Este documento presenta conceptos generales sobre la química. Explica que la química estudia la materia a nivel macroscópico y microscópico. Define la química como la ciencia que estudia la estructura y propiedades de la materia, así como las transformaciones que experimenta durante las reacciones químicas. Describe los modelos atómicos de Thomson, Rutherford, Bohr y el modelo mecánico cuántico. Finalmente, explica la estructura del átomo, incluyendo las partículas subatómic

1. CONCEPTOS GENERALES

2. La Química:
Una Ciencia a dos niveles
• El Nivel Macroscópico: Las propiedades observables
de la materia
Lo que percibimos
• El Nivel Microscópico: La estructura atómica de la
materia
Organización atómica
y molecular

3. QUÍMICA
• Es la ciencia que estudia la estructura y propiedades de
la materia, así como las transformaciones que
experimenta durante las reacciones químicas y su
relación con la energía.
• La Química es el estudio de la Materia y los cambios que
ocurren en ella.
• La Química es la ciencia que trata de la composición y
propiedades de la materia.

4. La química es la ciencia que estudia las
propiedades y el comportamiento de la
materia.
La materia es el material físico del universo,
es todo lo que tenga masa y ocupe un lugar
en el espacio
M A T E R I A

5. PROPIEDADES

6. Propiedades Físicas
• Las propiedades físicas de una sustancia son las
características que se pueden observar o medir sin
cambiar la identidad de la sustancia. Por ejemplo, la
expansión de un gas.
Propiedades Químicas
• Las propiedades químicas se refieren a
la capacidad de una sustancia para
transformarse en otra. Por ejemplo, una
combustión.

7. Clasificación de la Materia

8. SUSTANCIAS PURAS:
• Es aquella sustancia cuya composición no cambia.
• Composición fija.
• Son de una misma clase.
• Materia formada a través de uniones químicas.
• No se separan por medios físicos.
• Mantiene una temperatura constante durante el cambio de
estado.
• Corresponden a elementos y compuestos químicos.
Elementos y compuestos, símbolos y
fórmulas.

9. ELEMENTO QUÍMICO:
• Sustancia simple.
• Formado por átomos iguales.
• No pueden descomponerse.
• Se representan mediante símbolos químicos.

10. ¿Qué son los símbolos químicos?
Son los distintos signos abreviados
que se utilizan para identificar los
elementos y compuestos químicos
en lugar de sus nombres
completos.

11. Metales

12. No metales

13. COMPUESTO QUÍMICO:
• Formado de 2 o más átomos diferentes.
• Pueden descomponerse por métodos químicos.
• Se representan mediante fórmulas químicas.
Algunos ejemplos:
H2O, HCl, CO2,
NaCl, H2SO4, NH4OH.

14. MOLÉCULAS:
Es la unión química de 2 o más átomos, de un misma
clase o diferentes.
• Ozono: O3, formada por 3 átomos de oxígeno.
• Cloruro de sodio (sal de mesa): NaCl, formada por un
átomo de cloro y uno de sodio.
• Amoníaco: NH3, formada por 3 átomos de hidrogeno y
1 de nitrógeno.

17. Moléculas formadas por átomos iguales
H2, N2, O2, P4
Moléculas formadas por átomos
diferentes
H2O, HCl, CO2, NaCl, H2SO4

18. Indica 1 molécula

19. 2 MgSO4
¿Cuántas moléculas del compuesto y
cuántos átomos de cada elemento se
representan?
(2)….moléculas del compuesto y existen
(2)…….. átomos de Mg (2 x 1=2)
(2)…….. átomos de S (2 x1=2)
(8)…….. átomos de O (2 x4=8)

20. 5 (NH4)2S
¿Cuántas moléculas del compuesto y cuántos
átomos de cada elemento se representan?
… 5 ...moléculas del compuesto y existen
…10.. átomos de N
…40…átomos de H
…. 5…átomos de S

21. 2 (NH4)2CrO4
¿Cuántas moléculas del compuesto
y cuántos átomos de cada elemento
se representan?
……2…Moléculas
Número de átomos de …4..N,
…16..H, …2..Cr, …8..O

22. Según el número de elementos
Binarios: formados por 2 elementos distintos.
Ejemplos H2O, HCl, CO2, NaCl
Ternarios o terciarios: formados por 3 elementos
distintos.
Ejemplos (NH4)2S, HNO3, H2SO4
Cuaternarios: formados por 4 elementos distintos
Ejemplos (NH4)2CrO4, NaHCO3

23. MODELOS ATÓMICOS

24. Teoría atómica de Dalton
Postulados:
• Los compuestos están formados por átomos de más de un elemento. En un
compuesto, la relación del número de átomos es un número entero o una
fracción sencilla.
• Una reacción química implica solo la separación, combinación o
reordenamiento de los átomos; nunca supone la creación o destrucción de
los mismos.

