Atomos elementos y compuesto teoría

Átomos, elementos y compuestos. Teoría
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TEMA 1 FÍSICA Y QUÍMICA

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1.- SUSTANCIAS PURAS Y MEZCLAS
Sustancia es cada una de las diversas clases de materia que existen en la naturaleza.
Podemos clasificar las sustancias que nos encontramos a nuestro alrededor según la
cantidad de elementos que contienen y la organización de estos.
1.1.- Sustancias Puras
Son sustancias constituidas por un único componente y propiedades físicas
características. Algunas de estas propiedades son: El color, la densidad, el sabor, la
temperatura de ebullición, etc…
A su vez las sustancias puras pueden ser sustancias simples, formados por un único
tipo de átomos (elemento) como un anillo de oro y compuestos formadas por varios
tipos de átomos como el agua.
Ejemplos de sustancias puras
Sustancia simple: Oro (Au) Compuesto: agua (H2O)
1.2.- Mezclas
En la naturaleza la mayoría de las sustancias puras se encuentran mezcladas con otras.
Una mezcla es un sistema formado por dos o más sustancias, las cuales conservan sus
propiedades y no reaccionan entre sí. Los componentes de las mezclas pueden ser
sólidos, líquidos o gaseosos.
Algunos ejemplos de mezclas son: el aire, muchas rocas, la leche, el café, la mayonesa,
la salsa vinagreta, la crema de manos y el champú, entre muchas otras.
La clasificación de las mezclas

Las mezclas pueden ser de dos tipos: heterogéneas y homogéneas.
 Las mezclas heterogéneas no son uniformes, los distintos componentes se
pueden apreciar a simple vista o con la ayuda de una lupa, y presentan distintas
propiedades según la porción que se considere de ellas. Algunos ejemplos de
mezclas heterogéneas son: la madera, el granito, el mármol y la mayoría de las
rocas, la sopa de verduras, las ensaladas y las macedonias de frutas.

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Ejemplos de mezclas heterogéneas
Granito Ensalada Cereales con leche y fruta
Los coloides son un tipo especial de mezclas heterogéneas formadas por dos o
más sustancias, cuyas partículas tienen un tamaño muy pequeño y no son visibles
directamente. Por ello, la mezcla tiene un aspecto uniforme a simple vista y es más difícil
de apreciar la variación de las propiedades.
Son coloides el plasma sanguíneo, el suero de la leche, la mayonesa y la gelatina.
Mezcla heterogénea: Coloide
leche Sangre
 Por otro lado, las mezclas homogéneas o disoluciones son aquellas que
presentan una uniformidad en toda su masa, de modo que los componentes no son
identificables a simple vista ni tampoco con un microscopio potente porque las
partículas se encuentran subdivididas hasta el tamaño de sus moléculas o
iones. Esto hace que la composición y las propiedades de las disoluciones sean
iguales en todos los puntos de la mezcla.
Algunos ejemplos de disoluciones son: el aire y el agua de mar.

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Ejemplos de mezclas homogéneas o disoluciones
Agua del mar Aire
Las mezclas homogéneas también reciben el nombre de disoluciones. Aunque
existen disoluciones en todos los estados (gaseosas, sólidas y líquidas), las más
comunes y utilizadas son las líquidas.
En una disolución se distinguen: el disolvente, que es el componente mayoritario, y
el soluto, que es el minoritario y se encuentra disperso en el disolvente. Por ejemplo,
en una disolución de sal común en agua, el agua es el disolvente mientras que la sal
es el soluto.
Algunos sólidos también pueden formar disoluciones entre sí, que reciben el nombre
de aleaciones. Estas se obtienen fundiendo los sólidos (generalmente metales),
mezclándolos bien en estado líquido, y enfriando la disolución hasta que se
solidifica. Son ejemplos de aleaciones el acero (hierro y carbono), el latón (cobre y
cinc) y el bronce (cobre y estaño).
La cantidad de soluto que hay en una disolución se mide mediante la concentración.
Una disolución poco concentrada (con poco soluto) está más diluida que una de mayor
concentración (con mucho soluto).
Para expresar la concentración suele indicarles la cantidad de soluto que está
presente en una cierta cantidad de disolución. Se suele emplear las siguientes
unidades:
 Gramos por litro (g/L): Indica los gramos de soluto en un litro de disolución
 Tanto por ciento en masa: indica qué porcentaje de la masa total de la
disolución es soluto.
 Tanto por ciento en volumen: indica que porcentaje del volumen total de la
disolución es soluto.
Como es el proceso de disolución

