Estructura Atmica

1
Estructura Atómica
Prof. Luis H. González C. 2008
2
El Átomo

• En la filosofía de la antigua Grecia la palabra
  átomo se empleaba para referirse a la parte más
  pequeña de materia que podía concebirse y era
  considerada indestructible. (Demócrito, Siglo V
  a.C.)
• Con la llegada de la ciencia experimental en los
  siglos XVI y XVII, los avances en la teoría
  atómica se hicieron más rápidos. Los químicos se
  dieron cuenta muy pronto de que todos los
  líquidos, gases y sólidos pueden descomponerse en
  sus constituyentes últimos o elementos.

3
Qué son los átomos?

• Los átomos son los elementos básicos que
  constituyen la materia que conforma nuestro
  cuerpo y los objetos que nos rodean. Un
  escritorio, el aire, las frutas, los líquidos,
  etc.
• Hay 90 átomos que existen estables y
  espontáneamente en la naturaleza. En los
  laboratorios los científicos han sido capaces de
  crear alrededor de 25 más y en las Tablas
  Periódicas actuales encontraremos unos 116
  elementos químicos.

4
Estructura del Átomo

• El átomo tiene una estructura interna. El hecho
  de que existan portadores de carga (como el
  electrón, que tiene carga eléctrica negativa), y
  dado que la materia está generalmente en estado
  neutro, implica que los átomos necesariamente
  están compuestos por cargas positivas y
  negativas. Es decir, contrariamente a lo que
  pensaron los griegos, los átomos no son el
  ladrillo fundamental, no son indivisibles.
• Cuál es la estructura del átomo? En este punto
  se hace necesario tener un modelo que nos
  describa cómo está constituido el átomo.

5
Estructura del Átomo

• Los átomos están conformados de tres partículas
  básicas
• Protones tienen una carga eléctrica positiva y
  están en el núcleo del átomo.
• Neutrones no tienen carga eléctrica y están
  constituidos por la unión de un Protón, un
  Electrón y un Neutrino, ubicándose en el núcleo.
• Protones y Neutrones juntos forman el núcleo, que
  es la parte central del átomo y dan la masa del
  mismo.
• Electrones tienen una carga eléctrica negativa y
  orbitan el núcleo

6
El Protón (P)

• Los científicos pensaban originalmente que no
  existía nada más pequeño que el Protón en el
  núcleo del átomo.
• Lo descubre E. Golstein en 1886.
• Su masa es 1,67x10-24 g
• Se representa como P y tiene una carga eléctrica
  positiva
• Su masa es 1.837 veces mayor que la del electrón

7
Quarks

• Pero en 1968 los científicos descubrieron nuevas
  partículas dentro del Protón. Las llamaron
  Quarks.
• El concepto de quark fue propuesto
  independientemente en 1963 por los físicos
  estadounidenses Murray Gell-Mann y George Zweig.
  El término quark se tomó de la obra Finnegans
  Wake del escritor irlandés James Joyce.

8
Gluones

• Hay tres quarks en cada protón. Los quarks se
  mantienen unidos mediante otras partículas
  llamadas Gluones, que no tienen masa ni carga
  eléctrica sólo poseen energía electromagnética.

9
El Neutrón (n)

• El Neutrón fue identificado por primera vez en
  1932 por el físico británico James Chadwick.
• No tiene carga eléctrica
• Está conformado por la unión de un Protón, un
  Electrón (se anulan sus cargas eléctricas) y un
  Neutrino

10
Quarks

• En 1968 los científicos descubrieron nuevas
  partículas dentro del Neutrón. Estas tres
  partículas también eran quarks, unidas también
  por energía electromagnética llamadas Gluones

11
Núcleo Atómico

• El núcleo es el centro del átomo. Fue descubierto
  en 1911, pero tomó 21 años de experimentación
  identificar sus partes.
• Es donde se concentra la, prácticamente,
  totalidad de la masa atómica.
• Está formado por Protones y Neutrones, unidos por
  medio de la interacción nuclear fuerte. La
  cantidad de Protones en el núcleo, determina el
  elemento químico al que pertenece. Los núcleos
  atómicos con el mismo número de Protones pero
  distinto número de Neutrones se denominan
  Isótopos.

