1. 1

2. Durante los siglos VI a IV antes de Cristo,
en las ciudades griegas surgió una nueva
mentalidad sino como una inmensa
máquina gobernada por una leyes fijas e
inmutables que el hombre podía llegar a
comprender. Fue esta corriente de
pensamiento la que puso las bases de la
matemática y las ciencias experimentales.
2

3.  Demócrito Antiguo filosofo
griego y fundador de la
escuela atomista fue quien
propuso el concepto de
átomo (Indivisible), ya que el
se pregunto ¿Es posible
dividir una sustancia
indefinidamente ?
3

4. En 1808 Dalton
propuso una nueva
teoría atómica , en
la que se decía que
todos los elementos
estaban formados
por átomos y que
eran iguales ,pero
cada elemento tenia
distintos átomos 4

5.  El átomo es la misma porción de la materia que
no puede dividirse por ningún proceso conocido
 Los átomos de un mismo elemento son iguales
tanto en masa, tamaño como en sus demás
propiedades
 Los átomos de elementos diferentes son también
diferentes en todas sus propiedades
 Los átomos se combinan entre si en relaciones
enteras sencillas para formar compuestos
5

6. En 1897 Thomson
descubrió que el átomo
poseía partes positivas y
partes negativas ; las
negativas están
constituidas por rayos
catódicos o electrones
que se encontraba dentro
de una carga positiva
como las pasas en un
pastel
6

7. 7

8. Rutherford hace un avance
sobre el modelo de Thomson,
ya que sostiene que el
átomo se compone de una
parte positiva y una negativa,
sin embargo, en el anterior,
postula que la parte positiva
se concentra en un núcleo,
8

9. 9

10. En 1913 Bohr explicó la
existencia de los espectros
atómicos suponiendo que los
electrones no giran en torno
al núcleo atómico en
cualquier forma, sino que las
órbitas de los electrones
están cuantizadas mediante
3 números
10

11. 11

12. 12

13. 13

14. 14

15. El abandona todo
concepto de que ellos
electrones son esferas
que giran alrededor del
núcleo el describe los
electrones en Función De
Onda la cual es
representada por la
probabilidad de presencia
15
.

16. 16

17. 17

18. LA ESTRUCTURA ATÓMICA
 Con los postulados de los cientificos Thomson,
Rutherford, Bohr, Goldstein, Millikan y Chadwick se
puede establecer lo siguiente:
 • La masa de un átomo esta concentrada en su
núcleo; por lo tanto, la los protones y neutrones
determina la masa atómica.
 • Los electrones son tan pequeños en masa que
en la masa total del átomo su aporte no es
perceptible.
 • Los átomos son neutros, es decir, presentan la
misma cantidad de protones y de electrones.
18

19.  Número Atómico = Z
 Número másico o número de masa = A
 La masa atómica es la masa de un átomo en
unidades de masa atómica (uma).
19

20. 20

21. IONES
 El comportamiento neutro de los átomos se explica
por la igualdad de protones y electrones; no
obstante, sabemos que la naturaleza de los átomos
presenta un comportamiento distinto a este,
denominado iónico, que consiste en una
desigualdad entre la cantidad de cargas positivas y
negativas, producto de la interacción con otros
átomos.
21

22. NEUTRO
CATIÓN
ANIÓN
22

23. EJEMPLOS
El aluminio (Al) presenta
un Z = 13 y un A= 27. Lo que se simboliza
 Presenta como átomo neutro:
p+ = 13, e– = 13 y n = 14.
23

24. 24

25. 25

26. 26

27. NÚMEROS CUÁNTICOS
27

28. NÚMERO CUÁNTICO PRINCIPAL.
Se designa n y determina el
tamaño del orbital. Puede
tomar cualquier valor natural
distinto de cero: n = 1, 2, 3, 4
Cuanto mayor sea el número
cuántico principal, mayor será
el tamaño del orbital y, a la
vez, más lejos del núcleo
estará situado.
28

29. NÚMERO CUÁNTICO AZIMUTAL.
 Se designa la letra l .
El número cuántico
azimutal, indica la
forma del orbital, que
puede ser circular, si
vale 0, o elíptica, si
tiene otro valor.
29

30. 30

31. NÚMERO CUÁNTICO DE SPÍN.
 Si consideramos el electrón como una pequeña
esfera, lo que no es estrictamente cierto, puede
girar en torno a sí misma, como la Tierra gira
ocasionando la noche y el día. Son posibles dos
sentidos de giro, hacia la izquierda o hacia la
derecha.
 Este giro del electrón sobre sí mismo está indicado
por el número cuántico de espín, que se indica con
la letra s. Como puede tener dos sentidos de giro,
el número de espín puede tener dos valores: ½ y -
½.
31

