APUNTES QUIMICA-1ro SEC..docx

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PRIMERO DE SECUNDARIA HUANCAYO
I. FUNDAMENTOS DE QUIMICA
Cualquier aspecto de nuestro bienestar alimenticio, corporal, material o tecnológico depende de la
ciencia química; por ejemplo, para nuestros medios de transporte, la química suministra el acero, las
aleaciones ligeras, el caucho, la gasolina, los lubricantes, las baterías, etc., que permiten que un auto
o un avión sean mecánica y económicamente posibles.
Toda nuestra civilización descansa sobre fundamentos de la química; sin embargo, las guerras
mundiales o las que se dan en medio oriente ponen de manifiesto, en forma dramática, que la química
es utilizada para el bien y el mal de la humanidad.
Toda esta gama de conocimientos no sería posible sin el aporte de los diferentes personajes en el
transcurso de casi toda la existencia humana.
1.1 Historia de la química.
1.1.1 Época primitiva.
Probablemente, la química nace con la conquista del fuego por el hombre.
Los primeros asentamientos datan de unos 12 000 años , en el Holoceno, en la
civilización del Nilo. Las primeras culturas egipcias aparecieron en el norte del país, en
lo que se conoce como el Bajo Egipto. Esto fue hace aproximadamente hace 6000
años a.n.e.
Las excavaciones hechas en tumbas y zonas arqueológicas han puesto en evidencia
los trabajos en oro, plata, cobre, hierro, bronce, arcilla, y vidrio, así como hermosos
tintes y pinturas. Este tipo de conocimiento empírico lo desarrollaron los antiguos
egipcios (aproximadamente 3000 años a.n.e), quienes preparaban tintes a base de
pigmentos naturales; ellos, además, tenían el arte de embalsamar cadáveres, y
también utilizaron ampliamente el cuero, la lana y el algodón.
Figura 1.1: Desarrollo de la cultura egipcia
1.1.2 Algunas concepciones filosóficas de la composición de la materia
Aproximadamente en el siglo VI a.n.e, surgió en Grecia un movimiento intelectual
encabezado por grandes filósofos de la Grecia antigua, conocidos como presocráticos,
quienes especularon sobre el mundo y la naturaleza de la materia, y plantearon
soluciones a grandes cuestiones de la ciencia, como por ejemplo la naturaleza de la
materia.
¿De que está constituida la materia?
Para responder esta pregunta, los filósofos griegos se basaron en un principio de
origen permanente denominado elemento.
PALEOLITICO MESOLITICO NEOLITICO EDAD DE COBRE EDAD DE BRONCE EDAD DE HIERRO
PREHISTORIA
CULTURA EGIPCIA
EDAD ANTIGUA
30 a.n.e
6000 a.n.e
200 000 a.n.e
12 000 a.n.e
Homo Sapiens
2.5 M a.n.e
Homo Habilis
9 000 a.n.e 4 000 a.n.e
3 300 a.n.e 1 200 a.n.e
500 a.n.e
0 AD
476 d.n.e
Caida del imperio
Romano de Occident

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 Para Thales de Mileto. (aprox. 624 – 565 a.n.e) el principio de todas las cosas
era el agua.
 Para Anaxímenes (aprox. 585 – 524 a.n.e) era el aire.
 Para Heráclito (aprox. 540 – 480 a.n.e) era el fuego.
 Empédocles (aprox. 500 – 430 a.n.e) aceptó los tres elementos de sus
antecesores, a los que agrego uno mas, la tierra. Además agrego dos fuerzas
cósmicas: el amor y el odio.
Figura 1.2: Los cuatro elementos según el mundo Griego.
La teoría de las cuatro raíces de Empédocles (cerca al 450 a.n.e) es
mencionada por Aristóteles:
 El agua es a la vez fría y húmeda.
 La tierra es a la vez seca y fría.
 El fuego es a la vez caliente y seco.
 El aire a la vez es húmedo y caliente.
Aristóteles (384 – 322 a.n.e), el más grande pensador griego y un infatigable escritor,
cuyo poder y autoridad hicieron que perdurase esta teoría durante unos dos mil años.
Casi en la misma época, Leucipo y su discípulo Demócrito (460 -370 a.n.e) sostenían
que la materia está conformada por pequeñas partículas invisibles, indivisibles,
eternas e indestructibles, denominados átomos (el ser), y por el vacío (el no ser), de
tal manera que el movimiento del ser es posible por la existencia del vacío. Así mismo,
afirmaron que los átomos tienen una misma naturaleza, pero difieren en forma, por
el orden en que están colocados en el cuerpo, por su posición y magnitud
1.1.3 La alquimia.
El término alquimia procede del árabe alkimiya, derivado a su vez del griego khemeia
( que significa jugo de la planta). Se denomina alquimistas a los antiguos personajes
precursores de los químicos modernos.
La practica de la alquimia fue desarrollada de forma muy secreta, debido a que lo
relacionaba con magia oculta, brujería o simplemente a la causa de dios. Es por eso
que la alquimia fue muy rica en la utilización de símbolos.
Los alquimistas, con la finalidad de obtener sus metas máximas (la piedra filosofal y el
elixir de la vida eterna), durante muchos siglos trataron toda clase de materiales
(metales, minerales, vegetales, carne, pelo, plumas, huesos, excrementos, etc.) con
toda clase de procedimientos técnicos (calcinación, sublimación, fermentación, etc.).

