El documento resume la historia y desarrollo de la estructura atómica desde las primeras teorías griegas hasta los modelos atómicos modernos. Explica que los átomos están compuestos de un núcleo central con protones y neutrones rodeados por electrones, y que los electrones se distribuyen en niveles y subniveles de energía de acuerdo a sus números cuánticos. También describe los diferentes tipos de enlaces químicos y reacciones.

1. QUÍMICA
Unidad I:Estrutura atómica

2. Generalidades de la estructura de los
átomos
 Teorías sobre la
estructura del átomo.
 Leucipo y Demócrito
(400 a. de C.) de
diminutas partículas que
llamaron átomos.

3.  Al mencionar a Tales
de Mileto (800 a. de
C.). Realizó
experimentos el ámbar
pedacitos de paja, y
observó que se
magnetizaban esos
trozos de paja.

4.  En el siglo XVII los
investigadores que
llamaron electricidad.

5.  Benjamín Franklin,
sabio americano que
inventó al pararrayos,
propuso llamar
electricidad positiva.

6.  William Crookes en 1878
observó algo curioso:
cuando el electrodo
negativo o cátodo del
tubo emitía rayos, se
provocaba un resplandor
luminoso en la pared del
vidrio. Estos rayos fueron
llamados catódicos
porque se pensó que
rayos originados en
cátodo.

7.  Rayos catódicos:

8.  En 1897, J.J Thompson,
los rayos catódicos eran
partículas con carga
eléctrica negativa y les
dio el nombre de
electrones.

9.  El físico alemán
Roentgen descubrió
los rayos X.

10.  El francés Becquerel
descubrió que el uranio
y sus sales emiten
radiaciones capaces de
atravesar los cuerpos e
impresionar una placa
fotográfica como los
rayos X.

11.  Pierre Curie y María
Curie, científicos
franceses, aislaron el
radio y el polonio que
emiten con más
intensidad las
radiaciones
descubiertas por
Bequerel.

12.  Bequerel comprobó
que los rayos beta son
partículas a los
electrones
descubiertos por
Thompson, por tener
la misma masa y carga
eléctrica negativa.

13.  El 1911 Rutherford
con sus
experimentos logró
importantísimas
conclusiones sobre
la estructura del
átomo.

14.  Colocó una porción de radio
en una cápsula de plomo y
pudo observar que las
partículas alfa se
propagaban en línea recta
porque sus golpes
producían destellos en el
mismo lugar de una pantalla
fluorescente.
 Interpuso entre la caja de
plomo y la pantalla una hoja
delgada de oro y observó
entonces que los destellos
también aparecían en otros
lugares de la misma.

15.  Investigaciones
posteriores
demostraron que el
núcleo está constituido
principalmente de
partículas llamadas
protones y neutrones.

16.  James Chadwick, físico
inglés, en 1932
descubrió el neutrón.

17.  La carga positiva
contenida por el
núcleo es igual a la
suma de las cargas
eléctricas negativas
de los electrones, ya
que el átomo es
eléctricamente
neutro.

18.  Niels Bohr, físico
danés, creyó que los
electrones giran
alrededor del núcleo
como lo hacen los
planetas con el Sol.

19.  Según Bohr el electrón
para mantenerse en una
órbita dada, debe
conservar durante su
movimiento una energía
constante y explicaba:
‘’Un electrón no disipa
energía continuamente,
sino que la emite por
pausas o paquetes de
energía (cuantos).

20.  En tal virtud, en el
modelo de átomo que
presentó Bohr consideró
lo siguiente:
 1° los electrones,
partículas eléctricamente
negativas se mueven a lo
largo de órbitas definidas
por un determinado
nivel energético.

21.  2° un átomo no emiten
ni absorbe energía
mientras sus electrones
se mantienen en sus
respectivas órbitas
llamadas estacionarias.