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2.- TECNICAS DE SEPARACIÓN DE MECLAS
Existen numerosos procedimientos que nos permiten separar los componentes de una
mezcla. Estos métodos se basan en las propiedades de los componentes que forman las
mezclas.
2.1. La separación de mezclas heterogéneas
 La filtración: permite separar un líquido de un sólido mediante un filtro, que puede
consistir en una lámina o papel poroso. El líquido pasa a través del filtro, mientras
que el sólido queda retenido. Se suele utilizar para eliminar las impurezas del agua
en el proceso de potabilización.
 La sedimentación: permite separar dos sustancias basándose en sus distintas
densidades. Se deja reposar la mezcla para que el componente más denso se
deposite en el fondo. Suele usarse para separar las partículas en suspensión en un
líquido.
 La decantación: se aplica a las mezclas de dos líquidos de diferente densidad. Se
emplea un embudo de decantación que permite extraer el líquido más denso por la
parte inferior.
 La separación magnética: permite separar los componentes que presentan
propiedades magnéticas. Se emplea un imán. Se suele usar en las plantas de
Reciclaje de residuos para separar los residuos ferrosos del resto.
 Filt
Filtración Decantación Separación Magnética

6
2.2. La separación de mezclas homogéneas

Para separar los componentes de una mezcla homogénea, se pueden utilizar técnicas
como las siguientes:
 La cristalización: consiste en hacer precipitar las partículas de un sólido disuelto en un
líquido. Se puede hacer añadiendo un pequeño cristal a una disolución saturada o por
evaporación del líquido, ya sea a temperatura ambiente o calentando la disolución
hasta que todo el líquido se evapore, si bien en este caso no hay cristalización, sino
precipitación amorfa.
 La destilación: cuando en una mezcla uno de los componentes es más volátil que otro,
se añade calor y el componente más volátil se convierte en vapor, que pasa a través de
un tubo refrigerante y vuelve a obtenerse en estado líquido.
 La cromatografía: es un método que se basa en la diferente capacidad que presentan
los componentes de una mezcla gaseosa o líquida para adherirse a unas superficies
adsorbentes sólidas o líquidas. Cada una de las sustancias de la disolución avanza por
dichas superficies a una velocidad diferente, por lo que tras cierto tiempo circulando por
las mismas quedan separadas.
Métodos de separación de mezclas interactivos
Jclic sobre mezclas y separaciones
Ejercicios sobre mezclas (Junta de Extremadura) muy simple
Texteando Juego sobre sustancias

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Cristalización
Destilación
Cromatografía

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2.- EL ATOMO Y LAS PARTICULAS SUBATOMICAS
Durante mucho tiempo se creyó que el átomo era la partícula material más pequeña,
es decir, que era indivisible. En la actualidad, sabemos que está formado por
partículas más pequeñas todavía.
Los átomos están compuestos por tres partículas fundamentales: el electrón, el protón
y el neutrón, distribuidas entre la corteza y el núcleo:
 El núcleo: concentra casi toda la masa del átomo aunque su tamaño es 10.000
veces más pequeño que este. Tiene carga eléctrica positiva. Está compuesto por
protones (con carga eléctrica positiva) y neutrones (sin carga).Ambas partículas
tienen una masa similar.
 La corteza: es la parte externa que rodea al núcleo. Está compuesta por electrones
(con carga eléctrica negativa) que giran alrededor del núcleo. Tienen una masa casi
2.000 veces menor que la de un protón. Si el átomo fuera del tamaño de un campo
de fútbol, el núcleo sería una canica ubicada en el centro y el electrón más cercano
se encontraría a la altura de la grada. Esto significa que en el átomo hay mucho
espacio vacío.