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Para ello usaron una amplia variedad de equipos rudimentarios que fueron ideando a
medida se sus necesidades.
Entre otros instrumentos de laboratorio utilizados por los alquimistas y que han sido
perfeccionados tenemos el alambique, la balanza, el mortero, el horno, el embudo,
las tenazas, el crisol y los matraces.
1.1.4 Renacimiento científico.
Los más renombrados que desarrollaron la ciencia química, entre el siglo XV y el siglo
VII, fueron: Leonardo da Vinci, Francis Bacon, Galileo Galilei y René Descartes quien
establece claramente las bases del método científico.
Robert Boyle (1627-1691 d.n.e), químico irlandés, fue el primero en romper
abiertamente con la tradición alquimista. Estudio la compresibilidad de los gases.
Boyle es el primer hombre de ciencia que adopta la teoría atómica para explicar las
transformaciones químicas.
1.1.5 La teoría del flogisto.
A principios del siglo XVIII Georg Ernst Stahl, químico y médico alemán, propuso la
teoría del flogisto para explicar el fenómeno de la combustión.
Stahl supone que cuando un cuerpo combustible arde, se desprende el flogisto con
acompañamiento de luz y calor y queda “ceniza”.
𝑚𝑒𝑡𝑎𝑙 (𝑒𝑛 𝑙𝑎 𝑐𝑜𝑚𝑏𝑢𝑠𝑡𝑖𝑜𝑛) → 𝑐𝑒𝑛𝑖𝑧𝑎 + 𝑓𝑙𝑜𝑔𝑖𝑠𝑡𝑜
𝑝𝑙𝑜𝑚𝑜 (𝑐𝑎𝑙𝑒𝑛𝑡𝑎𝑑𝑜) + 𝑎𝑖𝑟𝑒
𝑐𝑎𝑙𝑜𝑟
→ 𝑙𝑖𝑡𝑎𝑟𝑔𝑖𝑟𝑖𝑜(𝑝𝑜𝑙𝑣𝑜 𝑎𝑚𝑎𝑟𝑖𝑙𝑙𝑜) + 𝑓𝑙𝑜𝑔𝑖𝑠𝑡𝑜
2𝑃𝑏 + 𝑂2
→ 2𝑃𝑏𝑂
𝑙𝑖𝑡𝑎𝑟𝑔𝑖𝑟𝑖𝑜 + 𝑐𝑎𝑟𝑏𝑜𝑛 (𝑟𝑖𝑐𝑜 𝑒𝑛 𝑔𝑙𝑜𝑔𝑖𝑠𝑡𝑜) → 𝑝𝑙𝑜𝑚𝑜 + ℎ𝑢𝑚𝑜
𝑃𝑏𝑂 + 𝐶𝑂
1200 𝐶
→ 𝑃𝑏 + 𝐶𝑂2
La teoría del flogisto se consideró correcta durante un siglo, pero se sabía que al
calcinar un metal y formarse su ceniza (oxido), aumentaba de peso y era necesario el
aire para la combustión.
Para explicar este fenómeno, concluyeron que el flogisto tenía un peso negativo y que
se necesitaba de un medio material (aire) para absorber el flogisto.
La teoría del flogisto sirvió para los grandes investigadores del siglo XVIII, quienes
frente a las respuestas incoherentes de esta teoría buscaron respuestas coherentes
basándose en otros experimentos e hipótesis, dando inicio así a una labor
experimental que constituyo la base de la química como ciencia.