12
Electrón (e-)

• Los electrones son extremadamente pequeños y muy
  livianos. Es fácil retirar electrones de los
  átomos y usarlos excitados como fuente de
  electricidad y en aparatos como televisores,
  radios, computadores, etc.
• Posee una masa de 9,1x10-28 g (es 1.836 veces más
  liviano que el Protón) y una carga eléctrica
  relativa de -1
• Fue descubierto por el Físico Británico J.J.
  Thomson en 1897, quién publica su trabajo en
  1905.
• Se considera que es un Leptón ya que no estaría
  constituido por otras sub-partículas (como los
  Quarks)

13
Teoría Atómica

• Los inicios de la teoría atómica se remontan al
  Siglo V a.C.
• Dos Filósofos Griegos, Leucipo y Demócrito,
  propusieron que la materia no podía dividirse
  indefinidamente tal y como lo estipulaba
  Aristóteles. Ellos proponían que al final de la
  división llegarían a los Átomos. (La palabra
  griega átomo significa indivisible).
• Después de que en Grecia se estableció que "Los
  átomos son partículas muy pequeñas, eternas e
  indivisibles que constituyen la materia muchos
  científicos postularon otras teorías encaminadas
  a describir la composición y estructura del
  átomo,  estos son algunos de ellos.

14
Teoría Atómica de JOHN DALTON (1808)
15
J.J. THOMSON (1897)
16
ERNEST RUTHERFORD (1911)

• Su experimento consistió en bombardear una
  delgada lámina de oro con un haz de partículas
  alfa, que poseen carga eléctrica positiva.
  Observó que la mayoría de las partículas
  atraviesan la lámina sin ser desviadas en su
  trayectoria un pequeño número es desviado por
  alguna causa, y sólo unas cuantas partículas
  rebotan.
• De acuerdo a esto Rutherford propone el siguiente
  modelo atómico

Átomos de Au
?
17
Modelo Atómico de Ernest Rutherford (1911)

• Existe un núcleo cargado positivamente en el cual
  se encuentra concentrada toda la masa del átomo.
  El núcleo está constituido por partículas
  positivas llamadas Protones y por partículas
  neutras llamadas Neutrones. 
• Existe un número de Electrones igual a la carga
  nuclear que giran alrededor del núcleo. 
• La carga positiva del núcleo coincide con el
  número atómico del elemento estudiado. 
• Los átomos son en su mayor parte un espacio
  vacío.

18
BECQUEREL y los esposos CURIE (1896)

• La radiactividad es descubierta por Becquerel y
  los esposos Curie. Es el proceso de ruptura
  espontánea de los átomos, durante el cual se
  emiten radiaciones. Al experimentar con elementos
  como el Uranio y el Radio se descubre que el haz
  de partículas subatómicas emitido esta conformado
  por

19
Modelo Atómico de NIELS BOHR (1913)   

• Se basó en los estudios de espectro de emisión de
  los átomos y en la teoría de los Cuantos
• Emisiones de los átomos la luz que emite un
  elemento se conoce como su espectro y cada
  elemento tiene uno diferente.Teoría de los
  Cuantos Propuesta por Planck (1900). En una
  reacción química no puede intervenir una cantidad
  de materia inferior a un átomo. Igualmente hay
  una cantidad mínima de energía que se puede
  emitir, que es el fotón o cuanto.

20
Continuación del Modelo de BOHR.   

• El modelo atómico de Bohr contempla cuatro
  postulados 
• Los electrones en los átomos están localizados en
  órbitas o niveles de energía alrededor del
  núcleo.  
• Los electrones en las órbitas más cercanas al
  núcleo tienen menor energía que aquellos
  localizados en órbitas más alejadas. 
• Cualquier electrón en un átomo puede tener sólo
  ciertos valores de energía permitidos. Esta
  energía determina qué órbita ocupa un electrón. 
  
• Los electrones pueden moverse de una órbita a
  otra. Para esto debe ganar o perder una cantidad
  exacta de energía, un Cuanto de energía .  

21
MODELO DE BOHR (1913)   
22
Estructura del Átomo

• El átomo consta de un núcleo cargado
  positivamente, que se encuentra localizado en una
  región muy reducida y que posee prácticamente
  toda la masa del átomo. A su alrededor, producto
  de la interacción eléctrica de atracción, giran
  los electrones (cargas negativas) en órbitas
  específicas, llamadas órbitas electrónicas.
• Las órbitas electrónicas son características de
  cada átomo no cualquier órbita es posible para
  un átomo en particular. Además, estas dependen
  esencialmente del tipo de átomo.