22.  Si el átomo es excitado
en alguna forma, un
electrón puedes saltar a
un nivel de mayor
energía y absorber
energía; al regresar a la
órbita en que se
encontraba emite
energía.
 El electrón no puede
detenerse entre estos
niveles.

23.  Según el modelo atómico
de Bohr, los electrones
están distribuidos en
capas o niveles
energéticos, que se
designan con los
números: 1,2,3,4,5,6,7.
 Estas orbitas también
son asignados por las
letras:
K, L, M, N, O, P, Q.

24. Repartición de electrones sobre los niveles
de energía
 Un número limitado de
electrones puede
encontrarse sobre un
nivel de energía, para
determinarlo se aplica
una regla de saturación .

25.  El número máximo de
electrones sobre un nivel
de energía, caracterizado
por su número atómico
cuántico, es igual a 2n

26. Modulo atómico de Bohr Sommerfeld
 En 1915 Arnold
Sommerfeld, físico
alemán, modificó el
modelo de Bohr
agregando órbitas
elípticas y sugirió la
subdivisión de las órbitas
estacionarias en varias
subcapas o subniveles de
energía.

27. Los subniveles electrónicos
 Bohr consideró a los
electrones distribuidos
en varias capas y que
solamente podría
encontrarse en
determinados y
definidos niveles de
energía.

28. Los subniveles electrónicos
 Las observaciones
espectroscópicas
condujeron a los
investigadores a concebir
la existencia de subcapas
electrónicas o subniveles
de energía.
 Asignados con las letras:
s,p,d,f.

29. Representación de niveles y subniveles
de energía

30. Saturación de los subniveles de
energía
 Capacidad para cada
subnivel de energía:

31. Configuración electrónica de los
elementos
 Un subnivel está definido por tres términos; de
izquierda a derecha se lee:
 1° El número del nivel del cual el subnivel forma
parte
 2° La letra característica de este subnivel.
 3° El número de electrones presentes sobre este
subnivel (consultar la tabla respectiva).

32. Orden y acomodo de los electrones en los
subniveles de energía

33. Configuración electrónica de
algunos elementos

34. Concepto actual del átomo
 Los modelo atómicos de
Rutherford, Bohr y
Sommerfeld se han
modificado bastante.

35.  Las teorías modernas de
la mecánica ondulatoria,
de la mecánica cuántica
y de la relatividad de
Einstein, establecen que
un electrón puede
encontrarse dentro de un
espacio que rodea al
núcleo sin que se pueda
conocer
simultáneamente su
posición, trayectoria o
velocidad dentro del
átomo.

36.  Por moverse con rapidez
los electrones dentro de
los átomos, pueden
imaginarse como nubes
electrónicas.

37.  La nube electrónica de los átomos en unas regiones es
más espesa y en otra muy tenue, y como el electrón
puede encontrarse en cualquier sitio girando alrededor
del núcleo.

38. Números cuánticos
 Para describir el
espacio energético
de manifestación
probabilística de los
electrones en la
vecindad del
núcleo, se emplean
los números
cuánticos: n, l, m, s.

39. Números cuánticos
 n, número cuántico
principal. Indica el
número de niveles de
energía del átomo por
medio de valores enteros
y positivos:
n= 1, 2, 3, 4, 5, 6, y 7
que corresponden a las
letras K, L, M, N, O, P, Q.

40.  l, número cuántico
secundario. Indica el
número de subniveles
posibles de cada nivel de
energía. A los valores de l
se le asignan los valores
s,p,d,f, e indican la forma
del orbital.
 s= forma esférica.
 p=forma de bolas
 d= forma de lazos.
 f= no puede describirse
con claridad.

41.  m, número cuántico
magnético.
Define las orientaciones de
la nube de electrones u
orbital en un campo
magnético
m=2l +1

42.  s, cuarto número
cuántico; se llama spin
porque se refiere al giro
del electrón sobre sí
mismo.
 Los valores que toma
este número cuántico
son + ½ - ½.