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Joseph Priestley (1733-1804), teólogo inglés, en 1774, dio el primer paso hacia una
nueva teoría de la combustión. Experimentando con ceniza de mercurio (polvo rojo),
hizo el siguiente experimento:
𝑚𝑒𝑟𝑐𝑢𝑟𝑖𝑜 (𝑐𝑎𝑙𝑒𝑛𝑡𝑎𝑑𝑜) + 𝑎𝑖𝑟𝑒 → 𝑐𝑒𝑛𝑖𝑧𝑎 𝑑𝑒 𝑚𝑒𝑟𝑐𝑢𝑟𝑖𝑜 (𝑝𝑜𝑙𝑣𝑜 𝑟𝑜𝑗𝑜) + 𝑓𝑙𝑜𝑔𝑖𝑠𝑡𝑜
2𝐻𝑔(𝑙) + 𝑂2 (𝑔)
⇔ 2𝐻𝑔𝑂(𝑠)
𝑐𝑒𝑛𝑖𝑧𝑎 𝑑𝑒 𝑚𝑒𝑟𝑐𝑢𝑟𝑖𝑜
→ 𝑚𝑒𝑟𝑐𝑢𝑟𝑖𝑜 + 𝑔𝑎𝑠(𝑟𝑒𝑐𝑜𝑔𝑖𝑑𝑜 𝑝𝑎𝑟𝑎 𝑒𝑥𝑝𝑒𝑟𝑖𝑚𝑒𝑛𝑡𝑜)
2𝐻𝑔𝑂(𝑠)
⇔ 2𝐻𝑔(𝑙) + 𝑂2 (𝑔)
Dos desconcertante hechos surgieron con el extraño gas formado:
 Primero, cuando se colocaba un ratón dentro de una campana de vidrio que
contenía el nuevo gas, vivía tres veces mas que un ratón colocado dentro de
una campana que contenía aire.
 Segundo, una vela ardía por mas tiempo y con mas brillo cuando se colocaba
dentro de una campana que contenía este extraño gas.
Priestley llamo al gas descubierto como “aire desflogistado”.
Priestley, en 1774 , visito a Lavoisier en Peris , a quien le comunico sus observaciones.
Este acepto los hechos, pero no la teoría. ¿podría ser, meditaba Lavoisier, que cuando
las sustancias arden se unían con algo del aire, en lugar de desprender algo?
Rápidamente, Lavoisier sometido su hipótesis a una prueba.
Henry Cavendish (1731-1810), químico ingles, al hacer reaccionar el acido sulfúrico
sobre los metales, descubrió en 1766 el hidrogeno, al que llamo “aire inflamable”.
Encontró con sorpresa que al combustionar el hidrogeno con el aire desflogistado se
formaba agua y que las proporciones en que dichos gases se combinaban eran de dos
volúmenes de aire inflamable por un volumen de aire desflogistado. La síntesis del
agua realizada en 1781 constituye una fecha muy marcada en la historia de la química.
2 𝑣𝑜𝑙 (𝑎𝑖𝑟𝑒 𝑖𝑛𝑓𝑙𝑎𝑚𝑎𝑏𝑙𝑒) + 1𝑣𝑜𝑙 (𝑎𝑖𝑟𝑒 𝑑𝑒𝑠𝑓𝑙𝑜𝑔𝑖𝑠𝑡𝑎𝑑𝑜) → 2𝑣𝑜𝑙 (𝑎𝑔𝑢𝑎)
1.1.6 Las bases del método científico: Antoine Laurente Lavoisier.
A. L. Lavoisier (1743-1794) el más brillante químico francés, logro explicar la
naturaleza de la verdadera combustión y acabo por completo con la teoría del flogisto.
Logro explicar la combustión con su famoso experimento de los 12 días, trabajando
con mercurio.
𝑚𝑒𝑟𝑐𝑢𝑟𝑖𝑜 + 𝑎𝑖𝑟𝑒
⇔ 𝑜𝑥𝑖𝑑𝑜 𝑑𝑒 𝑚𝑒𝑟𝑐𝑢𝑟𝑖𝑜 (𝑝𝑜𝑙𝑣𝑜 𝑟𝑜𝑗𝑜)

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2𝐻𝑔(𝑙) + 𝑂2 (𝑔)
⇔ 2𝐻𝑔𝑂(𝑠)
𝑚𝑎𝑠𝑎 𝑖𝑛𝑖𝑐𝑖𝑎𝑙(𝑚𝑖)
⇔ 𝑚𝑎𝑠𝑎 𝑓𝑖𝑛𝑎𝑙(𝑚𝑓)
𝑠𝑒 𝑐𝑜𝑚𝑝𝑟𝑢𝑒𝑏𝑎 𝑞𝑢𝑒 𝑚𝑖 = 𝑚𝑓
Concluyo que la masa total del (mercurio + gas) era idéntica a la masa del polvo rojo
(óxido de mercurio). Se había demostrado experimentalmente la ley de conservación
de la masa. Además, dijo que el gas que había en el aire era el responsable de la
combustión. Le dio el nombre de oxígeno (que significa engendrador de ácidos) a
dicho gas.
Lavoisier, hallo la composición del aire por síntesis y análisis, utilizo la balanza para
comprobar sistemáticamente la ley de conservación de masas e introdujo una nueva
nomenclatura química. Fue el primer científico que realizo sus investigaciones con
verdadero método científico.

