Introducción a la estructura atómica.

1. ESTRUCTURA ATÓMICA

2. TEORÍA ATÓMICA DE LA MATERIA
Demócrito (460 – 370 a.C.) “Todo el mundo material debía
estar constituido por partículas indivisibles diminutas que
llamaron átomos.
Platón y Aristóteles. ”No pueden existir partículas
indivisibles”.
John Dalton (1803 – 1807). Planteó los siguientes
postulados:
1. Cada elemento se compone de partículas
extremadamente pequeñas llamadas átomos.

3. 2. Todos los átomos de un elemento dado son idénticos; los
átomos de elementos diferentes son diferentes y tienen
propiedades distintas (incluida la masa).
3. Los átomos de un elemento no se transforman en átomos
diferentes durante las reacciones químicas; los átomos no
se crean ni se destruyes en las reacciones químicas.
4. Cuando se combinan los átomos de más de un elemento
se forman compuestos; un compuesto dado siempre tiene
el mismo número relativo de la misma clase de átomos.
Según la teoría atómica de Dalton, “Los átomos son los
bloques de construcción básicos de la materia; son las
partículas más pequeñas de un elemento que conservan la
identidad química del elemento.

5. Ley de las proporciones definidas. “En un compuesto dado
los números relativos y las clases de los átomos son
constantes”. Esta ley es la base del postulado 4 de Dalton.
Ley de la conservación de la materia. “La masa total de los
materiales presentes después de una reacción química es la
misma que la masa total antes de la reacción”. Esta ley es la
base del postulado 3.
Ley de las proporciones múltiples. “”Si dos elementos A y B
se combinan para formar más de un compuesto, las masas
de B que se pueden combinar con una masa dada de A,
están en proporciones de números enteros pequeños”.

7. DESCUBRIMIENTO DE LA ESTRUCTURA ATÓMICA
El átomo se compone de piezas aún más pequeñas llamadas
partículas subatómicas.
El átomo se compone parcialmente de partículas con carga
eléctrica, algunas con carga positiva (+) y algunas con carga
negativa (–).
Las partículas con la misma carga se repelen, mientras que
partículas con carga distinta se atraen.

8. RAYOS CATÓDICOS Y ELECTRONES
El descubrimiento del electrón y el estudio detallado de su
comportamiento fueron posibles gracias a la invención del
tubo de rayos catódicos.
Una placa con carga positiva, el ánodo, atrae las partículas
con carga negativa, los electrones, el haz de electrones
atrae lo que los primeros investigadores llamaron rayo
catódico.
Este rayo viaja hasta incidir en la superficie interna del
extremo opuesto del tubo. La superficie está recubierta
de un material fluorescente, como sulfuro de zinc, de
manera que se observa una intensa fluorescencia o
emisión de luz cuando la superficie es bombardeada por
los electrones.

9. Tubo de rayos catódicos
2.2

10. En algunos experimentos al tubo de rayos catódicos se le
agregaron dos placas cargadas eléctricamente y un
electroimán.
Cuando el campo magnético se encuentra activado y el
campo eléctrico se encuentra desactivado, el rayo
catódico incide en el punto A.
Cuando sólo el campo eléctrico está activado, el rayo
se desvía al punto C.
Cuando ambos campos están desactivados o cuando
ambos están activados, pero se equilibran de tal forma
que su influencia se cancela mutuamente, el rayo sigue
una trayectoria rectilínea hacia el punto B.

12. Tal comportamiento es congruente con el hecho de que los
electrones poseen carga negativa.
La teoría electromagnética establece que un cuerpo cargado
en movimiento se comporta como un imán y puede
interactuar con los campos eléctrico y magnético a través de
los cuales pasa.
Dado que el rayo catódico es atraído por la placa con cargas
positivas y repelido por la placa con cargas negativas, es
claro que debe estar formado por cargas negativas.