23
Electrones y Núcleo

• Los electrones pueden usarse para explorar dentro
  de los átomos. Electrones con alta energía pueden
  detectar ciertas características dentro de los
  átomos.
• Los científicos han aprendido sobre el interior
  de los átomos observando como los electrones
  saltan fuera del átomo y como cambian los átomos
  después de ser golpeados por un electrón.

24
Número de elementos químicos

• Los átomos neutros siempre tienen igual cantidad
  de electrones y protones.
• Los átomos tienen habitualmente la misma cantidad
  de neutrones y protones.
• Hidrógeno Helio Carbón
• 1 protón 2 protones 6 protones
• 1 electrón 2 electrones 6
  electrones
• 0 neutrones 2 neutrones 6
  neutrones
• Al agregar un Protón nace un nuevo tipo de átomo.
• Al agregar un Neutrón nace un isótopo de ese
  átomo, una versión más pesada de ese mismo átomo.

25
Isótopos

• Los isótopos son átomos con el mismo número de
  Protones pero difieren en el número de
  Neutrones. La figura muestra tres isótopos
  diferentes del Hidrógeno.
• Hidrógeno Deuterio
  Tritio
• La mayoría de los isótopos son estables, a
  diferencia de los isótopos radiactivos que son
  inestables y se transforman a estructuras más
  estables emitiendo partículas y energía
  (radiación).

26
Números Cuánticos

• Los números cuánticos determinan la región del
  espacio-energía de mayor probabilidad para
  encontrar a un electrón. El desarrollo de la
  Teoría Cuántica fue realizado por Planck,
  Maxwell, Schrödinger, Pauling, Heisenberg,
  Einstein, De Broglie y Boltzmann
• Cada electrón tiene un conjunto de cuatro números
  llamados números cuánticos, que lo especifican
  completamente no hay dos electrones en el mismo
  átomo que tenga los mismos cuatro números
  cuánticos. Esa es una declaración más precisa del
  Principio de Exclusión de Pauli.
• Desde un punto de vista mecano-cuántico, los
  números cuánticos caracterizan las soluciones
  estacionarias de la Ecuación de Schrödinger.

27
Números Cuánticos

• N Numero Cuántico Principal Determina el
  tamaño de las órbitas, por tanto, la distancia al
  núcleo de un electrón vendrá determinada por este
  número cuántico. Todas las órbitas con el mismo
  número cuántico principal forman una capa. Su
  valor puede ser cualquier número natural mayor
  que 0 (1, 2, 3...) y dependiendo de su valor,
  cada capa recibe como designación una letra. Si
  el número cuántico principal es 1, la capa se
  denomina K si 2 L si 3 M si 4 N si 5 P
  etc.

28
continuación

• l Número Cuántico Azimutal determina la
  excentricidad de la órbita, cuanto mayor sea, más
  excéntrica será, es decir, más aplanada será la
  elipse que recorre el electrón. Su valor depende
  del número cuántico principal n pudiendo variar
  desde 0 hasta una unidad menos que éste (desde 0
  hasta n-1). Así, en la capa K, como n vale 1, l
  sólo puede tomar el valor 0, correspondiente a
  una órbita circular. En la capa M, en la que n
  toma el valor de 3, l tomará los valores de 0, 1
  y 2, el primero correspondiente a una órbita
  circular y los segundos a órbitas cada vez más
  excéntricas.

29
continuación

• m Número Cuántico Magnético Determina la
  orientación espacial de las órbitas, de las
  elipses. Su valor dependerá del número de elipses
  existente y varía desde -l hasta l, pasando por
  el valor 0. Así, si el valor de l es 2, las
  órbitas podrán tener 5 orientaciones en el
  espacio, con los valores de m (-2, -1, 0, 1 y
  2). Si el número cuántico azimutal es 1, existen
  tres orientaciones posible (-1, 0 y 1), mientras
  que si es 0, sólo hay una posible orientación
  espacial, correspondiente al valor de m 0.

30
continuación

• s  Número Cuántico de Spin Cada electrón en un
  orbital, gira sobre si mismo. Este giro puede ser
  en el mismo sentido que el de su movimiento
  orbital o en sentido contrario. Este hecho se
  determina mediante un nuevo número cuántico, el
  número cuántico de Spin (s), que puede tomar dos
  valores ( ½) o (- ½).

