El documento trata sobre la estructura atómica. Explica la evolución de las teorías atómicas desde los filósofos griegos hasta el modelo atómico moderno. Se describe cómo científicos como Demócrito, Dalton, Thomson, Rutherford, Bohr y otros contribuyeron al desarrollo de la comprensión moderna de la estructura del átomo y sus componentes como protones, electrones y neutrones. También se explica cómo esta comprensión llevó al desarrollo de la tabla periódica y la clasificación de los elementos

1. Nancy Reyes
Estructura Atómica
Química Inorgánica I
MED- 750
1
Nancy Reyes

2. Estructura del Átomo
a. Teoría Atómica
b. Definiendo el Átomo
c. Cómo se diferencian los átomos
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Nancy Reyes

3.  Cómo podemos estudiar
algo que no podemos ver?
 Es como tratar de adivinar lo
que tiene un caja cerrada
sin abrirla. Debes mirar la
forma y tamaño dela caja o
tal vez agitarla un poco y
estudiar el movimiento y
sonido que produce.
 En esta sección
estudiaremos como los
científicos obtuvieron
información de algo que no
podían ver.
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Nancy Reyes

4. Teoría Atómica
 Muchos filósofos
griegos pensaban que
la materia estaba
compuesta por
cuatros elementos:
Tierra, Aire, Agua y
Fuego. Ellos
asociaban
propiedades con cada
elemento. Estas ideas
no eran científicas.
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5. Cont. Teoría Atómica
Muchas Clases de
Átomos
 Demócrito creía que la
materia estaba compuesta
por átomos que se movían
a través del espacio vacío.
El tamaño, forma y
movimiento de los átomos
determinaban la propiedad
de la materia.
 Los átomos eran sólidos,
homogéneos,
indestructibles e
indivisibles. Diferentes
tipos de átomos tienen
diferentes formas y
tamaños.
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6. Cont. Teoría Atómica
Cuatro Elementos Sin
Espacios vacíos
 Aristóteles favorecía la
idea de que no había
espacios vacíos, que
todo estaba constituido
por los elementos.
 Él creía que la materia
estaba compuesta por
cuatro elementos:
Tierra, Aire, Agua y
Fuego.
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7. Cont. Teoría Atómica
Átomos, Elementos y
Compuestos
Dalton propuso que la materia estaba
compuesta por átomos y que los átomos
eran indivisibles e indestructibles.
Los átomos de un elemento dado eran
idénticos en tamaño y forma y
propiedades químicas. Átomos de
diferentes elementos tienen diferentes
propiedades.
Los Átomos se combinan y reordenan
mediante reacciones químicas. Átomos
diferentes se combinan en razones de
números enteros para formar
compuestos.
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8. Modelo Atómico de Dalton
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9. Átomos del
elemento A
Masa total = 4
Átomos del
elemento B
Masa total = 8
Compuesto formado
de los elementos A
y B
Masa total = 4 + 8
=12
Cuando dos elementos se combinan para formar un
compuesto, el número de átomos de cada elemento se
conserva; por lo que también se conserva la masa.
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10. Resumiendo
1.Demócrito fue la primera persona que
propuso la existencia de los átomos.
2.Según Demócrito los átomos son sólidos,
homogéneos e indivisibles.
3.Aristóteles no creía en la existencia de los
átomos.
4.John Dalton desarrolló la teoría atómica
basada en numerosos experimentos.
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11. Modelo atómico de
Thompson
 Propone el modelo
conocido como el
bizcocho de pasas.
 Consideraba el átomo
como una esfera con
carga positiva
uniformemente
distribuida en la cual
estaban los electrones
como cargas negativas
puntuales.
Teorías atómicas modernas 11
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12. Teorías atómicas modernas
Rutherford (1871-
1937)
 inició estudios de la
interacción entre la
materia y partículas
radiactivas.
 Conociendo el modelo
de Thomson, esperaba
que las ligeras
partículas alfa
atravesaran los átomos
de oro.
 Esperaba una ligera
desviación en algunas
de ellas.
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13. Teorías atómicas modernas
 Experimento de Rutherford
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14. Teorías atómicas modernas
 A partir de su experimento Rutherford
concluyó que el átomo estaba compuesto
por un núcleo denso con carga positiva
rodeado por los electrones. Las partículas
alfa que se dirigían directamente al núcleo
eran notablemente desviadas de su curso.
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15. Teorías atómicas modernas
Protón y Neutrón
 En 1920 Rutherford redefine
su concepto de núcleo y
concluye que el núcleo está
compuesto por partículas
con carga positiva que llamó
Protones.
 En 1932 James Chadwick
(1891-1974) demostró que
el núcleo tiene también otra
partícula neutral llamada
Neutrones ganando el
premio Nobel de física en
1935 por esto.
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16. Teorías atómicas modernas
 Neil Bohrs físico
danés quien propuso
un nuevo modelo
atómico, donde dice
que los electrones
giran alrededor del
