Introducción a la Química General

PRESENTACIÓN
Entre los objetivos de la presente compilación de Química General están
realizar y promover estudios de Química de una manera sencilla y
comprensiva, capaz de que el estudiante, se sienta satisfecho de aprender esta
asignatura, y que de alguna manera es un aporte y una contribución al
conocimiento de la Química en los estudiantes.
En este contexto se da un enfoque de está asignatura desde diferentes tópicos
como son: Una introducción de la Química, Cual es la estructura del Átomo,
la Tabla Periódica, Nomenclatura de los Compuestos, Enlaces Químicos,
Estequiometria de las soluciones y disoluciones, Equilibrio Iónico, Gases,
Líquidos y Sólidos. Con ello se pretende alcanzar los objetivos propuestos,
dentro del ámbito de las Ciencias Químicas.

UNIDAD I
INTRODUCCIÓN A LA QUÍMICA GENERAL
INTRODUCCIÓN A LA QUÍMICA
Química.- Es una ciencia que estudia la materia y los cambios por los cuales ella pasa.
Tiene relación con todas las ciencias y se divide en las siguientes ramas:
Química Orgánica.- Que estudia los compuestos del carbono.
Química Inorgánica.- Es el estudio de todos los elementos y compuestos diferentes a los
compuestos orgánicos.
Físico-Química.- Es el estudio de los aspectos teóricos de la estructura y cambios de la
materia, como por ejemplo por qué se forman los enlaces y por qué hay cambios de
energía.
Química Analítica.- Es el estudio de lo que esta presente (análisis cualitativo) y cuanto
esta presente (análisis cuantitativo).
Bioquímica.- Es el estudio de la química en los compuestos y elementos biológicamente
importantes.
RESEÑA HISTÓRICA DE LA QUÍMICA
Se resume de la siguiente manera:
a) Hombre prehistórico- usó metales e hizo ladrillos y trabajos de orfebrería.
b) 400 a. C.- comienzo de la química como ciencia; propuesta de la teoría de cuatro
elementos.
c) Primer siglo- combinación de las artes de los egipcios y griegos, escritura del primer
libro Egipto, también comienzos de la alquimia en China.
d) Siglo XII- la alquimia llegó a Europa, a través de España.
e) Siglos XVI y XVII- aplicación de la alquimia en medicina, empiezan los estudios de
los gases, empiezan los experimentos cuantitativos. Se escribe el primer libro de química
(1.597); Boyle estudia los gases y critica las ideas básicas de la alquimia en su libro The
Skeptical Chemist
f) Siglo XVIII- teoría del flogisto. Descubrimiento del oxígeno (1.774), trabajo
cuantitativo muy cuidadoso de Lavoisier generalmente descrito como el comienzo de la
química moderna.
g) Siglos XIX y XX- teoría atómica (Daltòn), ley periódica y teorías de la estructura del
átomo que conducen a las teorías modernas sobre la naturaleza de la materia; actualmente
se están llevando a cabo desarrollos y aplicaciones de estas teorías.
MEDIDAS DE LA MATERIA
Materia.- Se define como aquello que tiene masa y ocupa un lugar en el espacio; las
medidas de la materia son peso y masa.
Masa.- Es la cantidad de materia en una muestra en particular de ella. La masa de un
cuerpo es constante y no cambia, no importa el sitio en que se mida.
Peso.- El peso de un cuerpo sin embargo es la fuerza gravitacional de atracción entre la
masa del cuerpo y la masa del planeta en el cual este es pesado.
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ESTADOS CLÁSICOS DE LA MATERIA
La materia se presenta en tres estados clásicos que son: sólido, líquido y gaseoso.
Sólido.- Se caracteriza por la retención y el volumen sin importar la forma del recipiente
que lo contenga.
Líquido.- Se caracteriza por la retención del volumen cuando una muestra se transfiere de
un recipiente a otro, pero la forma se ajusta o adopta de acuerdo al recipiente que lo
contenga.
Gaseoso.- Se caracteriza por ausencia tanto de forma como de volumen puesto que la
muestra adopta la forma y el volumen de cualquier recipiente o sistema al cual esta
confinado.
Actualmente existe otro estado de la materia como es el estado de plasma.
Plasma o Iónico.- En términos generales se denomina plasma a la ionizaciòn de un gas,
cuando por algunos factores un gas a sido ionizado, éste presenta un grupo de partículas
cargadas eléctricamente ya sean positivas o negativas llamados iones, por ejemplo un
generador de plasma artificial representa un tubo fluorescente. EL 99% de materia
confinada en el universo se encuentra en estado de plasma.
ESTADOS INTERMEDIOS DE LA MATERIA
Estado Pastoso.- Es el estado intermedio entre el estado sólido y el líquido con mayor
tendencia el estado sólido, ejemplo: grasa, manteca etc.
Estado Viscoso.- Es el estado intermedio entre el estado sólido y el estado líquido con
mayor tendencia del estado líquido, ejemplo: un jarabe, la miel de abeja etc.
Estado Vesicular.- Es el estado intermedio entre el estado líquido y el estado gaseoso con
mayor tendencia del estado gaseoso, ejemplo: Vapor de agua, neblina etc.
Estado coloidal.- Es aquel estado propio de la materia viviente, específicamente el
protoplasma celular, y es aquella forma en la cual hay agrupaciones separadas de cierto
número de células cada uno, en la cual no llegan a cohesionarse todas las moléculas para
dar sólido, ni todas están libres para dar líquido, ejemplo: gelatina, clara de huevo etc.
Estado Radiante.- Es aquel estado en el cual los gases cuando son sometidos a
elevadísimas temperaturas pueden emitir luz y calor simultáneamente, ejemplo: la
producción de energía solar.
CAMBIOS DE ESTADO DE LA MATERIA
Cambios de estado.- Un cambio de estado se produce cuando por efecto de cambio o
variación de presión y temperatura un estado puede convertirse en otro, esta conversión se
denomina como cambio de estados de la materia que está representado de la siguiente
forma.
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Fusión.- Es el paso de sólido a líquido por el aumento de temperatura, ejemplo: la
fundición de los metales.
Solidificación.- Es el paso del estado líquido a sólido por la disminución de temperatura,
ejemplo: el agua sometida a la acción de la nevera.
Evaporación.- Es el cambio de estado de líquido a gaseoso por aumento de la
temperatura, ejemplo: el agua sometida a la acción del calor.
Condensación.- Es el paso del estado gaseoso al líquido por disminución de la temperatura
o el aumento de presión, ejemplo: el vapor de agua hacerlo chocar sobre una lámina de
vidrio.
Sublimación.- Es el cambio directo del esto sólido a gas sin pasar por el estado líquido o
viceversa por aumento de temperatura, ejemplo: yodo metálico, desodorantes ambientales,
naftalina etc.
FACTORES QUE DETERMINAN LOS CAMBIOS DE ESTADO
- Elevación y disminución de la temperatura y presión.
- La tensión de vapor de un cuerpo.
- El estado de cohesión molecular.
- La composición química de la sustancia.
PROPIEDADES DE LA MATERIA
Las propiedades de la materia se aglutinan en las siguientes categorías que son:
Propiedades Generales.- Sirven para describir el aspecto superficial de la materia como:
forma, tamaño, volumen, peso, ductibilidad (hilos finos), maleabilidad (laminas), etc.
Propiedades Físicas.- Sirven para caracterizar el aspecto físico de la materia como:
densidad, viscosidad, punto de fusión, punto de ebullición, solubilidad, índice de
refracción, conductividad térmica, conductividad eléctrica, etc.
Propiedades químicas.- Sirven para caracterizar la identidad básica de la materia como:
congruencia, sulfuraciòn, nitración, hidrólisis, oxidación, etc.
Establecemos una relación directa entre las denominadas propiedades físicas y químicas de
la siguiente forma:
Materia Cambio físico Materia alterada en el aspecto físico
Caracterizada por una
Propiedad física
Ejemplo:
H2O (líquido) H2O (vapor)
Materia Cambio químico Materia alterada la
Caracterizada por una identidad química
Propiedad química
Ejemplo:
Fe (S) lámina + O2 (aire) FeO(S) oxidación
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CLASIFICACIÓN DE LA MATERIA
Se agrupan en las siguientes categorías:
Elemento químico.- Se refiere a cada uno de los elementos de la tabla periódica de los
cuales se encuentran formados principalmente por átomos de la misma clase que en la
practica no pueden ser reducidos a materia mas simple por cambios físicos o químicos solo
se reducen por cambios radioactivos, ejemplo: Li, Na, K , Ca, etc.
Compuesto químico.- Se entiende como una sustancia formada por dos o más elementos
químicos, que tienen la propiedad la mantener la composición constante cuando han sido
sometidos parcialmente a un cambio de estado.
Ejemplo:
H2O (líquida) H2O (vapor)
18 gr. Elevación de temperatura 18 gr.
Solución.- Son sustancias de composición variable cuando han sido sometidas a un cambio
de estado.
Ejemplo:
H2O (líquida) H2O (vapor) composición constante al
Inicio y al final
Fase.- Se entiende a la región o regiones de una muestra caracterizada por el mismo
conjunto de propiedades, como volumen, densidad, viscosidad del elemento etc.
Ejemplo:
Líquido - Hielo H2O
Estas fases físicamente representan el límite entre dos estados con las mismas propiedades
que no cambian.
Mezcla Homogénea.- Son combinaciones de elementos químicos que a pesar de tener
composición y propiedades constantes no son consideradas sustancias puras.
Ejemplo: La mezcla de agua con etanol son misibles.
Etanol
Agua
Físicamente representan una capa
Mezcla Heterogénea.- Son combinaciones donde sus componentes están segregados en
zonas físicamente discernibles (no se juntan), resultando que sus componentes y
propiedades no son constantes.
Ejemplo: El agua y el Petróleo no son misibles.
Agua
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Físicamente hay
dos capas.

