1. Capitulo 2
Átomos, moléculas e iones

2. Teoría atómica de la materia
 Demócrito (460-370 AC): partículas
diminutas llamadas átomos
 Platón y Aristóteles: desvanecieron la teoría
atómica
 Europa sXVII : surgió de nuevo el concepto
de la existencia del átomo
 John Dalton (1803-1807): teoría atómica
química

3. Postulados de la teoría atómica
1. Cada elemento se compone de partículas
extremadamente pequeñas: átomos
2. Todos los átomos de un elemento son idénticos, los
átomos de elementos distintos son diferentes y
tienen propiedades distintas
3. Los átomos de un elemento no se transforman en
átomos diferentes durante la rxs químicas
4. Cuando se combinan elementos diferentes, se
forman compuestos, siempre tienen el mismo
número relativo de la misma clase de átomos

4. La teoría atómica de Dalton
 Átomos son las partículas más pequeñas que
conservan la identidad química de cada
elemento: bloques de construcción
 Elementos: un solo tipo de átomos
 Compuestos 2 o más tipos de elementos

5. La teoría atómica de Dalton
 Ley de la composición constante: postulado 4
 Ley de la conservación de la masa: postulado 3
 Ley de las proporciones múltiples: si A y B se
combinan para formar más de un compuestos, la
masa de B que se puede combinar con la masa de A
está en proporciones de números enteros pequeños

6. Descubrimiento de la estructura atómica
 Átomo: estructura compleja
 Compuesto de partículas subatómicas
 Partículas carga positiva
 Partículas carga negativa
 Partículas carga neutra
Partículas con la misma carga se repelen,
mientras que partículas con carga distinta se
atraen

7. Tubo de rayos catódicos: descubrimiento
del electrón

8. Tubo de rayos catódicos Thomson:
descubrimiento del electrón

9. Tubo de rayos catódicos Thomson:
descubrimiento del electrón
 Relación carga masa del electrón
 1.76 x 108
coulombs/g
 Coulombs: unidad SI para carga eléctrica

10. Experimento: gota de aceite de Millikan 1909
 Calculó la masa del electrón utilizando su
valor experimental para la carga del e-
 Carga e-: 1.6 x 10-19
C
 Relación carga/masa: 1.76 x 108
C/g
 Masa del e-: 9.10 x 10-28
g

11. Experimentos cruciales
 Henri Becquerel 1896: Radiactividad
 Ernest Rutherford: tres tipos de radiactividad
 Thomson XX: “pudín de pasas”
 Rutherford 1910: dispersión de partículas alfa
 Rutherford 1911: región pequeña y muy
densa llamada núcleo

12. Visión moderna de la estructura atómica
 Sólo tres partículas subatómicas afectan el
comportamiento químico
 Protón, electrón y neutrón
 Carga de protón: +1.6 x 10-19
C: +1
 Carga del electrón: -1.6 x 10-19
C:-1
 Neutrones: partículas neutras
 Átomos neutros: igual cantidad de electrones
y protones

13. uma: unidad de masa atómica
 1 uma: 1.66054 x 10-24
g
 Protón: 1.0073 uma
 Neutrón: 1.0087 uma
 Electrón: 5.486 x 10-4
uma

14. Tamaños atómicos
 Muy pequeños
 Diámetros: 1 x 10-10
m y 5 x 10-10
m
 Unidad de SI A: angstrom: 1 x 10-10
m
 Diámetros del núcleo ≈ 10-4
A
 Densidad núcleo grande: 1013
– 1014
g/cm3

15. Isótopos, números atómicos y números de masa
 Neutros: igual número de protones y
electrones
 Si difieren en el número de neutrones:
isótopos
 Número de protones: número atómico
 Número de masa: protones + neutrones
 Núclido: átomo de un isótopo