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II. MATERIA Y ENERGIA
La química es la ciencia que describe la materia, sus propiedades y los cambios energéticos que
acompañan a estos procesos.
2.1 Definiciones.
Materia es todo lo que tiene masa y ocupa un lugar en el espacio. Masa es una medida de la
cantidad de materia de una muestra de cualquier material.
La energía se define como la capacidad para realizar trabajo o transferencia de calor.
2.2 Ley de conservación de la materia.
“No hay cambio observable en la cantidad de materia durante una reacción química o durante
un cambio físico”
2𝑀𝑔 + 𝑂2 → 2𝑀𝑔𝑂 + 𝑐𝑎𝑙𝑜𝑟
4.86𝑔(𝑀𝑔) + 3.2𝑔(𝑂2) → 8.06𝑔(𝑀𝑔𝑂)
2.3 Ley de conservación de la energía.
“En una reacción química o en un cambio físico, la energía no se crea no se destruye; solo
puede convertirse de una forma a otra”
𝐸𝑥𝑜𝑡𝑒𝑟𝑚𝑖𝑐𝑎 → 𝑙𝑖𝑏𝑒𝑟𝑎 𝑒𝑛𝑒𝑟𝑔𝑖𝑎 𝑎 𝑙𝑜𝑠 𝑎𝑙𝑟𝑒𝑑𝑒𝑑𝑜𝑟𝑒𝑠
𝐶𝐻4 + 2𝑂2 → 𝐶𝑂2 + 2𝐻2𝑂 + 𝑐𝑎𝑙𝑜𝑟
𝐸𝑛𝑑𝑜𝑡𝑒𝑟𝑚𝑖𝑐𝑎𝑠 → 𝑎𝑙𝑏𝑠𝑜𝑟𝑏𝑒 𝑒𝑛𝑒𝑟𝑔𝑖𝑎 𝑑𝑒 𝑙𝑜𝑠 𝑎𝑙𝑟𝑒𝑑𝑒𝑑𝑜𝑟𝑒𝑠
𝑁𝐻4𝑁𝑂3 + 𝐻2𝑂 → 𝑁𝐻4(𝑎𝑐) + 𝑁𝑂3(𝑎𝑐)

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2.4 Ley de conservación de la materia y energía.
“La cantidad combinada de materia y energía del universo es constante”
En las reacciones nucleares la materia se transforma en energía. La relación entre materia y
energía esta dada por la ahora famosa ecuación de Albert Einstein:
𝐸 = 𝑚𝑐2
------------------(1.1)
Donde:
E= Energía en Joules.
m = masa en kg.
C = velocidad de la luz =3𝑥108
𝑚 𝑠
⁄
Ejemplo 2.1
Determinar la masa equivalente a una energía de 36𝑥1013
𝐽𝑜𝑢𝑙𝑒𝑠.
Solución.
2.5 Estados de la materia.
La materia puede clasificarse en tres estados:
- En el estado sólido, las sustancias son rígidas y tienen forma definida. El volumen de los
solidos no varia mucho con los cambios de temperatura o presión.
- En el estado Liquido, las partículas individuales se encuentran confinadas a su volumen
dado. Un liquido fluye y toma la forma del recipiente que lo contiene.
- En el estado Gaseoso, las partículas individuales están separadas entre si por distancias
grandes en comparación con el tamaño de las partículas mismas.
Figura 2.1: Los tres estados de la materia.

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Separación por métodos físicos
Separación por métodos
químicos
2.6 Cambios químicos y cambios físicos.
En todo cambio químico:
1. Una o más sustancias se consumen (al menos en forma parcial).
2. Una o mas sustancias se forman, y
3. Se absorbe o libera energía.
Por otra parte, un cambio físico ocurre sin cambios de composición química. Las propiedades
físicas suelen alterarse de manera significativa, mientras la materia experimenta cambios físicos
(figura 2.2).
Figura 2.2: Cambios físicos de la materia.
2.7 Clasificación de la materia.
Figura 2.3: Clasificación de la materia.
MATERIA
MEZCLAS SUSTANCIAS
MEZCLAS
HOMOGENEAS
MEZCLAS
HETEROGENEAS
COMPUESTOS ELEMENTOS
ENDOTERMICO
ICO
ENDOTERMICO
EXOTERMICO
GAS
LIQUIDO LIQUIDO
FUSION
CONGELACION

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En la química amalgama es la mezcla homogénea de dos o más metales, aunque en la mayor parte de
los casos se denomina aleación (ejemplo típico de la disolución de un sólido en sólido), especialmente
cuando uno de los metales es el elemento mercurio (en condiciones normales, en estado líquido).
Una amalgama es una combinación o una unión de elementos que tienen características o esencias
diferentes. En el terreno de la química, se llama amalgama a una aleación que se crea con mercurio
y otros metales.