Petróleo
MATERIA Y ENERGÍA
Energía.- Es un concepto físico que describe la capacidad de realizar trabajo. Los
términos materia y energía guardan una interna relación entre si, ya que todo cambio físico
y químico de la naturaleza involucra un proceso simultaneo de transferencia de materia y
energía, en este contexto tenemos.
Principio de conservación de la masa.- Ya en el año de 1.794 el químico Lavosier,
describió la ley de conservación de la masa, que afirma que “Un sistema sometido a un
cambio químico permanece constante la masa total de las sustancias involucradas “. Es
decir en un sistema reaccionante el peso de los productos es igual al peso de los reactivos
así tenemos:
Sea la siguiente reacción química.
aA + bB cC + dD
Peso reactivo cambio químico peso producto de la reacción
Donde:
AB= Reactivos
CD= Productos
A, b, c, d= Cantidades relativas (coeficiente Estequiomètrico)
Peso reactivo + Peso del producto de la reacción = masa total = constante
Principio de conservación de la energía.- Esta dado por la primera ley de la
termodinámica y afirma que el contenido “energético del universo es constante, es decir
experimentalmente es factible la conversión de una forma de energía en otra, antes que
crear o destruir energía”.
La energía independientemente de su forma se define como el producto de un factor de
intensidad y otro de capacidad, así tenemos:
Factor de intensidad Factor de capacidad Forma de energía
½ m V ½ m.v2
mg. H m.g.h. (Energìa potencial)
Fuerza Distancia Energía Mecánica (F * D)
Presión Volumen Volumen Energía expansión (P * V)
Generalmente los cambios de energía se manifiesta como cambios de calor en este
contexto se tiene las siguientes reacciones genéricas.
aA + bB + Q absorbido cC + dD Cambio químico de tipo
Cambio químico endotérmico
aA + bB cC + dD + Q liberado Cambio químico de
Cambio químico tipo exotérmico
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Calor.- Es una forma de energía que fluye cuando en un sistema o parte de un sistema se
produce una diferencia de temperatura. Los cálculos matemáticos en relación de la energía
se denominan balance de energía en un sistema real o experimental se tiene:
Calor sensible.- Representa la cantidad de calor o energía requerida para que un sistema
pase de un estado inicial a otro final sin que involucre un cambio de fase así tenemos:
Qs = m.Cp.∆T
Donde:
m = masa del sistema
Cp= capacidad calórico
∆T= es el perfil de temperatura (Tf-Ti)
Calor latente.- Es la capacidad de calor o energía requerida para que un sistema
experimente un cambio de fase: (S-L; L-G; S-G; etc).
Ql= m.λ.F
Donde:
m= masa del sistema
λF= es el calor de cambio de fase conocido como Entalpía
Capacidad calórica (Cp).- Representa la cantidad de calor requerida por una sustancia
para elevar un grado centígrado su temperatura medida a presión constante así:
Caloría (Cal).- Calor necesario para elevar la temperatura de un grado centígrado de un
gramo se sustancia.
Calor específico.- Cuando el un grado centígrado representa elevar la temperatura de 14,5
grados centígrados y un gramo se sustancia es igual a un gramo de H2O.
Ejercicios de Aplicación:
1. ¿Cuantas calorías serán necesarias para elevar la temperatura de 45,0 gr. De
cloruro de sodio desde 25,0 grados centígrados a 85,0 grados centígrados?
2. Si 8,5 gr de un metal a una temperatura inicial de 82,0 grados centígrados, se
colocan en 4,5 gr de agua a 20 grados centígrados la temperatura final del metal es
de 22, 0 grados centígrados. ¿calcular el valor específico del metal en Cal/gro
C ?
INCERTIDUMBRE EN LA MEDICIÓN
En el trabajo científico reconocemos dos clases de números: números exactos (cuyos
valores se conocen exactamente) y números inexactos (cuyos valores tienen alguna
incertidumbre). Los números exactos son aquellos que tienen valores definidos o enteros
que resultan de su conteo, ejemplo, en una yarda hay exactamente 3 pies, en un kilogramo
hay exactamente 1000 gramos, en una docena de huevos hay exactamente doce huevos, el
número 1 en cualquier factor de conversión entre unidades, como en 1 m= 1.0936 yd,
también es un número exacto.
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Los números obtenidos por medición son inexactos, porque siempre hay errores en el
equipo utilizado para medir cantidades (errores en el equipo), y hay diferencias en la forma
en que diferentes personas hacen las mediciones (errores humanos). Suponga que diez
estudiantes con diez balanzas diferentes reciban la misma moneda para pesarlas. Las diez
mediciones variarán ligeramente. Las balanzas pueden estar calibradas en forma
ligeramente distinta y puede haber diferencias en cómo toma cada estudiante la lectura de
la masa en la balanza. Recuerde: Siempre hay incertidumbre en las cantidades
medidas.
Precisión y exactitud
Dos términos empleados comúnmente para explicar la incertidumbre en los valores
medidos son la precisión y la exactitud. Precisión es una medida de qué tan cerca
concuerda una medición con cada una de las otras. Exactitud se refiere a qué tan cerca
concuerdan las mediciones individuales con el valor correcto o sea el “verdadero”. En
general, cuanto más precisa sea una medición, más exacta será. Tenemos confianza en la
exactitud de una medición si obtenemos casi el mismo valor en varios experimentos
diferentes. Así, en el laboratorio, usted realizará varios “ensayos” diferentes del mismo
experimento. Sin embargo, es posible que un valor preciso sea inexacto. Si una balanza
muy sensible está mal calibrada, por ejemplo, las masas medidas en ellas serán precisas,
pero inexactas.
Cifras Significativas
Supongamos que usted pesa una moneda en una balanza capaz de medir hasta 0.0001 gr.
Usted puede informar que la masa es 2.2405 +/- 0.0001 gr. La notación +/- (se lee “más o
menos 0.0001”) es una forma útil de expresar la incertidumbre de una medición. En gran
parte del trabajo científico quitamos la notación +/- comprendiendo que hay incertidumbre
de al menos una unidad en el último dígito de una cantidad medida. Esto es, las cantidades
medidas se informan por lo general en forma tal que sólo un dígito sea el incierto. Todos
los dígitos, incluyendo el incierto, se denominan cifras significativas que indican la
precisión de una medición.
Reglas para determinar el número de cifras significativas en una cantidad medida:
1. Todos los dígitos que no sean cero son significativos: 457 cm (tres cifras Significativas);
0.25 gr (dos cifras significativas).
2. Los ceros entre dígitos diferentes de cero son significativos: 1005 Kg (cuatro cifras
significativas); 1.03cm (tres cifras significativas).
3. Los ceros a la izquierda del primer dígito diferente de cero en un número, no son
significativas; solamente indican la posición del punto decimal: 0.02 (una cifra
significativa); 0.0026 cm (dos cifras significativas).
4. Los ceros que están al final de un número como a la derecha del punto decimal, son
significativos: 0.0200 gr (tres cifras significativas); 3.0 cm (dos cifras significativas)
5. Cuando un número termina en ceros y no están a la derecha de un punto decimal, los
ceros no son necesariamente significativos: 130 cm (dos o tres cifras significativas);
10.300 gr (tres, cuatro o cinco cifras significativas).
1. ¿Cuál es la diferencia entre 4.0 gr y 4.00 gr?
8

2. Una balanza tiene una precisión de +/- 0.001 gr. Una muestra que pesa alrededor de 25
gr se pesa en la balanza. ¿Cuántas cifras significativas se deberán informar para esta
medición?
3. ¿Cuántas cifras significativas hay en cada uno de los números siguientes (suponga que
cada número es una magnitud medida): a) 4.003; b) 6.023 X 1023
; c) 500?
ESCALAS DE TEMPERATURA
Temperatura.- Es la medida de un nivel térmico, conversión intensidad de calor
correspondiente a un sistema cualquiera, teóricamente un sistema se encuentra a la misma
temperatura cuando en dos puntos del mismo no existe transferencia de calor.
Hay tres escalas de temperatura que se usan comúnmente y son:
Escala Fahrenheit (o
F); escala Celsius (o
C); y la escala Kelvin (K), la cual se lo conoce
como escala absoluta. En el sistema internacional no se usa el signo para grado y por lo
tanto la unidad de temperatura es simplemente la K en el caso de 273 K. En la escala
Fahrenheit el punto de congelación es de 32 o
y el punto de ebullición es de 2120
. En la
escala Celsius estos puntos corresponden a Oo
y 100o
C respectivamente como se demuestra
en las siguientes comparaciones.
Escala Fahrenheit (0
F) 212 (0
C) 100 Escala Celsius
Punto de ebullición
Del H2O a 1 Atm.
De presión.
32 0
-40 -40
Si se toma encuenta la relación desde el punto de congelación del agua al punto de
ebullición del agua en la escala Fahrenheit hay una diferencia de 180 0
C, por tanto 180
divisiones en la escala Fahrenheit corresponden a 100 divisiones en la escala Celsius
entonces tenemos las siguientes relaciones:
180 0
F/1000
C = 90
F/50
C 1000
C/1800
F = 50
C/90
F
Esta relación es la misma en cualquiera de otros dos puntos así tenemos lo siguiente:
-400
F a 320
F y -400
C a 00
C la relación es 72/40 = 9/5 y viceversa.
Para convertir una temperatura dada a partir de grados Celsius grados Fahrenheit o
viceversa se utiliza la relación anterior comenzando desde un punto común como en el
punto de congelación de agua 00
C y –400
C y se tiene las siguientes ecuaciones:
0
F = 9/5 ( 0
C + 40 ) –40 0
F = 9/5 0
C + 32 0
F = 1,8 0
C + 32
9

0
C = 5/9 ( 0
F + 40 ) -40 0
C = 5/9 ( 0
F - 32 ) 0
C = 0
F - 32/ 1,8
En la escala Kelvin, tiene como referencia un límite teórico mínimo de cero. Este límite
inferior llamado muy a menudo corresponde al cero absoluto a –273 0
C.
Comparación de las escalas de temperatura Celsius y Kelvin se demuestran en el siguiente
gráfico:
0C K
0 273
---------------------------------------
----------------------------------------
-273 0
En la escala Celsius y Kelvin el tamaño de los grados es el mismo. Solamente el punto es
diferente así tenemos que para convertir 0
C a K solamente agregamos 273. Y se obtiene lo
siguiente:
K = 0
C + 273 y 0
C = K - 273
1. Convertir 35 grados centígrados en grados Fahrenheit.
2. Convertir 67 grados Fahrenheit a grados centígrados.
3. Convertir 187 grados Kelvin a grados centígrados.
DENSIDAD Y PESO ESPECÍFICO
Densidad.- La densidad de una sustancia se define como la unidad de sustancia que
ocupa la unidad de volumen, donde la densidad se le identifica como ro (ρ) entonces
tenemos lo siguiente:
ρ = m/v
Si comparamos volúmenes iguales de varias sustancias algunas serán más pesadas que
otras. Por ejemplo, un ladrillo de plomo pesa más que un trozo de madera del mismo
tamaño.
En el sistema métrico la densidad de los sólidos y de los líquidos se mide generalmente
en g/l; g/ml; g/Cm3
, si la densidad se expresa en unidades del SI se expresa en
Kg/Cm3
.
10

