1. http://www.slideshare.net/luitzi
n/01-quimica-cano

2. El átomo
• En el siglo V a. C., Leucipo sostenía que había un sólo
tipo de materia y pensaba que si dividíamos la materia
en partes cada vez más pequeñas, obtendríamos un
trozo que no se podría cortar más. Demócrito llamó a
estos trozos átomos ("sin división").
• La filosofía atomista de Leucipo y Demócrito podía
resumirse en:
• 1.- Los átomos son eternos, indivisibles, homogéneos e
invisibles.
• 2.- Los átomos se diferencian en su forma y tamaño.
• 3.- Las propiedades de la materia varían según el
agrupamiento de los átomos.

3. • En el siglo IV a. C., Empédocles postuló que la
materia estaba formada por 4 elementos:
tierra, aire, agua y fuego.
• Aristóteles, posteriormente, postula que la
materia estaba formada por esos 4 elementos
pero niega la idea de átomo, hecho que se
mantuvo hasta 200 años después en el
pensamiento de la humanidad.

4. Teoría atómica de DALTON 1808
• Retoma las antiguas ideas de Leucipo y de
Demócrito.
• 1.- Los elementos están formados por partículas diminutas,
indivisibles e inalterables llamadas átomos.
• Dalton estableció un sistema para designar a cada átomo de
forma que se pudieran distinguir entre los distintos
elementos:

5. • 2.- Los átomos de un mismo elemento son todos
iguales entre sí en masa, tamaño y en el resto de las
propiedades físicas o químicas. Por el contrario, los
átomos de elementos diferentes tienen distinta masa
y propiedades.

6. • 3.- Los compuestos se forman por la unión de
átomos de los correspondientes elementos
según una relación numérica sencilla y
constante.

7. • El modelo atómico de Dalton explicaba por qué las
sustancias se combinaban químicamente entre sí
sólo en ciertas proporciones.
• Además el modelo aclaraba que aún existiendo una
gran variedad de sustancias, estas podían ser
explicadas en términos de una cantidad más bien
pequeña de constituyentes elementales o
elementos.
• En esencia, el modelo explicaba la mayor parte de la
química orgánica del siglo XIX, reduciendo una serie
de hechos complejos a una teoría combinatoria.

8. • A finales del siglo XIX y principios del XX, una serie de experimentos
permitieron identificar las partículas responsables de la carga negativa (el
electrón) y de la carga positiva (el protón). Estos experimentos
proporcionaron los datos siguientes sobre la estructura de la materia:
• - El átomo contiene partículas materiales subatómicas.
• - Los electrones tienen carga eléctrica negativa y masa. Cada
electrón posee una carga eléctrica elemental.
• - Los protones tienen carga eléctrica positiva y mayor masa.
• - Como el átomo es eléctricamente neutro, hay que suponer
que el número de cargas eléctricas negativas (electrones) es
igual al número de cargas positivas (protones).

9. Modelo atómico Thomson
• J. J. Thomson supuso, en 1904, que la mayor parte de la masa del átomo
correspondía a la carga positiva, que, por tanto, debía ocupar la mayor
parte del volumen atómico. Thomson imaginó el átomo como una especie
de esfera positiva continua en la que se encuentran incrustados los
electrones.

10. • Este modelo permitía explicar varios fenómenos experimentales como
la electrización y la formación de iones.
• - La electrización: Es el exceso o la deficiencia de electrones que tiene
un cuerpo y es la responsable de su carga eléctrica negativa o positiva.
• - La formación de iones: Un ion es un átomo que ha ganado o ha
perdido electrones. Si gana electrones tiene carga neta negativa y se
llama anión y si pierde electrones tiene carga neta positiva y se llama
catión.