31
Principio de Incertidumbre de W. Heisenberg (1927)

• Es imposible determinar simultáneamente la
  posición exacta y el momento exacto del electrón

32
Principio de Exclusión de W. Pauli (1925)

• Dos electrones del mismo átomo no pueden tener
  los mismos números cuánticos idénticos y por lo
  tanto un orbital no puede tener más de dos
  electrones, que deben tener distinto número
  cuántico de spin.
• El Número máximo de electrones por nivel es 2(n)2
  

33
Configuración Electrónica de los Elementos

• NOTACIÓN ESPECTRAL Es la representación
  esquemática de la distribución de los electrones
  de un átomo, de acuerdo con el modelo atómico de
  Bohr. Los electrones tienden a ocupar orbítales
  de energía mínima. La figura siguiente muestra el
  orden de llenado de los orbítales.

34
Ejemplo

• Supongamos que deseamos conocer la configuración
  electrónica de la Plata, que tiene 47 electrones.
  El orden de energía de los orbitales es el
  indicado en la tabla de la izquierda 1s, 2s, 2p,
  3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, etc. Como hay 1
  orbital s, cabrán en cada capa dos electrones.
  Como hay 3 orbitales p, en cada capa cabrán 6
  electrones, 10 electrones en los orbitales d de
  cada capa, y 14 en los orbitales f.
• Siguiendo esta regla debemos colocar los 47
  electrones del átomo de plata
• 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 4s2, 3d10, 4p6, 5s2, 4d9
• Donde sólo se han puesto 9 electrones en los
  orbitales d de la capa cuarta para completar, sin
  pasarse, los 47 electrones de la plata.

35
Elementos Químicos

• No todos los átomos son iguales. Existen
  diferentes combinaciones de protones, neutrones y
  electrones que forman diferentes tipos de átomos,
  y a estos diferentes tipos de átomos se les
  llama, elementos químicos.

36
Tabla Periódica de los Elementos Químicos

• Para comprender y recordar todos los diferentes
  tipos de elementos, los científicos los
  organizaron en una tabla llamada, Tabla Periódica
  de los elementos. La imagen siguiente muestra
  esta tabla, la cual enumera a todos los elementos
  que han sido encontrados o creados hasta la fecha.

37
Tabla Periódica de los Elementos
38
Tabla Periódica de los Elementos Químicos

• Los elementos están distribuidos en filas
  (horizontales) denominadas Períodos y se enumeran
  del 1 al 7 con números arábigos. Los elementos de
  propiedades similares están reunidos en columnas
  (verticales), que se denominan Grupos o familias
  los cuales están identificados con números
  romanos y distinguidos como grupos A y grupos B.

39
Tabla Periódica

• Los elementos de los grupos A se conocen como
  elementos representativos y los de los grupos B
  como elementos de transición. Los elementos de
  transición interna o tierras raras se colocan
  aparte en la tabla periódica en dos grupos de 14
  elementos, llamadas series lantánida y actínida.

40
Tabla Periódica

• La tabla periódica permite clasificar a los
  elementos en Metales, No Metales y Gases Nobles.
  Una línea diagonal quebrada ubica al lado
  izquierdo a los metales y al lado derecho a los
  no metales. Aquellos elementos que se encuentran
  cerca de la diagonal presentan propiedades de
  metales y no metales reciben el nombre de
  Metaloides.
• Metales Son buenos conductores del calor y la
  electricidad, son maleables y dúctiles, tienen
  brillo característico.
• No Metales Pobres conductores del calor y la
  electricidad, no poseen brillo, no son maleables
  ni dúctiles y son frágiles en estado sólido.
• Metaloides poseen propiedades intermedias entre
  Metales y No Metales.

41
Localización de los Elementos Químicos

• Las coordenadas de un elemento en la tabla se
  obtienen por su distribución electrónica el
  último nivel de energía localiza el Periodo y los
  electrones de valencia el Grupo.