Es importante incluir las unidades cuando se expresan densidades. Por ejemplo, la
densidad del H2O es de 1,00g/ml o puede expresarse también como 62,4 lb/pie3
o a su
vez 8,3 lb/galòn.
Hay que tomar encuenta que la densidad varía de acuerdo a la temperatura, teniendo
encuenta que la sustancia se expande cuando se calienta, y por lo tanto la densidad
disminuye al aumentar la temperatura. Por lo general para la mayoría de sustancias la
densidad se expresa a 200
C. Considerando como temperatura una densidad exacta de
1,00 g/ml.
Peso específico (Gravedad Especifica).- El peso específico de una sustancia da la
densidad relativa de una sustancia comparada con un estándar. En general para los
líquidos se toma el agua a 4 0
C como estándar y por lo tanto el peso específico expresa
la densidad de una sustancia comparada con el agua. El peso específico se lo
determina con la letra Ro, donde el peso específico es igual a la densidad de la
sustancia sobré la densidad del agua a 4 0
C. Así tenemos lo siguiente:
ΡE = Densidad de la sustancia
Densidad del Agua a 4 0
C
Peso específico de algunas sustancias
Sustancia Peso específico
Agua--------------------------------------- 1,00
Éter---------------------------------------- 0,708
Benceno----------------------------------- 0,880
Àcido Acético-----------------------------1,05
Cloroformo--------------------------------1,49
Tetracloruro de Carbono---------------- 1,60
Àcido Sulfúrico Contr.------------------ 1,83
Bromo------------------------------------- 3,12
El peso específico no tiene unidades.
1. Calcular la densidad en g/ml de un trozo de metal que tiene una masa de 12gr. y
ocupa un volumen de 1,6 ml.
2. Un cubo de plomo mide 3 Cm por cada lado y tiene una masa de 30gr. calcular la
densidad en gr. /Cm3
.
3. Transformar la densidad de un líquido que es de 2,5gr/Cm3
a lb/ft3
.
4. Calcule la masa en gramos de un volumen de 470 ml. De Benceno.
5. Calcule la Densidad en gr/Cm3
de una sustancia con una masa de 425Kg. Y que
ocupa un volumen de 23 m3
.
6. Si 2X10 m/g de una sustancia ocupa un volumen de 15 ml. Calcular la gravedad
específica de la sustancia.
11

UNIDAD II
ESTRUCTURA ATÓMICA
ÁTOMOS, MOLÉCULAS E IONES
EL ÁTOMO.- Es la partícula más simple de un elemento químico que conserva las
propiedades de el, por lo general un átomo esta formado por una serie de partículas
fundamentales como son: Electrones, Protones, Neutrones. Que en su conjunto tienen
cargas positivas, negativas y neutras respectivamente en la distribución los protones y
neutrones se ubica en el núcleo y los electrones se ubican en las órbitas atómicas llamados
también NUBE ELECTRÓNICA.
A continuación algunos detalles de ciertas características de las partículas:
PARTÍCULAS SÍMBOLO MASA ATÓMICA
RELATIVA
CARGA
RELATIVA
COULUMBIOS (C)
unidad eléctrica
para medir la carga
Protones p+
1.00783 uma +1 +1.6 x 10-19
Electrones e-
1.00867 uma -1 -1.6 x 10-19
Neutrones nº 0.30055 uma 0 0
Con relación al diámetro del núcleo del átomo los valores promedios corresponden a:
10-2
cm (10-4
Aº) y 10-8
cm (1 Aº)
El átomo con relación a cualquier elemento químico es eléctricamente neutro, lo que quiere
decir que el número de protones es igual al número de electrones.
Número Atómico (Z).- representa el número de partículas positivas o el número de
protones ubicados en el núcleo.
Todos los átomos que constituyen un elemento químico determinado tiene el mismo
número atómico por ejemplo:
El átomo de Bario de #atómico 56 (Z),
Número de protones = 56 átomos de Bario.
Número de Masa o Peso Atómico (A).- Representa la sumatoria de partículas positivas y
neutras ubicadas en el núcleo.
A = Z + nº
# nº = A – Z
Calcular el número de electrones, el número de protones y el número de neutrones para los
siguientes elementos:
K, Cr, Co, Zn
12

K = Potasio
Z = 19
Z = #P+
= #At = 19
A = Z + N
N = A – Z
N = A – Z+
nº = 39 – 19
nº = 20
Cr = Cromo
Z = 24
Z = #P+
= #At = 24
#P+
= #e-
24 = 24
nº = A – Z
nº = 51.49 – 24
nº = 29.6 ≡ 27
Co = Cobalto
Z = 27
Z = #P+
= #At = 27
#P+
= #e-
24 = 24
nº = A – Z
nº = 59.3 – 27
nº = 31.9 ≡ 32
Zn = Zinc
Z = 30
Z = #P+
= #At = 30
#P+
= #e-
30 = 30
nº = A – Z
nº = 65-30
nº = 35
u.m.a en lugar de gramos utilizamos la unidad de masa atómica (u.m.a) y es igual a
1.66053 x 10-24
gr.
PESO ATÓMICO
La masa atómica se considera de 2 tipos:
Masa Atómica Absoluta.- Es el peso real de un átomo cualquiera determinado por algún
método físico de pesaje. Por ejemplo para el átomo de Hidrógeno su masa atómica es:
H = 1.6 x 10-24
gr de masa atómica absoluta
H = 1.0079 u.m.a. masa atómica neutra
Masa Atómica Relativa.- Representa el peso de un átomo cualquiera tomando en
referencia al isótopo más común del átomo de Carbono; a este isótopo se le asigna
convencionalmente el valor de 12 unidades de masa atómica (u.m.a.), para el siguiente
ejemplo se interpretan de la siguiente manera:
Por definición
C 12 1 uma = (1/12.0) uma
A = 12.011 u.m.a.
Por definición
Isótopos.- Son grupos atómicos que pertenecen al mismo elemento químico que poseen
propiedades físicas y químicas semejantes e igual número atómico pero difieren en sus
masas atómicas por ejemplo:
13
12 u.m.a. 1 átomo
O
A=16 u.m.a.
Z=80
u.m.a. por definición de la masa del átomo de carbono
Valor asignado convencionalmente

El átomo de O ISÓTOPO % abundancia
En mezcla natural posee 8
O uma 99.7%
16
8
O uma 0.037%
17
8
O uma 0.204%
18
Isóbaros.- Son grupos atómicos que tienen igual número de masa atómica pero difieren en
las propiedades físicas y químicas en el número atómico por ejemplo:
Hidrógeno # de p+
# de e-
#nº % de abundancia
Proteo 1
H 1.008 1 1 0 99.985%
Deuterio 2
H 1.009 1 1 1 0.015%
Tritio 3
H 1.008 1 1 2 0%
EL ÁTOMO NUCLEAR.- La actividad llevada a cabo por químicos y físicos del siglo
XIX no comprobaron la existencia del átomo pues las evidencias que proporcionaban eran
solamente de tipo indirectas, aunque procesadas adecuadamente.
Los resultados experimentales coincidían con la teoría atómica del átomo (1.813), en
conclusión este trabajo conjunto fue suficientemente convincente como para poner en tela
de duda, por los investigadores del siglo XX en torno a la estructura atómica de la materia.
Con estos antecedentes se describe los diferentes modelos atómicos que pueden
considerarse como aportes importantes a definir el modelo actual del átomo.
El Átomo o Modelo Nuclear (J.J Thomson 1987).- Constituye una de las primeras
teorías en la que se propuso que el átomo es una masa con carga positiva, con electrones
esparcidos por todo el átomo y lo más separados posibles entre ellos.
Esta teoría es la que conocemos como el pudín de pasas, en la cual el pudín es la masa con
la carga positiva y las pasas representan los electrones.
Masa con car Masa con carga positiva (núcleo del átomo)
Modelo Atómico (Ernest Rutherford 1.911).- Este modelo se encuentra basado en su
propio experimento que consistía en haber hecho pasar partículas con cargas positivas por
14
e-
e-
e-
p+

una lámina metálica delgada de Oro, Rutherford propuso un modelo planetario o lunar para
el átomo, en el cual la parte positiva llamada núcleo esta en el centro del átomo y los
electrones son considerados como si estuvieran girando alrededor.
Sin embargo existieron dificultades con este modelo atómico como por ejemplo: el hecho
de que los electrones no daban con un espectro de luz continua, cuando se los permitía
regresar a su estado original, después de haber pasado por un estado excitado.
En el átomo se distinguen dos estados fundamentales que son:
Estado Normal o Basal.- Representa aquel estado en que los electrones correspondientes
a los diferentes orbitales se ubican en ciertos niveles de energía, con la particularidad de
que estos niveles están muy cercanos al núcleo.
E1 E2 E3 . . . . . En
Relación de Energía E1 < E2 < E3 . . . . . < En
Estado Excitado.- Representa aquel estado cuando por alguna razón los electrones
ocupan niveles superiores o inferiores de energía, a través de los saltos de electrones
produciendo una absorción o emisión de energía respectivamente.
15
Estado
Normal
del Átomo
e-
e-
e-
Pp
pp
ptd
gd
p+
Núcleo de carga
positiva (p+)
P+

Tomando en referencia al estado excitado del átomo el origen del término “ESPECTRO
ATÓMICO” se establece de la siguiente forma:
El registro de esta información representa el espectro atómico.
Características del Espectro Atómico.- El estudio de los espectros atómicos es muy
importante para indicar el comportamiento de los electrones en el átomo; en este contexto
sus características corresponden a:
1. El espectro atómico consta de un grupo de líneas finas.
2. Cada línea corresponde a una frecuencia definida (υ).
3. La frecuencia de la radiación emitida por un átomo es una medida del cambio energético
que experimenta los electrones en dicho átomo.
La relación entre el cambio de energía y la frecuencia este dado por la ecuación de
PLANK de la siguiente forma:
∆ E = h * υ (nu)
Donde:
∆ E = Es el cambio de energía
h = Es la constante de PLANK
16
Estado
Excitado de
Átomo
Salto nivel superior
Absorción de energía
Salto nivel inferior
Emisión de energía
Espectro atómico
Secuencia del
fenómeno físico
para el espectro
atómico.
Átomo
Estado excitado
Salto Electrónico
Emite radiaciónÁtomo
Estado
normal
Estado
estacionario
Al retractarse la
radiación emitida
produce
espectros
característicos de
la especie
atómica.

