1. ESCUELA SUPERIOR
POLITÉCNICA DE CHIMBORAZO
MATERIA DE QUÍMICA
Ing. Ximena Tapia G.

2.  Los elementos mayores o conservativos, son aquellos
elementos más abundantes en el agua de mar.
 Estos son los iones
cloruro, sodio, sulfato, magnesio, calcio, potasio y constituyen
el 99,36% de la masa de los solutos disueltos en el agua de mar
y de éstos solo el sodio y el cloruro constituyen el 85,69%.
 Se les denominan conservativos porque se encuentran
presentes en proporciones constantes en la naturaleza.
 Son afectados por procesos físicos como la
precipitación, evaporación, congelamiento, derretimiento y
mezclas de aguas.
 Na, K, Ca, Mg, Cl, F, I, Fe

3. C, H, O, N, P, S

7. FÓSFORO
Se representa con el símbolo P y está presente con un 1.0% en
los ácidos nucleicos y el ATP la molécula rica en energía clave
del metabolismo celular; constituyente de huesos y dientes.
AZUFRE
Se representa con el símbolo S y está presente con un 0.3%. Forma
parte de muchas proteínas, especialmente las contráctiles. El azufre
cuando no tiene un uso adecuado provoca daños a los seres vivos,
como cuando se expulsa en grandes cantidades, produce la lluvia
ácida, que es mala para los seres vivos. Este elemento como los
demás en exceso provocan daño a los seres vivos.

8.  El resto de las sustancias en el agua de mar, el 0,64% se les
denomina elementos menores o no conservativos y trazas.
 Estos elementos están presentes en concentraciones muy
pequeñas que van desde los 5 y 0,05 ppm, como son los
elementos menores, y los elementos trazas respectivamente.
 Se les llama no conservativos, porque no están presentes en
proporciones constantes, debido a que sus concentraciones
son alteradas por reacciones químicas que ocurren en el
océano y en los sedimentos.
 Co, V, Mo, Se, Br, Mn, Cu, Ni.

10. 450 – 370 a.C. - Siglo V a.C.
Filósofos griegos
Leucipo y su discípulo Demócrito
La filosofía atomista de Leucipo y Demócrito
Los átomos son eternos, indivisibles, homogéneos.
Los átomos se diferencian en su forma y tamaño.
Dieron origen a la palabra átomo
Del griego: a=sin ; tomos=cortar
Sin cortar indivisible

11. Años más tarde
Filósofos griegos: Empédocles y Aristóteles
La materia estaba formada por 4 elementos, que se
relacionan con las propiedades caliente, seco, frío y
húmedo, pero niega la idea de átomo, hecho que se mantuvo
hasta 200 años después en el pensamiento de la humanidad.

12. Químico inglés (1766 – 1844)
En 1803 enuncia la primera teoría atómica de la materia con
carácter científico, en la que se basa la ciencia física moderna.
1. Todos los elementos existentes en la naturaleza se
componen de partículas extremadamente pequeñas
llamadas átomos.
INCORRECTO
Años después se determinó que existían partículas
subatómicas más pequeñas que el átomo: protones, neutrones
y electrones.
Postulados de Dalton

13. 2. Los átomos son indivisibles, ya que luego se subdividir la
materia, llegaremos a punto donde no será posible dividirla
mas.
INCORRECTO
Posteriormente se determinó que en el átomo distinguimos
estructuralmente dos partes: el núcleo y la corteza o envoltura.

14. INCORRECTO
3. Todos los átomos de un elemento son iguales entre sí en
masa, tamaño y el resto de propiedades.
Ejm: Los isótopos son átomos de un mismo elemento que
tienen el mismo número atómico, pero diferente masa atómica

15. 4. Todos los átomos de un elemento, difieren de los átomos
de los demás elementos.
CORRECTO
El átomo del hidrógeno, difiere del átomo de oxígeno y del
átomo de bromo.