11. Modelo atómico de Rutherford
1911, Ernest Rutherford y sus colaboradores llevaron a cabo el "Experimento
de Rutherford".
En el experimento se bombardeaba una fina lámina de oro con partículas alfa
(positivas) procedentes de un material radiactivo y se observaba que:
- La mayor parte de las partículas alfa atravesaban la lámina sin cambiar de
dirección, como era de esperar.
- Algunas partículas alfa se desviaron considerablemente.
- Unas pocas partículas alfa rebotaron hacia la fuente de emisión.
http://micro.magnet.fsu.edu/electromag/java/rutherford

12. • El Modelo atómico de Rutherford o modelo nuclear establece que:
• - El átomo tiene un núcleo central en el que están concentradas la
carga positiva y casi toda la masa.
• - La carga positiva de los protones del núcleo se encuentra
compensada por la carga negativa de los electrones, que están
fuera del núcleo.
• - El núcleo contiene, por tanto, protones en un número igual al de
electrones del átomo.
• - Los electrones giran a mucha velocidad alrededor del núcleo y
están separados de éste por una gran distancia.

13. El Neutrón
• La masa de protones y electrones no coincidía
con la masa total del átomo; por tanto,
Rutherford supuso que tenía que haber otro tipo
de partículas subatómicas en el núcleo de los
átomos.
• Estas partículas fueron descubiertas en 1933 por
J. Chadwick. Al no tener carga eléctrica recibieron
el nombre de neutrones.
• Los neutrones son partículas sin carga y de masa
algo mayor que la masa de un protón.

14. Estructura del átomo
Núcleo donde se encuentra la carga total positiva (la de los protones) y
la mayor parte de la masa del átomo, aportada por los protones y los
neutrones.
Una zona externa o CORTEZA donde se hallan los electrones, que giran
alrededor del núcleo.
Hay los mismos electrones en la corteza que protones en el núcleo,
por lo que el conjunto del átomo es eléctricamente neutro.

15. Átomos
• Clasificación:
• Por el número de protones en su núcleo, ya que
es fijo para los átomos de un mismo elemento.
• Número atómico: Es el número de protones de
un átomo. Se representa con la letra Z y se
escribe como subíndice a la izquierda del símbolo
del elemento: XZ.
• Ejemplos: H1, O8, Fe26.

16. • Número másico: Es la suma del número de protones y del número
de neutrones de un átomo. Se representa con la letra A y se escribe
como superíndice a la izquierda del símbolo del elemento: XA.
• Ejemplos: 1H, 8O, 26Fe.
• De esta manera se pueden identificar el número y tipo de partículas
de un átomo:
• H31 -----> Este átomo tiene Z = 1 y A = 3. Por tanto, tiene 1 protón, 3
- 1 = 2 neutrones y, como es neutro, tiene 1 electrón.
• 25
12Mg
+2
-----> Este átomo tiene Z = 12 y A = 25. Por tanto, tiene 12
protones, 25 - 12 = 13 neutrones y, al ser positivo, tendrá 2
electrones menos de los que tendría neutro: 12 - 2 = 10 electrones.
• 19 -1
9F ----->
Este átomo tiene Z = 9 y A = 19. Por tanto, tiene 9
protones, 19 - 9 = 10 neutrones y, al ser negativo, tendrá 1 electrón
más de los que tendría si fuese neutro: 9 + 1 = 10 electrones.

18. • ISÓTOPOS
• Principios del siglo XX se descubrió que no todos los átomos de un
mismo elemento tenían la misma masa. Es decir, el número de
neutrones puede variar para átomos del mismo elemento.
• Los isótopos son átomos de un mismo elemento que tienen igual
número atómico, pero distintos números másicos. Es decir, tienen
el mismo número de protones pero distinto número de neutrones.
• Ejemplo: El elemento hidrógeno, cuyo número atómico es 1 (es decir, que posee un
protón en el núcleo), tiene 3 isótopos en cuyos núcleos existen 0, 1 y 2 neutrones,
respectivamente.