16. Pesos atómicos
 Escala de la masa atómica
 100g de agua: 11.1g H y 88.9g O
 Relación de masa de O a H: 88.9/11.1=8
 Arbitrariamente se asignó masa de 1 al H
 Masa H: 1.6735 x 10-24
g : 1.0078 uma
 Masa O: 2.6560 x 10-23
g : 15.9949 uma
 Masa atómica promedio: peso atómico

17. Tabla periódica de los elementos

18. Moléculas y compuestos moleculares
 Fórmula química : representa la forma molecular
 Molécula diatómica: dos átomos
 Compuestos moleculares: compuestos por no
metales
 Fórmula molecular: indica el # y tipo de átomos que
forman la molécula
 Fórmula empírica: número relativo de átomos que la
componen

19. Representación de moléculas
 Fórmula estructural: muestra la unión de
átomos entre si
 No muestra la geometría real de la molécula

20. Iones y compuestos ionicos
 El núcleo nunca cambia durante los procesos
químicos
 Los átomos pueden ganar o perder electrones
para formar iones
 Gana electrones: iones negativos: aniones
 Pierde electrones: iones positivos: cationes
En general los metales forman cationes y los no
metales forman aniones

21.  Compuestos iónicos: se forman por la unión
de cationes y aniones (metales + no metales)
 Iones monoatómicos
 Iones poliatómicos
 Compuestos moleculares: solo no metales

22. Nomenclatura
 Para nombrar los compuestos químicos
inorgánicos se siguen las normas de la
IUPAC (unión internacional de química pura
y aplicada).
 Se aceptan tres tipos de nomenclaturas
1. la nomenclatura sistemática
2. la nomenclatura de stock
3. la nomenclatura tradicional.

23. Nomenclatura
 VALENCIA: Es la capacidad que tiene un
átomo de un elemento para combinarse con
los átomos de otros elementos y formar
compuestos.
 La valencia es un número, positivo o
negativo, que nos indica el número de
electrones que gana, pierde o comparte un
átomo con otro átomo o átomos.

24. Compuestos inorgánicos
 LAS VALENCIAS DE LOS ELEMENTOS
SE INTERCAMBIAN ENTRE ELLOS Y SE
PONEN COMO SUBÍNDICES. (Si la
valencia es par se simplifica).
 Compuestos binarios
 Compuestos ternarios

25. Nomenclatura de compuestos binarios
 COMPUESTOS BINARIOS: están
formados por dos elementos diferentes.
Dependiendo de su composición estos se
clasifican en:
1. COMPUESTOS OXIGENADOS U ÓXIDOS
2. COMPUESTOS BINARIOS HIDROGENADOS
3. SALES BINARIAS

26. 1. COMPUESTOS OXIGENADOS U ÓXIDOS
1. COMPUESTOS OXIGENADOS U ÓXIDOS:
Los óxidos están formados por oxígeno
y otro elemento. Si el elemento es un
metal, se llaman óxidos metálicos, y
óxidos no metálicos si el otro elemento
es un no metal.

27. Óxidos metálicos, u óxidos básicos. (M + O2)
 Nomenclatura Tradicional: si el metal tiene más de
una valencia se agrega al nombre del metal la
terminación "oso" para la valencia menor o "ico"
para la valencia mayor
 Nomenclatura Stock: consiste en indicar la valencia
mediante un número romano

28. Óxidos no metálicos, u òxidos ácidos (NM + O2)
 Nomenclatura sistemática
 Para nombrar compuestos químicos según esta
nomenclatura se utilizan los prefijos:
 MONO,
 DI
 TRI
 TETRA
 PENTA
 HEXA, etc

29. 2. COMPUESTOS BINARIOS HIDROGENADOS.
 En este grupo se pueden distinguir dos
subgrupos:
 Los hidruros (H-1
): compuestos formados
por hidrógeno y un metal. Se les nombra con
la palabra genérica "hidruro" seguida del
nombre del metal: Forma MHX
Donde M es un metal y la X la valencia del
metal.

