El documento trata sobre los modelos atómicos. Explica las teorías atómicas de Dalton, Thomson, Rutherford y Bohr, las cuales propusieron que los átomos estaban compuestos de un núcleo central con carga positiva y electrones que orbitaban alrededor. También describe las modernas teorías atómicas que indican que el movimiento electrónico es más complejo del que proponían los modelos iniciales.

1. ASIGNATURA: QUÍMICA.
Tema 1: MODELO ATOMICO.
Teorías Atómicas
La pieza más pequeña de un elemento
que mantiene la identidad de ese
elemento se llama átomo. Los átomos
individuales son extremadamente
pequeños. Se necesitarían unos
cincuenta millones de átomos seguidos
para hacer una línea de 1 cm de largo. El
periodo al final de una oración impresa
tiene varios millones de átomos en ella.
Los átomos son tan pequeños que es
difícil creer que toda la materia esté hecha
de átomos, pero lo es.
La teoría atómica moderna, propuesta
alrededor de 1803 por el químico inglés
John Dalton, es un concepto fundamental
que establece que todos los elementos
están compuestos por átomos.
Anteriormente, definimos un átomo como
la parte más pequeña de un elemento que
mantiene la identidad de ese elemento.
Los átomos individuales son
extremadamente pequeños; incluso el
átomo más grande tiene un diámetro
aproximado de sólo 5.4 × 10 −10 m. Con
ese tamaño, toma más de 18 millones de
estos átomos, alineados uno al lado del
otro, para igualar el ancho de tu dedo
meñique (aproximadamente 1 cm).
En 1803, Dalton (1766-1844) formula su
teoría atómica, con la que trataba de
explicar las leyes químicas conocidas
hasta esta fecha. Dicha teoría fue
admitida por los hombres de ciencia hasta
principios del siglo XX, en que, como
consecuencia de nuevos
descubrimientos, surgió la necesidad de
desarrollar nuevas teorías.
Teoría atómica de Dalton
La teoría atómica de Dalton se resume en
los siguientes puntos:
La materia es discontinua. Está formada
por partículas materiales independientes
llamadas átomos, los cuales son
indivisibles.
Los átomos de un mismo elemento son
iguales entre sí tanto en masa como en
propiedades físicas y químicas.
Los átomos de elementos diferentes son
distintos en cuanto a masa y demás
propiedades.
Los compuestos se forman por la unión de
átomos de los elementos
correspondientes, en una relación
numérica sencilla.
Modelo atómico de Thomson
El modelo atómico de Thomson (1856-
1940) postula que el átomo se compone
de una esfera cargada positivamente en
la que reside la mayor parte de la masa
del átomo y sobre la cual se incrustan los
electrones.
Modelo atómico de Rutherford
Según el modelo atómico de Rutherford
(1831-1937), el átomo está formado por
una esfera en la que se concentra casi

2. toda la masa del sistema (protones y
neutrones) y en torno a la cual giran unas
partículas (electrones) de la misma
manera que lo hacen los planetas en torno
al Sol.
Los protones del núcleo se encuentran
cargados positivamente y los electrones
negativamente.
Modelo atómico de Bohr
Para Bohr (1885-1962), el átomo está
constituido de la siguiente forma:
En el centro del mismo se ubica el núcleo,
pequeña región del átomo donde residen
la casi totalidad de su masa y la carga
positiva. El número de cargas positivas
del núcleo (protones) coincide con el
número atómico del elemento.
En torno al núcleo giran los electrones (en
número igual al de protones y al número
atómico), portadores de la carga negativa,
describiendo órbitas circulares.
Los electrones mientras giran en su órbita
no emiten radiaciones. Cuando saltan a
una órbita más cercana al núcleo emiten
radiación energética, y cuando pasan a
una órbita superior la absorben.
Las modernas teorías atómicas
Hacia 1920, como consecuencia del
estudio de los espectros de elementos
con gran número de electrones, se dudó
de la bondad de la teoría de Bohr.
Sommerfeld (1868-1951) descubrió que la
teoría de Bohr era incompleta, pues las
órbitas electrónicas también podían ser
elípticas. Modificó los postulados de éste,
afirmando que las órbitas descritas por los
electrones dentro de un nivel energético
definido podían ser circulares o elípticas,
lo que supone diferencias en los estados
energéticos de los electrones (subniveles
energéticos).
Posteriormente se dedujo que el
movimiento de los electrones no se
desarrolla en órbitas bien definidas, sino
que describe un movimiento complejo.
El movimiento del electrón describe
órbitas complejas, con lo cual existe la
probabilidad de encontrarlo en una
posición determinada. Las zonas donde
«probablemente» se encuentra el electrón
reciben el nombre de orbitales.