42
Localización de los Elementos Químicos
43
Elementos Representativos

• Están repartidos en ocho grupos y se caracterizan
  porque su distribución electrónica termina en s-p
  o p-s. El número del grupo resulta de sumar los
  electrones que hay en los subniveles s ó s y p
  del último nivel.
• EJEMPLO localice en la tabla periódica el
  elemento con Z 35 

44
Elementos Representativos

• EJEMPLO localice en la tabla periódica el
  elemento con Z 35
• La distribución electrónica correspondiente es
• 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p5
• El último nivel de energía es el 4, por lo tanto
  el elemento debe estar localizado en el cuarto
  Periodo. El Grupo se determina por la suma 257,
  correspondiente al número de electrones ubicados
  en el último nivel 4 (s p), lo cual indica que
  el elemento se encuentra en el Grupo VII A (A por
  que no tiene e- en orbitales d)

45
Elementos Representativos

• Algunos grupos representativos reciben los
  siguientes nombres

46
Elementos de Transición

• Están repartidos en 10 grupos y son los elementos
  cuya distribución electrónica ordenada termina en
  d-s. El subnivel d pertenece al penúltimo nivel
  de energía y el subnivel s al último. El grupo
  está determinado por la suma de los electrones de
  los últimos subniveles d y s.
• Si la suma es 3,4,5,6 ó 7 el grupo es IIIB, IVB,
  VB, VIB, VIIB respectivamente. Si la suma es 8, 9
  ó 10 el grupo es VIIIB primera, segunda o tercera
  columna respectivamente. Y si la suma es 11 ó 12
  el grupo es IB y IIB respectivamente.
• EJEMPLO localice en la tabla periódica el
  elemento con Z 47

47
Elementos de Transición

• EJEMPLO localice en la tabla periódica el
  elemento con Z 47 
• La distribución electrónica correspondiente es
• 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d9
• El último nivel de energía es el 5, por lo tanto
  el elemento debe estar localizado en el quinto
  Período. El grupo se determina por la suma
  9211, lo cual indica que el elemento se
  encuentra en el grupo I B. (B por que tiene e- en
  orbitales d)

48
Elementos de Tierras Raras

• Están repartidos en 14 grupos y su configuración
  electrónica ordenada termina en f-s. Es de notar
  que la serie lantánida pertenece al periodo 6 y
  la actínida al periodo 7 de la tabla periódica.

49
Localización de los Elementos en la Tabla
50
Comportamiento de las Propiedades en la Tabla
Periódica de los Elementos Químicos

• Radio atómico   Es una medida del tamaño del
  átomo. Es la mitad de la distancia existente
  entre los centros de dos átomos que están en
  contacto. Aumenta con el periodo (arriba hacia
  abajo) y disminuye con el grupo (de derecha a
  izquierda). 
• El radio atómico dependerá de la distancia al
  núcleo de los electrones de la capa de valencia

51
continuación

• Energía de Ionización (EI) Es la energía
  requerida para remover un electrón de un átomo
  neutro. Aumenta con el grupo y diminuye con el
  período.
• Electronegatividad (E) Es la intensidad o fuerza
  con que un átomo atrae los electrones que
  participan en un enlace químico. Aumenta de
  izquierda a derecha y de abajo hacia arriba. 
• Afinidad Electrónica (AE) Es la energía liberada
  cuando un átomo neutro captura un electrón para
  formar un ión negativo. Aumenta de izquierda a
  derecha y de abajo hacia arriba.

52
Variación de las Propiedades Periódicas
53
Materia

• La materia es todo aquello que nos rodea, ocupa
  un lugar en el espacio, nuestros sentidos la
  perciben y tiene masa,

54
(No Transcript)
55
Propiedades de la Materia

• Todo lo que nos rodea y que sabemos como es se le
  llama materia. Aquello que existe pero no sabemos
  como es se le llama no-materia o antimateria.
• Al observar la materia nos damos cuenta que
  existen muchas clases de ella porque la materia
  tiene propiedades generales y propiedades
  particulares.
• Propiedades Generales
• Las propiedades generales son aquellas que
  presentan características iguales para todo tipo
  de materia. Dentro de las propiedades generales
  tenemos

56
Propiedades Generales

• Masa Es la cantidad de materia que posee un
  cuerpo. 
• Peso Es la fuerza de atracción llamada gravedad
  que ejerce la tierra sobre la materia para
  llevarla hacia su centro.
• Extensión Es la propiedad que tienen los
  cuerpos de ocupar un lugar determinado en el
  espacio.
• Impenetrabilidad Es la propiedad que dice que
  dos cuerpos no ocupan al mismo tiempo el mismo
  espacio.
• Inercia Es la propiedad que indica que todo
  cuerpo va a permanecer en estado de reposo o
  movimiento mientras no exista una fuerza externa
  que cambie dicho estado de reposo o movimiento.