υ = Es la frecuencia.
Para un elemento determinado del espectro atómico aparece en grupos o series diferentes
con ciertas denominaciones, tal es el caso por ejemplo del elemento Hidrógeno.
ESPECTRO ATÓMICO DEL ELEMENTO HIDRÓGENO.
←Serie de Pachel →← serie de Balmor →← Serie de Lyman→
Región infra-roja Región visible Región ultravioleta
Modelo Atómico de Neil Bohr (1913).- Su modelo hace referencia a la propuesta de que
los electrones en un átomo podían estar solamente en ciertas órbitas o niveles de energía
alrededor del núcleo en este contexto proponía que la energía de los electrones es
cuantizadas y que puede perderse o ganarse energía (absorción o emisión de energía)
únicamente en cantidades discretas.
Esta teoría en la interpretación hace una analogía al hecho de que compara con una
escalera donde una persona puede trepar de un escalón a un escalón y no podría trepar de
una posición inicial a otra posición mayor.
)1(
23
12
−−=∆
−=∆
−=∆
nn EEE
EEE
EEE
17
Cantidad de energía que
puede ganar o perder
e e e
Factible – Experimentalmente
Núcleo Orb. Orb.2 Orb.……Orb.
E1 E2 E3……En

.
Discreta.
21
13
−− −=∆
−=∆
nn EEE
EEE
No factible
MODELO ACTUAL DEL ÁTOMO
Antecedentes.- El perfeccionamiento de la teoría y modelo atómico propuesto por Bhor
desde 1920 – 1930 condujo al desarrollo de la teoría moderna sobre la estructura atómica
la cual se basa en la mecánica cuántica o mecánica ondulatoria, esta es una descripción
matemática de las leyes del movimiento ya que se aplica a partículas pequeñas como los
electrones los cuales poseen propiedades tanto de partículas como de ondas.
A más de lo indicado esta teoría indica puntualizar lo siguiente:
1. Permite el cálculo matemático de le energía de cada electrón en un átomo, establece
que los electrones ocupan varios niveles de energía en torno al núcleo.
2. Cada nivel de energía posee uno o más subniveles de energía y además cada subnivel
de energía posee un conjunto de uno o más orbitales.
3. Finalmente la mecánica cuántica establece el límite en el número de electrones que
puede ocupar cualquier nivel de energía determinado. En este contexto los trabajos de
mayor importancia y que sirven de fundamento teórico para establecer el modelo
actual se detalla a continuación de la siguiente forma:
Teoría de Onda de Maxwell (1964).
Cuando un grupo de partículas cargadas eléctricamente se mueven unas con respecto a
otros se generaban campos eléctricos y campos magnéticos que se propagan en el medio
ambiente, esta forma de propagación se denomina ONDA, los campos electromagnéticos
tienen su propia energía y resulta que la ONDA sirve de medio para su propagación,
transmisión, o distancia.
Esta transmisión de energía se denomina radiación electromagnética, que representado
gráficamente a través de una ecuación de estado tiene el siguiente alcance:
18
12 EEE −=∆

C = λ.υ
C = Es la velocidad de la radiación electromagnética.
λ = Es la longitud de onda (distancia entre dos puntos máximos o mínimos de la trayectoria
de onda).
υ = Es la frecuencia (representa el número de crestas por el tiempo)
Ejemplo: 20 crestas en 60 segundos.
Tomando como referencia la trayectoria de ONDA seguida por una partícula cargada,
Maxwell estableció que: la velocidad con que se propaga una radiación
electromagnética es igual al producto de las longitudes de ONDA por la frecuencia de
las mismas, matemáticamente se tiene la siguiente ecuación:
C = λ * υ
Teoría Cuántica de Max Plank (1901).- A este físico correspondió la postulación de la
teoría cuántica que durante el siglo XIX contribuyó a solucionar problemas de la física.
Esta teoría explica la interacción que existe entre la radiación y la materia, afirmando que
la energía radiante producida por un cuerpo negro se comporta como si estuviera
constituido por pequeñas cantidades, unidades o paquetes denominados (CUANTOS). Un
cuanto es la unidad más pequeña de energía, en general la cantidad de energía asociada a
un cuanto de radiación electromagnética se expresa a través de la siguiente ecuación:
FrecuenciaV
SgErgxPlanckdeteconslaEs
cuantoconasociadoenergíadeCambioE
vhE
=
−=
=∆
=∆
−
)1063.6(tan
""
.
27
λ
Cuerpo negro
Fuente de emisión
Las ecuaciones de estado planteadas en la teoría de onda de (Maxwell), y la teoría
cuántica de (PLANK), se establece una relación de la siguiente forma:
cresta
crestacresta
cresta
cresta
19
C = λ * υTeoría de onda
υ = C/ λ
Partícula cargada
eléctricamente
Plano de las X es
perpendicular
Radiación electromagnética
Cuanto

Reemplazando en la ecuación de ∆ε se tiene:
Ecuación que relaciona la teoría de onda y cuántica.
HIPÓTESIS DE LUIS BROGLIE (1924).- La teoría de Bohr a esta altura del tiempo se
le consideraba inconsistente ya que no permitió explicar algunos fenómenos físicos del
átomo y esto se debe a la hipótesis de BROGLIE que afirma:
“QUE LOS ELECTRONES DEBEN TENER PROPIEDADES QUE SE SUBORDINAN A DOS
CONDICIONES”
1. La teoría de la onda de Maxwell.
2. A la teoría cuántica ∆ε = h *υ y la relativa ∆ε = hυ =mc2
Donde:
m = es la masa del electrón e1-
C = es la velocidad de la luz (e1-
)
Según Broglie un electrón se mueve en el espacio con una longitud de onda que responde a
las siguientes características:
De la ecuación de Maxwell despejamos λ
C = λυ
υ = C / λ reemplazamos en la ecuación de Max – Plank y tenemos: ∆ε = (h*c)/ λ
Si nosotros sabemos que:
∆ε = h * υ = m*C2
∆ε = (h*C)/ λ
Entonces tenemos:
(h*C)/ λ = m*C2
despejamos λ
20
C = h * υ
∆ε = hυTeoría cuántica
∆ε = h*C
λ
υ= C/λ

λ = h/ (m*C) Esta ecuación demuestra la hipótesis de Luis - Broglie
Principio de Incertidumbre W. Heinsimberg.- A este investigador le correspondió
formular el principio de incertidumbre que afirma que:
“NO SE PUEDE CONOCER SIMULTÁNEAMENTE LA VELOCIDAD EN POSICIÓN DE UN
ELECTRÓN CON LA UBICACIÓN EXACTA PARA TRAZAR SU TRAYECTORIA EN UN
DETERMINADO NIVEL DE ENERGÍA ES DECIR, NO SE PUEDE ESTABLECER A priori LAS
CONDICIONES DE POSICIÓN Y VELOCIDAD PERO SI ES POSIBLE MEDIR LA
PROBABILIDAD DE ENCONTRAR UN ELECTRÓN DE UN INSTANTE DADO PARA UN
PUNTO DETERMINADO PARA UN NIVEL DE ENERGÍA.”
Ejemplo para el átomo de He. Este contexto si bien no se traza la trayectoria de un
electrón, pero a través de la ecuación de SCHǑHDINGER, se puede situar una región del
espacio alrededor del núcleo donde la probabilidad de encontrar un electrón es
considerado, esta región se denomina “ORBITAL ATÓMICO”.
Ejemplo para el átomo de He
e Ejemplo: 2 Hl
Zona de probabilidad de encontrar
Ecuación de Onda de Schodinger 1926.-Fórmula la ecuación matemática llamada
ecuación de onda a base de la mecánica cuántica que relaciona las longitudes de onda
asociadas a las partículas y a sus energías (E1, E2, E3,..., En). El estado de una partícula se
describe mediante la función de ondaΨ. Que obedece a la ecuación de SCHODINGER.
Para el átomo de Hidrógeno tenemos:
∂2
Ψ + ∂2
Ψ + ∂2
Ψ + 8π 2
m (Et – Epo)
∂x2
∂y2
∂z2
h2
Ψ = 0
Donde:
Ψ = Es la función de onda
x,y,z = Son las coordenadas del espacio tridimensional
m = Masa de la partícula.
h = Es la constante de Planck
21
2P+
Posición Átomo – He-
normal
No factible
e-
Zona de probabilidad de encontrar un
electrón. Factible orbital atómico..

Et – Epo = Es la energía total y potencial de una partícula
Epo = Energía potencial de una partícula.
Esta ecuación manifiesta la naturaleza corpuscular y ondulatoria de un electrón.
Et = Ec + Epo
NÚMEROS CUÁNTICOS Y ORBITALES.
1s
2s 2p
3s 3p 3d
4s 4p 4d 4f
5s 5p 5d 5f
6s 6p 6d 6f
7s 7p 7d 7f
Es la parte más importante de la mecánica cuántica es el de haber explicado la trayectoria
de un electrón mediante los números cuánticos y orbitales. La solución completa de la
mecánica cuántica al problema del átomo de hidrógeno, proporciona un conjunto de
funciones de onda y otra energía.
Pero cada solución satisface la ecuación de SCHODINGER. Las funciones de onda (Ψ )
permitidas para el átomo de hidrógeno se llaman orbitales caracterizados por una forma y
energía específica. El modelo de la mecánica cuántica utiliza tres números cuánticos para
describir un orbital, siendo importante también la descripción del número cuántico del
espin que se adiciona a las tres anteriores y en este contexto los números cuanticos son los
siguientes:
Número Cuántico Principal (n).- Este número cuántico representa el nivel de energía
principal o capa principal e indica la distancia media de los electrones con relación al
núcleo. Su intervalo de variación corresponde a:
# Max e-
es n = 1, 2, 3,4………………+ ∞
El número máximo de electrones para la capa o nivel de energía principal esta dado por:
2n2
En resumen el número máximo de electrones en función del número cuántico principal y la
representación del nivel o capa principal de energía, se puede expresar como:
N 1 2 3 4 5 6 7
22
Nivel de Energía: Representa la nube electrónica de la carga negativa esparcida en
una región determinada del espacio.
Orbital: Un orbital representa una región en el espacio con una forma específica,
donde es probable encontrar el par de electrones.