16. 5. Los átomos no se modifican ni desaparecen en las
reacciones químicas, pues se pueden recuperar por
descomposición.
Ley de la conservación de la masa: (propuesta por el químico
Antoine Lavoisier en 1789.
En toda reacción química la masa se conserva, es decir, la
masa total de los reactivos es igual a la masa total de los
productos de la reacción. Ejm:
2 gramos de cloro y 3 gramos de sodio producen 5 gramos de
cloruro de sodio.
CORRECTO

17. 6. Los compuestos se forman cuando los átomos de
elementos diferentes se combinan en proporciones lo
más sencillas posibles. Esta proporción para Dalton era
de 1 a 1.
La proporción para formar compuestos debe ser en
proporciones fijas y pequeñas de números enteros.
Esto se explica a través de la Ley de la proporciones
definidas, planteada por Proust.
INCORRECTO
Relación 2:1

18. 7. Cuando dos elementos se combinan entre sí para
dar compuestos diferentes, las diferentes masas
de uno de ellos que se combinan con una masa
fija de otro, guardan entre sí una relación de
números sencillos.
CORRECTO
Relación 1:1
Relación 1:2

19. Demócrito450 a.C. La materia no puede dividirse
infinitamente, existe una mínima unidad.
Dalton1808 El átomo como una sola partícula
Rutherford1911 Propuso un núcleo con protones de carga
positiva, y orbitas alrededor con
electrones de carga negativa.
Posteriormente se añadió el neutrón.
Thomson1897 Divide el átomo en cargas positivas y
negativas con atracción eléctrica.
Bohr1913 Refuerza el modelo de Rutherford, afirma
el como los electrones forman órbitas
alrededor del núcleo, a través de
ecuaciones.

20. Sommerfeld1916 Se incluyen subniveles dentro de la
estructura del átomo de Bohr.
Schrödinger
o modelo
cuántico
Surge al perfeccionarse el electroscopio:
instrumento que se utiliza para verificar el
signo de las cargas de un elemento.
De así surge la física cuántica y
posteriormente la ecuación de
Schrödinger, la misma que relaciona la
posibilidad de encontrar el electrón en
una región del espacio, a la cual se la
denomina orbital.
1916

21. DESCRIPCIÓN DEL ÁTOMO
 Todos los cuerpos que forman el Universo, vivos o
inertes, están formados por átomos.
 El átomo es la parte unidad básica más pequeña de la materia.
 El átomo está estructurado de un núcleo central y la corteza o
envoltura.
Núcleo central
 Es la parte central del átomo, y es compacto.
 Proporción pequeña en comparación con el volumen del resto
del átomo.
 Contiene partículas como: protones de carga positiva y
neutrones eléctricamente neutros.
 Aquí se concentra casi toda la masa del átomo y es de carga
positiva.

22. DESCRIPCIÓN DEL ÁTOMO
 Todos los cuerpos que forman el Universo, vivos o
inertes, están formados por átomos.
 El átomo es la parte unidad básica más pequeña de la materia.
 El átomo está estructurado de un núcleo central y la corteza o
envoltura.
Tomando en cuenta que 1 metro tiene 10000 millones de átomos:
 El tamaño del núcleo es de unos 1 x 10-14 m.
 El tamaño del átomo es del orden1 x 10-10 m.
 El núcleo es 10000 veces más pequeño que el átomo.
 Si el diámetro del núcleo fuese como el de un balón de
futbol, el del átomo sería comparable a la longitud de 10
campos de futbol.