25. • Thomson propuso el primer modelo atómico.
• En su modelo los átomos están formados por una
esfera uniforme cargada positivamente, en la cual
se encuentran incrustados los electrones, de carga
negativa.
• Descubrió el electrón.
• Midió la relación carga/masa del electrón.
Premio Nobel de
Física, 1906
Joseph John Thomson (1856-1940)
Físico británico.
Modelo atómico de Thomson, también llamado budín de pasas.
Base del descubrimiento:
electrón
Modelo atómico de Thomson

26. Modelo atómico de Rutherford
• Rutherford propuso el modelo nuclear del átomo.
• En su modelo la mayor parte de la masa del átomo y toda
su carga positiva, se concentra en una región muy
pequeña a la que llamó núcleo.
• Los electrones están moviéndose constantemente
alrededor del núcleo.
• La mayor parte del átomo es espacio vacío.
Premio Nobel de
Química, 1908
Ernest Rutherford (1871-1937)
Físico y químico neozelandés.
Base del descubrimiento:
núcleo

27. Modelo atómico de Bohr
• El electrón del átomo de hidrógeno gira alrededor
del núcleo en orbitas circulares estacionarias.
• Los electrones solo pueden existir en ciertas
orbitas discretas.
• Los electrones están restringidos a ciertos estados
cuantizados.
Premio Nobel de
Física, 1922
Niels Bohr (1885- 1962)
Físico danés.
Base del descubrimiento:
órbitas cuantizadas

28. Modelo mecánico cuántico
• La energía presente en los electrones los lleva a
comportarse como ondas (comportamiento dual).
• Los electrones se mueven alrededor del núcleo en zonas de
mayor probabilidad.
• Plantea una ecuación de onda, la cual, conduce a una
cuantificación de la energía que depende de ciertos
números enteros, estos son los números cuánticos.
Premio Nobel de
Física, 1933
Louis-Victor de Broglie
(1892- 1987)
Físico francés.
Erwin Schrödinger
(1887- 1961)
Físico austriaco.
Premio Nobel de
Física, 1929
Werner Heisenberg
(1901- 1976)
Físico alemán.
Premio Nobel de
Física, 1932
Principio de incertidumbre de Heisenberg:
“Es imposible medir simultáneamente y de forma
precisa la posición y el momento lineal (velocidad)
de una partícula.”

29. La estructura atómica

30. El átomo
• El átomo es la unidad de materia más
pequeña.
• No es posible dividir un átomo mediante
procesos químicos.
• El átomo está compuesto por un núcleo,
en el que se concentra toda su masa,
rodeado por una nube de electrones.
• El núcleo atómico está formado por
protones y neutrones.
• Los electrones permanecen ligados al
núcleo mediante la fuerza
electromagnética.

31. Partículas subatómicas
Partícula Masa (g) Masa (uma) Carga (C)
Carga
(eV)
Masa
(relación)
Símbolo
Protón 1,672622 x 10–24 1,007276 1,6022 x 10–19 +1 1 p+
Neutrón 1,674927 x 10–24 1,008665 0 0 1 no
Electrón 9,109383 x 10–28 0,005485 –1,6022 x 10–19 –1 1/1840 e–

32. Núcleo atómico Número atómico (Z):
• Número de protones del
átomo.
• Indica el elemento al que
pertenece el átomo.
Número másico (A):
• Suma de protones y
neutrones del átomo.
• Indica la masa del átomo.
ZXA
1 Ǻ = 1 · 10–10 m

33. Átomos e iones
Átomo negativo
• Átomo con mayor número de
electrones que de protones.
e– > p+
• Denominados aniones.
Átomo neutro
• Átomo con número de electrones
igual al de protones.
e– = p+
Átomo positivo
• Átomo con menor número de
electrones que de protones.
e– < p+
• Denominados cationes.

34. Isótopos
Solo 21 elementos poseen un
único isótopo natural.
Tipos de átomos
•Átomos que tienen el
mismo número atómico
(Z) pero diferente
número másico (A).