Capa o nivel principal K L M N O P Q
Número máximo de electrones
2n2
2 8 18 32 50 72 98
Número Cuántico Secundario o Azimutal (  ).- Este número cuántico define la forma
del orbital en el cual se mueve el electrón, su variación corresponde a:
l = 0, 1, 2, 3, 4,…………. (n -  ).
El valor de  para un orbital en particular se designa y con las letras s, p, d, f, que
corresponden a las palabras: sharp, principal, difusa, fundamental: las cuales se utilizaron
para describir ciertos aspectos del espectro atómico en los átomos (multi–electrones, antes
del desarrollo de la mecánica cuántica).
De acuerdo al principio que gobierna el arreglo de los electrones, es decir de acuerdo al
principio de exclusión de PAULI, el número máximo de electrones para cada subnivel de
energía se expresa como:
Máximo de electrones en cada orbital es de 2 ℮-
así tenemos lo siguiente:
s → 1 → 1 x 2 = 2℮-
p → 3 → 3 x 2 = 6℮-
d → 5 → 5 x 2 = 10℮-
f → 7 → 7 x 2 = 14℮-
# de Orbitales # max ℮-
1 3 5 7
S = 2 p = 6 d = 10 f = 7
En resumen el número cuántico secundario (1) representado por los subniveles de energía
s, p, d, f, y el número máximo de electrones permisibles de cada electrón en cada subnivel
se da de la siguiente manera:
Sharp
Principal
Difusa
FundamentalSharp Principal Fundamental Difusa
23

Nivel principal n 1, 2, 3, 4………….+ ∞
Subnivel de energía 1 0, 1, 2, 3,……….... (n - 1)
s, sp, spd, spdf.
Número Cuántico Magnético (ml).- Este número cuántico describe la orientación en el
espacio del orbital (campo electromagnético) su variación corresponde a:
-m  ………………………-2, -1, 0, 1, 2…………………………..+m 
Número Cuántico de Espin (ms).- El movimiento de los electrones en sus propios ejes el
cual por combinación se le ha asignado un movimiento horario y antihorario.
Su variación corresponde a:
ms +1/2
(Movimiento hacia la derecha)
ms -1/2
(Movimiento hacia la izquierda)
El movimiento horario y antihorario asignado a un electrón se puede expresar como:
RELACIÓN ENTRE LOS NÚMEROS CUÁNTICOS.- De la información recopilada a
través de las definiciones de intervalos de variación de los números cuánticos; podemos
establecer esa tabla comparativa de sus relaciones no sin antes indicar dos aspectos que
deben ser tomados en cuenta para la estructuración de la tabla de relaciones entre los
números cuánticos.
1) Cada capa o nivel de energía es dividido en subniveles de energía, pero que en
conjunto es igual al número cuántico principal (n)
2) Cada subcapa o subnivel de energía esta dividida en ( subcapas o subniveles de
energía, pero que en conjunto es igual al número cuántico) por orbital tomando en
cuenta la siguiente distribución:
 Subnivel s = 1 orbital
 Subnivel p = 3 orbitales
 Subnivel d = 5 orbitales
 Subnivel f = 7 orbitales
24
Explicación.- Los electrones se
comportan como si giraran alrededor de
un eje que pasa por su centro, las dos
direcciones permitidas para el SPIN
corresponde a los valores de +1/2 y -1/2
indicado anteriormente.
e-
- ½
e-
+ ½

Con estos antecedentes la conformación de la tabla que involucra las relaciones entre
numerales cuánticos es la siguiente:
TABLA DE RELACIONES
n  m  subcapa o subnivel ms № de orbitales
de energía. № de spin por cada subnivel
de energía.
1 0 0 1 s2
+1/2 -1/2 1 x 2 = 2
2 0 0 2 s2
+1/2 -1/2 1 4 x 2 = 8
1 -1
0 2p6
+1/2 -1/2 3
+1
3 0 0 3 s2
+1/2 -1/2 1
1 - 1
0 3p6
+1/2 -1/2 3 9 x 2 = 18
+1
2 - 2 +1/2 -1/2
- 1
0 3d10
+1/2 -1/2 5
1
2
4 0 0 1
1 - 1 +1/2 –1/2
0 4p6
3
+1
- 2
- 1 +1/2 –1/2
2 0 4d10
5 16 x 2 = 32
1
2
-3
- 2 +1/2 –1/2
- 1
3 0 4f14
7
1
2
3
TIPOS DE ORBÍTALES ELECTRÓNICOS.- Al término orbital se encuentra asociado
términos como la ubicación de los electrones y las energías asociadas a las mismas. Para
el presente caso la función de onda proporciona información en torno a la ubicación de un
electrón en el espacio cuando se encuentran en un determinado estado de energía, a
25

continuación se indican las formas que presentan los orbitales electrónicos con relación a
su representación gráfica.
Orbitales S.- Es la forma simétrica distribuida en torno al núcleo del átomo.
Se le considera el orbital de mayor estabilidad electrónica o el de menor energía.
La probabilidad de encontrar un electrón alrededor del núcleo a medida de que se aleja del
mismo en cualquiera de sus direcciones, gráficamente se tiene:
NODOS.- Representa la superficie intermedia donde (Ψ2
), es igual a cero anotándose que el
número de nodos aumenta; conforme se incrementa n.
ALTURA DE LA CURVA DE CALENTAMIENTO.- Representa la densidad electrónica a
medida que nos movemos del núcleo.
26
Función de ψ2
de la
probabilidad decrece.

Orbitales P.- Estos orbitales no son simétricos con respecto al núcleo atómico, ya que su
densidad electrónica se encuentra a los lados respecto al núcleo; con frecuencia decimos
que este orbital tiene dos lóbulos en forma de dos peras unidas por su parte más angosta, en
el cuál su representación gráfica corresponde a la distribución promedio de un electrón a lo
largo de los ejes x, y, z, representan los orbítales px, py, pz, (existen tres tipos de orbitales
P).
Px
27

Orbitales d y f.- Los orbitales que están formados por 4 lóbulos que representa la nube
electrónica, dependiendo de la orientación a lo largo de los ejes x, y, z, la representación de
los orbitales corresponden a: dxy, dxz, dyz, dx2
y2
, dz2
.
Finalmente las representaciones dadas en la gráfica se emplean comúnmente para todos los
orbitales d, cualquiera que sea el valor de n.
Para el caso de los orbitales f, su representación responde a formas complejas, difícil de
graficar en un contorno tridimensional: ejes x, y, z, existiendo 7 orbitales f equivalentes
para valores de n.
CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA.- La teoría que se ha desarrollado para los
orbtales electrónicos es correcta siempre y cuando nos refiramos al átomo elemental de
hidrógeno o átomos similares como el Helio o el Litio.
Encontrando a la función de onda (Ψ), exacta como solución necesaria de la ecuación de
onda para átomos multi- electrónicos es una forma difícil, sin embargo se cree que los
resultados obtenidos para el átomo de hidrógeno son aproximadamente correctos para
28

átomos mas complejos, es decir que se supone que para estos átomos complejos existen los
mismos números cuánticos y orbitales.
Cabe indicar, que existe una diferencia entre los orbitales del átomo de hidrógeno y los
átomos multi- electrónico, esta diferencia reside en la energía asociada en cada electrón en
un orbital, comparativamente se tiene:
Átomo de Hidrógeno
Átomo multi- electrónico
Nota: En cada caso la energía total se forma positiva.
En este contexto, en el átomo normal de hidrógeno de un electrón, se halla en el estado
energético mas bajo posible, es decir, en el orbital 1S2. Para los átomos multi- electrónicos
la situación cambia, ya que la energía total de los orbitales depende en sumatoria del valor
de n = 1.
La designación que caracteriza a cada electrón dentro de un átomo cualquiera se denomina
como la configuración electrónica asignado a dicho átomo en particular, a continuación
se indican ciertas reglas y principios para asignar la configuración electrónica probables
para átomos de diferentes elementos químicos (tabla periódica), debiendo anotar que esta
configuración electrónica corresponde al comportamiento experimental contenido, esto es
basándose en los datos espectroscópicos (ESPECTRO ATÓMICO), así tenemos:
 Los electrones tienden a ocupar orbitales de energía mínima.
Para los 18 primeros elementos de la tabla periódica los electrones van ocupando los
orbitales de más baja energía hasta saturarlos completamente, en este punto de
configuración electrónica corresponde a: n  *
1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6 = 18e-
(H, He, Li, Au), para estos elementos.
n  *
n = nivel principal de energía. Ejemplo: 3
Li
 = subnivel de energía x = e-
1s2
, 2s1
x = nùmero de electrones  = s 1s2
, 2s1
n = 1
29
Energía
Orbital
Energía de
los
Orbitales.
Depende de n=1
(Sub-orbital S)
Depende de
Si n = 2 Subnivel Sp
n = 3 Subnivel Spd
n = 4 Subnivel Spdf

A partir del subnivel 3p, se produce una SUPERPOSICIÓN de energía; es decir, en este
punto, la configuración electrónica responde a otro ordenamiento. A U F B A U que es la
siguiente:
1s,2s,2p,3s,3p,4s,3d,4p,5s,4d,5p,6s,4f,5d,6p,7s,6d,7p,6f,7d,7s.
Basándose en lo anotado se puede establecer un diagrama energético para indicar, aquella
situación de los niveles más bajos de energía, de la siguiente forma:
4to NIVEL DE ENERGIA ......Subnivel E 4p
......Subnivel E 3d
......Subnivel E 4s
......Subnivel E 3p
3er NIVEL DE ENERGÍA .......Subnivel E 3s
n = 3
......SubnivelE 2p
2do NIVEL DE ENERGÍA ......Subnivel E 2s
n = 2
…… Subnivel E 1s
1er NIVEL DE ENERGÍA
n = 1
Aumento de energía.
El orden de llenado de los orbitales de menor a mayor de energía para cada uno de los
subniveles de energía se conoce con el nombre de AUFBAU; que es el orden que sigue la
tabla periódica, en este contexto tenemos; que en cualquier átomo los electrones van
ocupando los subniveles de menor energía más bajo del átomo, a esto se le conoce como
ESTADO FUNDAMENTAL.
Regla de Hund.- Para cualquier conjunto de orbitales, y si existen disponibles estos de
idéntica energía, los electrones tienden a ocupar de uno en uno y no parearse,
aparentemente toma menos energía para que un electrón, ocupe un orbital individualmente
que parearse con otro electrón en un orbital de igual energía por ejemplo:
6
C
1s2
2s2
2p2
Regla de Hund
n=1 n =2
6
C
30
Orbitales en superposición de
E a partir de 19
k hacia...... 105
Ha
Orbitales de energía
más bajo a los 18
primeros elementos
de la tabla periódica

