El documento describe la historia y desarrollo de la teoría atómica. Demócrito propuso originalmente que la materia estaba compuesta de átomos indivisibles (átomos). Más tarde, científicos como Dalton, Thomson, Rutherford y Bohr desarrollaron modelos atómicos basados en evidencia experimental que explicaban la estructura interna del átomo y los diferentes tipos de partículas subatómicas como electrones y núcleos. Estos modelos condujeron a una comprensión moderna de la estructura atóm

1. LOS ÁTOMOS
Y SUS
ENLACES

2. 1. INTRODUCCIÓN
Demócrito (460-370 a.c.) es considerado el fundador de la escuela atomista
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.
Sin embargo las ideas de Demócrito sobre
la materia no fueron aceptadas por los
filósofos de su época y hubieron de
transcurrir cerca de 2200 años para que la
idea de los átomos fuera tomada de nuevo
en consideración.
Los átomos y sus enlaces 2

3. 2. LOS MÓDELOS ATÓMICOS
AÑO CIENTÍFICO DESCUBRIMIENTOS MODELO ATÓMICO
EXPERIMENTALES
1808 DALTON (1766-1844) Durante el s.XVIII y principios del La imagen del átomo expuesta por Dalton en su teoría atómica, para explicar estas
XIX algunos científicos habían leyes, es la de minúsculas partículas esféricas, indivisibles e inmutables,
investigado distintos aspectos de las iguales entre sí en cada elemento químico.
reacciones químicas, obteniendo las
llamadas leyes clásicas de la
Química.
1897 THOMSON (1856-1940) Demostró que dentro de los átomos De este descubrimiento dedujo que el átomo debía de ser una esfera de materia
hay unas partículas diminutas, con cargada positivamente, en cuyo interior estaban incrustados los electrones.
carga eléctrica negativa, a las que se
llamó electrones.
1911 RUTHERFORD (1871- Demostró que los átomos no eran El átomo está formado por dos partes: núcleo y corteza.
1937) macizos, como se creía, sino que El núcleo es la parte central, de tamaño muy pequeño, donde se encuentra toda la
están vacíos en su mayor parte y en carga positiva (partículas llamadas protones) y, prácticamente, toda la masa del
su centro hay un diminuto núcleo. átomo. Esta carga positiva del núcleo, en la experiencia de la lámina de oro, es la
Bombardearon una delgada lámina responsable de la desviación de las partículas alfa (también con carga positiva).
de oro con rayos alfa (partículas con La corteza es casi un espacio vacío, inmenso en relación con las dimensiones del
carga positiva emitidas por núcleo. Eso explica que la mayor parte de las partículas alfa atraviesan la lámina de
sustancias radiactivas). Observaron oro sin desviarse. Aquí se encuentran los electrones con masa muy pequeña y
que algunas partículas salían carga negativa. Como en un diminuto sistema solar, los electrones giran alrededor
desviadas o incluso rebotadas del núcleo, igual que los planetas alrededor del Sol. Los electrones están ligados al
núcleo por la atracción eléctrica entre cargas de signo contrario. Experimentos
posteriores permitieron comprobar que en los núcleos había otras partículas sin
carga eléctrica llamadas neutrones.
1913 BOHR (1885-1962) Cuando se comunica energía a los Propuso un nuevo modelo atómico, según el cual los electrones giran
átomos de un elemento en estado alrededor del núcleo en unos niveles bien definidos
gaseoso, estos emiten luz. Dicha
emisión procede de movimientos
de electrones en la corteza, por lo
tanto, estudiando la luz emitida se
puede deducir la disposición de los
electrones en la corteza.Los átomos y sus enlaces 3

4. 3. LEYES CLÁSICAS DE LA QUÍMICA
Puede decirse que la química nace como ciencia a finales del siglo XVIII y
principios del XIX, con la formulación por Lavoisier, Proust y el propio Dalton, tras la
experimentación de numerosos procesos químicos, de las llamadas leyes clásicas
de la química:
1. En el siglo XVIII, 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 En toda reacción química la
masa se conserva, esto es, la masa total de los reactivos es igual a la masa total
de los productos”
2. La ley de la composición definida o constante. Esta ley, establecida
en 1801 por el químico Joseph Proust, nos dice que un compuesto contiene
siempre los mismos elementos en la misma proporción de masas. O
expresada de otra manera, cuando dos elementos se combinan para dar un
determinado compuesto lo hacen siempre en la misma relación de masas.
3. La ley de las proporciones múltiples. Formulada por Dalton, se aplica
a dos elementos que forman más de un compuesto: Establece que cuando un
elemento se combina con otro para dar más de un compuesto, las masas de
uno de ellos que se unen a una masa fija del otro están en relación de números
enteros y sencillos".
Los átomos y sus enlaces 4