La masa y la carga de las partículas subatómicas
PARTÍCULA MASA (kg) CARGA (culombios) CARGA UNITARIA
Protón 1,67262 × 10
-27
+1,6022 × 10
-23
+1
Neutrón 1,67493 × 10
-27
0 0
Electrón 9,10939 × 10
-31
-1,6022 × 10
-23
-1
2.1.- MODELOS ATOMICOS
El filósofo Demócrito, nacido hacia el año 470 a.C. en la ciudad griega de Abdera, se

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preguntó hasta dónde se podría dividir un trozo de cualquier clase de materia. ¿Se llegaría
a un punto en que fuese imposible seguir haciéndolo? Dedujo que ese límite existía y
llamó átomo (que en griego significa “sin partes”) a esa partícula mínima. Sin embargo, las
ideas de Demócrito fueron rechazadas por sus contemporáneos por absurdas y cayeron
en el olvido hasta que fueron retomadas por John Dalton.
La teoría atómica de Dalton: fundamento de la química moderna (1808)

Basándose en las observaciones sobre conservación de la masa de las reacciones
químicas, este científico inglés, publicó en 1808, una teoría que establecía que:
 La materia está formada por unidades indivisibles llamadas átomos.
 Todos los átomos de un elemento son iguales entre sí.
 Los compuestos se forman por la combinación de átomos en proporciones fijas y
sencillas (uno con uno, dos con uno, etc.).
El modelo de Thomson (1897)

J. J. Thomson descubrió la existencia del electrón. Se comprobó experimentalmente que
su masa era mucho menor que la de los átomos y que poseía carga negativa. Con estos
datos, Thomson eléboro un modelo atómico que paso a sustituir la teoría de Dalton.
Su modelo representaba al átomo como una esfera maciza con la carga positiva distribuida
de forma homogénea y electrones incrustados (a la manera de pasas en un pudin) que
compensaban la carga positiva.
[ver].
Modelo atómico de Thomson. Aún no se conocía la existencia del núcleo, por eso la carga
positiva aparece distribuida de forma homogénea en todo el átomo.
El modelo de Rutherford (1911)

En 1910, Rutherford realizó el siguiente experimento: hizo incidir un haz de rayos alfa (con
carga positiva) sobre una fina lámina de oro para observar si esta afectaba la trayectoria

10
de los rayos. Rodeó la lámina con una pantalla fluorescente, en la que se producía un
destello cada vez que un rayo alfa chocaba con ella; así podría seguir sus trayectorias.
El experimento de Rutherford demostró la existencia del núcleo atómico.
La mayoría de los rayos atravesaban la lámina sin desviarse. Sin embargo, una muy
pequeña porción rebotaba. Rutherford interpretó los resultados de la siguiente manera:
 La mayor parte de los rayos atraviesan la lámina sin desviarse, por lo tanto, en un
átomo debe haber mucho espacio vacío y la masa positiva no debe estar distribuida de
manera uniforme, sino concentrada en un pequeño espacio.
 La mínima porción de rayos alfa que rebotan lo hacen porque chocan directamente con
una zona (a la que llamó núcleo) donde se concentra toda la carga positiva, la cual
además debe ser muy pequeña en comparación con el volumen total del átomo, dado
que solo unos pocos rayos sufren una gran desviación. Puedes observar la experiencia
de Rutherford en el siguiente vídeo [ver].
Para explicar este fenómeno, Rutherford diseñó entonces un nuevo modelo del átomo,
parecido al del sistema solar, es decir, con un núcleo central, donde se concretaba
toda la masa y la carga positiva (protones), mientras que los electrones se repartían
en órbitas alrededor del núcleo, como los planetas alrededor del Sol. Postuló que el
núcleo debería contener además partículas sin carga eléctrica, que evitarían la
repulsión entre los protones y le proporcionarían estabilidad.
Posteriormente, cuando estas partículas fueron descubiertas por Chadwick, se
denominaron neutrones.
El modelo actual
El modelo actual de la estructura atómica se basa en la mecánica cuántica. Fue construido
durante las primeras décadas del siglo XX, gracias al trabajo de científicos como Borh y
Shödinger. Parte del modelo de Rutherford, pero considera que en lugar de conocer las
orbitas que describen los electrones, solo conocemos la probabilidad de encontrarlos en