3. Pruebas tema 1: modelo atomico.
1. Pregunta tipo oral:
¿Cuál es la teoría atómica que da lugar al modelo actual?
2. Pregunta tipo ensayo:
Elabore un ensayo describiendo los modelos atómicos desde Dalton hasta el actual.
3. Pregunta tipo completación:
Complete el siguiente concepto:
Los átomos de un mismo elemento son ____________ entre sí tanto en masa
como en propiedades físicas y químicas.
4. Pregunta tipo selección simple:
Seleccione la respuesta correcta:
En el modelo atómico de Thomson el átomo se compone de una esfera cargada
positivamente en la que reside la mayor parte de la masa del átomo y sobre la cual se
incrustan los:
a) Neutrones
b) Protones
c) Electrones
d) Quarks
5. Pregunta tipo verdadero y falso:
Verdadero o falso:
Según la clase de nomenclatura, los grupos funcionales halogenuros tienen mayor
prioridad que los grupos funcionales oxigenados. ( )
6. Pregunta tipo ordenamiento:
Ordena los autores de los modelos atómicos desde el primero hasta el que dio
paso al actual.
a) Rutherford
b) Dalton
c) Thomson
d) Bohr

4. 7. Pregunta tipo pareo:
señale con una flecha la teoría atómica de cada autor.
Dalton
El Átomo es una esfera cargada
positivamente con electrones
incrustados en su interior
Thomson El átomo es una esfera redonda.
Rutherford
El átomo posee un núcleo con casi la
totalidad de su masa con protones y
neutrones con electrones orbitando a
su alrededor
Bohr
El átomo es una esfera cargada con
protones y neutrones con electrones
girando a su alrededor
8. Pregunta tipo identificación y calificación:
Indique a que teoría atómica refiere el siguiente modelo. Justifique su respuesta.
a)

5. ASIGNATURA: QUÍMICA.
Tema 2: TABLA PERIODICA
¿Qué es la Tabla Periódica?
La Tabla Periódica de los elementos
es un registro de todos los elementos
químicos conocidos por la humanidad.
Los elementos están ordenados en forma
de tabla según su número
atómico (número de protones), su
configuración electrónica y sus
propiedades químicas.
En esta tabla los elementos están
organizados en filas y columnas que
muestran cierta periodicidad: los
elementos que pertenecen a una misma
columna tienen propiedades similares. En
principio, toda la materia conocida
del universo está compuesta por diversas
combinaciones de los 118 elementos,
registrados en la Tabla Periódica.
Se han establecido símbolos, llamados
símbolos químicos, para representar a
cada elemento de la Tabla Periódica, que
además están identificados según
sus estados de
agregación (sólido, líquido o gas) a
una temperatura de 0 °C y a
una presión de 1atm.
La primera versión de la Tabla
Periódica fue publicada en 1869 por el
profesor de química ruso Dmitri
Mendeléyev, y contenía 63 de los 118
elementos hoy conocidos en
la naturaleza y estaba organizada
basándose en sus propiedades químicas.
Por otra parte, el profesor de química
alemán Julius Lothar Meyer publicó una
versión ampliada pero basándose en las
propiedades físicas de los átomos. Ambos
estudiosos organizaron los elementos en
filas, teniendo la previsión de dejar
espacios en blanco en donde intuían que
habría elementos aún por descubrir.
¿Cómo está organizada la tabla
periódica?
La tabla periódica actual está
estructurada en siete filas (horizontales)
denominadas períodos y en 18 columnas
(verticales) llamadas grupos o familias.
Los elementos químicos están ordenados
en orden creciente de sus números
atómicos, es decir, el número atómico
aumenta de izquierda a derecha en el
período y de arriba hacia abajo en el
grupo.
Los dieciocho grupos conocidos son:
 Grupo 1 (IA).
Los metales alcalinos: litio (Li), sodio
(Na), potasio (K), rubidio (Rb), cesio
(Cs), francio (Fr). Además en este
grupo se encuentra el hidrógeno (H),
que es un gas.
 Grupo 2 (IIA). Los metales
alcalinotérreos: berilio (Be), magnesio
(Mg), calcio (Ca), estroncio (Sr), bario
(Ba), radio (Ra).
 Grupo 3 (IIIB). La familia del escandio
(Sc), que incluye al Itrio (Y) y a las
tierras raras: lantano (La), cerio (Ce),
praseodimio (Pr), neodimio (Nd),
prometio (Pm), samario (Sm), europio
(Eu), gadolinio (Gd), terbio (Tb),
disprosio (Dy), holmio (Ho), erbio (Er),
tulio (Tm), iterbio (Yt), lutecio (Lu).
También se incluyen a los actínidos:
actinio (Ac), torio (Th), protactinio
(Pa), uranio (U), neptunio (Np),
plutonio (Pu), americio (Am), curio
(Cm), berkelio (Bk), californio (Cf),
einstenio (Es), fermio (Fm),