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III. ESTRUCTURA DE LOS ATOMOS
Desde épocas remotas, los humanos se han interesado por la naturaleza de la materia.
Nuestras ideas modernas sobre la estructura de la materia se basan en la teoría atómica de
Dalton, de principios del siglo XIX.
3.1 TEORIA ATOMICA
La noción de que la materia ultima consiste de partículas discretas es antigua. En el siglo V a.n.e
esta idea fue propuesta por Demócrito, quien aparentemente había aprendido de su maestro
Leucipo. Esta idea se caracterizaba por una visión de la realidad como un compuesto de partículas
infinitesimales, invisibles e indivisibles a las cuales llamo átomos. Esta idea fue rechazada por
Platón y Aristóteles, esto fue hasta cerca a 1650 d.n.e donde fue otra vez sugerido, esta vez por
el medico italiano Gassendi.
En 1808 , el Científico Ingles, Profesor John Dalton, formulo una definición precisa de las unidades
indivisibles con la que esta formada la materia y que llamamos átomos. Las hipótesis sobre la
naturaleza de la materia, en la que se basa la teoría de Dalton, puede resumirse como sigue:
1. Los elementos están formados por partículas extremadamente pequeñas llamadas
átomos.
2. Todos los átomos de un mismo elemento son idénticos, tienen igual tamaño, masa y
propiedades químicas. Los átomos de un elemento son diferentes a los átomos de todos
los demás elementos.
3. Los compuestos están formados por átomos de más de un elemento. En cualquier
compuesto, la relación del número de átomos entre dos de los elementos presentes
siempre es un número entero o una fracción sencilla.
4. Una reacción química implica solo la separación, combinación o reordenamiento de los
átomos; nunca supone la creación o destrucción de los mismos.
Figura 3.1: Representación de las hipótesis de Dalton
3.2 ESTRUCTURA DEL ATOMO.
3.2.1 EL ELECTRON.

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 A principios de 1800, el químico ingles Humphry Davy (1778-1829) encontró que
cuando hacia pasar una corriente eléctrica a través de algunas sustancias, estas se
descomponían. Por esta razón, Davy sugirió que los elementos de un compuesto
químico se mantenían unidos mediante fuerzas eléctricas.
 En 1832, Michael Faraday (1791-1867), quien era discípulo de Davy, determino la
relación cuantitativa entre la cantidad de electricidad que se consumía en la
electrólisis y la cantidad de reacción química que tenía lugar.
 En 1874, George Stoney (1826-1911), sugirió que los átomos llevaban consigo
unidades de carga eléctrica. En 1891, sugirió asignarles el nombre de
“electrones”
 Las pruebas más convincentes de la existencia de los electrones surgieron de los
experimentos con tubos de rayos catódicos (TRC) (Figura 3.2). Donde:
o Cátodo (-)  electrodo negativo.
o Ánodo (+)  electrodo positivo.
o Pantalla fluorescente- sulfuro de zinc (ZnS)
Figura 3.2: Tubo de rayos catódicos.
 En 1897, J. J. Thomson (1856-1940) estudio con mas detalle estas partículas de
carga negativa. Les dio el nombre de electrones. Mediante el estudio de la
magnitud de las desviaciones de los rayos catódicos causada por campos
eléctricos y magnéticos de fuerza diferente, Thomson determino la relación entre
la carga del electrón (e) y su masa (m). El valor actual es:
𝒆
𝒎
= 𝟏. 𝟕𝟓𝟖𝟖𝟐𝒙𝟏𝟎𝟖
𝑪 𝒈
⁄

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 En 1909, Robert Millikan (1868-1953), físico americano, con el famoso
experimento de la “gota de aceite” determinó la carga del electrón.
Figura 3.3: Experimento de la gota de aceite.
𝒒𝒆 = 𝟏. 𝟔𝟎𝟐𝟏𝟖𝒙𝟏𝟎−𝟏𝟗
𝑪
Con este dato calculo la masa del electrón:
𝒎𝒂𝒔𝒂 𝒅𝒆 𝒖𝒏 𝒆𝒍𝒆𝒄𝒕𝒓𝒐𝒏 =
𝒄𝒂𝒓𝒈𝒂
𝒄𝒂𝒓𝒈𝒂 𝒎𝒂𝒔𝒂
⁄
=
−𝟏. 𝟔𝟎𝟐𝟐𝒙𝟏𝟎−𝟏𝟗
𝑪
−𝟏. 𝟕𝟔𝒙𝟏𝟎𝟖 𝑪 𝒈
⁄
= 𝟗. 𝟏𝟎𝒙𝟏𝟎−𝟐𝟖
𝒈
 Una vez considerado al electrón como una partícula fundamental, los científicos
empezaron a especular sobre como estaban incorporados estas partículas en los
átomos. El modelo comúnmente aceptado era el propuesto por J.J. Thomson.
Thomson pensó que la carga positiva necesaria para contrarrestar las cargas
negativas de los electrones en un átomo neutro estaba en forma de nube difusa.
Sugirió que los electrones flotaban en esta nube difusa de carga positiva,
semejante a una masa de gelatina con los electrones a modo de “frutas”
embebidas en ella. A este modelo de dio el nombre de budín de ciruelas (plum
pudding) por su semejanza con el conocido postre inglés. (figura 3.4).

