1. TEORIA
TEORIA
ATOMICA
ATOMICA
Preparado por:
Preparado por:
MARCO ANTONIO MOTA
MARCO ANTONIO MOTA
ARIAS
ARIAS

2.  Desde la Antigüedad, el ser humano se ha cuestionado de
qué estaba hecha la materia.
 Unos 400 años antes de Cristo, el filósofo griego
Demócrito consideró que la materia estaba constituida por
pequeñísimas partículas que no podían ser divididas en
otras más pequeñas.
Por ello, llamó a estas partículas átomos, que en griego
quiere decir "indivisible".
Demócrito atribuyó a los átomos las cualidades de ser
eternos, inmutables e indivisibles.

3. Historia: modelos atómicos
 Puede decirse que la química nace como
ciencia a finales del siglo XVIII y principios del
XIX, con la formulación por Lavoisier, Proust y
Dalton, tras la experimentación cuantitativa
de numerosos procesos químicos, de las leyes
clásicas de la química:

4. LEYES CLASICAS DE LA QUIMICA
En el siglo XVIII, Antoine Lavoisier, considerado el
padre de la química moderna, estableció la Ley de
la conservación de la masa, formulada en su
libro "Elementos químicos" (1789). En ella se dice
que no se produce un cambio apreciable de la masa
en las reacciones químicas.

5. LEYES CLASICAS DE LA QUIMICA
 Ley de la conservación de la masa
En una reacción Química existen reactivos y productos
Los productos se presentan
Los reactivos reaccionan para en la
dar origen a los productos misma cantidad de acuerdo a
los reactivos

6. LEYES CLASICAS DE LA QUIMICA
2. Ley de la composición definida o constante,
establecida en 1801 por el químico francés Joseph
Proust, establece que un compuesto contiene siempre
los mismos elementos en la misma proporción de
masas.
Expresada de otra manera, cuando dos elementos se
combinan para dar un determinado compuesto lo
hacen siempre en la misma relación de masas.

7. Cuando dos elementos
se combinan para dar
un determinado
compuesto lo hacen
Siempre que
siempre en la misma
tengamos estas
combinaciones, relación de masas.
obtendremos los
mismos productos.

8. LEYES CLASICAS DE LA QUIMICA
 3. La ley de las proporciones múltiples. Formulada
por el propio Dalton, se aplica a dos elementos que
forman más de un compuesto: Establece que las
masas del primer elemento que se combinan con una
masa fija del segundo elemento, están en una
relación de números enteros sencillos.

9. Ya vimos las leyes clásicas de la Química, ahora
estudiaremos algunos descubrimientos fundamentales que
respaldan la existencia del átomo y su estructura
 La imagen del átomo expuesta
 1808 por Dalton en su teoría
John Dalton atómica, para explicar las
leyes de la Química, es la de
minúsculas partículas
esféricas, indivisibles e
inmutables, iguales entre sí en
cada elemento químico.

10.  1. La materia está formada por
minúsculas partículas indivisibles
 En 1808, Dalton llamadas átomos.
publicó sus ideas
sobre el modelo
atómico de la
materia Los
principios
fundamentales de
esta teoría son:  2. Hay distintas clases de átomos que se
distinguen por su masa y sus propiedades.
Todos los átomos de un elemento poseen
las mismas propiedades químicas. Los
átomos de elementos distintos tienen
propiedades diferentes.

11.  4.En las reacciones químicas,
los átomos se intercambian de
 3.Los compuestos se una a otra sustancia, pero
forman al combinarse los ningún átomo de un elemento
átomos de dos o más desaparece ni se transforma
elementos en en un átomo de otro elemento.
proporciones fijas y
sencillas. De modo que en
un compuesto los átomos
de cada tipo están en una
relación de números
enteros o fracciones
sencillas.

12.  1897  Demostró que dentro de los
J.J. Thomson átomos hay unas partículas
diminutas, con carga
eléctrica negativa, a las que
se llamó electrones.
 De este descubrimiento dedujo que
el átomo debía de ser una esfera de
materia cargada positivamente, en
cuyo interior estaban incrustados
los electrones.

13.  1911
E. Rutherford  Demostró que los átomos
no eran macizos, como se
creía, sino que están
vacíos en su mayor parte y
en su centro hay un
diminuto núcleo.
 Dedujo que el átomo debía
estar formado por una
corteza con los electrones
girando alrededor de un
núcleo central cargado
positivamente.

14. La mayoría de ellas
atravesaba la lámina
metálica sin cambiar de
dirección; sin embargo,
unas pocas eran
reflejadas hacia atrás
con ángulos pequeños.
Rutherford y sus colaboradores
bombardearon una fina lámina de oro con
partículas alfa (núcleos de helio).
Observaban, mediante una pantalla
fluorescente, en qué medida eran
dispersadas las partículas.