43. Configuraciones electrónicas de los
elementos

44. Isótopos
 Son átomos de un mismo
elemento con diferente
masas atómicas porque
tienen distintos números
de neutrones.

45. Tabla periódica

46. Tabla periódica

48. Primeras clasificaciones
 De acuerdo a sus características físicas, químicas. Por
lo empezaron a ordenarlos, además de utilizar
símbolos.

49. Alquimia
 Antecesora de la Química, donde su principal objetivo,
era la transformación del plomo en oro, y la búsqueda
de la piedra filosofal, o el elixir de la vida.

50. Los nombres de los elementos:
 Del latín :
Sodio (Na) Natrium.
Potasio (K) Kalium
Mercurio (Hg) Higrurium
Fosforo (P) Phosphorus.
Azufre( S) Sulfur
Antimonio (Sb) Stribium

51.  Del griego:
 Hidrógeno (H): del griego ‘engendrador de agua’.
 Helio (He): de la atmósfera del Sol (el dios griego
Helios).
 Oxígeno (O): en griego ‘engendrador de óxidos’
(oxys).
 Cloro (Cl) del griego chloros (amarillo verdoso).
 Argón (Ar) del griego argos, ‘inactivo’

52. Clasificaciones:
 Jöns Jakob Berzelius (1820)
 Determino la primera clasificación por medio una
clasificación en orden alfabético de los elementos
descubiertos hasta ese momento, además de los
descubiertos por el, aunque no fue una clasificación
oficial se determino una clasificación no oficial en la
historia de las tablas periódicas.

53.  Johann Wolfang Döbereiner (1829)
 Científico Alemán, señalo la existencia de un conjunto de
elementos que tenían propiedades semejantes y, que el
peso del elemento de en medio es el promedio.
 Dimitri Mendeleev y Julios Lothar Meyer (1870)
 Establecen una periodicidad entre los elementos además de
asignarles un numero por lo que separan estos grupos en A
y B, generándose una clasificación mas completa, basada
en el peso atómico del elemento, de la tabla periódica
además de dejar espacios vacíos por los elementos que
hacía falta descubrir.

55.  Julios Thompson (1895):
Científico Danés estableció una clasificación ordenada
en 7 renglones, también llamados periodos y 18
columnas llamados grupos o familias. El periodo
determina el número del último nivel de energía
principal de los electrones que comienzan a llenar,
mientras que las familias son las propiedades químicas
similares que presentan los elementos.

56.  Henry Gwyn Jeffreys Moseley (1913)
Científico ingles, determino la carga nuclear de los
átomos de los elementos y concluyo que los elementos se
debían ordenar con base a sus números atómicos o
cantidad de electrones y configuración electrónica de
estos, de ahí que trabajo con las ecuaciones de
Schrodinger y de De Broglie para determinar los posibles
subniveles atómicos así como sus niveles.

57. Niveles de energía

59. Enlaces químicos
 Enlace iónico:
 Transferencia de
electrones mediante
atracciones
electrostáticas.

60.  Enlace covalente:
 Se comparten los
electrones durante la
reacción química.

61.  Enlace covalente
coordinado:
 Ese tipo de enlace se forma
cuando los átomos
involucrados tienden a
recibir electrones. Los
pares electrónicos son
unidos debido al
compartimiento de sus
electrones, una vez que es
imposible a todos los
átomos ceder electrones o
recibirlos.

62.  Enlace metálico:
 Intercambio común de
electrones externos con
iones positivos,
sumergidos en una nube
de electrones móviles.

63. Estructura de Lewis
 Es una representación de puntos o círculos para
representar las estructuras atómicas. Es una manera
sencilla de representar los enlaces.