24. Corteza o envoltura
 Parte exterior del átomo. Aquí se hallan los electrones, que
tienen carga negativa, girando en órbitas circulares, a
semejanza de los planetas alrededor del Sol.
 La carga del electrón es igual a la del protón pero con signo
contrario.
 La masa del electrón es 1840 veces menor que la del protón.
 Aquí se concentra casi toda la masa del átomo y es de carga
positiva.
Partícula Símbolo Carga Masa en
gramos
Ubicación
Protón p+ 1+ Núcleo
Neutrón n° 0 Núcleo
Electrón e- 1- Corteza

25. Protón
Neutrón

27. Neutrón
 Fue descubierto por James Chadwick en el año de 1932, quien
en 1935 recibió el Premio Nobel de física por demostrar la
existencia de los neutrones. Sin embargo fue Rutherford en
1920, quien dio inicio al estudio del neutrón.
 Se localiza en el núcleo del átomo.
 Es una partícula eléctricamente neutra, de masa 1.838,4 veces
mayor que la del electrón y 1,00137 veces la del protón.
 Es fundamental para la estabilidad de casi todos los núcleos
atómicos, menos del hidrógeno, ya que éste actúa fuertemente
atrayendo, no permitiendo la estabilización.
 El protón y el neutrón, en conjunto, se conocen como
nucleones, ya que conforman el núcleo de los átomos.

29. NÚMERO ATÓMICO Y NÚMERO DE MASA
Existen dos conceptos que caracterizan los núcleos atómicos:
Número atómico: se representa con la letra Z. Se sitúa como
subíndice a la izquierda del símbolo del elemento.
Número de masa: se representa con la letra A. Se sitúa como
superíndice a la izquierda del símbolo del elemento.
XA
Z
Número de masa
Número de atómico
Elemento
C12
6Número de atómico
Número de masa
Carbono

30. El número atómico del sodio
es 11 significa que tiene 11
protones y 11 electrones y
quiere decir que ocupa el
onceavo puesto en la tabla
periódica.

31. NÚMERO MÁSICO (A)
Es el número de protones y neutrones existentes en el núcleo
del átomo de un elemento.
Número de masa (A) = Número de protones (p+) + Número de neutrones (n)
A = Z + n
Número de neutrones (n) = Número de masa (A) - Número de protones (p+)
n = A - Z
Ejemplo:
Z = 6 A = 12
Nº protones = 6
Nº electrones = 6
Nº neutrones = A – Z = 12 – 6 = 6
Nº de masa = Z + n = 6 + 6 = 12
C12
6

39. DISPOSICIÓN DE LOS ELEMENTOS EN LA TABLA PERIÓDICA
 Los elementos existentes en la naturaleza, están dispuestos
en la tabla periódica de acuerdo al número atómico. Que
generalmente se escribe en la parte superior.
 Luego se encuentra el símbolo del elemento.
 Luego su masa atómica.
 Luego el nombre del elemento.
1
H
1,01
Hidrógeno
24
Cr
52,00
Cromo
8
O
16,00
Oxígeno

40. Litio, Estroncio, Yodo, Vanadio, Hierro, Níquel, Azufre, Bismuto,
Oro, Cadmio, Mercurio, Cloro, Potasio, Magnesio, Fósforo,
Selenio, Telurio, Flúor, Plomo, Sodio
1. Con los elementos mencionados anteriormente, hallar el
símbolo, el número atómico y el número de masa.
2. Calcular el número de protones, electrones y neutrones de
los siguientes elementos.

41.  Viene del griego: isos = igual; topos =lugar. En el mismo
lugar.
 Los isótopos son átomos de un mismo elemento, que
tienen el mismo número atómico (igual número de
protones y electrones), pero diferente número de masa
(diferente número de neutrones).
# atómico (Z)
# de masa (A) # de masa (A)
# atómico (Z)

42.  La mayor parte de los elementos tienen varios isótopos.
 El elemento con más isótopos estables es el estaño:
tienen 10 de ellos.
 Todos los isótopos de un elemento tienen prácticamente
las mismas propiedades químicas.
 El hidrógeno es el único elemento cuyos isótopos tienen
nombres individuales.
 El hidrógeno tiene un número atómico de 1 (Z=1), pero
también tiene isótopos con masas atómicas de 1, 2 y
3, llamados: protio, deuterio y tritio, respectivamente.

