El documento describe la estructura de la materia a nivel subatómico. Explica las partículas fundamentales que componen los átomos como protones, electrones y neutrones, así como partículas inestables. También describe los modelos atómicos de Rutherford y Bohr y cómo estos explican la estructura del átomo con un núcleo central y electrones orbitando en capas. Finalmente, resume la tabla periódica y cómo esta clasifica los elementos según sus propiedades.

1. ESTRUCTURA DE LA
MATERIA
CAPITULO 1

2. Protón (p, p, P)
Electrón (e, e,
B)
Neutrón (n, n,
N)
Electrón positivo o positrón (e, e, B)
Neutrino y Antineutrino (V)
Mesón ()
Deuterón (d, d, H, D)
partículas Alfa (a, He)
PARTICULAS FUNDAMENTALES.
El átomo esta formado de partículas de muchos tipos:
PARTICULAS ESTABLES
PARTICULAS INESTABLES
PARTÍCULAS COMPUESTAS

3. PARTICULAS ESTABLES.
ELECTRÓN. Son aquellas partículas que se encuentra fuera
del núcleo y tienen carga negativa. El electrón se caracteriza como
partícula finita, de carga negativa y con propiedades ondulatorias. En
1891 Stoney les llamó electrones.
En 1897 Joseph J. Thomson determinó la relación carga/masa (e/m)
del electrón estudiando la desviación de los rayos Catódicos por los
campos eléctrico y magnético.
PROTON. Son partículas que se encuentran en el núcleo y
tienen carga positiva. Fue por medio del experimento de los rayos
catódicos se demostró la existencia de estas partículas positivas, con
masa y carga. Estas partículas llamadas protones son idénticos al
núcleo de hidrógeno.
NEUTRON. Se encuentran junto con los protones en el
núcleo y su carga es neutra. Fueron predichos en 1920 por Bothe y
Becher, y en 1932 Chadwick demostró su existencia. Los protones
fuera del núcleo son muy inestables.

4. PARTICULAS INESTABLES.
Positrón (+)
Electrón (-)
Núcleo
POSITRON. Fue en 1932 cuando Anderson
descubrió accidentalmente el positrón al estudiar los
campos magnéticos sobre las partículas expulsadas
de los núcleos por la absorción de rayos cósmicos.
Son partículas iguales que los electrones, pero en
sentido opuesto.

5. NEUTRINO Y ANTINEUTRINO. Partículas
pequeñísimas de masa y carga cero, su existencia fue
postulada para explicar la perdida de energía durante la
emisión radioactiva de electrones y protones. No existen
pruebas concretas de su existencia.
MESÓN. Yukawa postuló su existencia para explicar
las energías de enlace descubiertas en los efectos
producidos por los rayos cósmicos sobre la materia.
PARTICULAS COMPUESTAS.
DEUTERÓN. Es un núcleo de Deuterio o Hidrógeno
pesado, y guarda la misma relación que el Hidrógeno y el
protón. Se usa en bombardeo de núcleo.
PARTICULAS ALFA. Es un núcleo de Helio de 2
cargas positivas. Es el producto de la desintegración
radioactiva.

6. ERWING SHRÖNDIGER
Fue un físico-matematico austriaco, en 1926
proporciono bases para el nuevo modelo atómico
considerando las bases de Broglee, Bohr y Rutherford.
Dedujo una ecuación matemática donde el electrón era
estudiado en función de su comportamiento ondulatorio.
En 1945 propuso otro modelo donde el electrón gira
vertiginosamente alrededor del núcleo. Son ondas vibratorias
y no se puede decir la dirección en que se mueven. Imagino
al átomo como una nube cargada de electrones.

7. CARACTERÍSTICAS DE LAS PRINCIPALES
PARTICULAS SUBATÓMICAS
Partícula carga masa en umas
Electrón -1 menos que 1 uma
Protón +1 algo más que una uma
Neutrón 0 algo más que uma
pero más que el protón
La relación entre las partículas es que la masa del
protón es 1837 veces mayor que la del electrón.

8. El Nº Atómico (Z) indica el nº de protones que tiene el
átomo, también indica el nº de electrones.
El Nº Masico (M) indica la suma del nº de los
protones y nº de los neutrones que tiene el átomo.
Los isótopos son átomos del mismo elemento con el
mismo Nº Atómico (Z) y ligeramente distinto Nº Masico. Ello
es debido a que tienen el mismo nº de p+ y de e-, y distinto
nº de n.
Las semejanzas entre un átomo y su isótopo es que tienen
el mismo nº de electrones y protones, y tiene las mismas
propiedades químicas y diferencias en las propiedades
físicas y en el nº de electrones.