6. mendelevio (Md), nobelio (No) y
lawrencio (Lr).
 Grupo 4 (IVB). La familia del titanio
(Ti), que incluye el circonio (Zr), el
hafnio (Hf) y el rutherfordio (Rf), este
último sintético y radiactivo.
 Grupo 5 (VB). La familia del vanadio
(V): niobio (Nb), tántalo (Ta) y dubnio
(Db), este último es sintético.
 Grupo 6 (VIB). La familia del cromo
(Cr): molibdeno (Mb), wolframio (W) y
seaborgio (Sg), este último es
sintético.
 Grupo 7 (VIIB). La familia del
manganeso (Mn): renio (Re), tecnecio
(Tc) y bohrio (Bh), estos dos últimos
son sintéticos.
 Grupo 8 (VIIIB). La familia del hierro
(Fe): rutenio (Ru), osmio (Os) y hassio
(Hs), este último sintético.
 Grupo 9 (VIIIB). La familia del cobalto
(Co): rodio (Rh), iridio (Ir) y el sintético
meitneiro (Mt).
 Grupo 10 (VIIIB). La familia
del níquel (Ni): paladio (Pd), platino
(Pt) y el sintético darmstadtio (Ds).
 Grupo 11 (IB). La familia
del cobre (Cu): plata (Ag), oro (Au) y
el sintético roentgenio (Rg).
 Grupo 12 (IIB). La familia del zinc
(Zn): cadmio (Cd), mercurio (Hg) y el
sintético copernicio (Cn).
 Grupo 13 (IIIA). Los térreos: boro (Br),
aluminio (Al), galio (Ga), indio (In),
talio (Tl) y el sintético nihonio (Nh).
 Grupo 14 (IVA). Los carbonoideos:
carbono (C), silicio (Si), germanio
(Ge), estaño (Sn), plomo (Pb) y el
sintético flevorio (Fl).
 Grupo 15 (VA). Los nitrogenoideos:
nitrógeno (N), fósforo (P), arsénico
(As), antimonio (Sb), bismuto (Bi) y el
sintético moscovio (Mc).
 Grupo 16 (VIA). Los calcógenos o
anfígenos: oxígeno (O), azufre (S),
selenio (Se), teluro (Te), polonio (Po)
y el sintético livermorio (Lv).
 Grupo 17 (VIIA). Los halógenos: flúor
(F), cloro (Cl), bromo (Br), yodo (I),
astato (At) y el sintético teneso (Ts).
 Grupo 18 (VIIIA). Los gases nobles:
helio (He), neón (Ne), argón (Ar),
kriptón (Kr), xenón (Xe), radón (Rn) y
el sintético oganesón (Og)