64.  Ejemplos de la estructura de Lewis:

65. Reacción química y su representación
 Reacción química. Es el proceso por medio del cual los átomos
de las sustancias.
 Ecuación química. La ecuación química es una representación
abreviada de una reacción química que indica la proporción
cuantitativa de las sustancias reaccionantes y de las sustancias
producidas.
 La ecuación química se puede escribir en dos formas: por medio
de palabras o con el empleo de números y símbolos.
 La reacción química entre el magnesio y el oxígeno se explica por
medio de palabras como sigue:
Magnesio + oxigeno - oxido de magnesio
Se lee: magnesio más oxigeno produce oxido de magnesio.
 Las sustancias que se escriben a la izquierda de la flecha se
llaman reaccionantes y constituyen el primer miembro de la
ecuación. Las sustancias escritas a la derecha de la flecha forman
el segundo miembro de la ecuación y son los productos de la
reacción.

66.  La ecuación expresada por medio de fórmulas se
establece como sigue:
Mg + O2 ---MgO
 Reacciones reversible e irreversible:
Las reacciones reversibles son las que sus productos
pueden reaccionar entre sí para constituir nuevamente
las sustancias que reaccionaron inicialmente.

67. Tipos de ecuaciones químicas
 Tipos de reacción química. Las reacciones
estudiadas elementalmente en química son de cuatro
tipos:
 Síntesis o combinación directa.
 Descomposición.
 Sustitución simple.
 Sustitución doble.

68. Síntesis o combinación directa.
 Dos o más elementos o compuestos se combinan para formar un solo
compuesto.
 2 Hg (elemento) + O2 (elemento) ---- 2HgO (compuesto)
 H2O (elemento) + NH3(elemento) --- NH4OH (compuesto)

69. Descomposición
 Un compuesto se separa en dos o más elementos o compuestos.
 2H2O (compuesto) ---- 2H2 (elemento) ------ O2 (elemento).
 H2SO3 (compuesto) ---- H2O (compuesto) ---- SO2 (compuesto).

70. Sustitución simple
 Un elemento sustituye a otro y toma su lugar en la reacción
química.
 Zn + CuSO4 --- ZnSO4 + Cu
(el zinc sustituye al cobre).
 Fe + 2 HCI --- FeCI2 + H2
(el fierro sustituye al hidrogeno).

71. Sustitución doble
 Dos elementos o radicales compuestos se intercambian.
 HCI + NaOH -- NaCI + H2O
(el hidrogeno y el sodio intercambian lugares)
 AgNO3 + NaCI ---- NaNO3 + AgCI (la plata y el
sodio intercambian lugares).

72. Balanceo de ecuaciones químicas
Para equilibrar o balancear ecuaciones químicas, existen diversos
métodos. En todos, el objetivo que se persigue es que la ecuación
química cumpla con la ley de la conservación de la materia.

73.  El método de tanteo consiste en observar que cada
miembro de la ecuación se tengan los átomos en la
misma cantidad.
 Para equilibrar ecuaciones, solo se agregan coeficientes
a las formulas que lo necesiten, pero no se cambian los
subíndices.

74.  En una reacción si un elemento se oxida, también debe
existir un elemento que se reduce. Para balancear una
reacción por este método , se deben considerar los
siguiente pasos:
 1)Determinar los números de oxidación de los
diferentes compuestos que existen en la ecuación.
 2)Una vez determinados los números de oxidación , se
analiza elemento por elemento, comparando el primer
miembro de la ecuación con el segundo, para ver que
elemento químico cambia sus números de oxidación

75.  3) se comparan los números de los elementos que
variaron, en la escala de Oxido-reducción.
 4) Si el elemento que se oxida o se reduce tiene
numero de oxidación 0 , se multiplican los números
oxidados o reducidos por el subíndice del elemento
que tenga numero de oxidación 0
 5) Los números que resultaron se cruzan, es decir el
numero del elemento que se oxido se pone al que se
reduce y viceversa.
Los números obtenidos finalmente se ponen como
coeficientes en el miembro de la ecuación que tenga mas
términos y de ahí se continua balanceando la ecuación
por el método de tanteo