1s2
2s2
2p x incorrecto
n = 1 n = 2
Principio de Exclusión de Pauli.- Este principio relaciona los números atómicos cuánticos
con el número máximo de electrones posibles en cada orbital, sub. nivel, o nivel de energía,
en este contexto establece que “En un átomo determinado los dos electrones no pueden
tener exactamente iguales los cuatro números cuánticos (n = 1 = ml), que describa el orbital
en particular y al agregar luego el número cuántico de ESPIN, ms de + ½ y de - ½,
tendremos dos conjuntos diferentes de números cuánticos para un orbital en particular, así
tenemos:
COMBINACIÓN BASADA EN LOS NÚMEROS CUÁNTICOS.
n  m  ms
1 0 0 +1/2 -1/2
2 0 0 +1/2 -1/2
-1 +1/2 -1/2
0 +1/2 -1/2
+1 +1/2 -1/2
3 0 0 +1/2 -1/2
1 - 1 +1/2 -1/2
0 +1/2 -1/2
+1 +1/2 -1/2
2 - 2 +1/2 -1/2
- 1 +1/2 -1/2
0 +1/2 -1/2
+ 1 +1/2 -1/2
+ 2 +1/2 -1/2
Configuración Electrónica asignado a los Átomos.- Si representamos los subniveles de
energía (conjunto de orbitales como cajas o conjunto de cajas), y los electrones con
flechas, además si aplicamos las diferencias dadas en las diferentes posiciones la
configuración electrónica asignada a cualquier átomo de los primeros elementos de la tabla
periódica podemos representar el diagrama de los orbitales para los átomos de la siguiente
forma:
s 2 e-
max.
CONJUNTO p 6 e-
max.
DE
ORBÍTALES. d 10 e-
max.
31

f 14 e-
max.
UNIDAD III
TABLA PERIÓDICA
DESARROLLO DE LA TABLA PERIÓDICA.- A principios del siglo XIX se
descubrió más y más elementos Químicos y se determinaron sus propiedades. Se observo
que ciertos grupos de elementos tenían propiedades similares. Esto llevo a varios
Químicos de esa época a tratar de clasificar en grupos a los elementos que fueran similares.
Lothar Meyer.- (1839-1895) Químico Alemán se ingenio la clasificación de los elementos
en una tabla teniendo en cuenta las variaciones periódicas de sus propiedades. Su tabla
incluyo 56 elementos.
Dimitri Mendeleev.- (1834 1907) Químico Ruso inventó una tabla similar, su tabla fue
más avanzada que la de Meyer, sin embargo Mendeleev dejó espacios y predijo que se
llenarían con nuevos elementos que se descubrieran en el futuro. También predijo las
propiedades de estos elementos aún no descubiertos basándose en su posición en la tabla.
Estas dos tablas periódicas tenían un error y fue un hecho de que los elementos fueron
clasificados en orden creciente de los pesos atómicos, esto causo que varios elementos
quedaran mal colocados en la tabla periódica.
H. Q. Moseley.- (1887 1915) Determinó la carga del núcleo y concluyo que los
elementos deberían clasificarse de acuerdo al incremento en su número atómico. Esto
corrigió las discrepancias anteriores en la tabla periódica. Esta clasificación de los
elementos de acuerdo al número atómico es la base de la ley periódica que establece que
algunas de las propiedades físicas y algunas propiedades químicas de los elementos son
funciones periódicas de sus números atómicos. Hoy en día, sabemos que estas variaciones
periódicas se deben a la configuración electrónica de los elementos.
Periodos, grupos o familias.- las filas horizontales en la tabla periódica se llaman
periodos y en total hay 7 periodos y las columnas verticales se llaman grupos y en total
hay 18 grupos. Estos grupos están divididos en subgrupos A y B. Los subgrupos A debido
a sus similitudes dentro del grupo son llamados a menudo familias. Algunas de estas
familias llevan nombres especiales tal como es el caso de:
Los metales alcalinos para el grupo IA., metales alcalinos Térreos para el grupo IIA
Halógenos para el grupo VIIA, los otros grupos son algunas veces clasificados de acuerdo
al primer miembro del subgrupo o familia. Así los elementos del subgrupo IIIA, algunas
veces son llamados la familia del Boro, los elementos del subgrupo IVA como la familia
del carbono, los elementos de subgrupo VA como la familia del Nitrógeno, los elementos
del subgrupo VIA como la familia del Oxigeno. El ultimo grupo llamado cero o en algunas
veces llamado Grupo VIIIA, contiene una serie de elementos con una configuración muy
estables conocidos como Gases Nobles. Estos elementos tienen muy poca tendencia a
32

reaccionar con otros. Por esta razón originalmente fueron denominados gases inertes
(puesto que ellos son gases a temperatura ordinaria). Hoy sabemos que ellos reaccionan en
condiciones apropiadas, aunque las condiciones son un poco drásticas. Por esta razón son
llamados gases nobles. El término gas noble implica que estos elementos tienden a existir
por ellos mismos o sea en estado libre.
CLASES DE ELEMENTOS.- Así como han sido clasificados los elementos en metales y
no metales, los elementos también pueden dividirse en cuatro clases a saber: elementos
representativos, gases nobles, elementos de transición y elementos de transición interna.
Clases de elementos en la tabla periódica en donde se localiza las 4 clases de elementos de
los subgrupos A y B.
IA IIA VIIB IIIA IVA VA VIA VIIA VIIIA
Elementos Representativos.- Los elementos representativos son los subgrupos A - IA
hasta VI IA. En estos elementos. El nivel de energía más externa está incompleto y los
electrones están ocupando los orbitales S o P, al pasar de un elemento representativo al
próximo. Por tanto la configuración electrónica para estos elementos será desde ns1
, np5
por ejemplo:
11
Na (sódio) 1s2, 2s2, 2p6, 3s1.
Gases Nobles.- Los gases nobles forman el último grupo en la tabla. Cada elemento de
este grupo tienen el conjunto de orbitales S y P completamente llenos, así la configuración
electrónica para los electrones más externos en cada caso es PS (con excepción del helio).
Esta es una configuración electrónica aparentemente muy estable por ejemplo la
configuración electrónica para el Neon es la siguiente:
10
Ne 1s2, 2s2, 2p6.
Elementos de Transición.- Los elementos de transición son las series en las cuales un
conjunto de orbitales d, esta lleno. En general el nivel de energía más externo tendrá una
ELEMENTOS
REPRESENTA
TIVOS
IIIUB IVB VBVIB VIIB IB IIB
ELEMENTOS DE TRANSICIÒN
ELEMENTOS
REPRESENT
ATIVOS
GASES
NOBLES
ELEMENTOS DE TRANSICIÓN INTERNA
33

configuración de ns, (exceptuando los grupos VIB y IB). Además se presenta la
configuración (n-1) d1
hasta (n-1) d10
. Por ejemplo la configuraciòn electronica para el
Niquel es la siguiente
28
Ni ls2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 4s2, 3d8.
Elementos de transición Interna.- Las series de transición interna son las 2 series de los
elementos desde el 58(Cesio Ce), hasta el 71 (Lutecio Lu), y desde 90 hasta el 103 en los
cuales se esta llenando un conjunto de orbitales f. Algunas veces estas son llamadas series
de transición largas. En general estos elementos tienen 3 niveles de energía incompletos ya
que un electrón entra en un orbital d antes que el conjunto de los orbitales f empiece a
llenarse, en consideración esta serie de transición interna se les conoce como Lantánidos y
Actínidos, por ejemplo tenemos la configuración electrónica para el Uranio que es la
siguiente:
92
U 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 4s2, 3d10, 4p6, 5s2, 4d10, 5p6, 6s2, 4f14, 5d10, 6p6,
7s2,5f3,6d1.
ELECTRONES DE VALENCIA.-Los electrones en los niveles de energìa externos se
denominan electrones de valencia y que seran utilizados en la formaciòn de compuestos.
Para los elementos representativos el nùmero de electrones de valencia corresponde al
nùmero del grupo, por ejemplo el sodio (Na) tiene un electron de valencia puesto que esta
ubicado en el grupo IA, el Magnesio(Mg) tiene dos electrones de valencia puesto que se
halla ubicado en el grupo IIA, el Aluminio tiene tres electrones de valencia, el Silicio
cuatro electrones de valencia, el Fosforo tiene cinco, el Azufre tiene seis, el Cloro tiene
siete etc. Para los elementos de transiciòn los electrones en el orbital s de los niveles de
energìa mas externos son utilizados en la formaciòn de compuestos al igual que los
electrones de orbitales d, siendo seis el nùmero màximo, por ejemplo el Escandio (Sc) del
grupo IIIB tiene tres electrones de valencia, el Titanio ( Ti) tiene cuatro, el Vanadio ( V)
tiene cinco, el Cromo (Cr) tiene seis y el Manganeso (Mn) tiene siete.
Para los elementos representativos, a menudo es conveniente presentar los electrones de
valencia de un atomo utilizando la notaciòn denominada KERNEL o NOTACIÔN
ELECTRONICA DE PUNTO. En esta notaciòn el simbolo para un elemento es usado
para representar el nùcleo y todos los electrones internos y el punto representa el electron
de valencia. Por ejemplo la notaciòn electronica para los 18 primeros elementos.
34

NOTACIÓN ELECTRÓNICA DE LOS 18 PRIMEROS ELEMENTOS.
ELECTRÓN DIFERENCIAL.- El electrón diferencial en un átomo es el electrón que
hace que un átomo sea diferente del átomo anterior a él en la tabla periódica. Puede
también decirse que es el último electrón que se va agregando al construir la tabla
periódica siguiendo el orden de AUFAU. En general para los elementos representativos el
electrón diferencial está en el orbital s o en el orbital p, para los elementos de transición el
electrón diferencial se encuentra en el orbital d (con excepción para los grupos VIB Y IB)
y para los elementos de transición interna el electrón diferencial hasta en el orbital f.
Por ejemplo:
E=1
3
Li 1s2, 2s1 Electrón Diferencial
4
Be 1s2, 2s2 Electrón Diferencial
19
K1s2,2s2
3s2, 3p6, 4s1 E.D.
20
Ca1s
2p6, 3s2, 3p6, 4s2 E.D.
PROPIEDADES DE LA TABLA PERIÓDICA
Propiedades Metálicas.- Dentro de cada periodo en la tabla periódica los elementos
tienden a disminuir su carácter metálico o aumentar su carácter no metálico de izquierda a
derecha a lo largo de dicho periodo. Dentro de un grupo o familia, las propiedades
metálicas aumentan a medida que descendemos en el grupo, esto es especialmente notable
1
H°
2
He°
3
Li°
4
°Be°
5
°B°
6
°C°
7
°N °
8
°O°
9
°F°
10
°Ne°
11
Na°
12
°Mg°
13
°Al°
14
°Si°
15
°P°
16
°S°
17
°Cl°
18
°Ar°
35

en los subgrupos IIIA, IVA, y VA en donde cada elemento a medida en que descendemos
en el grupo varía de un elemento no metálico a metálico.
Tamaño Atómico.- A lo largo de cualquier periodo en la tabla hay decrecimiento pequeño
aunque generalizado en el tamaño del radio atómico.
Esto se debe al hecho de que ha medida que avanzamos en el periodo, los elementos están
en el mismo nivel de energía o a igual distancia del núcleo, pero al mismo tiempo la carga
nuclear va aumentando de uno en uno en cada elemento, a pesar de esto, hay también un
incremento en el número de electrones, cada electrón es atraído hacia el núcleo, por tanto a
mayor carga nuclear mayor atracción de los electrones hacia el núcleo.
Bajando en cualquier grupo en la tabla periódica se observa un incremento más bien
considerable en el tamaño atómico, el tamaño atómico se da en ángstrom (0
A).
RADIOS ATÓMICOS DE ALGUNOS ELEMENTOS
Tamaño (°A)
Amgstron
Tamaño Iónico.- El Ion es un átomo que ha ganado o perdido electrones puesto que el
electrón tiene carga negativa, cuando un átomo pierde un electrón adquiere una carga
positiva. Por ejemplo cuando un átomo de Sodio pierde un electrón, se convierte en ion
+
Na
Na -1e Na 1+
3
Li
1,23
4
Be
0,90
5
B
0,82
6
C
0,77
7
N
0,75
8
O
0,73
9
F
0,72
10
Ne
0,71
11
Na
1,54
12
Mo
1,36
13
Al
1,18
14
Si
1,11
15
P
1,06
16
S
1,02
17
Cl
0,99
18
Ar
0,98
19
K
2,03
20
Ca
1,74
31
Ga
1,26
32
Ge
1,22
33
As
1,20
34
Se
1,16
35
Br
1,14
36
kr
1.12
36