19. Masa atómica relativa
• La masa atómica relativa de un elemento es la que corresponde a uno de
sus átomos y equivale prácticamente a la suma de las masas de sus
protones y neutrones, ya que la de los electrones es tan pequeña que
puede despreciarse. Así, la mayor parte de la masa del átomo se
encuentra en el núcleo.
• Como la unidad de masa en el SI, el kilogramo, es demasiado grande se ha
buscado una unidad del tamaño de los átomos de la siguiente forma:
• - Se ha escogido el átomo de carbono-12 (12C) como átomo de referencia.
• - Se le ha asignado una masa de 12 u.m.a. (unidades de masa atómica), ya
que tiene 6 protones y 6 neutrones.
• - La unidad de masa atómica (uma) es la 1/12 parte de la masa del átomo
de carbono-12.
• La masa de un átomo medida por comparación con la masa del carbono-
12 se llama masa atómica. Se encuentra recogida en la tabla periódica su
valor para cada elemento.

20. Modelo de Bohr 1913
Sus postulados eran:
• 1) El electrón sólo se mueve en unas órbitas circulares "permitidas"
(estables) en las que no emite energía. El electrón tiene en cada
órbita una determinada energía, que es tanto mayor cuanto más
alejada esté la órbita del núcleo.
• 2) La emisión de energía se produce cuando un electrón salta desde
un estado inicial de mayor energía hasta otro de menor energía.

21. • Hacia 1920 se introdujeron modificaciones al modelo de Bohr y se
desarrollaron nuevos modelos atómicos.
• Por lo tanto alrededor del núcleo hay capas o niveles de energía:
• - En la primera capa se sitúan, como máximo, 2 electrones.
• - En la segunda capa se sitúan, como máximo, 8 electrones.
• - En la tercera capa se sitúan, como máximo, 18 electrones.
• La distribución por capas de los electrones de un átomo de un elemento
se conoce como estructura o configuración electrónica del elemento
• . A los electrones que están situados en la última capa se les denomina electrones de
valencia y, al nivel que ocupan, capa de valencia. Estos electrones son los responsables
de las propiedades químicas de las sustancias.

24. Arnold Sommerfeld, 1916
• El modelo atómico de Bohr, tenía algunas
insuficiencias (se ajusta para el H, no para otros
elementos).
• Comportamiento de los electrones se podía
explicar, diciendo que dentro de un mismo nivel
de energía existían distintos subniveles
energéticos.
• Hizo dos básicas modificaciones:
• Los electrones describían órbitas cuasi- elípticas.
• Velocidades relativistas.

25. Según Bohr, los electrones giraban exclusivamente en modo
circular. Una orbita céntrica dio lugar a un nuevo número
cuántico, que se denominaría como número cuántico
Azimutal, que definiría la forma de los orbitales, y se
representaría con la letra l, tomando valores variables desde 0
hasta n-1.
• Así, las órbitas con:
• l=0 serían los posteriormente conocidos como orbitales S.
• l=1 se llamaría orbital 2p u orbital principal.
• l=2 se conocería como d, u orbital diffuse.
• L=3 sería el orbital llamado f o fundamental.

26. • http://www.slideshare.net/luitzin/02-quimica-
canoB

27. Gilbert Lewis: Teoría del octeto
• Famoso por su estructura (de Lewis), es una representación gráfica
que muestra los enlaces entre los átomos de una molécula y los pares
de electrones solitarios que puedan existir.
• Propuso que los enlaces químicos se forman entre los átomos porque
los electrones de los átomos interactuaban entre ellos.
• Los elementos en su último orbital para que estén completos deben
tener ocho electrones y completar su envoltura. Átomo estable.
• Este octeto electrónico puede ser adquirido por un átomo de
diferentes maneras:

28. • Enlace químico. Es la fuerza que mantiene unido a los
átomos en las distintas sustancias, adquieren una situación
más estable que cuando estaban separados.
• Tipos de enlace químico:
• Enlace Iónico: entre elementos metálicos y no metálicos,
transformándose en iones positivos y negativos.
H+1 Cl1-
• Enlace covalente: se produce por el
• compartimiento de electrones entre
• dos o más átomos no metálicos.
• Enlace metálico: mantiene unidos los
átomos de los metales entre sí.