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determinados lugares. Las zonas donde esta probabilidad es mayor se denominan
orbitales
3.- LA ESTRUCTURA DEL ÁTOMO
Los átomos se caracterizan por su número atómico, que indica el número de protones y
se simboliza con la letra Z:
Z = n.º de protones
El número másico se simboliza con la letra A, que indica el número de protones p más el
número de neutrones n de un átomo:
A = p + n = Z + n
Estos valores se representan a la izquierda del símbolo del elemento, el superior es el
número másico y el inferior, el número atómico.
Página sobre la materia con ejercicios
Modelos atómicos (unidad didáctica)
Unidad didáctica con ejercicios
Modelos atómicos (para explicar)
Modelo atómico actual
Experimento de Rutherford

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Los isótopos

Los isótopos son átomos de un mismo elemento que se diferencian en el número de
neutrones. Todos los isótopos de un elemento tienen el mismo número
atómico y diferente número másico.
Por ejemplo, C-12 y C-14 son dos isótopos del carbono: ambos tienen número atómico 6,
pero el primero tiene 6 neutrones, mientras que el segundo tiene 8.
Los isótopos del carbono
ISÓTOPO
NÚMERO
ATÓMICO(Z)
NÚMERO
MÁSICO(A)
NÚMERO DE
PROTONES
NÚMERO DE
NEUTRONES
C-12 6 12 6 6
C-14 6 14 6 8
Los iones

Los átomos son neutros. Sin embargo, pueden perder o ganar uno o más electrones y
transformarse en iones, es decir, en partículas con carga eléctrica.
Si un átomo recibe uno o más electrones, se convierte en un ion con carga
negativa o anión, ya que el número de electrones es superior al de protones. Si, en
cambio, pierde electrones, se convierte en un ion con carga positiva o catión.
4 LA TABLA PERIODICA
Cada elemento químico tiene un número atómico que lo identifica y lo distingue del resto.
La tabla periódica reúne todos los elementos conocidos, ordenados según su número
atómico creciente. Esta distribución permite reconocer con rapidez las propiedades de un
elemento dado por su ubicación en la tabla.
Skool: Isotopos
Isotopos proyecto Ulloa

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Recuerda
Un átomo está formado por un núcleo, constituido por protones y neutrones, y electrones
que giran a su alrededor.
El número atómico Z es el número de protones que tiene el núcleo de un átomo.
4.1. La clasificación de los elementos químicos

Ya en la antigüedad, cuando el ser humano descubrió los primeros materiales, se preguntó
de qué estaban hechas las cosas y comenzó a intentar clasificar los elementos conocidos
según sus propiedades.
En la antigua Grecia se consideraba como elementos el aire, el agua, la tierra y el fuego, y
se creía que a partir de ellos se obtenían todos los materiales distintos presentes en la
naturaleza.
La tabla periódica, tal y como la conocemos en la actualidad, consiste en la ordenación de
los elementos de izquierda a derecha y de arriba abajo en orden creciente de
sus números atómicos. De esta forma, quedan ubicados en 18 grupos (columnas) y 7
períodos (filas).
La utilidad de la tabla periódica
La gran utilidad de la tabla periódica consiste en que se pueden deducir las propiedades
de un elemento a partir de su ubicación y de su posición relativa respecto a los demás
elementos.
Actualmente se conocen 118 elementos, 92 de ellos son naturales, es decir, se han
aislado a partir de minerales y rocas. Los restantes son sintéticos y fueron obtenidos
artificialmente en los aceleradores de partículas.
Algunos grupos (columnas) reciben nombres especiales; por ejemplo, el grupo 1 es el de
los metales alcalinos; el 2, el de los metales alcalinotérreos; el 17, el de los halógenos; y el
18, el de los gases nobles.
Los elementos de un mismo grupo presentan propiedades similares.
La disposición de los elementos en la tabla periódica permite diferenciar dos grandes
grupos: los metales y los no metales. Los primeros se ubican a la izquierda y los
segundos, a la derecha.
Dentro de los no metales destacan dos grupos: los halógenos (grupo 17) y los gases
nobles (18).
Los metales ocupan la mayor parte de la tabla y se subdividen en: alcalinos,
alcalinotérreos y metales de transición.
Tablas periódica on-line 1 Tabla periódica para practicar
Puzle de la tabla periódica Tabla periódica Juegos

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5.- LOS ENLACES QUÍMICOS
Las fuerzas que mantienen unidos los átomos en las sustancias se denominan enlaces
químicos. La tendencia a unirse depende de las configuraciones electrónicas, en
particular, las del último nivel. La posición de los elementos en la tabla periódica da una
idea del tipo de enlace que pueden formar.
Existen tres tipos de enlaces químicos: iónico, covalente y metálico, los cuales determinan
en gran medida las propiedades de las sustancias y permiten clasificarlas en sustancias
iónicas, moleculares y metales.