7. Pruebas tema 2: Tabla periódica.
1. Pregunta tipo oral:
Cuales son y a que grupo pertenecen los Gases Nobles.
2. Pregunta tipo ensayo:
Elabore un ensayo sobre la historia de la tabla periódica y su importancia en la
actualidad.
3. Pregunta tipo completación:
La tabla periódica está compuesta por 7 _____________________ y 18
______________
4. Pregunta tipo selección simple:
Seleccione la respuesta correcta: Los halógenos: flúor (F), cloro (Cl), bromo (Br),
a) antimonio (Sb)
b) yodo (I).
c) magnesio (Mg)
d) cobre (Cu)
5. Pregunta tipo verdadero y falso:
Verdadero o falso:
El profesor de química alemán Julius Lothar Meyer fue el creador de la primera tabla
periodica. ( )
6. Pregunta tipo ordenamiento:
Ordena los siguientes grupos periódicos de menor a mayor en su número de
grupo.
a) Los metales alcalinotérreos
b) Los metales alcalinos
c) Los halógenos
d) Los carbonoideos
7. Pregunta tipo pareo:

8. señale con una flecha los elementos de la tabla periódica al grupo periódico al cual
pertenecen.
Los halógenos
 helio (He)
 neón (Ne)
 calcio (Ca)
Los metales alcalinotérreos
 Fluor (F)
 radio (Ra).
 radón (Rn)
Los halógenos
 cloro (Cl)
 berilio (Be)
 magnesio (Mg)
8. Pregunta tipo identificación y calificación:
Indique el nombre y el número de grupo señalado en el recuadro rojo.
a)

9. ASIGNATURA: QUÍMICA.
Tema 3: ESTEQUIMETRIA
La estequiometría química es el estudio
de las cantidades de materia consumida y
producida en las reacciones químicas. De
esta forma se establece relaciones
estequiométricas: cuanto se produce
depende de la cantidad de los reactantes.
Conceptos claves en estequiometría
Mol: La definición teórica de mol es el
número de átomos contenidos en 12
gramos de carbono, masa atómica del
elemento. Es decir, un mol de carbono
contiene 6,022 x 1023
átomos. Este es el
número de Avogadro. De aquí se
extiende que el mol es la medida que
expresa la cantidad de 6,022 x
1023
unidades de una sustancia:
 un mol de H2O contiene 6,022 x
1023
moléculas de agua;
 un mol de huevos contiene 6,022 x
1023
huevos;
 un mol de aluminio contiene 6,022 x
1023
átomos del elemento.
Así un mol equivale a la masa en gramos
de dicha sustancia:
 un mol de agua tiene una masa de 18
gramos;
 un mol de aluminio tiene una masa de
26,98 gramos;
 un mol de mercurio tiene una masa de
200,6 gramos.
Coeficientes estequiométricos: Son los
números delante de las moléculas en una
reacción que indican las proporciones de
reactantes y de productos en una
reacción química. Cuando delante de una
fórmula no hay un número, se asume que
es 1 (uno). Por ejemplo:
Esta reacción química muestra que un (1)
mol de moléculas de metano
CH4 reacciona con un (1) mol de
moléculas de agua H2O para producir un
(1) mol de moléculas de monóxido de
carbono CO y tres (3) moles de moléculas
de hidrógeno H2. En este caso, los
coeficientes estequiométricos son 1 para
el metano, 1 para el agua, 1 para el
monóxido de carbono y 3 para el
hidrógeno.
Ley de Lavoisier o ley de conservación de
la masa: En cualquier reacción química la
masa total de los reactantes es igual a la
masa total de los productos de la
reacción. Es decir, el número de átomos
en los reactantes es igual al número de
átomos en los productos de reacción. Por
ejemplo, en la reacción de formación de
nitrógeno N2 a partir de azida de sodio
NaN3:
Conseguimos que el reactante tiene un
átomo de sodio Na y tres átomos de
nitrógeno N, mientras que en los
productos tenemos un átomo de Na y dos
átomos de N. Existe una desigualdad en
la cantidad de átomos de nitrógeno. Para
cumplir la ley de conservación de masas,
tenemos que balancear la ecuación
química:

10. Ahora la reacción química está
balanceada y los coeficientes
estequiométricos son 2 para NaN3, 2 para
el Na y 3 para el N2.
Pasos para balancear las ecuaciones
químicas
Para balancear las ecuaciones se realiza
una inspección y por ensayo y error se
ajustan los coeficientes estequiométricos.
Se empieza con la molécula más
compleja, la que tiene más átomos:
En este caso, el etanol (C2H5OH) es la
molécula con más átomos. El etanol tiene
2 carbonos mientras el dióxido de carbono
tiene un solo carbono. Colocamos el
coeficiente 2 delante del CO2:
El etanol además tiene 6 átomos de
hidrógeno, colocamos el coeficiente 3
delante del H2O:
En los reactantes hay 3 oxígenos y en los
productos hay 7 oxígenos. Colocamos el
coeficiente 3 delante del oxígeno en los
reactantes:

11. Pruebas tema 3: Estequiometria.
1. Pregunta tipo oral:
Explique la relación del número de Avogadro con un elemento de la tabla periódica.
2. Pregunta tipo ensayo:
Realice un análisis sobre la sustancia del Mol y la importancia que tiene en la
química.
3. Pregunta tipo completación:
Los coeficientes estequiométricos: Son los números delante que están ______________
de las moléculas en una reacción
4. Pregunta tipo selección simple:
Seleccione la respuesta correcta: un mol de agua tiene una masa de
a) 18 moléculas
b) 18 mililitros
c) 18 gramos
d) 18 átomos
5. Pregunta tipo verdadero y falso:
Verdadero o falso:
Ley de Lavoisier establece que en cualquier reacción química la masa total de los
reactantes es igual a la masa total de los productos de la reacción. ( )
6. Pregunta tipo ordenamiento:
En la siguiente reacción, al balancearla ¿Cuál es el coeficiente estequiometrico
para el H2?
H2 + O2 --- 2H2O
a)1
b) 3
c) 0
d) 2

12. 7. Pregunta tipo pareo:
Al Balancear la siguiente reacción, señale con una flecha los coeficientes
estequimetricos para cada molécula.
NaN  2
 4
Na  1
 2
N2
 3
 4
8. Pregunta tipo identificación y calificación:
Clasifique los siguientes compuestos según su número de moléculas.
A) 1 mol de H2
B) 2 mol de Na
C) 1,5 mol de O2
D) 1 mol de N

13. ASIGNATURA: QUÍMICA.
Tema 4: SOLUCIONES
¿Qué es una solución química?
Se denomina solución o disolución
química a una mezcla homogénea de dos
o más sustancias químicas puras. Una
disolución puede ocurrir a nivel molecular
o iónico y no constituye una reacción
química.
De esta manera, la disolución resultante
de la mezcla de dos componentes tendrá
una única fase
reconocible (sólida, líquida o gaseosa) a
pesar inclusive de que sus componentes
por separado tuvieran fases distintas. Por
ejemplo, al disolver azúcar en agua.
Toda solución química presenta, como
mínimo, dos componentes: un soluto (el
que es disuelto en el otro) y un solvente o
disolvente (que disuelve al soluto). En el
caso del azúcar disuelto en agua, el
azúcar es el soluto y el agua es el
disolvente.
La formación de soluciones y mezcla s de
sustancias es fundamental para el
desarrollo de nuevos materiales y para el
entendimiento de las fuerzas químicas
que permiten a la materia combinarse.
Esto resulta de particular interés para los
campos de la química, la biología y la
geoquímica, entre otros.
En general, toda solución química se
caracteriza por:
 Soluto y solvente no pueden
separarse por métodos físicos
como filtración o tamizado, ya que
sus partículas han constituido nuevas
interacciones químicas.
 Poseen un soluto y un solvente (como
mínimo) en alguna proporción
detectable.
 A simple vista no pueden distinguirse
sus elementos constitutivos.
 Únicamente pueden separarse soluto
y solvente mediante métodos como
la destilación, la cristalización o
la cromatografía.
Tipos de solución química
Las soluciones químicas pueden
clasificarse de acuerdo a dos criterios.
La proporción entre el soluto y el
disolvente:
 Diluidas. Cuando la cantidad de soluto
respecto al solvente es muy pequeña.
Por ejemplo: 1 gramo de azúcar en
100 gramos de agua.
 Concentradas. Cuando la cantidad de
soluto respecto al solvente es grande.
Por ejemplo: 25 gramos de azúcar en
100 gramos de agua.
 Saturadas. Cuando el solvente no
acepta ya más soluto a una
determinada temperatura. Por
ejemplo: 36 gramos de azúcar en 100
gramos de agua a 20 °C.
 Sobresaturadas. Como la saturación
tiene que ver con la temperatura, si
incrementamos la temperatura, se
puede forzar al solvente a tomar más
soluto del que ordinariamente puede,
obteniendo una solución
sobresaturada (saturada en exceso,
digamos). Así, sometida a un
calentamiento, la solución tomará
mucho más soluto del que
ordinariamente podría.
Concentración de una solución química
La concentración es una magnitud que
describe la proporción de soluto respecto
al solvente en una disolución. Esta
magnitud se expresa en dos tipos
distintos de unidades:
Unidades físicas. Aquellas que se
expresan en relación al peso y