13. J. J. Thomson, utilizó un tubo de rayos catódicos y su
conocimiento acerca de los efectos de las fuerzas eléctrica
y magnética en una partícula cargada negativamente para
obtener la relación entra la carga eléctrica y la masa de un
electrón.
Thomson encontró que la relación es:
g
C
masa
a
c 8
10
76
,
1
arg




14. En 1909 Robert Millikan logró medir la carga de un electrón
realizando lo que se conoce como el “experimento de la gota de
aceite de Millikan”
Utilizando el aparato que se muestra en la figura, Millikan probó
que todas las cargas eléctricas son múltiplos de una unidad
elemental definida, cuyo valor es 1,6 x 10-19C.
En el experimento se llevan gotas esféricas de aceite desde el
atomizador hacia la cámara de observación. Allí se cargan al
chocar con los iones gaseosos producidos por la acción del radio
o los rayos X sobre el aire. Se reconoce una gota de aceite
cargada por su respuesta a un campo eléctrico y por su
movimiento observado a través del microscopio. Cuando el
campo eléctrico es cero, la gota está sometida solamente a la
fuerza de gravedad, y cae, debido a la densidad del aire, la gota
no acelera continuamente, sino que alcanza una velocidad
constante.

16. Así, se puede determinar tanto la carga como la masa del
electrón:
C
electrón
del
a
C 19
10
6
,
1
arg 


g
g
C
C
electrón
del
Masa 28
8
19
10
10
,
9
10
76
,
1
10
6
,
1 







17. RADIACTIVIDAD
Fue descubierta por Henri Berquerel en 1896, quien,
estudiando pechblenda (un mineral de uranio), descubrió
que emitía radiación de alta energía. Esta emisión
espontánea de radiación se denomina radiactividad.
Los estudios posteriores, llevados a cabo por Rutherford
revelaron tres tipos de radiación: ,  y .
Radiación , consta de partículas  (electrones de alta
velocidad).
Radiación , consta de partículas  (núcleos de helio)
Radiación , es de alta energía, similar a los rayos X; no
consta de partículas y no posee carga.

18. (Compuesto de uranio)

19. EL ÁTOMO NUCLEAR
Según Thomson y debido a que los electrones
constituyen una fracción muy pequeña de la masa de un
átomo, propuso que el átomo consistía en una esfera
uniforme de materia positiva en la que estaban
incrustados los electrones. Se le llamó el modelo
atómico del “pudín de pasas”

21. MODELO DE RUTHERFORD
Al estudiar los ángulos con los que las partículas  se
dispersaban al pasar a través de una laminilla de oro muy
delgada, descubrió que casi todas las partículas 
atravesaban directamente la laminilla, sin desviarse. Un
porcentaje pequeño mostraba una desviación ligera.
Además, se observaron desviaciones con grandes ángulos
e incluso algunas partículas rebotaban en la dirección en la
que habían venido.
Rutherford postuló que la mayor parte de la masa del
átomo, y toda su carga positiva, residía en una región muy
pequeña, extremadamente densa, a la que llamó núcleo.
La mayor parte del volumen total del átomo era espacio
vacío, en el que los electrones se movían alrededor del
núcleo.

23. La mayor parte de las partículas  atraviesan
directamente la laminilla porque no se topan con el
diminuto núcleo; pasan por el espacio vacío del átomo.
Ocasionalmente, una partícula  se acerca mucho al
núcleo de los átomos de oro. La repulsión entre el núcleo
del átomo de oro altamente cargado y la partícula  es lo
bastante fuerte como para desviar la partícula , menos
masiva.
Estudios posteriores condujeron al descubrimiento de las
partículas tanto positivas (protones) como neutras
(neutrones) en el núcleo.

25. VISIÓN MODERNA DE LA ESTRUCTURA ATÓMICA
Sólo tres de las partículas subatómicas afectan el
comportamiento químico: protón, neutrón y electrón.
Los átomos tienen números iguales de protones y de
electrones, así que no poseen carga eléctrica neta.
Los protones y los neutrones residen juntos en el núcleo
del átomo que es extremadamente pequeño.
Prácticamente todo el volumen de un átomo es el
espacio en el que residen los electrones.
Los electrones son atraídos hacia los protones del
núcleo por la fuerza que existe entre partículas con
carga eléctrica opuesta.
Las masas de los átomos son extremadamente
pequeñas. Por ello se utiliza la unidad de masa atómica
(uma), 1 uma = 1,66 x 10-24g.