43. Isótopo
Nº de
electrones
Nº de
protones
Nº de
neutrones
N° de
masa
Protio 1 1 0 1
Deuterio 1 1 1 2
Tritio 1 1 2 3

44.  En el caso anterior solo el hidrógeno tiene nombres
específicos, los de otros elementos se identifican por su
número de masa. Por ejemplo los isótopos del Carbono:
estable estable Inestable
(radioactivo)

45.  Ejemplo de algunos isótopos:
Los cuales se denominan uranio-235 y uranio-238
Los cuales se denominan silicio-28, silicio-29, silicio-30
Los cuales se denominan boro-10, boro-11

46. Clasificación de los isótopos
Los isótopos se encuentran en forma
natural o se sintetizan artificialmente, y
pueden ser radioactivos y no radioactivos.

47. Isótopos naturales
Se encuentran en la naturaleza de manera natural.
 Ejm: el hidrógeno tiene tres isótopos naturales:
protio, deuterio, tritio que es utilizado en labores de tipo
nuclear, este es el elemento esencial de las bombas de
hidrógeno.
El carbono, con tres isótopos:
 Carbono 12: base referencial del peso atómico de los
elementos.
 Carbono 13: es el único carbono con propiedades magnéticas.
 Carbono 14: radioactivo, muy importante ya que su tiempo de
vida media es de 5730 años, muy usado en la arqueología para
determinar la edad de los fósiles orgánicos.

48. Isótopos artificiales
 Fabricados en laboratorios nucleares con la adición de
partículas subatómicas, de vida corta por su inestabilidad y
radioactividad. Ejm: El cesio cuyos isótopos artificiales se
usan en plantas nucleares de generación eléctrica.
 El Iridio 192, para verificar que las soldaduras de tubos estén
selladas herméticamente, sobre todo en tubos de transporte
de petróleo y combustibles.
 Algunos isótopos del Uranio también son usados para
labores de tipo nuclear como generación eléctrica o en
bombas atómicas con principio de fusión nuclear (varios
núcleos atómicos de carga similar se unen y forman un
núcleo más pesado).

49. Isótopo radioactivo (inestable): el núcleo del átomo del
elemento no es estable y se desintegra espontáneamente
emitiendo partículas y/o radiaciones. La principal razón de
esta inestabilidad es el exceso de protones y neutrones.
Radioisótopo: se produce cuando los isótopos más
pesados, son inestables y tienden a descomponerse para
volverse más estables.
Todos los tipos de descomposición radioactiva implican la
emisión de partículas (alfa y beta), o de energía
electromagnética (rayos gamma), los cuales son dañinas
para las células vivas.
Ejm: rayos alfa (núcleos de helio), beta (electrones o
positrones que es la antipartícula del electrón).

50.  Isótopos radioactivos naturales:para determinar cronologías.
Ejm: el carbono 14, que permite determinar cualquier
muestra de origen orgánico que no tenga más de 60,000
años de antigüedad.
 Isótopos radioactivos artificiales: en medicina con diferentes
funciones, como la identificación de vasos sanguíneos.
 Una de las aplicaciones más importantes de los isótopos es
la fotografía de rayos gamma, donde al paciente se le inyecta
un isótopo que emita radiación gamma y se recoge la
radiación emitida de forma que se obtiene una foto de la
zona deseada, como por ejemplo el cerebro.

51. Aplicaciones de los isótopos y radioisótopos
 Medicina: diagnóstico y tratamiento de
enfermedades, esterilización de productos en clínica y en
cirugía.
 Industria y tecnología: comprobación de materiales y
soldaduras en las construcción, control de procesos
productivos
 Agricultura: control de plagas, conservación de los alimentos.
 Arte: restauración de objetos artísticos, verificación de
objetos artísticos o históricos.
 Arqueología: fechar eventos geológicos.
 Investigación: universo, industria, medicina.
 Farmacología: estudiar el metabolismo de los fármacos antes