14. al volumen de la solución, en forma
porcentual (se multiplican por 100). Por
ejemplo:
 %Peso/peso. Se expresa en gramos
de soluto sobre gramos de solución.
 %Volumen/volumen. Se expresa en
centímetros cúbicos (cc) de soluto
sobre cc de solución.
 %Peso/volumen. Combina las dos
anteriores: gramos de soluto sobre cc
de solución.
Unidades químicas. Aquellas que se
expresan en sistemas de unidades
químicas. Por ejemplo:
 Molaridad (M). Se expresa en número
de moles de soluto sobre un litro de
solución o un kilogramo de solución.
Se calcula de la siguiente manera:
Donde n(X) es la cantidad de moles del
componente X y Vdisolución es el
volumen de la disolución. La molaridad se
expresa en moles/Ldisolución.
 Fracción molar (Xi). Se expresa en
términos de moles de un componente
(solvente o soluto) en relación con los
moles totales de la solución, de la
siguiente manera:
Xsolución = moles de soluto / (moles de
soluto + moles solvente)
Xsolvente = moles de solvente / (moles de
soluto + moles solvente)

15. Pruebas tema 3: Estequiometria.
1. Pregunta tipo oral:
Como se caracterizan las soluciones según la proporción del soluto y el solvente.
2. Pregunta tipo ensayo:
Realice un ensayo de 1 página sobre la importancia de conocer las concentraciones
de las soluciones en química.
3. Pregunta tipo completación:
Complete el siguiente concepto: Se conoce como una solución _______________ cuando
el solvente no acepta ya más soluto a una determinada temperatura.
4. Pregunta tipo selección simple:
Una solución en la cual la cantidad de soluto respecto al solvente es grande se define como
una solución:
a) Saturada
b) Diluida
c) Sobresaturada
d) Concentrada
5. Pregunta tipo verdadero y falso:
Verdadero o falso:
Cuando hablamos de una solución sobresaturada nos referimos a cuando la cantidad de
soluto respecto al solvente es muy pequeña. ( )
6. Pregunta tipo ordenamiento:
Ordene de menor cantidad de soluto a mayor cantidad de soluto en relación al
solvente los siguiente tipos de soluciones.
a)Saturadas
b) Sobresaturadas
c) Concentradas
d) Diluidas

16. 7. Pregunta tipo pareo:
Al Balancear la siguiente reacción, señale con una flecha los coeficientes
estequimetricos para cada molécula.
Concentrada  10g de Azucar en 100ml de Agua
 100g de Azucar en 100ml de Agua
Diluida  100g de Azucar en 80ml de Agua
 10g de Azucar en 10ml de Agua
Saturada
 20g de Azucar en 10ml de Agua
 60g de Azucar en 120ml de Agua
8. Pregunta tipo identificación y calificación:
Identifique solo las soluciones saturadas marcando con un circulo.
E) 10g de O2 en 100ml de H2O
F) 50g de Fe en 20ml de H2O
G) 25g de Na en 20ml de H2O
H) 1000g de Pb en 10ml de H2O