5. 4. TEORÍA ATÓMICA DE DALTON
En 1808, Dalton publicó sus ideas sobre el modelo atómico
de la materia las cuales han servido de base a la química
moderna. Los principios fundamentales de esta teoría son:
1. La materia está formada por minúsculas partículas
indivisibles llamadas átomos.
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.
3. Los compuestos se forman al combinarse los átomos de
dos o más elementos en 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.
4. En las reacciones químicas, los átomos se intercambian de
una a otra sustancia, pero ningún átomo de un elemento
desaparece ni se transforma en un átomo de otro elemento.

6. 5. MODELO ATÓMICO DE BOHR
En 1913 Bohr publicó una explicación teórica para el espectro
atómico del hidrógeno.
Bohr establece tres postulados:
1. Los electrones giran en torno al núcleo en órbitas circulares
de energía fija. Los electrones solo pueden girar en ciertas
órbitas de radios determinados. Estas órbitas son
estacionarias, en ellas el electrón no emite energía
2. El electrón solo puede tomar así los valores de energía
correspondientes a esas órbitas. A las órbitas también se les
llama niveles de energía, designados con la letra n = 1, 2, 3,
4…
3. Los saltos de los electrones desde niveles de mayor energía
a otros de menor energía o viceversa suponen,
respectivamente, una emisión o una absorción de luz.

7. 6. NÚMERO ATÓMICO Y NÚMERO MÁSICO
SÍMBOLO REPRESENTA…
NÚMERO ATÓMICO Z El número de protones que hay
en el núcleo. Coincide con el nº
de electrones.
NÚMERO MÁSICO A La suma del número de protones
y de neutrones que hay el núcleo
( Z X A)
Llamamos isótopos a las formas atómicas de un mismo elemento que
se diferencian en su número másico.
Electrón
-1 e0
1
Protón 1p
Neutrón
0 n1
PULSA PARA CONSTRUIR ÁTOMOS

8. 7. AMPLIACIÓN DEL MODELO ATÓMICO DE BOHR: SOMMERFELD.
El modelo atómico de Bohr no explicaba correctamente átomos polielectrónicos
(el de hidrógeno tiene un solo electrón). Sommerfeld propone una ampliación
del modelo atómico de Bohr.
Sommerfeld
propone NIVEL (n) 1 2 3 4
que cada
nivel de Subniveles 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d 4f
energía Electrones
estaba por subnivel 2 2 6 2 6 10 2 6 10 14
subdividido
en
subniveles Dentro de cada nivel , la energía de los
de energía subniveles crece en la secuencia
s…p…d…f
ESTRUCTURA ELECTRÓNICA DE LOS ÁTOMOS

9. 8. SISTEMA PERIÓDICO DE LOS ELEMENTOS
Mendeleiev (1834-1907) presentó una
tabla periódica en la que clasificaba a
los elementos según sus masas
atómicas crecientes. Al hacerlo
aparecían ordenados en la vertical
elementos de propiedades químicas
semejantes. En 1911 Moseley propuso
ordenar los elementos por su número
atómico (Z) creciente. Werner y Paneth
propusieron en 1952 el sistema
periódico actual.

11. 9. BLOQUES DEL SISTEMA PERIÓDICO
• Los elementos situados en la misma fila forman un período.
• Los elementos de propiedades químicas parecidas se
Cada bloque coincide colocan en un grupo o columna. Tienen todos el mismo
con el subnivel número de electrones en su última capa, se llaman
energético que va electrones de valencia y determinan el comportamiento
químico del elemento.
siendo ocupado por • En los elementos s y d el número de electrones de la capa de
los electrones valencia (la más externa) coincide con el número del grupo.
• En los elementos p el número de electrones de la capa de
valencia se obtiene restando 10 al número del grupo.

