Información útil para estudiantes de secundaria, la cual les servirá para comprender la composición de la materia y en que consisten los diferentes modelos de su estructura.

2. ¿Es posible dividir la materia infinitamente en
pedazos más pequeños?
¿Cómo está formada la materia?
¿A qué se deben las propiedades de los materiales?
¿Porqué un elemento es diferente de otros?
?
?
?
?

3. Dalton
(1766-1840)
Thompson
(1846-1940)
Rutherford
(1871-1937)
Bohr
(1885-1962)
Modelo
Actual
La materia está
formada por
átomos.
Son indivisibles.
Las
combinaciones
de átomos
produce los
compuestos.
El átomo
esta
formado
por 2
partículas:
Protones
Electrones
La mayor parte
del átomo esta
formada por
espacio vacío.
Núcleo: Protones
Corteza:
Electrones
Los e- giran
alrededor del
núcleo:
Cada órbita es un
nivel de E.
En diferentes
órbitas circulares.
A gran velocidad.
La mayor parte
del átomo es
espacio vacío.
La materia se
comporta a
veces como
onda y a veces
como partícula.
No se puede
situar al e- en
un punto exacto
en el espacio.
Modelos Atómicos

4. Gamma
Consiste en la emisión de ondas electromagnéticas constituida
por fotones y no lleva carga. Es la radiación más penetrante, se
necesitan capas muy gruesas de plomo o bario, u hormigón
para detenerla o reducir su intensidad.
Tipos de radiación
Alfa
Consiste en la emisión de partículas alfa (partículas cargadas positivamente compuestas por dos
protones y dos neutrones, equivalentes a un núcleo de helio) por un núcleo atómico. Cuando
ocurre esta emisión, la masa del átomo en decaimiento disminuye cuatro unidades y su número
atómico disminuye en dos. Son desviadas por campos magnéticos y eléctricos. Son muy ionizantes
aunque poco penetrantes, la radiación alfa es bloqueada el aire o un papel.
Beta
Consiste en la emisión de electrones (beta negativas) o
positrones (beta positivas) que provienen de la
desintegración de los neutrones o protones de un núcleo en
un estado excitado. Cuando ocurre esta emisión el número
atómico aumenta o disminuye en una unidad y la masa
atómica se mantiene constante. Esta radiación es desviada
por campos magnéticos. Es más penetrante, puede ser
bloqueada por finas láminas de muchos sólidos.

5. Radioactividad  Reacciones Nucleares (los átomos se descomponen/
cambian para formar otros elementos)
Rutherford encontró que
mayoría de las partículas
 seguían de largo,
algunas rebotaban y otras
se desviaban.
Lámina
de Oro
Átomos de la Lámina
de Oro
Fuente de
partículas 
Detector de
partículas
Partículas 
Núcleo
Partículas 
El experimento de Rutherford
 La mayor parte del átomo esta formada
por espacio vacío.
 Átomos formados por: Núcleo: Protones
y e- que giran a su alrededor
 Núcleo muy pequeño en comparación
con el átomo
 Los e- se mueven a cierta distancia del
núcleo y se mantienen atraídos al núcleo
 La carga de todos los e- es igual a la carga
del núcleo

6. Analice las experiencias de Rutherford y explique:
¿Por qué la mayor parte de las partículas atraviesan las
láminas sin desviarse ?
¿Cómo explican que algunas partículas rebotan y vuelven
sobre su trayectoria ?
¿En se que basó Rutherford para deducir los postulados
de su modelo atómico?