52. Arsénico-73: como trazador para estimar la cantidad de
arsénico absorbido por el organismo.
Arsénico-74: localización de tumores cerebrales.
Bromo-82: hidrología: determinación de caudales, direcciones
de flujo de agua, aguas superficiales y subterráneas; dinámica
de lagos y fugas en embalses.
Carbono-14: para medir la antigüedad de restos arqueológicos.
Cobalto-60: tratamiento por radiación del cáncer y en la
investigación agrícola.
Escandio-46: estudios de sedimentología y análisis de suelos.
Estroncio-90: en la industria como fuente de radiación. Es
importante en la investigación geológica.

53. Fósforo-32: diagnóstico de enfermedades de los huesos y las
medula ósea.
Iridio-192: tratamiento del cáncer de mama.
Lantano -140: estudio del comportamiento de calderas y
hornos utilizados en el sector industrial.
Mercurio-147: de aplicación en celdas electrolíticas.
Neon-20: en lámparas, tubos de referencia e indicadores de
alto voltaje.
Nitrógeno-15: investigación médica, en agricultura,
espectroscopia de resonancia magnética nuclear (NMR).

54. Níquel-60: proporciona información sobre el origen del
sistema solar y su historia.
Talio-121: para evaluar el daño producido en el músculo
cardiaco, por sus efectos directos en el tejido sano del
corazón.
Yodo 125: utilizado en la braquiterapia.
Yodo 131: pruebas nucleares atmosféricas, que comenzaron
en 1945. Diagnóstico y tratamiento de afecciones de la
glándula tiroides.
Oro-198: industria del petróleo: perforación de pozos,
recuperación secundaria de petróleo, industria petroquímica
en general, inyecciones cancerosas.

60.  Se determina a partir de la fórmula molecular de un
compuesto como: H2O (agua), H2SO4 (Ácido
sulfúrico), NaHCO3 (bicarbonato de sodio).
 Es el resultado de la suma de los pesos atómicos de los
elementos, multiplicados por el subíndice de cada elemento
que integran la fórmula molecular de un compuesto.
 El peso molecular se mide en una medida establecida por la
IUPAC (es un sistema de nomenclatura de compuestos
químicos y de descripción de la ciencia y de la química en
general), que se llama uma.
 La fórmula molecular de un compuesto expresa el número
real de átomos de cada elemento.

61. Determinar:
 El peso molecular del agua H2O, y su masa molar.
2H = 2 x 1,008 = 2,016 uma
1O = 1 x 16,00 = 16,000 uma
Peso molecular = 18,016 uma Masa molar = 18,016 g
 El peso molecular del sulfato de sodio Na2SO4, y su masa
molar.
2Na = 2 x 22,99 = 45,98 uma
1S = 1 x 32,07 = 32,07 uma
4O = 4 x 16,00 = 64,00 uma
Peso molecular = 142,05 uma Masa molar = 142,05 g

62. Determinar los pesos moleculares y su masa molar de los
siguientes compuestos químicos:
El peso molecular del clorato de bario Ba(ClO3)2, y su masa
molar.
1Ba = 1 x 137,33 = 137,33 uma
2Cl = 2 x 35,45 = 70,90 uma
6O = 6 x 16,00 = 96,00 uma
Peso molecular = 304,23 uma Masa molar = 304,23 g
El peso molecular del fosfato de calcio Ca3(PO4)2, y su masa
molar.
3Ca = 3 x 40,08 = 120,24 uma
2P = 2 x 30,97 = 61,94 uma
8O = 8 x 16,00 = 128,00 uma
Peso molecular = 310,18 uma Masa molar = 310,18 g

63. El peso molecular del ácido perclórico HClO4, y su masa molar.
1H = 1 x 1,01 = 1,01 uma
1Cl = 1 x 35,45 = 35,45 uma
4O = 4 x 16,00 = 64,00 uma
Peso molecular = 100,46 uma Masa molar = 100,46 g