32. 32

33. 33

34. CLASIFICACIÓN
34

35. LA TABLA PERIÓDICA DE LOS
ELEMENTOS
35

36. LAde TTabla Periódica
Evolución histórica la
ABLA PERIÓDICA
1817: Döbreiner. Triadas de elementos con propiedades semejantes.
1865: Newlands. Ley de las octavas. Ordenó 55 elementos.
1869: Mendeleev y Meyer: “las propiedades de los elementos varían
periódicamente con la masa atómica”.
1913: Moseley: “las propiedades de los elementos varían periódicamente
con el número atómico”

38.  El comportamiento de los átomos está
determinado por su configuración electrónica,
siendo la distribución de los electrones en el
nivel más externo (CAPA DE VALENCIA) la que
determina su reactividad y naturaleza química.
Por esta razón, aquellos elementos que poseen
una distribución electrónica similar presentarán
propiedades químicas similares.
 Las propiedades de los átomos se repiten
periódicamente si los elementos químicos se
ordenan según su número atómico creciente (Z).

39. 39

40.  Los grupos o familias estan constituidos por
elementos con propiedades quimicas analogas y se
ordenan de acuerdo con su configuracion
electronica.
40

41. 41

42.  los grupos están subdivididos y presentan
configuraciones electrónicas con una terminación
característica. Por otra parte, los periodos coinciden con
42
el ultimo nivel de energía (n) configurado. Observa con
atención la siguiente tabla resumen.

43. LLENADO DE LA TABLA PERIÓDICA
SEGÚN Z

44. TIPOS DE ELEMENTOS EN LA TABLA
PERIÓDICA

45. SEGÚN NATURALEZA DE LOS
ELEMENTOS

46. METALES, NO METALES Y
METALOIDES
46

47. ELEMENTOS METÁLICOS
 Son casi todos sólidos, a excepción del mercurio (Hg) y
galio (Ga).
 Son muy buenos conductores de la corriente eléctrica.
 Tienen brillo metálico.
 Son dúctiles, lo que permite que bajo la acción de una
fuerza puedan deformarse sin romperse (confección de
hilos o alambres metálicos).
 Son muy buenos conductores de calor.
 Son maleables, es decir, su capacidad de deformación
permite su uso para la confección de láminas de grosor
mínimo (un ejemplo es el oro).

48. ELEMENTOS NO METÁLICOS
 Carecen de brillo metálico.
 No son dúctiles ni maleables.
 Son malos conductores de la corriente eléctrica
y calor.
 Corresponden íntegramente a los elementos del
grupo VI y VII –A del sistema periódico.

49. ELEMENTOS METALOIDES
 Poseen propiedades intermedias entre metales y
no metales. Un ejemplo es el silicio (Si) metaloide
semiconductor, con amplios usos tecnológicos.

50. PROPIEDADES PERIÓDICAS
50

51. PERIODICIDAD
 Enun periodo n = constante pero aumenta Z
(número de protones) lo que genera:
 Disminución de tamaño
 Aumento de la energía de ionización
 Aumento de la carga nuclear efectiva

52. 52

53. LAS PROPIEDADES PERIÓDICAS
Para una mayor compresión, es conveniente separarlas en
dos grupos;
Las primeras se refieren a relaciones de tamaño y son:
 El volumen atómico molar.
 Los radios atómicos y los radios iónicos o cristalinos.
 La densidad. (ρ)
 El punto de fusión y ebullición. (Pf y Peb)
Las segundas, son de carácter energético y se denominan
propiedades magnéticas, entre ellas destacan:
 El potencial de ionización o energía de ionización. (P.I.)
 La afinidad electrónica o electroafinidad. (E.A.)
 La electronegatividad. (E.N.)

54. PROPIEDADES RELACIONADAS CON EL
TAMAÑO
 Radio Atómico en  Radio atómico en No
Metales Metales
 Para los metales, el radio  Para los no metales, el
atómico es la mitad de la radio observado es la
distancia entre los mitad de la distancia
centros de los átomos entre los centros de
adyacentes del metal. los átomos en las
moléculas diatómicas
de los elementos.

55. DE FORMA ESQUEMÁTICA

56. PROPIEDADES POR RELACIÓN DE
TAMAÑO
 RADIO ATÓMICO: dependiente de 2 fuerzas.
 ↑ Período: al ↑ Z, atracción entre p+ y ē. Repulsión
entre ē.
 Grupo: al ↑ Z → ↑ n → ↑ tamaño.
 El radio atómico está relacionado con el
tamaño del orbital más externo

57. GRÁFICO DE LA VARIACIÓN DEL RADIO
ATÓMICO

58. VARIACIÓN DEL RADIO ATÓMICO

59. VOLUMEN ATÓMICO
 Se define como la cantidad de centímetros cúbicos
(cm3) que corresponden a un átomo.
 En la Tabla periódica, el volumen varia
disminuyendo en un periodo de izquierda a
derecha y aumenta en un grupo de acuerdo con el
incremento de su numero atómico.
59

60. ENERGÍA DE IONIZACIÓN (E.I.)
 Es la energía mínima necesaria para arrancar el
electrón más externo, es decir, el menos atraído
por el núcleo, de un átomo en estado gaseoso y
convertirlo en un ión gaseoso con carga
positiva, en condiciones de presión y temperatura
estándar”.
 En un átomo polielectrónico pueden arrancarse
varios electrones, por lo que se pueden definir
tantas energías de ionización como electrones
tiene el átomo

61. GRÁFICO ENERGIAS DE
IONIZACIÓN

62. 62

63. UN EJEMPLO PRÁCTICO

64. AFINIDAD ELECTRÓNICA. (E. A.)
 Es el cambio de E que ocurre cuándo un átomo, en
estado gaseoso, acepta un electrón para formar un
ANIÓN. (A-)
 Difícil de cuantificar, puesto que muchos aniones
de elementos son inestables.