29. • Las propiedades de las sustancias dependen en gran medida
de la naturaleza de los enlaces que unen sus átomos.

30. • Enlaces intermoleculares: son
considerablemente más débiles que los otros
tipos de enlace.
• Puentes de hidrogeno
• Puentes disulfuro
• Fuerzas de Van der waals.

31. Tabla periódica de los elementos

32. • En 1871 Mendeleiev y Lothar Meyer distribuyeron los
elementos en una tabla de ocho columnas.criterios siguientes:
• Colocaron los elementos por orden creciente de sus masas
atómicas.
• Situaron en el mismo grupo elementos que tenían
propiedades comunes como la valencia.
• Actualmente se acepta que la ordenación de los elementos en
el sistema periódico está relacionada con la estructura
electrónica de los átomos de los diversos elementos, a partir
de la cual se pueden predecir sus diferentes propiedades
químicas.

33. • Grupos: Tienen la misma valencia electrónica.
A las columnas verticales de la tabla periódica
se les conoce como grupos (8A y 8B). Todos los
elementos que pertenecen a un grupo tienen
la misma valencia atómica, y por ello, tienen
características o propiedades similares entre sí.

34. Grupo A

36. • Periodos: Nos indican el último nivel de energía del
elemento. Todos los elementos de un período tienen
propiedades diferentes pero masas similares y tienen
el mismo número de orbitales. Existen 7 periodos.

37. Bloques: dividen en bloques de elementos según el orbital
que estén ocupando los electrones más externos.
• Los bloques o regiones se denominan según la letra que hace
referencia al orbital más externo: s, p, d y f.
http://cea.quimicae.unam.mx/Estru/tabla/10_Caracter.htm

38. Clasificación de los elementos
• METALES

40. Metaloides

41. • Elementos de transición

42. • Gases nobles

43. Preguntas
• ¿Quién propuso una clasificación de los elementos
donde se predijo la existencia de 3 elementos aún no
descubiertos?
• R= Dimitri Ivanovich Mendeleiev
• ¿Por qué fue importante la clasificación de Dimitri
Mendeleiev?
• R= Por que predijo las propiedades de los elementos
aun no existentes.
• ¿Qué dice la ley periódica de Mendeleiev?
• R= Las Propiedades de los Elementos son funciones
periódicas de sus masas atómicas.

44. Reacciones químicas
• La materia puede sufrir cambios mediante diversos procesos. No obstante,
todos esos cambios se pueden agrupar en dos tipos: cambios físicos y
cambios químicos.
• CAMBIOS FÍSICOS
• Cambios de estado.
• Mezclas.
• Disoluciones.
• Separación de sustancias en mezclas o disoluciones.
• CAMBIOS QUÍMICOS
• Una reacción química es un proceso por el cual una o más sustancias,
llamadas reactivos, se transforman en otra u otras sustancias con
propiedades diferentes, llamadas productos.
• En una reacción química, los enlaces entre los átomos que forman los
reactivos se rompen. Entonces, los átomos se reorganizan de otro modo,
formando nuevos enlaces y dando lugar a una o más sustancias diferentes
a las iniciales.

45. • CARACTERÍSTICAS DE LAS REACCIONES QUÍMICAS
• Las sustancias nuevas que se forman suelen presentar un
aspecto totalmente diferente del que tenían las sustancias
de partida.
• Durante la reacción se desprende o se absorbe energía:
– Reacción exotérmica: se desprende energía en el curso de la
reacción.
– Reacción endotérmica: se absorbe energía durante el curso de
la reacción.
• Se cumple la ley de conservación de la masa: la suma de
las masas de los reactivos es igual a la suma de las masas
de los productos. Esto es así porque durante la reacción los
átomos ni aparecen ni desaparecen, sólo se reordenan en
una disposición distinta.