núcleo en un número
limitado de
órbitas(niveles)
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17. Definiendo el Atómo
El Átomo está compuesto por
partículas subatómicas:
1. Electrón (e-)partícula
con carga negativa.
2. Protón (p+) partícula
con masa y carga
positiva.
3. Neutrón (n0)
partícula con masa y
sin carga.
Todos los átomos están
compuestos por electrones,
protones, y salvo una
excepción, neutrones.
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18. Cómo se distinguen los átomos
Isótopos Isóbaros
son átomos que
poseen igual número
atómico pero difieren
en su masa atómica.
Ejemplo:
El Cloro tiene 2
isótopos
Átomos con igual masa
atómica pero diferente
número atómico.
Ejemplo:
El Carbono
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19. Cómo se distinguen los átomos
 Una manera sencilla de
representar los isótopos
usando los símbolos
atómicos.
 Donde X es el símbolo del
elemento, A es la masa
atómica y Z es el número
atómico.
 Ejemplo: para el isótopo
del carbono con 6
protones y 6 neutrones el
símbolo es:
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20.  Complete la siguiente tabla:Ejemplo
Composición de varios elementos
Elemento #
atómico
protones electrone
s
a. Pb 82
b. O 8
c. Zn 30
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21. Ejercicio de Práctica
Dada la composición del isótopo en la tabla, determine el número de
protones, electrones y neutrones de cada isótopo:
Composición del Isótopo
Element
o
# atómico #
masa
Proton
es
Electron
es
Neutron
es
a. Neón 22 12
b. Calcio 20 46 20
c. Oxígeno 8 16
d. Hierro 26 26 31
e. Cinc 64 30
f. Mercurio 80 204 21
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22. Núcleos Inestables y Decaimiento
Radiactivo
 Qué hace un tipo de
radiación más peligrosa
que otra?
 Los átomos emiten
radiaciones
electromagnéticas cuando un
electrón se mueve de un
nivel de mayor energía a uno
de menor. La mayoría de la
radiación electromagnética,
como la luz visible, no es
peligrosa. Los rayos X son la
excepción.
 Prolongada o frecuente
exposición a los rayos X
puede dañar las células del
tejido humano.
 Estudiaremos los tipos de
radiación.
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23. Objetivos
•Relacionar la configuración electrónicas de los elementos
con su ubicación en la Tabla Periódica.
•Determinar una configuración electrónica esperada para
un elemento por su ubicación en la Tabla Periódica.
Estructura Electrónica y
Tabla Periódica
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24. Estructura Electrónica y Tabla
Periódica
 El ordenamiento de los electrones de un
átomo constituye su configuración
electrónica.
 Para poder establecerla es preciso conocer
sus números cuáticos y el
comportamiento del electrón en la
corteza.
 Son 4 números cuánticos: N, L, Ml, S
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25. Estructura Electrónica y Tabla
Periódica
 N: número cuántico principal y representa el
nivel energético. Está relacionado con la energía
como con la distancia media entre el núcleo y el
electrón.
 L: número cuántico secundario o azimutal; indica
la forma de los orbitales y el subnivel de energía
en el que se encuentra el electrón.
 Ml: número cuántico magnético , indica la
orientación del orbital
 S: número cuántico de espín, indica el sentido
del giro del campo magnético que produce el
elctrón al girar sobre su eje.
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26. Estructura Electrónica y Tabla
Periódica
Cálculo N, L, Ml, S Diagrama de Moeller
 N:Coeficiente (nivel)
 L: s=0, p=1, d=2,
f=3
 Ml: 2L – 1
 S: + ½ , - ½
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27. Estructura Electrónica y Tabla
Periódica
 Ejemplo
 Z= 12
 1s2 2s2 2p6 3s2
 N=3
 L=S 0
 Ml= 2(L)+1=
2(0)+1= 1
_
S: - ½
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28. Estructura Electrónica y Tabla Periódica
Contribución a la clasificación de los elementos
John Newlands (1837-1898)
• Arregló los elementos en orden ascendente por su masa atómica.
•Notó la repetición de las propiedades cada ocho elementos.
• Creó la ley de las octavas.
Lothar Meyer (1830-1895)
• Demostró la conexión entre las propiedades de los elementos y sus masas
atómicas.
• Arregló los elementos en orden ascendentes por sus masas atómicas.
Dimitri Mendeleev (1834-1907)
• Demostró la conexión entre las masas atómicas de los elementos y sus
propiedades.
• Arregló los elementos en orden ascendentes por sus masas atómicas.
• Predijo la existencia y propiedades de elementos que no habían sido
descubiertos.
Henry Moseley (1887-1915)
• Descubrió que los átomos tenían un único numero de protones llamado
número atómico.
• Arregló los elementos en orden ascendente de su número atómico, lo que
resultó en el patrón periódico de sus propiedades.
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29. Estructura Electrónica y Tabla
Periódica
Tabla Periódica
es un arreglo donde se listan los
elemento en orden ascendente de su
número atómico (número de protones en
el núcleo). Los elementos con
propiedades químicas similares quedan
agrupados en columnas.
