplo:
 Cloro del griego
chloros= amarilli
verdoso

39. ¿Cuál es el origen del nombre del Germanio , Einstenio,
Curio ,el Sodio y el Terbio?
 Fórmula Química
Indica el numero relativo de átomos de cada
Elemento en una sustancia En este caso
vemos que
Tipos de átomos existen en el
compuesto 3
tipos diferentes
Na2SO4 (s) Estado
de elementos:
Sodio (Na)
Azufre (S)
No. de átomos Oxígeno (O)

40.  En este compuesto existen:
Pasos para encontrar el  2 átomos de Sodio (Na)
peso fórmula
 1 átomo de Azufre (S)
1. Determinar cuantos  4 átomos de Oxígeno (O)
átomos de cada elemento
hay en la formula 2. Multiplicamos el
número de átomos con su
respectivo peso atómico
(el peso atómico aparece
en la tabla periódica)
Na2SO4 (s)
No. de átomos

41. Na2SO4
 En este compuesto existen:
 2 átomos de Sodio (Na) y el peso atómico del sodio es de 22.99 g
 1 átomo de Azufre (S) y el peso atómico del Azufre es de 32.07 g
 4 átomos de Oxígeno (O) y el peso atómico del Oxigeno es de 16 g
 Calculamos
 2 átomos Sodio (Na) * 22.99 g = 45.98 g
 1 átomo de Azufre (S) * 32.07 g = 32.07 g
 4 átomos de Oxígeno (O) * 16 g = 64 g
Sumando los resultados anteriores
45.98 g
32.07 g
64 g
142.05 g es el peso formula o peso molecular.

42. ENCUENTRE EL PESO FORMULA DE LOS SIGUIENTES
COMPUESTO
El ozono O3 , contribuye al smog, componente natural de la
estratosfera que absorbe la radiación solar dañina
ELEMENTO NUMERO DE PESO TOTAL
ATOMOS ATOMICO
La Glucosa , azúcar presente en la mayoría de las frutas con
formula C6H12O6
ELEMENTO NUMERO DE PESO TOTAL
ATOMOS ATOMICO

43. BIBLIOGRAFIA
 http://www.slideshare.net/pacheco/e
structura-del-atomo
 http://concurso.cnice.mec.es/cnice2
005/93_iniciacion_interactiva_materi
a/curso/materiales/atomo/estructura
.htm
 Martin Silberberg , Química General
 Brown , LeMay, Bursten Química la
Ciencia Central

44. PROCURE DEDICAR SU MAYOR ESFUERZO Y
TENDTRA EXITOS
EN TODO LO QUE SE PROPONGA.