9. ISOTOPOS
Son átomos con el mismo numero atómico pero
diferente numero de masa. Presentan propiedades
idénticas.
Por ejemplo:
O16, O17, O18 ; Cl 35, Cl3 7
Aquí se pudo ver isótopos de Oxigeno y de cloro.
Los isotopos más usados son: Carbono (C12. C13 y C14) ,
Nitrógeno,(N14, N15) Oxígeno (O16 Y O18)

10. El sistema de periodos de Mendeleiev.
Mendeleiev presento en 1869 su tabla periódica, de 63
elementos.
Criterios del Sistema de Mendeleiev:
1º Masa atómica creciente (de menor a mayor)
2º Quedan colocados en el mismo grupo, Familia o columna
los elementos de propiedades químicas semejantes.
Ley periódica: Observa que después de cada cierto nº de elementos,
aparecen otros con las mismas propiedades atómicas.
Mendeleiev, ordeno correctamente los elementos, que dejó espacios
vacíos debajo del Al y Si que correspondían al Ga y al Ge. Pero se
encontraron pequeñas anomalías en su clasificación.
En el s.XX se definió el Numero Atómico de un átomo: El nº de
protones que tiene en el núcleo.
Henry Gwynn Moseley dijo que si en vez de ordenar los elementos de
masa atómica creciente los ordenaban por nº atómico creciente
desaparecían las pequeñas anomalías de Mendeleiev.

11. El sistema Periódico actual:
1º Ordena los elementos por nº atómico creciente
2º Mantiene el 2º Criterio de Mendeleiev
A/ GRUPOS
Las columnas verticales (elementos de propiedades químicas
similares)
Grupos A: elementos representativos normales.
Grupos B: elementos o metales de transición.
Elementos de transición interna:
Lactanidos: 14 elementos seguidos del Lantano (Z = 57)
Actínidos: 14 elementos seguidos del Actinio (Z = 89)
B/ PERIODOS
Se llaman así a cada fila horizontal.
Los elementos se clasifican en grupos: metales, no metales,
metales de transición, metales de transición interna (lactánidos y
actínidos) y por ultimo los anfóteros (los que pueden actuar como
metales y no metales).

12. El Método Científico
Es la manera como las Ciencias de la naturaleza, es
decir, las ciencias experimentales avances en el
conocimiento científico.
1º Se parte de Hechos y datos experimentales,
observables, medibles.
P.ej.: Midiendo las masas de los reaccionantes y de los
productos en una reacción química.
2º A veces, de los hechos se inducen las leyes
científicas.
P.ej.: La ley de lavoisier sobre las reacciones químicas.
Entonces surgen las siguientes preguntas: ¿por qué...?
¿cómo se explica que...? ¿cómo son los elementos
químicos para que...?

13. La respuesta suele ser:
3º Los modelos o hipótesis: que formulan los científicos son
construcciones mentales de los científicos que intentan explicar como
es aquel sistema que se esta estudiando (p.ej. los elementos químicos)
para que se comporte siempre según los datos y las leyes
experimentales-
La hipótesis provocan nuevas investigaciones y nuevos hechos
o datos experimentales.
4º Una teoría es una hipótesis suficientemente
confirmada. Pero sigue siendo una construcción mental. Si alguna vez
llega a ser un hecho experimental dejaría de ser Teoría.

14. LOS MODELOS ATOMICOS
Modelo atómico de Rutherford
Rutherford para sacar su modelo atómico realizo
las siguientes experiencias.
Él pone un átomo de Berilio en un recipiente con un
orificio por el que saldrían las radiaciones. Delante de el
se ponen unos obstáculos de plomo con un hueco en
medio para que las radiaciones vayan en línea recta y
detrás, se pone una pantalla que capta todas las
radiaciones y por detrás se pone una pantalla.
Rutherford eligió estas partículas por que quería saber
como estaban formados los átomos de oro. Así envió
partículas con carga para descubrir el núcleo de los
átomos de oro.

15. Características de las partículas alfa: tienen una
velocidad de 20000 km/h. La masa de una partícula alfa es
4 veces la del protón y su carga es +2. En el núcleo
contiene 2 protones y 2 neutrones.
Los datos experimentales fueron los siguientes:
1ºLa mayoría de las partículas “alfa” atravesaban la
lámina de oro sin desviarse
2º Algunas, menos del 10%, se desviaron algo.
3º Muy pocas, menos del 1%, volvían repelidas por
el mismo camino.

16. Modelo atómico de rutherford (postulados)
1º La mayor parte del átomo esta vacío.
2º Los protones están todos juntos en el centro
del átomo (el núcleo), donde se acumula toda la carga
positiva y casi toda la masa del átomo.
Eso explica el menos del 1% de las repulsiones y el
menos de 10% de las desviaciones.
3º Los electrones describen constantemente
orbitas circulares alrededor del núcleo (la corteza)
¿Por qué estaban fuera y describían...? Porque el
núcleo era positivo y describían orbitas por que así la
fuerza centrífuga contrarrestaría la fuerza de atracción
del núcleo y se mantendría en la orbita.