15.  Éste era un resultado completamente inesperado, incompatible
con el modelo de átomo macizo existente.
Rutherford demostró que la dispersión era causada por un
pequeño núcleo cargado positivamente, situado en el centro
del átomo de oro. De esta forma dedujo que la mayor parte del
átomo es espacio vacío
Observe que solo
cuando el rayo choca
con el núcleo del átomo
hay desviación.

16.  1913  Espectros atómicos
Niels Bohr discontinuos originados por
la radiación emitida por los
átomos excitados de los
elementos en estado
gaseoso.
 Propuso un nuevo modelo
atómico, según el cual los
electrones giran alrededor
del núcleo en unos niveles
bien definidos.

17.  En el siglo XVII, Isaac Newton demostró que la luz
blanca visible procedente del sol puede
descomponerse en sus diferentes colores
mediante un prisma.
 El espectro que se obtiene es continuo; contiene
todas las longitudes de onda desde el rojo al
violeta, es decir, entre unos 400 y 700 nm (1 nm
-nanómetro- = 10-9 m).
En cambio la luz emitida por un gas incandescente
no es blanca sino coloreada y el espectro que se
obtiene al hacerla pasar a través de un prisma es
bastante diferente.

18.  Es un espectro discontinuo que consta de líneas o
rayas emitidas a longitudes de onda específicas. Cada
elemento (es decir cada tipo de átomos) posee un
espectro característico que puede utilizarse para
identificarlo. Por ejemplo, en el del sodio, hay dos líneas
intensas en la región amarilla a 589 nm y 589,6 nm.

19.  Uno de los espectros atómicos más sencillos, y que más
importancia tuvo desde un punto de vista teórico, es el del
hidrógeno. Cuando los átomos de gas hidrógeno absorben
energía por medio de una descarga de alto voltaje, emiten
radiaciones que dan lugar a 5 líneas en la región visible del
espectro:
 El modelo atómico de Rutherford no podía explicar estas
emisiones discretas de radiación por los átomos.

20. Ya vimos las leyes clásicas de la Química, algunos descubrimientos fundamentales
que respaldan la existencia del átomo , ahora introduzcámonos en la estructura
del átomo .
Un átomo es una entidad
esférica , eléctricamente
neutra , compuesta de un
núcleo central cargado
positivamente rodeado por
uno o mas electrones con
carga negativa.
Una nube de electrones
con carga negativa
moviéndose rápidamente
ocupando casi todo el
volumen del átomo.

21. ESTRUCTURA DEL ATOMO
 Cada elemento químico  Dentro del núcleo
está constituido por residen partículas
átomos. subatómicas:
 Cada átomo está protones (de carga +) y
formado por un núcleo neutrones (partículas del
central y 1 o más capas mismo peso, pero sin
de electrones. carga).

22. ESTRUCTURA DEL ATOMO
PROTONES
NUCLEO
NEUTRONES
ELECTRONES

23.  Los electrones giran
alrededor del núcleo en
regiones del espacio  Los átomos grandes
denominadas órbitas. albergan a varias
órbitas o capas de
electrones.
 el orbital más externo
se llama la capa de
valencia, porque
determina cuantos
enlaces puede formar
un átomo

24. En el átomo distinguimos dos partes:
El Núcleo Y La Corteza
 El núcleo es la parte central  La corteza es la parte exterior
del átomo y contiene partículas del átomo. En ella se
con carga positiva, los encuentran los electrones,
protones, y partículas que no con carga negativa. Éstos,
poseen carga eléctrica, es ordenados en distintos niveles,
decir son neutras, los giran alrededor del núcleo.
neutrones.  La masa de un electrón es
 La masa de un protón es unas 2000 veces menor que la
aproximadamente igual a la de de un protón.
un neutrón.

25.  Todos los átomos de un
elemento químico tienen en el
núcleo el mismo número de
protones. Este número, que NUMERO
caracteriza a cada elemento y MASICO
lo distingue de los demás, es
el número atómico y se A
representa con la letra Z.
NUMERO
ATOMICO
Z E
SIMBOLO DEL
ELEMENTO

26. Número que es igual al número total La suma del número de
de protones en el núcleo del átomo. protones + neutrones
Es característico de cada
elemento químico y representa una
propiedad fundamental
del átomo: NUMERO
MASICO
su carga nuclear.
A
NUMERO
ATOMICO Z E

27. PARA EL ELEMENTO QUE 79 p
118n
CONTIENE
Encuentre
 Numero atómico =
 Neutrones =
Numero de masa – Protones =
Cantidad de protones en el
197-79 = 118
núcleo = 79
Numero de masa =  Cantidad de electrones = 79
Cantidad de protones = 79
Suma Protones + Neutrones =
79 + 118 = 197 Por esto es átomo es
eléctricamente neutro

28. DE ACUERDO A LA INFORMACION ANTERIOR DIGA DE QUE
ELEMENTO SE TRATA
 En la tabla periódica  79 p
encontramos esta  118n
información para cada Los elementos se ubican en orden
Los elementos se ubican en orden
elemento creciente de su numero atómico en la
creciente de su numero atómico en la
tabla periódica
tabla periódica