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30. Estructura Electrónica y Tabla
Periódica
 La Tabla Periódica Moderna consiste en
cuadrículas que contienen el nombre del
elemento, número atómico y masa
atómica.
 Las cuadrículas se ordenan en orden
ascendente del número atómico en una
serie de columnas llamadas grupos o
familias y filas llamadas períodos.
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31. Estructura Electrónica y Tabla
Periódica
 Iniciando con el hidrógeno en el período
1, hay un total de siete periodos y 18
grupos.
 Los elementos del los grupos 1, 2 y 13 al
18 tienen una serie de propiedades físicas
y químicas importantes y se les llama
representativos o grupos principales.
 Los elementos en los grupos del 3 al 12
se les llama elementos de transición.
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32. Estructura Electrónica y Tabla
Periódica 32
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33. Estructura Electrónica y Tabla
Periódica
 El contorno de la Tabla Periódica imita el
llenado de los subniveles de electrónes.
 La primera fila de la tabla representa e
n=1 y sus configuraciones H: 1s1 y He:1s2
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34. Estructura Electrónica y Tabla
Periódica
 La primera sección de la segunda fila
representa el llenado del subnivel 2S. Li y Be
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35. Estructura Electrónica y Tabla
Periódica
 La segunda sección de la segunda fila es para el
llenado de los seis electrones del subnivel 2p
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36. Estructura Electrónica y Tabla
Periódica
 En vez de llenar el 3d los electrónes van al 4s
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37. Estructura Electrónica y Tabla
Periódica
 Después de llenar el 4s, se llenan los 10
electrones del 3d.
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38. Estructura Electrónica y Tabla
Periódica
La tabla periódica puede separarse en bloques atendiendo a los
subniveles que están siendo llenados en los átomos de ésa
sección.
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39. Estructura Electrónica y Tabla
Periódica
 Electrones de Valencia son los electrones
que se encuentra en el último nivel más
los electrones que se encuentran en un
sub-nivel incompleto.
 El Nivel más alto (número mayor) es
llamado Nivel de valencia.
 Los electrones de valencia controlan
grandemente las propiedades
químicas del átomo.
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40.  H: 1s1
 Li: 1s22s1
 Na: [Ne]3s1
 K: [Ar]4s1
 Rb: [Kr]5s1
• Como todos los
elementos tienen los
mismos electrones de
valencia, todos los
elementos de este grupo
poseen también similares
características químicas.
• El mismo concepto puede
ser aplicado a las demás
columnas de la Tabla
Periódica.
Estructura Electrónica y Tabla
Periódica 40
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41. Estructura Electrónica y Tabla
Periódica
Metales son elementos brillosos, sólidos a temperatura
ambiente, buenos conductores del calor y la electricidad.
Dúctiles y Maleables.
Metales Alcalinos son los elementos del grupo 1
(excepto por el hidrógeno) son muy reactivos por lo que
generalmente existen como compuestos.
Metales Alcalinos-Térreos son los elementos del grupo
2 son también muy el calcio y magnesio son esenciales
para la salud.
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42. Estructura Electrónica y Tabla Periódica
 Los Metales de Transición están divididos
en metales de transición y metales internos
de Transición; éstos últimos compuestos por
la dos series conocidas como Lantánidos y
Actínidos colocados en el inferior de la TP.
◦ Los elementos en la serie actínidos se usan
extensivamente como sustancias fluorescentes,
emiten luz cuando son bombardeados por
electrones.
◦ El titanio por ser ligero y fuerte se usa para hacer
bicicletas y gafas.
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43. Estructura Electrónica y Tabla
Periódica
No-metales ocupan la parte superior derecha
de la TP, son generalmente gases o sólidos
quebradizos y opacos.
El único no-metal líquido es bromo.
El elemento más abundante en el cuerpo
humano es un no-metal; el oxígeno que
constituye el 65% de la masa corporal.
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44. Estructura Electrónica y Tabla
Periódica
Grupo 17 está compuesto por elementos altamente
reactivos conocidos como halógenos.
El flúor (F) es usado en pasta dentales para prevenir
la caída de los dientes.
Los extremadamente inertes elementos del grupo 18
llamados los gases nobles.
Se usan en láseres, iluminación y luces de neón.
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45. Estructura Electrónica y Tabla
Periódica
Los Metaloides tienen propiedades físicas y
químicas de los metales y no-metales.
Silicio y Germanio se usan extensamente
en la fabricación de chips de computadoras
y celdas solares.
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46. Tendencias Periódicas
 Radio Atómico
en la Tabla
Periódica
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Nancy Reyes