46. • Una reacción química se representa mediante una
ecuación química. Para leer o escribir una ecuación
química, se deben seguir las siguientes reglas:
• Las fórmulas de los reactivos se escriben a la
izquierda, y las de los productos a la derecha,
separadas ambas por una flecha que indica el sentido
de la reacción.
• A cada lado de la reacción, es decir, a derecha y a
izquierda de la flecha, debe existir el mismo número de
átomos de cada elemento.

47. • Ajustes de ecuaciones químicas

48. • Ejercicios:
_H2 + _O2 _H2O
_Cl2 + _H2 _HCl
_N2 + _ O2 _N2O3
_N2 + _H2 _NH3
_Zn + _HCl _Zn Cl2 + _H2
CH3CH2CH2CH3 + 6 +1/2 2
_O 4_CO2 5
+ _ H 2O

49. • Velocidad de reacción Se define como la variación de cantidad de sustancia formada o
transformada por unidad de tiempo.
• Para determinar la velocidad de una reacción, hay que medir la cantidad de reactivo que desaparece o la
cantidad de producto que se forma por unidad de tiempo.
• Factores que afectan a la velocidad de reacción
•
• Naturaleza de los reactivos
•
• Concentración de los reactivos
• Superficie de contacto de los reactivos
• Cuanto más divididos están los reactivos, más rápida es la reacción. Esto es así porque se aumenta la
superficie expuesta a la misma.
•
• Temperatura
• En general, la velocidad de una reacción química aumenta conforme se eleva la temperatura.
•
• Presencia de catalizadores
• Un catalizador es una sustancia, distinta a los reactivos o los productos, que modifican la velocidad de
una reacción. Al final de la misma, el catalizador se recupera por completo e inalterado. En general, hace
falta muy poca cantidad de catalizador.
• Los catalizadores aumentan la velocidad de la reacción, pero no la cantidad de producto que se forma.

50. • Tipos de reacciones: neutralización y
combustión.

51. • Reacciones de Neutralización
• Estas reacciones son de doble desplazamiento o
intercambio. Su particularidad es que ocurren entre
un ácido y una base y los productos de la reacción son
agua y una sal formada por el catión de la base y el
anión del ácido.
• Por ejemplo, la reacción entre el ácido sulfúrico y el
hidróxido de sodio resulta en la formación de agua y
sulfato de sodio. La ecuación que representa esta
reacción es la siguiente:
• H2SO4 (ac) + 2 NaOH (ac)  2 H2O (l) + Na2SO4 (ac)

52. • Reacciones de Combustión
• Estas reacciones ocurren cuando un hidrocarburo
orgánico (un compuesto que contiene carbono e
hidrógeno) se combina con el oxígeno, formando agua
y dióxido de carbono como productos de la reacción y
liberando grandes cantidades de energía. Las
reacciones de combustión son esenciales para la vida,
ya que la respiración celular es una de ellas.
•
• Combustión: un hidrocarburo orgánico reacciona con el
oxígeno para producir agua y dióxido de carbono.
• hidrocarburo + O2  H2O + CO2
http://www.amschool.edu.sv/paes/science/reacciones.htm

53. Ácidos y bases
Ácidos Bases
▪Tienen sabor agrio
▪Tienen sabor amargo.
(ácido).
▪Reaccionan con ciertos ▪Reaccionan con las
metales, como Zn, Mg o grasas para dar
Fe, para dar hidrógeno jabones.
▪Reaccionan con las ▪Reaccionan con los
bases para dar sales ácidos para dar sales.
Son sustancias básicas
Son sustancias ácidas: el el hidróxido de amonio
ácido clorhídrico (HCl); o amoniaco disuelto en
el ácido bromhídrico agua (NH4OH); y los
(HBr); el ácido nítrico hidróxidos de los
(HNO3); el ácido metales alcalinos
carbónico (H2CO3) y el (LiOH, NaOH, KOH,...)
ácido sulfúrico (H2SO4), y alcalinotérreos, como
entre otros el Ca(OH)2, y Mg(OH)2,
entre otros

54. • Para distinguir si una sustancia es ácida o
básica, se utiliza la escala de pH, comprendida
entre el 1 y el 14:
• Si una sustancia tiene un pH igual a 7, se dice
que es neutra, ni ácida ni básica (por ejemplo,
el agua pura).
• Si una sustancia tiene un pH menor que 7,
tiene carácter ácido.
• Si una sustancia tiene un pH mayor que 7,
tiene carácter básico.