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Figura 3.4: Modelo del budín de ciruelas.
3.2.2 EL PROTON.
 En 1895, Wilhelm Röntgen (1845-1923) observo que cuando los tubos de rayos
catódicos estaban funcionando, algunos materiales fuera de los tubos, emitían luz
o fluorescencia. Demostró que esta fluorescencia era producida por una radiación
emitida por los tubos de rayos catódicos. Debido a la naturaleza desconocida de
esta radiación, Röntgen acuño el nombre de rayos X.
 Poco después del descubrimiento de Röntgen, Antonie Becquerel (1852-1908),
profesor de física en Paris, empezó a estudiar las propiedades fluorescentes de las
sustancias. Accidentalmente encontró que algunos compuestos de uranio
oscurecían las placas fotográficas cubiertas, incluso en ausencia de rayos
catódicos. Al igual que los rayos X, los rayos provenientes de los compuestos de
uranio resultaban altamente energéticos y no los desviaba un imán, pero diferían
de los rayos X en que se emitían de manera espontánea. Marie Curie, discípula de
Becquerel, sugirió el nombre de radioactividad para describir esta emisión
espontanea de partículas o radiación.
 Poco después de que Thomson propusiera su modelo, uno de sus alumnos, Ernest
Rutherford (1871-1937), profundizo en el estudio de la estructura atómica.
 Ernest Rutherford identificó dos tipos de radiación procedente de los materiales
radioactivos, alfa (α) y beta (β). Las partículas alfa llevan dos unidades
fundamentales de carga positiva y tienen la misma masa que los átomos de helio.
Las partículas alfa son idénticos a los iones de 𝑯𝒆𝟐+
. Las partículas beta son
partículas con carga negativa, producidas por las transformaciones que ocurren
dentro de los núcleos de los átomos radiactivos y tienen las mismas propiedades
que los electrones. Una tercera forma de radiación que no se ve afectada por
campos eléctricos o magnéticos, fue descubierta por Paul Villard en 1900. Esta
radiación, llamada rayos Gamma (γ), no esta formada por partículas; es radiación

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electromagnética de energía extremadamente alta y penetrante. Estas tres formas
de radioactividad se ilustran en la figura 3.5.
Figura 3.5: Los tres tipos de radiación.
 En 1910, el grupo de investigación de Rutherford, formada por su colega Hans
Geiger y un estudiante de licenciatura llamado Ernest Marsden, bombardearon
laminas muy finas de oro con partículas alfa, lo que observaron fue los siguiente:
o La mayor parte de las partículas α atravesaban la lámina sin desviarse.
o Algunas partículas se desviaban ligeramente.
o Unas pocas (alrededor de una por cada 20 000) de desviaban mucho al
atravesar la lámina.
o Un número semejante no atravesó la lámina, sino que reboto en la misma
dirección con la que había llegado.
El aparato usado en estos estudios esta representado en la figura 3.6. Las partículas
alfa se detectaban mediante los destellos de luz cuando chocaban con una pantalla
de ZnS montada al final del telescopio.
Figura 3.5: Dispersión de partículas α por una lámina metálica

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 Hacia 1911, Rutherford, basó su explicación en un modelo conocido como el átomo
nuclear, que tiene las siguientes características:
o La mayor parte de la masa y toda la carga positiva de un átomo está
centrada en una región muy pequeña denominada el núcleo. La mayor
parte del átomo es un espacio vacío.
o La magnitud de la carga positiva es diferente para los distintos átomos y es
aproximadamente la mitad del peso atómico del elemento.
o Fuera del núcleo existen tantos electrones como unidades de carga
positiva hay en el núcleo. El átomo en su conjunto es eléctricamente
neutro.
 El átomo nuclear de Rutherford sugirió la existencia en los núcleos de los átomos,
de partículas fundamentales de la materia cargadas positivamente. El mismo
Rutherford descubrió estas partículas denominadas Protones en 1919, al estudiar
la dispersión de partículas α por los átomos de nitrógeno en el aire. Los protones
eran liberados con el resultado de colisiones entre partículas α y los núcleos de los
átomos de nitrógeno.
3.2.3 EL NEUTRON.
El modelo de Rutherford de la estructura atómica dejaba un importante problema sin
resolver. Se sabia que el hidrogeno, contiene un solo protón, y el átomo de Helio contiene
dos protones. Por lo tanto, la relación entre la masa de un átomo de helio y un átomo de
hidrogeno debería ser 2:1. (Debido a que los electrones son mucho mas ligeros que los
protones, se puede ignorar su contribución a la masa atómica.) Sin embargo, en la realidad
la relación es de 4:1. Rutherford y otros investigadores habían propuesto que debería
existir otro tipo de partícula subatómica en el núcleo, hecho que el físico ingles James
Chadwick probo en 1932. Cuando Chadwick bombardeo una delgada lámina de berilio con
partículas alfa, el metal emitió una radiación de muy alta energía similar a los rayos gamma.
Experimentos posteriores demostraron que esos rayos en realidad constan de un tercer
tipo de partículas que Chadwick llamo neutrones, debido a que demostró que eran
partículas eléctricamente neutras con una nada ligeramente mayor que la masa de los
protones. El misterio de la relación de masas ahora podía explicarse. En el núcleo de helio
existen dos protones y dos neutrones, en tanto que en el núcleo de hidrogeno hay solo un
protón y no hay neutrones; por lo tanto, la relación es de 4:1.