65. 65

66. ELECTRO AFINIDAD

67. ELECTRONEGATIVIDAD (E.N.)
 Capacidad de un átomo para atraer hacia
sí, electrones.
 Dependerá de E. A. y E. I.

68. ELECTRONEGATIVIDAD
 Dentro de un periodo el valor de E.N. aumenta
al aumentar Z, siendo mínimo para los alcalinos
y máximo para los halógenos.
 En el periodo 4º y siguientes ese aumento con Z
es más irregular por la aparición de las series de
transición y transición interna.
 Dentro de un grupo (o familia) la E.N. disminuye
conforme aumenta el periodo. El flúor es el
elemento más electronegativo.

69.  La electronegatividad sirve para clasificar los
elementos en 2 grandes grupos:
 Metales: Elementos cuyos átomos ejercen una
atracción relativamente pequeña sobre los
electrones externos, es decir, tienen valores
pequeños de E.I. y de E.A. (bajos valores de E.N.)
Muestran fuerte tendencia a formar
cationes, son agentes reductores.
 No metales: Elementos cuyos átomos ejercen
una atracción relativamente grande sobre los
electrones externos, es decir, presentan valores
elevados de E.I. y de E.A. (valores grandes de
E.N.) Muestran fuerte tendencia a formar
aniones, son agentes oxidantes.

70. ELECTRONEGATIVIDAD

71. EN RESUMEN
71

72.  Electronegatividad (E.N.): La electronegatividad
es la tendencia o capacidad de un átomo, en una
molécula, para atraer hacia si los electrones de otro
átomo en un enlace covalente.
 Electropositividad: Capacidad que tiene un átomo
para ceder electrones, razón por la cual esta
propiedad es inversamente proporcional a la
electronegatividad.
 Estados de oxidación Corresponde a la carga que
adquiere un átomo neutro cuando se transforma en
un ion; por ejemplo:
72

73. 73

74. 74

75. 75

76. 76

77. 77

78.  La atracción del núcleo atómico sobre los
electrones que están ubicados en las capas mas
externas (lejanas al núcleo) se ve afectada por la
presencia de los electrones de las capas interiores
(mas cercanas al núcleo). Este fenómeno conocido
como apantallamiento o Efecto Pantalla
(S), explica porque a veces las fuerzas de
atracción de los protones del núcleo (positiva) y los
electrones(negativos) externos es anulada o mas
débil.
78

79.  La ley de Coulomb señala que la fuerza de
interacción entre dos cargas eléctricas depende de
la magnitud de las cargas y de la distancia entre
ellas, lo que aplicado al modelo atómico se traduce
en que la fuerza de atracción entre un electrón y el
núcleo dependerá de la magnitud de la carga
nuclear neta y de la distancia entre este y los
electrones.
79

80. 80

81. 81

82. ENLACES QUÍMICOS
82

83.  Los elementos reaccionan y se combinan unos con
otros, formando nuevas sustancias a las que
llamamos compuestos, que se forman granacias
a los enlaces químicos.
83

84. 84

85.  Diversos estudios han demostrado que los
elementos en su mayoría son inestables en su
estado fundamental, lo que esta avalado por la
distribución de su nube electrónica. De allí la
importancia del planteamiento de Kossel y Lewis,
que indica que los átomos tienden en una
combinación química a alcanzar en su ultimo nivel
de energía la configuración electrónica de un gas
noble. Para ello pierden, ganan o incluso
comparten electrones con otros átomos,
alcanzando estabilidad, señal de la necesidad de
formar un enlace químico
85

86.  Este se define como la fuerza que mantiene unidos
a los átomos en un compuesto, y se clasifica de la
siguiente manera:
86

87.  Cuando los átomos forman enlaces, solamente lo
hacen a través de sus electrones mas
externos, aquellos que se ubican en el ultimo nivel
de energía (electrones de valencia), ya sea
perdiendo o ganando tantos como pueda en el
ultimo nivel o compartiendo, lo que depende de la
electronegatividad que presenten
87

88. 88

89. 89

90. 90

91.  Cada grupo o familia presenta una configuración
electrónica similar en el ultimo nivel de energía.
Aplicando la notación de Lewis se obtiene la
siguiente tabla resumen:
91

92. 92

93. 93

94. 94

95. 95

96. 96

97. 97

98. 98

99. 99

100. 100