Ca -2e Ca 2+
De igual manera cuando un átomo gana un electrón o más electrones este se convierte en
un ion con carga negativa, como por ejemplo del caso del Azufre.
S + 2e S – 2
Cuando un átomo de Cloro gana un electrón para forma el ion cloruro, hay un aumento en
tamaño, el radio del ion cloruro es mayor que el átomo de cloro.
El radio iónico se da en ángstrom
RADIOS IÓNICOS DE ALGUNOS ELEMENTOS. (0
A)
Energía de Ionización.- Es la energía requerida para remover un electrón de un átomo o
un ion. La primera energía de ionización para un átomo en particular es por tanto la
cantidad de energía requerida para remover un electrón de dicho átomo, la segunda energía
de ionización es siempre mayor que la primera debido a que ha sido removido un electrón
de un ion positivo y la tercera energía es igualmente mayor que la segunda.
Una vez adquirida la configuración de gas noble, como en el caso del Na+
, Be2+
, y Mg2+
la
próxima energía de ionizaciòn es muy alta.
Esto explica por que una vez que se ha obtenido la configuración de gas noble, no se
pueden remover más electrones del átomo por medio de una simple reacción química. Si
comparamos la primera energía de ionización entre los elementos de un periodo, hay un
incremento general. Al igual que en la comparación del tamaño atómico, esto se debe al
hecho de que el electrón removido en cada caso está en el mismo nivel de energía pero hay
mayor carga nuclear ejerciendo atracción sobre dicho electrón. La energía de ionizaciòn se
da en Kilocalorías/mol.
Ejemplo
3
Li+
0.60
4
Be2+
0.31
5
B3+
0.20
11
Na+
0.95
12
Mg2+
0.65
3
Al3+
0.50
19
K+
1.33
20
Ca2+
0.99
21
Sc3+
0.81
22
Te3+
23
V3+
0.74
24
Cr3+
0.69
25
Mn2+
0.80
26
Fe2+
0.76
27
Co2+
0.75
28
Ni2+
0.72
31
Ga3+
1.13
37

Seleccionar el átomo o ion con mayor energía de ionización entre los siguientes ejemplos:
a) Na, Al, Cl, Br.
b) Na+, Mg2+.
ENERGÍA DE IONIZACIÓN DE ALGUNOS ELEMENTOS (EN KILOCALORÍAS/ MOL)
EN EL ORDEN DE PRIMERO, SEGUNDO, Y TERCERO ENERGÍA DE IONIZACIÒN.
IA IIA IIIA IVA VA VIA VIIA VIIIA
1
H
313
2
He
567
1,250
3
Li
124
1,744
4
Be
215
420
3,550
5
B
191
580
875
6
C
260
560
1.100
7
N
335
680
1,100
8
O
314
811
1.270
9
F
402
805
1,450
10
Ne
497
950
1,500
11
Na
1,090
12
Mg
176
347
1,850
13
Al
138
435
656
38

Afinidad Electrónica.- La cantidad de energía liberada cuando un átomo gana un electrón
se llama afinidad electrónica, por ejemplo la afinidad electrónica desde el nitrógeno hasta
el oxígeno y hasta el flúor la electronegatividad se incrementa, al igual que el tamaño
atómico y la energía de ionización, esto se debe al hecho de que los electrones de valencia
están en el mismo nivel de energía pero la carga nuclear es mayor.
De esta forma, con los electrones de valencia cada vez más cerca del núcleo y con mayor
carga nuclear, se libera mayor cantidad de energía cuando se agrega un electrón a la capa
de valencia. Bajando en el grupo de no metales, como en el caso de los halógenos grupo
VIIA la afinidad electrónica disminuye.
La afinidad electrónica se da en Kilocalorías/mol.
AFINIDAD ELECTRÓNICA PARA ALGUNOS NO METALES (KILOCALORÍAS / MOL).
Electronegatividad.-La electronegatividad de un átomo se define como la tendencia
general de ese átomo para atraer electrones hacia sí mismo en un compuesto. Esta
determinada a partir del electro-afinidad y de la energía de ionización.
Sin embargo, no es una medida de energía, pero si una simple tendencia de los átomos para
atraer electrones. Hay diferentes escalas de electronegatividad para la mas común es la
escala que realizo LINUS PAULING.
La electronegatividad aumenta a medida que avanzamos de izquierda a derecha en un
periodo y disminuye a medida que bajamos en un grupo. El concepto de
Electronegatividad es muy útil para la escritura de nombres y fórmulas de compuestos para
N
Casi Cero
O
35
F
85
S
53
Cl
87
Br
82
39

predecir el tipo de enlace del mismo y para la polaridad de enlace y moléculas. La
electronegatividad no tiene unidades.
ELECTRONEGATÍVIDAD PARA ALGUNOS ELEMENTOS COMUNES,
(ESCALA DE PAULIN).
Iones Monoatómicos.- Los conceptos de energìa de IONIZACIÒN, Electroafinidad y
Electronegatividad con relación a los metales y no metales a dado lugar a predecir que
clase de iones pueden formar varios elementos, para llegar a adquirir la configuración
electrónica de Gas Noble al formar los compuestos. Al formar los iones solo se ganan o
pierden electrones. Hay algunos casos que se conocen iones +3 (Al +3
) y –3 (N 3-
) pero
estos son casos muy raros.
No se conoce casos en los cuales la carga sea mayor que tres. Se va a considerar solo iones
monoatómicos simples. Así el grupo IA puede perder un electrón de valencia para formar
iones +1 como el Na +
. En el grupo IIA se forman iones +2 como el Ca2+
. Y la formación
de iones monoatómicos negativos en este caso gana electrones. Así tenemos el grupo
VIIA Halógenos que forman iones –1 como el Cl-1
el grupo VIA forman iones –2 como el
S-2
, el N ocasionalmente forman iones –3 N-3
, los elementos que están colocados en la
parte superior de cada grupo tienen mayor tendencia a formar iones.
Especies Isoelèctricas.- Sustancias tales como àtomos, iones o moléculas que tienen el
mismo nùmero de electrones se denomina Isolèctricas. Los elementos del grupo IA solo
pierden un electrón de valencia.
Ejemplo:
El Na -1 Na +1 y de esta manera este sodio resultante tiene la misma
configuración del Ne 1S2, 2S2, 2P6
Ne y Na son Isoèlectricas. También el Mg2+
, Al3+
, F-
, O2-
, N3-
, son Isoèlectricas con el
Ne.
Ejercicios: Escribir las fórmulas para los cuatro iones Isolèctricos con el Argòn
3S2, 3P6.
S2-
, Cl-
, K+
, Ca2+
.
H
21
Li
1
B
2
C
2.5
N
3
O
3.5
F
4
Na
0.9
Al
1.5
Si
1.8
P
21
S
2.5
Cl
3
K
0.8
Ca
1
Sc
1.3
Ti
1.5
V
1.6
Cr
1.6
Mn
1.5
Fe
1.8
Co
1.8
N
1.8
Cu
1.9
Zn
1.6
Ga
1.6
Ge
1.8
As
2
Se
2.4
Br
2.8
40

UNIDAD IV
NOMENCLATURA QUÍMICA
NOMENCLATURA QUÍMICA.- Es el conjunto de reglas que se han establecido para
designar a los cuerpos, tomando en cuenta la resolución de los congresos Internacionales
de Química.
Los cuerpos se clasifican de la siguiente manera:
41

Cuerpo Simple.- ES el que esta formado por átomos de la misma clase (metales y no
metales), por ejemplo, un pedazo de azufre, una lámina de cobre, etc.
Cuerpo Compuesto.- Es aquel que esta formado por átomos de distinta clase (binarios,
ternarios y cuaternarios), por ejemplo, agua, gas carbónico, etc.
Cuerpos Especiales.- Como su nombre lo indica son cuerpos especiales, ejemplo la
fosmamina.
Símbolo.- Es una abreviatura que se utiliza para representar a un elemento químico,
ejemplo Sodio Na; Azufre S; Calcio Ca, etc.
Valencia.- Es la capacidad de combinación de un átomo con otro es decir el número de
electrones que acepta, sede o comparte un átomo. La valencia es un número natural no
tiene carga eléctrica, no se le puede asignar ningún signo negativo o positivo.
NÚMERO DE OXIDACIÓN.- Es la carga que podría estar presente en un átomo, si los
electrones de enlace, fuesen designados al átomo más electronegativo. Es decir viene a
representar la carga que tendrá un átomo al formar un compuesto (Es decir un número
empírico).
REGLAS PARA DETERMINAR EL NÚMERO DE OXIDACIÓN
1. El número de oxidación de un elemento sin combinarse es cero.
2. El número de oxidación de un ion mono atómico es igual a la carga del ion.
3. El número de oxidación del Hidrógeno se considera igual a 1+, en la combinación
con los no metales, y cuando se combina con los elementos más electropositivos
que él su número de oxidación es de 1-.
4. El oxígeno en un compuesto se encuentra con número de oxidación de 2- excepto
en los peróxidos, superòxidos y cuando se combina con el Fluor.
5. La suma algebraica de los números de oxidación de todos los átomos de una
molécula es igual a cero.
6. En un ion poliatòmico la suma algebraica de los números de oxidación de todos los
átomos debe ser igual a la carga del ion.
CLASIFICACIÓN DE LOS CUERPOS SIMPLES.- Los cuerpos simples o elementos
se clasifican en: metaloides o no metales y metales.
Clasificación de los Metaloides o No Metales.- Por su valencia los metaloides se
clasifican de la siguiente manera:
 Metaloides halógenos o monovalentes
 Metaloides anfígenos o divalentes
 Metaloides nitrogenoides o trivalentes
 Metaloides carbonoides o tetravalentes.
METALOIDES HALÓGENOS O MONOVALENTES
Fluor---------------- F valencia negativa Valencias positivas
Cloro----------------Cl -1 +1 +3 +5 +7
Bromo-------------- Br hipo-oso; oso; ico; per-ico
42