57
Propiedades Generales

• Porosidad Es la propiedad que dice que como la
  materia esta constituida por moléculas, entre
  ellas hay un espacio que se llama poro.
• Elasticidad Es la propiedad que indica que
  cuando a un cuerpo se le aplica una fuerza este
  se deforma y que al dejar de aplicar dicha fuerza
  el cuerpo recupera su forma original lógicamente
  sin pasar él limite de elasticidad. "limite de
  influenza
• Divisibilidad Esta propiedad demuestra que toda
  la materia se puede dividir.

58
Propiedades Específicas

• Todas las sustancias al formarse como materia
  presentan unas propiedades que las distinguen de
  otras y esas propiedades reciben el nombre de
  especificas dichas propiedades son el color,
  olor, sabor, estado de agregación, densidad,
  punto de ebullición, solubilidad, etc.
• El color, olor y sabor demuestra que toda la
  materia tiene diferentes colores, sabores u
  olores.
• El estado de agregación indica que la materia se
  puede presentar en estado sólido, liquido o
  gaseoso.
• La densidad es la que indica que las sustancias
  tienen diferentes pesos y que por eso no se
  pueden unir fácilmente .

59
Clasificación de la Materia
60
Clasificación de la Materia
61
Clasificación de la Materia
62
Cambios de la Materia
63
Cambios de la Materia
64
Cambios de Estado
o DEPOSICIÓN
65
Características de los Diferentes Estados de la
Materia
66
Representación de los Compuestos Símbolos
Químicos

• Cada elemento tiene su propio símbolo. Por
  ejemplo, en el recuadro superior izquierdo de la
  tabla, aparece la letra H. La H es el símbolo
  de un elemento llamado Hidrógeno.

?
67
Elementos Químicos

• Sólo los primeros 92 elementos de la Tabla
  Periódica se encuentran de manera natural, pues
  los demás elementos son hechos sintéticamente.
• Estos elementos son los ingredientes usados para
  todo lo que encontramos sobre el planeta Tierra.

68
Elementos y Compuestos

• Los elementos no pueden ser divididos en
  sustancias más pequeñas. Por ejemplo, el agua
  (H2O) no es un elemento pues puede ser dividida
  en hidrogeno (H) y oxígeno (O).
• Las sustancias que están formadas por dos o más
  elementos se llaman Compuestos. Por ejemplo, el
  agua es un compuesto.

69
Qué es una Molécula?

• Todo lo que hay a nuestro alrededor está formado
  por grupos de átomos unidos que forman conjuntos
  llamados moléculas.
• Los átomos que se encuentra en una molécula se
  mantienen unidos debido a que comparten o
  intercambian electrones.
• Las moléculas están hechas de átomos de uno o más
  elementos. Algunas moléculas están hechas de un
  sólo tipo de átomo. Por ejemplo, dos átomos de
  oxígeno se unen para formar una molécula de O2,
  la parte del aire que necesitamos para respirar y
  vivir. Otras moléculas son muy grandes y
  complejas, por ejemplo, las moléculas de
  proteínas contienen cientos de átomos.

Metano (CH4)
70
Qué es una molécula?

• Aún las moléculas muy grandes son tan pequeñas
  que no seríamos capaces de ver a una molécula de
  una sustancia. Pero cuando cientos de moléculas
  se encuentran juntas, podrían estar en forma de
  un vaso de agua, el árbol de un bosque, la
  pantalla de la computadora dependiendo del tipo
  de moléculas que sean.
• Aún cuando una pelota de fútbol esté inmóvil, las
  moléculas en ella se están moviendo
  constantemente. Quizás sean muy pequeñas para
  poder verlas, pero las moléculas están en
  constante movimiento, y se moverán más
  rápidamente a medida que la temperatura aumenta

Representación de moléculas de agua
71
Movimiento de las moléculas

• Las moléculas están en movimiento constante y
  tienden a moverse de regiones donde están en alta
  concentración a regiones donde están menos
  concentradas. Este movimiento se llama difusión.
• La difusión puede ocurrir en gases, líquidos o a
  través de sólidos.
• Un ejemplo de la difusión en gases ocurre cuando
  se abre una botella de perfume en una habitación.
  En pocos minutos gente que está cada vez más
  alejada de la fuente, puede oler el perfume.