55. pH
• La palabra pH es la abreviatura de
"pondus Hydrogenium". Esto
significa literalmente el peso del
hidrógeno. El pH es un indicador
del número de iones de hidrógeno,
es una medida de la acidez o
alcalinidad de una disolución.
Tomó forma cuando se descubrió
que el agua estaba formada por
protones (H+) e iones hidroxilo
(OH-).

56. • El pH no tiene unidades; se expresa simplemente por
un número.
• Cuando una solución es neutra, el número de protones
iguala al número de iones hidroxilo.
• Cuando el número de iones hidroxilo es mayor, la
solución es básica.
• Cuando el número de protones es mayor, la solución es
ácida

57. El pH de una disolución es igual a:
A. la concentración de iones hidrógeno, [H +]
B. log [H +]
-log [H +] El pH se define como el
C. -log [H +] logaritmo negativo de la concentración de
D. ln [H +] H +.
E. -ln [H +]
¿Cual es el pH de un ácido con una concentración de H+ de 0.03 M?
A. -7,4
B. 0,6 M
C. 0,6 x 10 - 8 M
D. 1.5
E. 4 x 10 – 8 M
http://www.biologia.arizona.edu/biochemistry/problem_sets/ph/02c.html

58. • ¿Cómo se encuentran ubicadas las familias en la
tabla periódica?
• R= En columnas verticales.
• ¿Cómo se ubican a los grupos en la tabla
periódica?
• R= En orden creciente atendiendo a su Z y por
consecuencia su configuración electrónica.
• ¿Cuántas familias químicas existen y como se
representan?
• R= Existen 2, familia “A” y “B”

59. • ¿Cómo se clasifican a los elementos cuando se consideran sus
características físicas y químicas?
• R= Metales y No Metales
• ¿Cómo identificas a los grupos?
• R= Con números romanos del 1 al 8 ( I – VIII )
• ¿Qué nombre se da a los elementos cuyas propiedades se ubican
entre la de los metales y las de los no metales?
• R= Metaloides
• ¿Cómo se denominan a los elementos con brillo metálico,
conductividad eléctrica y térmica, dureza, ductibilidad y
maleabilidad?
• R= Metales
• ¿Qué porcentaje aproximado de los elementos de la Tabla
Periódica son metales?
• R= 80%

60. • ¿Cómo se denominan a los elementos que tienden a ganar
electrones para completar su capa de valencia (capa electrónica
más externa), para lograr una configuración estable?
• R= No Metales
• ¿Cuáles son los elementos denominados metaloides?
• R= Boro, Silicio, Germanio, Arsénico, Antimonio, Telurio y Polonio.
• ¿Cuántos periodos tiene la tabla periódica?
• R= 7
• ¿Cómo se identifican a los periodos?
• R= De la K a la Q
• ¿Qué nombre recibe el grupo 1A?
• R= Metales Alcalinos
• ¿De que forma podemos llamar también al grupo VIIA?
• R= Halógenos

61. • ¿Con que otro nombre se conoce a los elementos del grupo 0 (cero)?
• R= Gases Nobles
• ¿Cuáles son los elementos conocidos como gases inertes?, nómbralos.
• R= Helio, Neón, Argón, Kriptón, Xenón y Radón.
• ¿En que se basa la distribución de los elementos químicos por bloques?
• R= En la configuración electrónica de cada elemento.
• ¿Cuáles son las letras asignadas a los 4 bloques?
• R= s, p, d y f.
• ¿A que bloque pertenecen los elementos de transición interna
(lantánidos y actínidos)?
• R= Bloque f
• ¿De que otra forma se conocen a los elementos de transición interna?
• R= Tierras Raras