7. Bohr
(1885-1962)
 Núcleo: protones + neutrones. Alrededor
del núcleo giran los e-, en número
suficiente como para contrarrestar la carga
positiva del núcleo.
 Cada e- no puede moverse en cualquier
órbita.
 Cuando los e- se mueven en una de sus
órbitas no irradian energía.
 Un electrón puede saltar de una órbita a
otra más próxima al núcleo (de menor
energía) emitiendo luz; o bien, de una
órbita a otra más alejada del núcleo (de
mayor energía), absorbiendo luz, calor o
energía eléctrica.
Los e- giran alrededor del núcleo:
Cada órbita es un nivel de E.
En diferentes órbitas circulares.
A gran velocidad.
El átomo de Bohr

8. MODELO ATÓMICO ACTUAL
Los n y p+ se localizan en el núcleo parte central del átomo
Los e- se mueven en torno al núcleo en niveles energéticos:
«zonas» de la misma energía en la cual existe gran probabilidad
de encontrar el electrón
Los e- tienden a estar en orbitales de
baja energía (niveles de energía=n).
Pero no todos pueden ocupar el mismo
orbital:
En la primera órbita n=1: caben 2 e-
En la segunda órbita n=2: caben 8 e-
En la tercera órbita n=3: caben 18 e-
El numero de e- que puede situarse en cada nivel esta dado por la ecuación:
Número de electrones= 2 n2
neutrones
protones
niveles de
energía

9. TABLA PERIÓDICA
DE LOS
ELEMENTOS
Unidad 1. Parte C
Introducción al estudio de la Química-
Curso de Ingreso 2018 Kinesiología y Fisioterapia

10. Número Atómico (Z): indica la cantidad de protones en un átomo. Como el
átomo no tiene carga, coincide con el número de electrones.
Número Másico (A): su valor es igual a la suma de protones + neutrones
Isótopos: son dos átomos de un mismo elemento que poseen la misma cantidad de
protones (Z) pero difieren en la cantidad de neutrones, por lo tanto poseen diferente
número másico (A).
Símbolo del elemento

11. Isótopos: son dos átomos de un mismo elemento que poseen la
misma cantidad de protones (Z) pero difieren en la cantidad de
neutrones, por lo tanto poseen diferente número másico (A).
Supongamos 3 átomos de identidad desconocida:
14
X
6
12
Y
6
12
Z
7
posee 6 protones, 6 electrones y (14-6= 8) 8 neutrones
posee 6 protones, 6 electrones y (12-6= 6) 6 neutrones
posee 7 protones, 7 electrones y (12-7= 5) 5 neutrones
X=
Y=
Z=

12. Un ION es un átomo o grupo de átomos que tienen una carga neta
positiva o negativa
¿Qué es un ión?

13. Complete con lo que corresponda:
a) Las partículas subatómicas con carga negativa se
denominan……………………….
b) Las especies de igual número atómico y diferente
número másico son ……………….
c) La partícula sin carga neta que se encuentra en el núcleo
atómico es el ……………………
d) La región del átomo con mayor masa es el …………………
e) Con la letra Z se representa el ………………………………
ELECTRÓN
ISÓTOPOS
NEUTRÓN
NÚCLEO
N° ATÓMICO

14. Configuración electrónica:
Es la distribución de e- según el nivel de energía de los mismos.
Niveles energéticos u orbitales: «zonas» de la misma energía.
Orbital s: caben 2 e-
Orbital p: caben 6 e-
Orbital d: caben 10 e-
Orbital f: caben 14 e-

15. Giro o spin del electrón:
Dos e- situados en un mismo orbital:
Poseen un movimiento de giro en torno a su propio eje
(uno hacia la izquierda y otro hacia la derecha)
 Los electrones de un mismo orbital tienen spin contrario se
presentan como +1/2 y -1/2

16. Átomo de Hidrógeno (H)
1 protón
1 electrón que se encuentra girando en el orbital s. Se
simboliza de la siguiente manera: 1s1
1 s 1
Nivel de energía
Orbital s
(subnivel)
Número
de e-
presente
en el
orbital o
subnivel
Cuando tenemos un átomo polielectrónico (dos o más e-) ¿Cómo
se colocan estos e- en los diferentes orbitales?