35. Distintos núcleos atómicos con el mismo número másico (A), pero
diferente número atómico (Z).
Isóbaros

36. Átomos diferentes, tienen diferente número atómico (Z), también
tienen diferente número másico (A), pero tienen igual número de
neutrones.
Isótonos

37. Estrategia nemotécnica
ISÓTONOS
ISÓTOPOS
ISÓBAROS
Igual número de
neutrones (N)
Igual número de
protones (P)
Igual número
másico (A)
ISÓTONOS
ISÓTOPOS
ISÓBAROS

38. El set de 4 números cuánticos es único para cada electrón en un átomo, por lo tanto, no pueden existir 2
electrones con el mismo set de 4 números cuánticos en un mismo átomo (Principio de Exclusión de Pauli)
Los números cuánticos (set de 4 números), identifican a cada electrón, tal como a nosotros nos identifica
nuestro N° de cédula de identidad dentro del territorio nacional
Cada número cuántico indica distintas características de un electrón:
▪ n: indica el nivel de energía donde se encuentra el electrón
▪ l: corresponde al orbital donde se encuentra el electrón
▪ m: se relaciona con la forma del orbital asignado
▪ s: describe el momento angular de un electrón
Los números cuánticos

39. De la ecuación de Schrodinger emergen naturalmente tres números.
Valor l 0 1 2 3
Tipo
orbital
s p d f
Número cuántico principal, n
• Indica la energía de los orbitales.
• Es el mismo asignado por Bohr para las órbitas, cuanto más pequeño el
número, más cerca del núcleo.
Número cuántico del momento angular o azimutal, l
• Indica la forma de los orbitales.
• Depende del valor de n, desde 0 hasta (n – 1).
Número cuántico magnético, m o ml
• Indica la orientación espacial de los orbitales.
• Presenta valores enteros desde – l hasta + l, incluyendo el 0.

40. Número Cuántico Principal - n
Indica el nivel de energía en el que se encuentra el electrón
Los valores de n van desde 1 hasta ∞
Ejemplo: 3p3
Estos 3 electrones tienen un n = 3

41. Número principal o
energético (n)
Indica la distancia entre el núcleo y
el electrón.
Permite establecer el tamaño del
orbital.
Se visualiza en la forma de capas
alrededor del núcleo.
n = 1, 2, 3, 4,…, ∞
Número cuántico principal

42. Número Cuántico Secundario o Azimutal - l
Indica el orbital donde se encuentra el electrón
Cada orbital tiene asignado un número l:
Orbital s 0
Orbital p 1
Orbital d 2
Orbital f 3
Ejemplo: 3p3
Estos 3 electrones tienen: n = 3
l = 1

43. Orbital s
Número cuántico secundario

44. Orbital p
Los tres orbitales p corresponden a valores de m igual a –1, 0 y +1,
respectivamente.
Se encuentran en los ejes cartesianos x, y, z.
Al aumentar n, se hacen más grandes.
Número cuántico secundario

45. Orbital d
1.2 Número cuántico secundario
Números cuánticos

46. Números cuánticos
1.2 Número cuántico secundario
Orbital f

47. Indica la orientación en el espacio
del orbital.
Se establece sobre un eje de
coordenadas.
m = –l,…,0,…,+l
Número terciario o
magnético (m)
1.3 Número cuántico terciario
1. Números cuánticos

48. Número Cuántico Magnético - m
Indica la orientación espacial del orbital donde es más probable encontrar al electrón
m toma valores que van desde –l hasta +l, pasando por 0
Ejemplo: 3p3
Estos 3 electrones tienen: n = 3
l = 1
m = -1 / 0 / +1

49. Orbital tipo s 0
Orbital tipo p –1 0 +1
Orbital tipo d –2 –1 0 +1 +2
Orbital tipo f –3 –2 –1 0 +1 +2 +3
Número cuántico terciario
Valor l 0 1 2 3
Tipo
orbital
s p d f

50. Orbitales
Valor l 0 1 2 3
Tipo
orbital
s p d f

51. Número Cuántico de Espín Electrónico - s
Indica el giro del electrón alrededor de su eje
Convenio para el espín: se asigna el valor +½ para el primer electrón que ingresa a un orbital, en
tanto el segundo electrón en ingresar al orbital se le asigna el valor –½
Ejemplo: 3p3
Estos 3 electrones tienen: n = 3
l = 1
m = -1 / 0 / +1
s = +½

52. Indica el sentido de rotación del
electrón sobre su eje.
Es independiente de los otros
números cuánticos.
Puede adoptar dos valores.
s = +1/2 o –1/2
Número de espín (s)
Número cuántico de espín