30. 2. COMPUESTOS BINARIOS HIDROGENADOS.
 Los hidrácidos: compuestos formados por
hidrógeno (H+1
) y un no-metal.
 EJEMPLOS:
HCl cloruro de hidrógeno ó ácido clorhídrico
HBr bromuro de hidrógeno ó ácido bromhídrico
H2S sulfuro de hidrógeno ó ácido sulfhídrico
NH3 nitruro de hidrógeno ó amoniaco
PH3 fosfuro de hidrógeno ó fosfamina

31. 3. Sales binarias
 compuestos binarios que contienen un metal y un
no-metal
 Se les denomina utilizando el nombre del no-metal
terminado en el sufijo "uro" y colocando a
continuación el nombre del metal
 Mediante un número romano se indica el estado de
oxidación del metal cuando éste presenta más de
una valencia.

32. COMPUESTOS TERNARIOS
 Se llaman compuestos ternarios a aquellos
que están formados por tres elementos
diferentes.
 hidróxidos.
 ácidos oxigenado u oxiácidos.
 sales derivadas de los ácidos oxigenados

33. HIDRÓXIDOS
 Formados por un metal y el grupo
monovalente OH-
(radical hidróxilo). Por lo
tanto, la formulación de los hidróxidos sigue
la misma pauta que la de los compuestos
binarios.
EJEMPLO: hidróxido de aluminio.
 se escribe el símbolo de Al y el grupo OH
encerrado entre paréntesis: Al(OH)
 se intercambian las valencias: Al1(OH)3
 se suprime el subindice 1: Al(OH)3

34. HIDROXIDOS
 La fórmula general de los hidróxidos es :
M(OH)n , donde "n" indica el número de
grupos OH unidos al metal.
 Para nombrar los hidróxidos se utiliza la
palabra "hidróxido" seguida del nombre del
metal, indicando con número romano la
valencia del metal, cuando es del caso.

35. ÁCIDOS OXIGENADOS U OXIÁCIDOS.
 Están constituidos por H, un no-metal y O.
Para escribir las fórmulas de los oxiácidos
 Resultan de la combinación de un ión
poliatómico y H+1
 Para dar el nombre a este tipo de compuestos
se utiliza la palabra ácido más el nombre del
ión poliatómico

36. ÁCIDOS OXIGENADOS U OXIÁCIDOS.
 En el caso del ión poliatómico la terminación:
 -ato cambia por –ico
 -ito cambia por –oso
Ejemplo:
 se intercambian valencias: H2(SO4)1
 Se suprime el subindice 1: H2SO4
 Nombre: ácido sulfúrico

37. SALES DE ÁCIDOS OXÁCIDOS.
 Se obtienen a partir de los ácidos oxácidos
sustituyendo los hidrógenos de éstos por un
metal.
 Dos tipos de sales de ácidos oxácidos
 las sales neutras
 las sales ácidas.

38. Sales neutras
 Se obtienen sustituyendo todos los
hidrógenos de un ácido oxácido por un metal.
 La valencia del metal se le pone como
subíndice al resto del ácido sin los
hidrógenos.
 La valencia del ion poliatómico se coloca
como subindice en el metal

39. Sales neutras
 Para dar el nombre
 Se nombra primero el ion poliatómico
seguido del nombre del metal
 Si el metal posee varias valencias, esta se
indica entre paréntesis y número romano

40. Sales ácidas
 Se obtienen sustituyendo PARTE DE LOS
HIDRÓGENOS de un ácido oxácido por un metal.
 El número de hidrógenos que se le quitan al ácido se
le pone como subíndice al metal y la valencia del
metal se le pone como subíndice al resto del ácido.
 Se nombran con la palabra hidrógeno precedida de
los prefijos di- (H2), tri- (H3) seguido del nombre de
la sal correspondiente.

41. Peróxidos
 Se caracterizan por llevar el grupo Peroxo
representado O2
2-
 Se nombra primero con la palabra peróxido y
el nombre del metal
 Siempre si el metal posee varias valencias,
esta se indica entre parétesis y con números
romanos

42. Otros
 CN-
: cianuros
 N3-
: nitruros