17. ¿Cómo se colocan los e- en los diferentes orbitales?
CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA
1) Los orbitales se llenan de menor a mayor energía
2) En cada orbital caben únicamente dos electrones (con spines
opuestos)
3) Regla de Máxima multiplicidad de Hund electrones
desapareados: Establece que cuando tenemos orbitales
equivalentes, que tienen el mismo valor de energía, como los
orbitales p los e- se van a colocar lo más separado posible.
Px Py Pz
S Px Py Pz
S

18. Al colocar los orbitales de esta forma el orden energético de
menor a mayor energía esta indicado con las flechas celestes:

19. Realizar la configuración electrónica de los siguientes elementos:
Px Py Pz
S
Carbono (C)
posee 6 e- (Z=6):
1s2 2s2 2p2
Escandio (Sc)
posee 21 e- (Z=21):
S
n=1 n=2
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d1
Px Py Pz
S
S
n=1 n=2
Px Py Pz
S
n=3
S
n=4
d
n=3

20. Sc (Z=21): 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d1
Configuración electrónica simplificada:
[Ar] 4s2 3d1
Para ello, debemos escribir el gas noble
anterior al elemento químico del que
queremos hacer la configuración electrónica
y después las capas finales del átomo.

21. Completa el cuadro con los datos que faltan:
Elemento Símbolo Z A protones neutrones electrones Electrones por
NIVEL
Sodio Na 11 23 2- 8- 1
Potasio K
N
17
108
Cloro (-1)
Calcio
(+2)
¿Cuándo un átomo está neutro (sin carga neta) como es la cantidad de electrones
respecto a los protones?
11 12 11
19 39 19 20 19 2-8-8-1
7
Nitrógeno 14 7 7 7 2 - 5
Cl -
Ca +2
17 35 17 18 18 2-8-8
20 40 20 20 18 2-8-8
Cloro Cl 35 17 18 17 2-8-7

22. Períodos: corresponden con los niveles de energía del átomo de Bohr.
Columnas: Elementos que presentan propiedades físicas y químicas semejantes.
A: se denominan elementos representativos y los B: de transición
IA
IIA
IIIB VB VIB VIIB IB IIB
IIIA IVA VA VIA VIIA
VIIIA
VIIIB
IVB
Elementos de transición interna
Lantánidos
Actínidos
Metales Alcalinos
Metales Alcalinos térreos Halógenos
Gases Nobles
Elementos de
transición
No metales
Metaloides

23. Diagrama de Moller:
Utiliza la configuración electrónica para analizar la disposición de los elementos en
la tabla
n s p
2 1

24. GRUPO
P
E
R
I
O
D
O
Los elementos pertenecientes a un
mismo grupo tienen la misma
configuración de valencia. Difieren en
el período en el que se encuentran
esos electrones. La diferencia entre un
elemento y otro del mismo período es
de una capa o nivel completo.
Configuración de valencia: electrones
del último nivel incompleto. Es indicado
por el número de grupo.
Los elementos pertenecientes a un
mismo período, tienen los e- en el
mismo nivel.

25. Sin tabla periódica
De acuerdo con las siguientes configuraciones electrónicas indique su
número atómico, el grupo y período al que pertenece
a) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p3
b) [Ar] 4s2 3d10 4p1
c) [Kr] 5s1
d) [Xe] 4f14 5d10 6s2 6p6
Z=31; grupo IIIA (13); Período 4
Z=15; grupo V A (15); Período 3
Z=37; grupo IA (1); Período 5
Z=86; grupo VIIIA (18);Período 6

26. Propiedades Periódicas
Radio Atómico
 La mitad de la distancia entre dos núcleos de dos átomos adyacentes
 En un grupo, el radio atómico aumenta de arriba a abajo con la cantidad de
niveles de energía. Al ser mayor el nivel de energía, el radio atómico es mayor
 En los períodos, el radio atómico aumenta de derecha a izquierda, ya que al ir
hacia la derecha, el número másico (Z) aumenta en una unidad al pasar de un
elemento a otro, es decir hay un aumento de carga nuclear por lo que los
electrones son atraídos más fuertemente hacia el núcleo disminuyendo así el
radio atómico.