47. Tendencias Periódicas
 Electronegatividad es la capacidad de un
átomo de atraer los electrones que
comparte en un enlace.
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Nancy Reyes

48. Enlace Químico
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Nancy Reyes

49. Enlace Químico
 Objetivos
 Analizar qué mantiene los átomos unidos
en un enlace químico.
 Explicar como se forman los iones
positivos y negativos.
 Relacionar la formación de iones con la
configuración electrónica.
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50.  Enlace Químico es la fuerza que mantiene
unido dos átomos.
 Como el dióxido de carbono se disuelve en
agua de mar, iones de carbonato se
producen. Los pólipos corales capturan los
iones carbonatos para producir cristales de
carbonato de calcio que exudan como
exoesqueleto. A través del tiempo forman los
arrecifes de coral. El arrecife de coral es un
complejo hábitat donde coexisten el coral,
algas, moluscos, equinodermos y una
variedad de peces.
Nancy Reyes 50
Enlace Químico

51. Formación de Iones
 Electrones de Valencia los electrones en el
mayor nivel energético del átomo.
 Energía de Ionización nos indica que tan
fácil es removerle un electrón a un átomo.
 Afinidad Electrónica indica el nivel de
atracción que posee un átomo por electrones.
 La Regla del Octeto indica que un átomo
alcanza estabilidad cuando tiene ocho
electrones en su nivel externo.
Nancy Reyes 51

52. Formación de Iones
 Los Gases Nobles tienen altas energías
de ionización, baja afinidad electrónica y
ocho electrones en su último nivel; lo que
explica su falta de reactividad química.
 Formación del Ión Positivo ocurre
cuando un átomo pierde electrones para
obtener la configuración de una gas
noble.
◦ Átomo Neón (Ne) 1s22s22p6
◦ Átomo Sodio (Na) 1s22s22p63s1
Nancy Reyes 52

53. Formación de Iones
 Resumiendo
 El enlace químico es la fuerza que mantiene dos átomos
enlazados.
 Algunos átomos forman iones para ganar estabilidad.
 Una configuración estable envuelve completar el sub-nivel
externo, que usualmente consiste en ocho electrones de
valencia.
 Los iones se forman con la pérdida o ganancia de
electrones de valencia.
 El número de protones se mantiene inalterado durante la
formación de los iones.
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54. Otros Aspectos del Enlace Covalente
 Electronegatividad es una medida de la
fuerza con la que atraen los átomos los
electrones que comparten.
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55. Otros Aspectos del Enlace Covalente
Nancy Reyes 55
 La electronegatividad se utiliza para
determinar la polaridad de los
enlaces covalente.
Diferencia de
Electronegatividad
Tipo de Enlace
0 Covalente no-polar
0–0.4 Covalente ligeramente polar
0.4–1.7 Covalente polar
>1.7 seguramente iónico

56. Cont. Enlace Químico
 Calcular los siguientes enlaces
 K2O
 LiCl
 MgCl2
 NCl3
Nancy Reyes 56