12. 9. EL ENLACE QUÍMICO
• Los átomos, moléculas e iones y se unen entre sí porque al
hacerlo se llega a una situación de mínima energía, lo que
equivale a decir de máxima estabilidad. Son los electrones más
externos, los también llamados electrones de valencia los
responsables de esta unión.
• La tendencia normal de los átomos es unirse a otros para formar
agrupaciones estables, exceptuando a los gases nobles.
• Los enlaces químicos son los responsables de que se mantengan
unidos lo átomos, iones o moléculas en las distintas formas de
agrupaciones posibles. La energía desprendida en el proceso se
llama energía de enlace y equivale a la energía necesaria para
separar los átomos unidos.
• Los átomos de los elementos cumplen la regla del octeto: al
enlazarse ganan, pierden o comparten electrones para adquirir
la configuración electrónica de gas noble correspondiente, ocho
electrones en su capa de valencia)

13. 13
10. TIPOS DE ENLACES
Intramoleculares:
Iónico.
Covalente.
Intermoleculares:
Fuerzas de Van de Waals
Enlaces de hidrógeno.
Metálico.
AGRUPACIONES DE ÁTOMOS
MOLÉCULAS: Agrupaciones de un nº fijo, generalmente pequeños, de
átomos. Si los átomos son iguales constituyen un elemento, si distintos, un
compuesto.
CRISTALES: Agrupaciones de un nº variable y muy grande de átomos o
iones que forman sólidos, cuyas partículas presentan una ordenación
regular.

14. 10. TIPOS DE ENLACE
Estas agrupaciones pueden ser:
REDES CRISTALINAS DE IONES (enlace iónico)

15. 10 TIPOS DE ENLACE
REDES CRISTALINAS DE ÁTOMOS (SiO2)
(enlace covalente o metálico)

16. 10. TIPOS DE ENLACE
MOLÉCULAS (enlace covalente)
Moléculas de elementos Moléculas de compuestos (CO2)
(átomos iguales) (átomos distintos)

17. 10. TIPOS DE ENLACES
REDES MOLECULARES
(Fuerzas intermoleculares)
Moléculas de elementos (I2) Moléculas de compuestos
(H2 O)

18. 11. COMPUESTOS IÓNICOS. EL ENLACE IÓNICO
• Cuando los átomos de un elemento adquieren una
cierta carga negativa o positiva, según ganen o
cedan electrones, decimos que estos se ionizan y a
estas reacciones se les llama de ionización.
• El enlace iónico lo forman iones positivos
procedentes de un metal e iones negativos
procedentes de un no metal, que se atraen
eléctricamente. Los átomos metálicos le ceden
electrones a los no metálicos.
• Son compuestos iónicos las sales binarias ( CuBr2)
(NaI) ( Al2S3 ), los óxidos metálicos ( Al2O3 ) (Co O) (
UO2 ), los hidruros metálicos (CuH2) (NiH2 ) (Ag H)

19. 11. COMPUESTOS IÓNICOS. EL ENLACE IÓNICO
FORMACIÓN DE UN COMPUESTO IÓNICO, NaCl, sal común
1. El sodio es el elemento metálico y el cloro el no metálico.
Cada átomo de sodio le cede un electrón a un átomo de
cloro, convirtiéndose los dos en iones que tienen la
configuración de gas noble.
2. Este proceso tiene lugar en muchos átomos de sodio y cloro.
Los iones formados se colocan ordenadamente
constituyendo una red cristalina de iones. Estos se unen
mediante fuerzas electrostáticas.
3. Los iones en los compuestos iónicos se ordenan
regularmente en el espacio de la manera más compacta
posible. Cada ion se rodea de iones de signo contrario dando
lugar a celdas o unidades que se repiten en las tres
direcciones del espacio.
4. El número de iones de un signo que rodea al ión de signo
contrario se denomina índice de coordinación de la red.
Cada ión Na+ está rodeado por 6 iones Cl- y viceversa. Su
coordinación es (6, 6)

20. 11.COMPUESTOS IÓNICOS. EL ENLACE IÓNICO
Sólidos a temperatura ambiente, su temperatura de fusión es
elevada, normalmente por encima de 400 ºC. Es debido a que
P para fundirlos es necesario romper la red cristalina tan estable
R por la gran cantidad de uniones electrostáticas entre iones de
O distinto signo. Puntos de ebullición altos.
P
Solubles en agua; el cristal se deshace y los iones quedan libres
I en el agua. Las moléculas de agua presentan una separación de
E cargas y constituyen un dipolo eléctrico que interacciona con los
iones arrancándolos de la red cristalina. Este proceso se
D denomina disociación iónica:
A NaCl (s) + H2O Na+ (aq) + Cl- (aq)
D Disueltos en agua o fundidos, conducen la electricidad debido a
E la movilidad de los iones en estas circunstancias. No son
conductores en estado sólido ya que los iones ocupan posiciones
S fijas en la red.
Son bastante duros porque el enlace es fuerte. Pero son frágiles
ya que pequeñas dislocaciones pueden provocar fuertes
repulsiones entre iones iguales.