27. ENERGÍA DE IONIZACIÓN
ELECTRONEGATIVIDAD

28. Radio Iónico
 Radio atómico de un catión o un anión
 Los cationes se forman cuando se le quita uno o mas electrones de la
región externa a un átomo. Como consecuencia hay mayor fuerza de
atracción entre el núcleo y e-, la nube electrónica se contrae «los
cationes son más pequeños que el átomo neutro del cual provienen»
 Los aniones se forman cuando se le adicionan uno o mas electrones de
la región externa a un átomo. Como consecuencia hay mayor fuerza de
repulsión entre los e-, la nube electrónica aumenta «los aniones son
más mayores que el átomo neutro del cual provienen»

29. Iones isoelectrónicos: átomos que tienen el mismo
número de electrones de valencia.
Cationes isoelectrónicos
Iones tripositivos Iones dipositivos Iones monopositivos
Al+3 Mg+2 Na+1
Los 3 tienen el mismo número de e-. ¿Cuál tiene menor radio iónico?
Aniones isoelectrónicos
Iones dinegativos Iones mononegativos
O-2 F-1
Los 2 tienen el mismo número de e-. ¿Cuál tiene menor radio iónico?

30. Energía de Ionización
 Energía mínima para quitar un e- de un átomo neutro en estado gaseoso.
 Está medida en la fuerza que se necesita para quitar un e- de un átomo.
 A menor radio atómico, mayor energía de ionización.
Afinidad electrónica
 Energía que se libera cuando se adiciona un e- a un átomo neutro en
estado gaseoso.
 Los No Metales aceptan e- y liberan E
 Los Metales tienen poca tendencia a captar e-.

31. Electronegatividad
 Es una medida de la capacidad de un átomo para atraer
a los electrones.
 La electronegatividad de un átomo esta afectada
fundamentalmente por dos magnitudes: su masa
atómica y el radio atómico.
 Pauling, un investigador, propuso esta magnitud por
primera vez en el año 1932, como un desarrollo de
su teoría del enlace de valencia. Esta escala varía
entre 0,7 para el elemento menos electronegativo y
4,0 más electronegativo .

32. Medidas en la escala Pauling:

33. AFINIDAD
ELECTRÓNICA
AFINIDAD ELECTRONICA
ENERGÍA
DE
IONIZACIÓN
ENERGÍA DE IONIZACIÓN
ELECTRONEGATIVIDAD
ELECTRONEGATIVIDAD

34. Carácter Metálico
Conductividad eléctrica y térmica
 El carácter metálico es mayor en los elementos más
electropositivos y menor en los electronegativos
 Una de las características más importante de un metal es su
capacidad para conducir el calor y la electricidad
 El carácter electropositivo es propio de los metales, las
propiedades de un átomo de perder e- convirtiéndose en
catión, se denomina carácter metálico.
 Esta propiedad se debe a la movilidad de los llamados
«electrones libres» que existe en el metal
 La conductividad eléctrica y térmica va aumentando a
medida que aumenta el carácter metálico.

35. Elija de los siguientes elementos:
Cloro – Cesio – Germanio – Cobre
a) El que tenga energía de Ionización más alta
b) Se considere un metaloide
c) Presenta mayor carácter metálico
d) Tenga menor radio atómico
e) Tenga mayor electronegatividad
Cloro
Neón
Germanio
Cesio
Cloro

36. Ordene los siguientes elementos en orden
creciente de radio atómicos:
Bromo, Cloro, Arsénico, Potasio, Magnesio, Sodio, Calcio
Para ello separemos primero los que son del mismo período:
Ordene los siguientes elementos en orden
creciente de radio atómicos:
Período 3: Sodio/ Magnesio / Cloro
Período 4: Potasio/ Calcio/ Arsénico/ Bromo
Luego ordenamos los no metales y metales en el orden solicitado:
Cloro, bromo, arsénico
magnesio, sodio, calcio, potasio
Cloro, bromo, arsénico, magnesio, sodio, calcio, potasio
Finalmente el orden creciente de radio atómico es el siguiente