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Figura 3.6: El átomo nuclear, representación del átomo de Helio
3.3 PROPIEDADES DE LOS PROTONES, NEUTRONES Y ELECTRONES
Todos los átomos se pueden identificar por el numero de protones y neutrones que contienen.
 El numero atómico (Z), es el numero de protones en el núcleo del átomo de un elemento.
En un átomo neutro el numero de protones es igual al número de electrones. La identidad
química de un átomo queda determinada por su número atómico.
 El numero de masa (A), es el numero total de neutrones y protones presentes en el
núcleo del átomo de un elemento.
𝒏ú𝒎𝒆𝒓𝒐 𝒅𝒆 𝒎𝒂𝒔𝒂 = 𝒏ú𝒎𝒆𝒓𝒐 𝒅𝒆 𝒑𝒓𝒐𝒕𝒐𝒏𝒆𝒔 + 𝒏ú𝒎𝒆𝒓𝒐 𝒅𝒆 𝒏𝒆𝒖𝒕𝒓𝒐𝒏𝒆𝒔
𝒏ú𝒎𝒆𝒓𝒐 𝒅𝒆 𝒎𝒂𝒔𝒂 = 𝒏ú𝒎𝒆𝒓𝒐 𝒂𝒕𝒐𝒎𝒊𝒄𝒐 + 𝒏ú𝒎𝒆𝒓𝒐 𝒅𝒆 𝒏𝒆𝒖𝒕𝒓𝒐𝒏𝒆𝒔
 El numero de neutrones en un átomo es igual a la diferencia entre el número de masa y
el numero atómico o (A-Z).

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 Cuando los átomos pierden o ganan electrones, por ejemplo en el curso de una reacción
química, las especies formadas se denominan iones y llevan cargas netas.
𝑬
𝒁
𝑨 𝑸∓
𝑸∓= 𝒏ú𝒎𝒆𝒓𝒐 𝒅𝒆 𝒑𝒓𝒐𝒕𝒐𝒏𝒆𝒔 − 𝒏ú𝒎𝒆𝒓𝒐 𝒅𝒆 𝒆𝒍𝒆𝒄𝒕𝒓𝒐𝒏𝒆𝒔
3.4 TIPOS DE NÚCLIDOS (NUCLEIDO)
El termino núclido se refiere a los protones y neutrones presentes dentro del núcleo.
3.4.1 ISÓTOPO.
Núclidos con el mismo numero atómico son llamados isotopos.
3.4.2 ISÓBARO.
Núclidos con el mismo numero de masa son llamados isobaros.
𝑲
𝟏𝟗
𝟒𝟎
𝒚 𝑪𝒂 𝑨 = 𝟒𝟎
𝟐𝟎
𝟒𝟎
𝑺𝒄
𝟐𝟏
𝟒𝟐
𝒚 𝑪𝒂 𝑨 = 𝟒𝟐
𝟐𝟐
𝟒𝟐
3.4.3 ISÓTONO.
Núclidos con el mismo numero de neutrones son llamados isótonos.
𝑪𝒍
𝟏𝟕
𝟑𝟕
𝒚 𝑪𝒂 𝑵 = 𝟐𝟎
𝟐𝟎
𝟒𝟎
𝑩
𝟓
𝟏𝟏
𝒚 𝑪 𝑵 = 𝟔
𝟔
𝟏𝟔
3.4.4 ISOELECTRONICO.
Son diferentes elementos o moléculas con un mismo número de electrones.
𝑵
𝟕
𝟑−
𝒚 𝑶𝟐−
𝒚 𝑵𝒂𝟏+
𝟏𝟏
𝟖
3.4.5 ISODIAFERO.