26. Las masas del protón y del neutrón son casi iguales, y
ambas son mucho mayores que la del electrón.
Los átomos son extremadamente pequeños, en su
mayor parte tienen diámetros de entre 1 x 10-10m a 5 x
10-10m, es decir entre 100 y 500 pm ó de 1 a 5 Å (1 Å =
10-10m).
Los diámetros de los núcleos atómicos son del orden de
10-4Å

28. ISÓTOPOS, NÚMEROS ATÓMICOS Y NÚMEROS DE MASA
“Todos los átomos de un elemento tienen el mismo número de
protones en el núcleo”
ISÓTOPO. Son los átomos de un elemento dado que difieren en
el número de neutrones, y por lo tanto en su masa.
NUCLIDO. Átomo de un isótopo especifico
NÚMERO ATÓMICO. Número de protones en el núcleo de un
átomo.
NÚMERO DE MASA. Número de protones más neutrones en el
núcleo de un átomo.

29. X
A
Z
NÚMERO DE MASA
NÚMERO ATÓMICO
SÍMBOLO DEL ELEMENTO

30. H
1
1 H (D)
2
1 H (T)
3
1
U
235
92 U
238
92
ISÓTOPOS

31. PESOS ATÓMICOS
Unidad de masa atómica (uma): se define asignando una
masa de exactamente 12 uma al isótopo 12C del carbono.
1 uma = 1,66054 x 10-24 g
1 g = 6,02214 x 1023 uma
MASA ATÓMICA PROMEDIO. Se puede determinar la
masa atómica promedio de un elemento a partir de las
masas de sus diversos isótopos y de sus abundancias
relativas.
La masa atómica promedio de cada elemento (expresada
en uma) también se denomina peso atómico.

32. Calcular la masa atómica del Silicio considerando que se
encuentra en la naturaleza formado por tres isótopos que
tienen las siguientes masas y % de abundancia.
Masa atómica % abundancia
27.977 92.23
28.977 4.67
29.974 3.10

33. LA TABLA PERIÓDICA
Se disponen los elementos en orden de número atómico
creciente, de ésta manera se puede observar que sus
propiedades químicas y físicas exhiben un patrón repetitivo,
o periódico.
Colocando en columnas verticales los elementos que tienen
propiedades similares se obtiene la tabla periódica.
En ella para cada elemento de la tabla se da el número
atómico, el símbolo atómico y el peso atómico (masa
atómica promedio. 19
K
39,0983
Número atómico
Símbolo atómico
Peso atómico

34. Las columnas de la tabla periódica se conocen como grupo.
La designación de los grupos es un tanto arbitraria, y se
usan comúnmente tres esquemas distintos de designación.
Por ejemplo en Estados Unidos los grupos se designan con
números del 1 al 8, seguidos de las letras A o B.
La Unión Internacional de Química Pura y Aplicada (IUPAC)
ha propuesto una convención que numera los grupos
desde el 1 al 18, sin designaciones A o B.

35. CONVENCIÓN
NORTEAMERICANA
CONVENCIÓN
IUPAC

36. Los elementos que pertenecen al mismo grupo suelen
exhibir ciertas similitudes en sus propiedades físicas y
químicas.
Todos los elementos del lado izquierdo y la parte media de
la tabla (con excepción del hidrógeno) son elementos
metálicos, o metales. La mayor parte de los elementos de
la tabla periódica son metales.
Los metales están separados de los elementos no
metálicos por una línea diagonal escalonada que va del
Boro (B) al Astato (At). El hidrógeno es un no metal.
Muchos de los elementos que están junto a la línea que
separa los metales de los no metales, como el Antimonio
(Sb), tienen propiedades intermedias entre las de los
metales y los no metales, generalmente se les denomina
metaloides.

37. MOLÉCULAS Y COMPUESTOS MOLECULARES
Un átomo es la muestra representativa más pequeña de un
elemento.
Una molécula es un conjunto de dos o más átomos
estrechamente unidos.
Muchos elementos se encuentran en la naturaleza en forma
molecular, la representación gráfica de una molécula es la
fórmula química.
Los elementos que están formados por moléculas se
denominan compuestos moleculares, y contienen más de
un tipo de átomos.