72
Fórmula Química

• Es la representación de un compuesto e indica la
  clase y la cantidad de átomos que forman una
  molécula.
• Está constituido por el símbolo de cada elemento
  presente en la sustancia, seguido por un
  subíndice que índica el número relativo de
  átomos.
• Ejemplo  Fe2O3 Óxido de Hierro (III)

73
Fórmula Empírica o Mínima

• Informa sobre el tipo de átomos que forman la
  molécula y la relación mínima en la cual estos se
  combinan.
• EJEMPLO 
• La fórmula mínima del etano (C2H6) es CH3

74
Fórmula Molecular

• Expresa la composición real de un compuesto,
  indicando el número de átomos de cada especie que
  forma la molécula. La fórmula molecular es un
  múltiplo de la empírica.
• Ejemplo  Benceno

75
Fórmula Estructural

• Muestra el ordenamiento geométrico o posición que
  ocupa cada átomo dentro de la molécula. 
• Ejemplo  Benceno (C6H6)

76
Fórmula de Lewis o Electrónica

• Representa la molécula incluyendo todos los
  electrones de valencia de los átomos
  constituyentes, estén o no comprometidos en
  enlaces.
• Ejemplo 
• Amoníaco (NH3)
• X electrones de los Hidrógenos
• O electrones del Nitrógeno

77
Peso Atómico (PA)

• El peso atómico de un elemento es el peso en
  gramos de un MOL de átomos.
• Qué es un mol?
• La palabra mol, como las palabras docena,
  veintena, etc., indica un número fijo de cosas.
  Corresponde a
• 6.022 x 1023 unidades químicas
• Un mol de mercurio son 200.6 gr. porque 6.02 x
  1023 átomos de mercurio pesan 200.6 gr.

78
Peso Atómico

• El peso atómico es calculado como la suma del
  peso de los Protones, los Neutrones y los
  Electrones aunque como estos últimos son tan
  livianos, su peso no se considera en la suma
  total.
• Peso Atómico (PA) Protones Neutrones
• Número Atómico (Z) número de Protones
• 
  Símbolo atómico
• 
  del Carbono

79
Unidad de Masa Atómica (u.m.a.)

• La unidad de masa atómica uma es una unidad de
  peso y se define exactamente como 1/2 de la masa
  del átomo de 12C.
• Su tamaño extremadamente pequeño es cómodo para
  la descripción del peso de los átomos. Por
  ejemplo, el peso real de un átomo de hidrogeno es
  1.67 x 10-24 g o de 1.008 uma.
• Como todos los pesos atómicos se basan en el
  mismo patrón, todos ellos pueden utilizarse para
  comparar los pesos de dos átomos cualesquiera.
  Así, el peso atómico del Azufre, 32.06 uma,
  indica que

80
Unidad de Masa Atómica, u.m.a

• El cobre tiene un peso atómico de 63.54 uma. Por
  consiguiente,
• en consecuencia

81
Número Atómico (NA o Z)

• Observe como cada uno de los elementos de la
  tabla tienen su propio número. Este número se
  llama Número Atómico, y dice cuántos Protones
  existen en el núcleo del átomo de un elemento.
  Por ejemplo, cada átomo de Hidrógeno tiene un
  Protón, de manera que existe un número uno en el
  recuadro del Hidrógeno.

82
Peso Molecular (PM o Masa Molar MM)

• Peso molecular del agua (H2O)
• (2 x Peso Atómico de H) (Peso Atómico del O)
• (2 x 1.01) g
  (16.00) g 18.02 g

83
Relación entre Mol, Peso Molecular y Número de
Partículas
84
Moléculas e Iones

• El cambio en el número de electrones de los
  átomos es fundamental en la química.
• Si a un átomo neutro se le agrega o remueve
  electrones, se forma una partícula con carga
  eléctrica llamada ión. Los iones, al encontrase
  disueltos en agua, hacen que ésta conduzca la
  corriente eléctrica.
• Hay dos tipos de iones  
• Catión ión con carga positiva
• Anión ión con carga negativa

85
Moléculas e Iones

• Por ejemplo, un átomo neutro de Sodio tiene una
  carga nuclear de 11 y contiene 11 electrones. Se
  extraemos un electrón formamos un catión
•  
•  
• Este proceso puede representarse de forma
  resumida como
•  

86
Moléculas e Iones

• Un átomo neutro de Cloro tiene una carga nuclear
  de 17 y contiene 17 electrones. Si agregamos un
  electrón formamos un anión.