Los elementos del grupo 18 poseen 8 electrones en su último nivel, excepto el helio (He)
que tiene 2. Esta configuración electrónica es extremadamente estable y a ella se debe su
poca reactividad.
Por ello, se considera que los átomos de cualquier otro elemento forman enlaces para
conseguir 8 electrones en su último nivel y aumentar su estabilidad, asemejándose a la
estructura de los gases nobles. El hidrógeno, en cambio, consigue estabilidad con solo 2
electrones, ya que de esta manera se asemeja al gas noble helio.
El enlace iónico

Se produce por transferencia de electrones de un
átomo a otro, siempre entre átomos diferentes. El que
los cede se convierte en un catión, mientras el que los
recibe se transforma en un anión. La fuerza de
atracción entre iones de signos opuestos los mantiene
unidos. Puedes observar cómo se forman los enlaces
iónicos entre distintos elementos en la siguiente
animación de Educaplus [ver].
El enlace covalente
Cuando los átomos no tienen posibilidad de perder o
ganar electrones para cumplir la regla del octeto,

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los comparten. Cada par de electrones (uno de cada átomo) compartido es un enlace. En
este caso, se forman sustancias moleculares, que pueden estar formadas por átomos
iguales o diferentes.
Por ejemplo, dos átomos de cloro comparten un electrón de su último nivel, de modo que
ambos logran tener 8 electrones (7 propios y 1 compartido) y forman una molécula de
cloro.
Dos átomos pueden compartir dos, cuatro o seis electrones, lo que da lugar a un enlace
covalente simple, doble o triple, respectivamente.
El enlace metálico

Los átomos de los metales poseen pocos electrones en su
último nivel, pero también una escasa tendencia a atraer
otros. Para cumplir la regla del octeto, comparten los
electrones entre muchos átomos, de modo que estos forman
una nube alrededor de los núcleos. La fuerza de atracción
entre las cargas opuestas los mantiene unidos. Los núcleos
se acomodan formando una red tridimensional compacta. Los
electrones no pertenecen a ningún átomo en particular y
tienen una gran movilidad. Esto explica por qué los metales
conducen fácilmente la electricidad [ver].
6.- EL NOMBRE DE LAS SUSTANCIAS
Una fórmula es una representación simbólica en la que se indica qué elementos
y cuántos átomos de cada uno forman una sustancia.
Jclic sobre enlace químico
Skool: estructuras y enlaces (simulador)
Características de los enlaces (edu +)
Naturaleza del enlace químico (edu+)

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Para representar una fórmula se utilizan letras, que son los símbolos de los elementos y
números, que indican la cantidad de átomos de cada uno y siempre se escriben
como subíndices a la derecha de los símbolos
correspondientes.
Este compuesto está formado por tres elementos:
sodio (Na), azufre (S) y oxígeno (O).
Los subíndices a la derecha de cada uno de ellos
indican el número de átomos de cada elemento que
constituye la molécula. Observa que hay 1 átomo de azufre, pero el número 1 no se escribe
pues se sobrentiende que el símbolo representa un átomo del elemento.
Una fórmula molecular expresa la proporción en que se encuentran los elementos en la
molécula de un compuesto.
En cambio, una fórmula desarrollada es un dibujo donde, además de representar los
símbolos de los elementos y su número, se utilizan líneas para mostrar los enlaces.
La fórmula desarrollada de la molécula de agua no
solo muestra el número de átomos de hidrógeno y
oxígeno que la componen, sino también los enlaces
entre ellos.
Por otro lado, una fórmula empírica representa la
mínima proporción de átomos presentes en un compuesto. En muchos casos, coincide con
la fórmula molecular, pero en otros no. Por ejemplo, la fórmula molecular del benceno es
C6H6 pero la empírica es CH. La primera indica que la molécula tiene 6 átomos de carbono
y 6 de hidrógeno; mientras que la segunda indica que los átomos se unen en la proporción
1:1.
Formulación y nomenclatura inorgánica
Web para aprender formulación inorgánica

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