38. H2 H2O NH3 CH4

39. MOL. Es la unidad SI para la cantidad de sustancia. Es la cantidad
de sustancia que contiene el mismo número de átomos que
existen en 12 g de carbono – 12. A este número se le llama
número de Avogadro (6,021023)
Un mol de una sustancia representa un número fijo de entidades
químicas y tiene una masa fija
Así
1 mol de átomos de Fe contiene 6,021023 átomos de Fe
1 mol de moléculas de O2 contiene 6,021023 moléculas de O2
y 1,2041024 átomos de O (el doble)
1 mol de moléculas de H2O contiene 6,021023 moléculas de
H2O, 6,021023 átomos de O y 1,2041024 átomos de H.
1 mol de iones NO3
- contiene 6,021023 iones NO3
-, 6,021023
átomos de N y 1,8061024 átomos de O

40. Masa atómica. Masa de un átomo, se mide en uma.
Ej: masa atómica del Fe = 55,85 uma
Masa molecular. Masa de una molécula, se mide en
uma.
Ej: masa molecular de H2O = 18 una
Masa molar. Masa de 1 mol de partículas, se mide en
gramos
Ej: masa molar de Fe = 55,85 g
masa molar de H2O = 18 g

41. El cloranfenicol, C11N2O5H13Cl2, es un antibiótico muy usado. Si
una persona ingiere 120mg de este medicamento, calcule:
a) Masa molar
b) ¿Cuántos moles de fármaco consumió?
c) ¿Cuántas moléculas de fármaco consumió?
d) ¿Cuántos átomos de carbono consumió?

42. La hemoglobina, molécula encargada del transporte de oxígeno
en la sangre posee la fórmula molecular:
C2952H4664N812O832S8Fe4. Calcule:
a) La masa molar de la hemoglobina
b) Los moles de hemoglobina que hay en 1000mg de
compuesto
c) Las moléculas de hemoglobina que hay en 1000mg de
compuesto
d) Los átomos de N que hay en 1000mg de compuesto
e) ¿Cuántos átomos de S deben existir en una muestra que
contiene 3,012 x 1010 átomos de Fe?

43. FÓRMULAS EMPÍRICA Y MOLECULARES
FÓRMULAS MOLECULARES. Son las fórmulas químicas que
indican los números y tipos de átomos que forman una
molécula.
FÓRMULAS EMPÍRICAS. Son las fórmulas químicas que sólo
indican el número relativo de átomos de cada tipo en una
molécula. Los subíndices de una fórmula empírica siempre
son las proporciones enteras más pequeñas.
Así, para la glucosa:
Fórmula molecular: C6H12O6
Fórmula empírica: CH2O

44. REPRESENTACIÓN DE MOLÉCULAS
FÓRMULA ESTRUCTURAL. Muestra cuáles átomos están
unidos a cuáles dentro de la molécula. Los átomos se
representan con sus símbolos químicos, y se usan líneas para
representar los enlaces que mantienen unidos a los átomos.
DIBUJO EN PERSPECTIVA. Da una idea de la forma
tridimensional de la molécula.
MODELO DE BOLAS Y VARILLAS. Muestra los átomos como
esferas y los enlaces como varillas. Representan con exactitud
los ángulos con que los átomos se unen dentro de la
molécula.

45. MODELOS ESPACIALES. Dan una idea más
realista de cómo se vería una molécula si se
aumentara su escala.

46. IONES Y COMPUESTOS IÓNICOS
El núcleo de un átomo no cambia en los procesos
químicos ordinarios, pero los átomos pueden adquirir o
perder electrones fácilmente.
Si a un átomo neutro se le quitan o agregan electrones ,
se forma una partícula cargada llamada ion.
Un ion con carga positiva se denomina catión.
Un ion con carga negativa se denomina anión.


 2
3
3 ,
, CO
NO
Cl 

 3
2
,
, Fe
Ca
Na

47. Fórmula de compuestos iónicos
Al2O3
2 x +3 = +6 3 x -2 = -6
Al3+ O2-
CaBr2
1 x +2 = +2 2 x -1 = -2
Ca2+ Br-
Na2CO3
1 x +2 = +2 1 x -2 = -2
Na+ CO3
2-