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Son diferentes elementos que tienen el mismo exceso de neutrones en relación con el
número de protones. Esto es:
𝑬𝒙𝒄𝒆𝒔𝒐 𝒅𝒆 𝒏𝒆𝒖𝒕𝒓𝒐𝒏𝒆𝒔 = 𝒏 − 𝒁 = 𝑨 − 𝒁 − 𝒁
𝑨𝒓
𝟏𝟖
𝟒𝟎
⇒ 𝟒𝟎 − 𝟐𝒙𝟏𝟖 = 𝟒
𝑻𝒊
𝟐𝟐
𝟒𝟖
⇒ 𝟒𝟖 − 𝟐𝒙𝟐𝟐 = 𝟒
𝑪𝒓
𝟐𝟒
𝟓𝟐
⇒ 𝟓𝟐 − 𝟐𝒙𝟐𝟒 = 𝟒

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IV. ESTRUCTURA ELECTRÓNICA DE LOS ÁTOMOS
4.1 La Radiación Electromagnética y la longitud de onda.
4.2 El espectro continuo.
4.3 El espectro discreto.
4.4 El modelo de Bohr
4.5 La mecánica cuántica (mecánica ondulatoria)
 Después del espectacular éxito de la teoría de Bohr, fue seguido por una serie de
desacuerdos. Su propuesta no podía explicar los espectros de emisión de átomos que
tenia mas de un átomo como el helio y litio.
 Con el descubrimiento del comportamiento ondulatorio de los electrones, surgió otro
problema: ¿Cómo se podía precisar la “posición” de una onda? En imposible saber su
posición exacta debido a que se extiende en el espacio.
 La naturaleza ondulatoria del electrón y la incertidumbre de su localización trajo consigo
una compleja aproximación matemática para el electrón en el átomo de hidrogeno,
conocido como mecánica ondulatoria.
 Usando las ecuaciones de la mecánica ondulatoria solo pudo determinarse la
probabilidad de encontrar un electrón en una región espacial.
 En el modelo de la mecánica ondulatoria no se visualiza al electrón orbitando en
trayectorias alrededor del núcleo. De hecho la velocidad de un electrón es este modelo
es no entendido.
 En la siguiente figura muestra que la probabilidad de encontrar un electrón, conocido
como densidad electrónica, alrededor del núcleo del estado basal del hidrogeno, es una
región esférica.

20
4.6 Números Cuánticos
Para describir la distribución de los electrones en el átomo de hidrogeno y otros átomos, se
precisa de tres números cuánticos. Estos números de derivan de la solución matemática de la
ecuación de Shrödinger para el átomo de Hidrogeno y son:
 El número cuántico principal (n), el cual está relacionado a la medida y energía del orbital.
 El número cuántico del momento angular (𝒍), que está relacionado a la forma y
 El número cuántico magnético (𝒎𝒍), que esta relacionado a la orientación en el espacio.
Estos números se utilizan para describir los orbitales atómicos e identificar los electrones que
están dentro. El número cuántico Spin (𝒎𝒔) es un cuarto número cuántico que describe el
comportamiento de determinado electrón.
4.6.1 El número cuántico principal (n)
Especifica la energía de un orbital. Puede tener solo un valor entero positivo, distinto
de cero.
𝒏 = 𝟏, 𝟐, 𝟑, 𝟒, . . ..
4.6.2 El número cuántico del momento angular (l)
Puede ser cero o un número entero positivo, pero no mayor de n-1 (donde n es el
número cuántico principal).
𝒍 = 𝟎, 𝟏, 𝟐, 𝟑, 𝟒, … . . , 𝒏 − 𝟏
Hay 𝒏 diferentes valores de 𝒍 para un valor dado de 𝒏. También se dice que
hay n sub niveles.
Todos los orbitales con 𝒍 = 𝟎 son llamados orbitales S, también:
4.6.3 El número cuántico magnético (𝒎𝒍).
Distingue un orbital individual en una sub capa.
Puede ser un número entero positivo o negativo, incluyendo el cero, que se
encuentre en el intervalo -l a +l (donde l es el número cuántico momento angular
orbital). Para cierto valor de l existen (2 l +1) valores enteros de 𝒎𝒍
𝒎𝒍 = −𝒍, (−𝒍 + 𝟏), … , −𝟐, −𝟏, 𝟎, 𝟏, 𝟐, … , (𝒍 − 𝟏), +𝒍

21
4.6.4 El número cuántico de espín del electrón (𝒎𝒔)
Se refiere al giro del electrón y a la orientación del campo magnético que genera
este giro.
Figura 4.1: Visualización del spin del electrón.
Este número cuántico de espín del electrón puede tener un valor de +1/2 (indicado con una flecha
hacia arriba) o -1/2 (indicado con una flecha hacia abajo); el valor de 𝒎𝒔 es independiente de los
otros tres números cuánticos.

22

23
4.7
4.8 Orbitales atómicos
4.9
V.
VI. TABLA PERIODICA I
VII. TABLA PERIODICA II.
Para describir la distribución de los electrones en el átomo de hidrogeno y otros átomos, se
precisa de tres números cuánticos. Estos números de derivan de la solución matemática

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