21. COMPUESTOS COVALENTES. EL ENLACE COVALENTE
• La inmensa mayoría de las sustancias, entre ellas las más importantes para la
vida, están formadas por agrupaciones de átomos no metálicos unidos entre si y con
el hidrógeno.
• Los átomos adquieren la estructura estable de los gases nobles a base de compartir
electrones para formar un par de enlace. Cada átomo de ocho electrones en su
última capa, excepto el hidrógeno que se rodea de dos. Cada par de electrones
compartidos constituye un enlace.
SUSTANCIAS COVALENTES
COVALENTES MOLECULARES COVALENTES ATÓMICAS
• Es un grupo muy abundante y • Es un grupo reducido de
variado. Incluye muchos sólidos y sustancias sólidas formadas
casi todos los líquidos y gases. Sus por átomos que se ordenan
átomos se agrupan formando constituyendo una red
moléculas. cristalina.
El enlace covalente se forma cuando dos átomos comparten uno o más pares de
electrones.

22. COMPUESTOS COVALENTES. EL ENLACE COVALENTE
LOS DIAGRAMAS DE LEWIS
1. Para representar un átomo se escribe el símbolo
del elemento rodeado por tantos puntos como
electrones de valencia posee
2. Para representar una molécula se colocan los
electrones de enlace entre los átomos que lo
forman
3. Algunos átomos pueden formar dos o más
enlaces covalentes, según el nº de electrones que
necesiten para formar el octeto.
4. Se puede utilizar un guión en vez de dos puntos.
ESTRUCTURAS DE LEWIS ANIMADAS

23. COMPUESTOS COVALENTES. EL ENLACE COVALENTE
ENLACE COVALENTE SIMPLE: H2
• Cada átomo proporciona un electrón para formar la molécula.
• Cada hidrógeno dispone de dos electrones, la configuración más estable para el
primer nivel, el del gas noble helio.
• El enlace estará formado por un par de electrones compartidos.

24. COMPUESTOS COVALENTES. EL ENLACE COVALENTE
ENLACE COVALENTE SIMPLE: HCl
• El Cl comparte un electrón y adquiere la estructura del neon

25. COMPUESTOS COVALENTES. EL ENLACE COVALENTE
ENLACE COVALENTE DOBLE: O2
• En la molécula de oxígeno cada átomo proporciona dos electrones de los seis de
los que dispone en su nivel más externo.
• De esta forma cada oxígeno tiene cuatro electrones y dispone de cuatro
compartidos, lo que le da un total de ocho electrones en la capa de valencia.
• El enlace lo forman dos pares de electrones.

26. COMPUESTOS COVALENTES. EL ENLACE COVALENTE
ENLACE COVALENTE TRIPLE: N3
• En la molécula de nitrógeno, cada átomo de nitrógeno proporciona tres electrones
de los cinco de que dispone en su nivel más externo.
• Cada nitrógeno dispone de dos electrones y dispone de seis compartidos. Por lo
tanto tiene ocho electrones en la capa de valencia
• El enlace está formado tres pares de electrones.

27. COMPUESTOS COVALENTES. EL ENLACE COVALENTE
PROPIEDADES DE LAS SUSTANCIAS
COVALENTES MOLECULARES
• Las fuerzas que mantienen unidos a los átomos de cada molécula
(intramoleculares) son muy fuertes en comparación con las que se
dan entre moléculas vecinas (intermoleculares). Por ello a
temperatura ordinaria la mayoría son gases (O2,O3, N2, H2, NH3)
• En algunos casos las fuerzas intermoleculares dan lugar a sólidos
de bajo punto de fusión (yodo)
• Su temperatura de fusión es baja, inferior a 350 ºC
• La mayoría es insoluble en agua, pero se disuelven en disolventes
orgánicos.
• Todos los gases y la mayoría de los líquidos pertenecen a este
grupo de sustancias.
• En estado puro no conducen la electricidad.
• Ejemplos: H2O, azufre (S8), amoníaco, BH3 (borano), SiH4
(silano), PH3 (fosfina)

28. COMPUESTOS COVALENTES. EL ENLACE COVALENTE
PROPIEDADES DE LAS SUSTANCIAS
COVALENTES ATÓMICAS
• Cuando el enlace covalente se extiende en las
tres direcciones del espacio se forman
estructuras cristalinas (cristales)de gran cantidad
de átomos
• Su temperatura de fusión es muy elevada.
• Son insolubles en casi todos los disolventes.
• Son sólidos muy duros
• No conducen la electricidad, excepto el grafito
(C)
• Ejemplos: Diamante (C), cuarzo (SiO2)