30.  El elemento
de número
atómico =
1
1 79 es
2
2
3
3
Au = oro
Au = oro
4
4
5
5  ¿En que
6
6 grupo está el
7
7 elemento?
 ¿En que
Está en el periodo periodo está
Está en el periodo
6 ,, por tanto tiene
6 por tanto tiene Está en el grupo IB
Está en el grupo IB el elemento?
6 electrones en su
6 electrones en su por tanto es un metal
por tanto es un metal
ultima capa
ultima capa de transición
de transición

31. DESARROLLE EL SIGUIENTE EJERCICIO
28
Si
Encuentre
 Numero atómico 14
 Numero de masa
 Cantidad de electrones
 Neutrones
 En que grupo y periodo
esta el elemento

32. ISOTOPOS
Aunque todos los átomos de un mismo elemento se
caracterizan por tener el mismo número atómico,
pueden tener distinto número de neutrones.
Llamamos isótopos a las formas atómicas de un
mismo elemento que se diferencian en su número
másico.

33. Todos los átomos de un elemento son idénticos en
número atómico pero no en su masa atómica
 Veamos un ejemplo
Todos los átomos de Carbono tienen 6
Número atómico
protones en el núcleo (Z=6), pero solo: es igual al
número total de
El 98.89% de carbono natural tiene 6 protones en el
núcleo del
neutrones en el núcleo A=12 átomo
Un 1.11% tiene 7 neutrones en el núcleo
A= 13. Masa atómica
también peso
Una cantidad aun menor 0.01% tiene 8 atómico, es el
promedio de
Neutrones A= 14 las masa de
los isotopos
encontrados
naturalmente
de un
Los isotopos de un elemento son átomos elemento
que tienen diferente número de neutrones pesado de
acuerdo con su
y por tanto una masa atómica diferente. abundancia

34. ISOTOPOS DEL HIDROGENO
El número de
neutrones puede
variar, lo que da
lugar a isótopos
con el mismo
comportamiento
químico pero
distinta masa. El
hidrógeno siempre
tiene un protón en
su núcleo, cuya
carga está
equilibrada por un
electrón.

36. HEMOS ESTUDIADO EL ATOMO , AHORA ENCONTREMOS UTILIZANDO LO
APRENDIDO LA FORMULA Y PESO MOLECULAR DE UN COMPUESTO
Previo a ello recordemos
 Carbono - C viene del latín
 Símbolo de un
carbo, ”rescoldo”
elemento: Se utiliza
 Mercurio - Hg , se nombra
para designar a un
por el planeta , pero su símbolo
elemento que es revela su nombre original
diferente a otro, y en hidragyrun.
general representa el  El Hidrógeno se basa en una
nombre del este en acción química ,del griego
latín o en ingles por hidros=agua y genes generador
ejemplo:  Cloro del griego chloros=
amarillio-verdoso

37. ¿Cuál es el origen del nombre del Germanio , Einstenio, Curio ,el
Sodio y el Terbio?
 Fórmula Química
Indica el numero relativo de átomos de cada
En este caso vemos que
Elemento en una sustancia existen en el compuesto
Tipos de átomos 3 tipos diferentes de
elementos:
Na2SO4 (s) Estado
Sodio (Na)
Azufre (S)
Oxígeno (O)
No. de átomos

38. Pasos para encontrar el peso  En este compuesto existen:
fórmula:  2 átomos de Sodio (Na)
1. Determinar cuantos átomos de  1 átomo de Azufre (S)
cada elemento hay en la formula
 4 átomos de Oxígeno (O)
2. Multiplicamos el número de
átomos con su respectivo peso
atómico (el peso atómico aparece
Na2SO4 (s) en la tabla periódica)
No. de átomos

39. Na2SO4
 En este compuesto existen:
 2 átomos de Sodio (Na) y el peso atómico del sodio es de 22.99 g
 1 átomo de Azufre (S) y el peso atómico del Azufre es de 32.07 g
 4 átomos de Oxígeno (O) y el peso atómico del Oxigeno es de 16 g
 Calculamos
 2 átomos Sodio (Na) * 22.99 g = 45.98 g
 1 átomo de Azufre (S) * 32.07 g = 32.07 g
 4 átomos de Oxígeno (O) * 16 g = 64 g
Sumando los resultados anteriores
45.98 g
32.07 g
64 g
142.05 g es el peso formula o peso molecular.

40. ENCUENTRE EL PESO FORMULA DE LOS SIGUIENTES COMPUESTO
El ozono O3 , contribuye al smog, componente natural de la estratosfera que
absorbe la radiación solar dañina
ELEMENTO NUMERO DE ATOMOS PESO ATOMICO TOTAL
La Glucosa , azúcar presente en la mayoría de las frutas con formula C6H12O6
ELEMENTO NUMERO DE ATOMOS PESO ATOMICO TOTAL