17. Modelo atómico de Bohr (postulados)
1º El átomo tiene dos partes, un núcleo que alberga todos los
protones y una corteza con los electrones girando en orbitas circulares
alrededor del núcleo.
2º los electrones solo pueden girar en determinadas orbitas
alrededor del núcleo, orbitas de radios perfectamente definidos en cada
átomo.
3º Cada orbita representa un nivel de energía, así que un
electrón que gira en ella, tiene la energía que corresponde a esa orbita.
Un electrón que esta girando en su orbita no emite energía al espacio.
Si a un átomo se le comunica energía, sus electrones absorben energía
y suben a orbitas circulares (el átomo esta “excitado” y anteriormente se
dice que estaba en su “estado fundamental”).
Los electrones de los átomos excitados tienden a volver a su estado
fundamental. Cuando un electrón baja de una orbita superior a otra
inferior, emite une energía igual a la diferencia entre ambas orbitas.

18. Descripción de la estructura o configuración electrónica de los
átomos según el modelo de capas electrónicas
Para Bohr, capa = orbita = energía
Borh introdujo el numero quántico principal n = 1, 2, 3, 4... que indica el nº
de orbita o de nivel de energía.
El numero máximo de electrones por nivel de energía o orbita = 2n2
p.ej. 1º orbita n = 1  2  12 = 2 e-
Los radios de las orbitas van creciendo, siendo la diferencia entre ellos
cada vez mayor (las distancias entre ellos cada vez son mayores)
Pero en cambio, las energías de las orbitas van creciendo, pero cada vez
menos (las energías crecen pero no se aprecia tanto).
Hallar la configuración o la estructura electrónica de un átomo sabiendo
su numero atómico (Z) es distribuir sus electrones indicando cuantos hay
en cada orbita o nivel y de que clase son.

19. Relación entre el sistema periódico y la configuración
electrónica de un átomo
El nº de periodo de un átomo me indica cual es su ultima
orbita o nivel de energía en su estado fundamental.
p.ej. K nº de periodo 4, el ultimo nivel de energía del
potasio es el 4º
El nº de grupo de los elementos representativos (IA,
IIA...) me indica el nº de electrones del ultimo nivel.
p.ej. K en el ultimo nivel (4º), tiene 1 e-
P en el último nivel (5º), tiene 5 e-
Se llama electrón diferencial, al electrón que se añade al
pasar de un elemento al siguiente. Dicho de otra forma,
al ultimo e- de un átomo.

20. Principio de la mínima energía. Mientras es posible, los
electrones se sitúan en los niveles de menor energía.
Símbolo o Notación de los electrones en la configuración
electrónica.
p.ej. 3s1 = 1 e- tipo s en el 3º nivel
4p5 = 5 e- tipo p en el 4º nivel

21. EL ENLACE QUÍMICO
Es un dato experimental que los átomos se
unen entre si. La fuerza que mantiene unidos a los
átomos se llaman “enlace químico”
¿Por qué se unen? Las pistas que fueron teniendo los
químicos:
Todos los átomos del mismo grupo tenían las
mismas valencias y propiedades químicas semejantes.
Pronto cayeron en la cuenta que eso se debía a que
todos ellos tenían el mismo nº de e- en el ultimo nivel.
P.ej. Be, Mg, Ca,... Ultimo nivel ns2/ Valencia +2.

22. Los gases nobles prácticamente no se combinan
con ningún otro elemento. Eso nos hace pensar que su
configuración es estable.
Los químicos llegaron a la conclusión de que los
átomos se unen para adquirir una configuración mas
estable que es la configuración de gas noble.
P.ej. Na 1s22s22p63s1 Pierde con facilidad ese
e- y pasa a tener la configuración electrónica del Ne.
Decimos que el sodio pierde 1e- para estabilizarse, y su
valencia es +1.
Se llaman electrones de valencia de un átomo a los
electrones del ultimo nivel.

23. El modelo del enlace ionico (kössel, 1916)
Los químicos trataron de explicar como y porque
se producían las uniones entre átomos. El primer
modelo generalmente aceptado fue el de kössel.
Afirmaciones, postulados:
Explica como se unen los átomos de un metal y de
un no metal.
El metal pierde el/los e- para adquirir una conf.
electrónica de gas noble y se convierte en
CATION. El no metal atrapa eso (s) e- para
adquirir una conf. electrónica de gas noble y se
convierte en ANION.
La fuerza del enlace iónico (la unión entre ellos) se
debe a la fuerza de atracción entre la carga + del
cation y la carga – del anion.

24. El modelo del enlace covalente (lewis, 1923)
Con el modelo del enlace ionico solo podíamos explicar
como se unían los metales con los no metales, pero
existen muchos compuestos en que se unen los metales
entre si.
P.ej. Existe el cloro , sabían que era Cl2, Cl-Cl, pero esa
unión Cl-Cl no se podía explicar con el modelo del
enlace iónico. Entonces para explicar las uniones entre
dos no metales, Lewis introdujo el modelo del enlace
covalente.
El enlace covalente se produce entre dos no metales.
Los dos átomos no metálicos comparten un par de e-
procedentes uno de cada átomo. Ese par de e- se
mueven alrededor de los núcleos de ambos y así
adquieren la conf. de gas noble.