Yodo---------------- I
METALOIDES ANFÍGENOS O DIVALENTES
Oxigeno------------ O Valencia negativa Valencias positivas
Azufre-------------- S -2 +2 +4 +6
Selenio--------------Se hipo-oso; oso; ico
Teluro-------------- Te
METALOIDES NITROGENOIDES O TRIVALENTES
Nitrógeno------------- N Valencia negativa Valencias positivas
Fósforo--------------- P -3 +3 +5
Arsénico-------------- As oso; ico
Antimonio------------ Sb
METALOIDES CARBONOIDES O TETRAVALENTES
Carbono---------------C Valencia negativa Valencia positiva
Silicio----------------- Si -4 +4
Germanio------------- Ge ico
CLASIFICACIÓN DE LOS METALES POR SU VALENCIA.- Se clasifican en
metales de valencia fija y en metales de valencia variable.
METALES DE VALENCIA FIJA
Metales Monovalentes +1 Metales Divalentes +2
Litio-----------------------Li Bario--------------------Ba
Sodio---------------------Na Berilio----------------- Be
Potasio------------------- K Cadmio--------------- Cd
Rubidio------------------ Rb Calcio------------------ Ca
Cesio--------------------- Cs Radio-------------------Ra
Francio------------------- Fr Magnesio------------- Mg
Plata---------------------- Ag Estroncio------------- Sr
Radical Amonio--------NH4 Zinc-------------------- Zn
Metales Trivalentes +3 Metales Tetravalentes +4
Aluminio--------------- Al Hafnio------------------ Hf
Bismuto------------------- Bi Iridio------------------- Ir
Disprocio----------------- Dy Osmio------------------ Os
Erbio---------------------- Er Paladio----------------- Pd
Escandio------------------ Sc Platino------------------ Pt
Europio------------------- Eu Renio------------------ Re
Galio---------------------- Ga Rodio------------------ Rh
Gadolinio----------------- Gd Rutenio---------------- Ru
Holmio-------------------- Ho Torio------------------- Th
Prometio------------------ Pm Zirconio--------------- Zr
Indio----------------------- In
Ytrio----------------------- Y
Yterbio-------------------- Yb
Lantano------------------- La
43

Lutecio-------------------- Lu Metales Hexavalentes +6
Neodimio----------------- Nd Molibdeno------------- Mo
Samario------------------- Sm Wolframio------------- W
Terbio--------------------- Tb Uranio----------------- U
Tulio---------------------- Tm
METALES DE VALENCIA VARIABLE
Estos metales son de la siguiente clase:
1. Metales Monovalentes y Divalentes.
2. Metales Monovalentes y Trivalentes.
3. Metales Divalentes y Trivalentes.
4. Metales Divalentes y Tetravalentes.
5. Metales Trivalentes y Tetravalentes.
6. Metales Trivalentes y Pentavalentes.
Metales Monovalentes y Divalentes Metales Monovalentes y Trivalentes
Cobre--------- Cu +1 +2 Oro------------Au +1 +3
Mercurio-------Hg oso ico Talio--------- Tl oso ico
Metales Divalentes y Trivalentes Metales Divalentes y Tetravalentes
Cobalto---------Co +2 +3 Plomo------- Pb +2 +4
Cromo---------- Cr oso ico Estaño------ Sn oso ico
Hierro---------- Fe
Manganeso---- Mn
Níquel---------- Ni
Metales Trivalentes y Tetravalentes Metales Trivalentes y Pentavalentes
Cerio------------ Ce +3 +4 Niobio----------- Nb +3 +5
Praseodimio---- Pr oso ico Tantalio--------- Ta oso ico
Vanadio--------- V
CLASES DE CUERPOS COMPUESTOS.- Los cuerpos compuestos son de las
siguientes clases: Binarios, Ternarios y Cuaternarios.
Compuestos Binarios.- Tienen en su molécula dos clases de átomos, por ejemplo; agua
H2O, Amoniaco NH3, etc.
Compuestos Ternarios.- Son aquellos que tienen en su molécula tres clases de átomos,
por ejemplo, Hidróxido de Sodio NaOH, Àcido Sulfúrico H2SO4, etc.
Compuestos Cuaternarios.- Son compuestos que tienen en su molécula cuatro clases de
átomos, ejemplo, Carbonato Àcido de sodio NaHCO3, etc.
NOMENCLATURA DE LOS COMPUESTOS BINARIOS
Los compuestos binarios comprenden las siguientes funciones:
1. Función anhídrido u oxido Àcido 2. Función óxido metálico
3. Función Àcido hidrácido 4. Función hidruro metálico
5. Función compuesto especial 6. Función haluro neutro
7. Función compuesto no salino 8. Función aleación binaria
44

9. Función amalgama binaria
FUNCIÓN ANHÍDRIDO U ÓXIDO ÀCIDO.- Los anhídridos resultan de combinar
cualquier metaloide con el oxígeno, tomando en cuenta la valencia positiva del metaloide y
la negativa –2 del oxígeno. Nota: Para formar los compuestos químicos se intercambian
los números y no los signos de la valencia de cada átomo.
Nomenclatura de los Anhídridos.- Todos los compuestos químicos tienen nombre
genérico y específico. En el presente caso, el genérico es la palabra ANHÍDRIDO, y el
específico está representado por el nombre del metaloide más prefijos y sufijos de acuerdo
con el grado de oxigenación.
Modernamente, según la nomenclatura IUPAC, los anhídridos u óxidos ácidos se nombran
tomando encuenta la proporción de metaloide y oxígeno.
Ejemplos:
+1 -2
F + O = F2O Anhídrido hipofluoroso Monóxido de difluor
+3 -2
F + O = F2O3 Anhídrido Fluoroso Tritóxido de difluor
+5 -2
F + O = F2O5 Anhídrido Fluòrico Penta óxido de difluor
+7 -2
F + O = F2O7 Anhídrido Perfluòrico Heptaòxido de difluor
FUNCIÓN OXIDO METÁLICO.-Esta función resulta de combinar cualquier metal con
el oxígeno. Tomando en cuenta la valencia positiva del metal y la negativa –2 del oxígeno.
Nomenclatura de los óxidos metálicos.- El genérico es la palabra óxido y el específico es
el nombre del metal. Pero cuando se trata de un metal de valencia variada, para designar a
los óxidos, se hace terminar el específico en OSO y en ICO respectivamente.
Modernamente según la nomenclatura IUPAC, para designar a los óxidos metálicos se
toma en cuenta la proporción del metal y del oxígeno que lo forman.
Ejemplo:
+1 -2
Na + O = NA2O Oxido de sodio Monóxido de disodio
+1 -2
Cu + O = Cu2O Oxido Cuproso Monóxido de Cobre I
+2 -2
Cu + O = Cu2O2 = CuO Oxido Cùprico Monóxido de Cobre II
FUNCIÓN ÀCIDO HIDRÁCIDO.- Resultan de combinar cualquier metaloide
monovalente o divalente con el hidrógeno. Tomando en cuenta la valencia negativa del
metaloide y la positiva +1 del hidrógeno.
Nomenclatura de los ácidos hidrácidos.- El nombre genérico es la palabra ácido, y el
específico está representado por el nombre del metaloide contraído y terminado en
HÍDRICO.
Modernamente según la nomenclatura IUPAC, para designar a los ácidos hidrácidos se
indica la proporción de metaloide y de hidrógeno.
45

Ejemplo:
+1 -1
H + Cl = HCl Àcido Clorhídrico Cloruro de mono hidrógeno
+1 -2
H + S = H2S Àcido Sulfhídrico Sulfuro de di hidrógeno
FUNCIÓN HIDRURO METÁLICO.- Son compuestos que resultan de combinar
cualquier metal con el hidrógeno, tomando en cuenta la valencia positiva del metal y la
negativa –1 del hidrógeno.
Nomenclatura de los hidruros metálicos.-El genérico es la palabra hidruro y el
especifico es el nombre del metal, si el metal es de valencia variable el de menor valencia
termina en OSO y el de mayor valencia en ICO.
Modernamente según IUPAC el genérico esta representado por la palabra hidruro pero con
los prefijos mono, di, tri, tetra, etc., y el específico el nombre del metal.
Ejemplo:
+1 -1
K + H = KH Hidruro de potasio Mono hidruro de potasio
+2 -1
Fe + H = FeH2 Hidruro ferroso Di hidruro de Hierro II
+3 -1
Fe + H = FeH3 Hidruro fèrrico Tri hidruro de Hierro III
FUNCIÓN COMPUESTO ESPECIAL.- Resulta de combinar cualquier metaloide
trivalente o tetravalente con el hidrógeno, participando la valencia negativa del metaloide
y la positiva de +1 del hidrógeno.
Nomenclatura de los compuestos especiales.-Tienen nombres especiales el genérico es
la palabra del metaloide terminado en INA y ANO. Modernamente según IUPAC, el
genérico está representado por el metaloide terminado en uro y el específico la
palabra hidrógeno.
Ejemplo:
-3 +1
N + H = NH3 Amoniaco Nitruro de hidrógeno
-4 +1
C + H = CH4 Metano Carburo de hidrógeno
FUNCIÓN HALURO NEUTRO O SAL HALÓGENA NEUTRA.- Esta función
resulta de combinar cualquier metaloide monovalente o divalente con un metal,
se toma en cuenta la valencia negativa del metaloide y la positiva del metal.
Nomenclatura de los haluros neutros.-El genérico esta representado por el nombre del
metaloide terminado en URO y el específico es el nombre del metal que forma
la sal.
Según la nomenclatura IUPAC, para nombrar a las sales halógenas neutras se toma en
cuenta la proporción del metal y metaloide.
Ejemplo:
-1 +2
Br + Ca = CaBr2 Bromuro de calcio di bromuro de calcio
46

-2 +3
I + Au = Au2I3 Ioduro Àurico Tri yoduro Áurico
-2 +1
Se + Cu = Cu2Se Selenuro Cuproso Selenuro cuproso
FUNCIÓN COMPUESTO NO SALINO.-Se obtiene a través de los siguientes
procedimientos:
1. Combinando un metaloide trivalente o tetravalente con un metal.
Ejemplo:
-3 +2
N + Ba = Ba3N2 Nitruro de Bario Di nitruro de tri bario
3. Combinando dos metaloides entre si.
Ejemplo:
-1 +1
Cl + I = ICl Cloruro de Yodo Mono cloruro de Yodo
Nomenclatura de los compuestos No Salinos.-Cuando se combina un metaloide con un
metal, el genérico está dado por el nombre del metaloide terminado en URO, y el
específico en el nombre del metal, sí el metal es de valencia variable el de menor valencia
termina en OSO y el de mayor valencia termina en ICO. Cuando se combinan dos
metaloides entre si, el genérico está representado por el nombre del metaloide más
electronegativo terminado en URO, y el específico está dado por el nombre del metaloide
más electropositivo.
FUNCIÓN ALEACIÓN BINARIA.-Esta función se obtiene al combinar o mezclar dos
metales entre sí, tomando en cuenta la representación de porcentajes.
Nomenclatura de las Aleaciones Binarias.- El genérico es la palabra aleación y el
específico está representado por el nombre de los dos metales.
Ejemplo:
El Latón que es una aleación de Cobre y Zinc, cuyos porcentajes pueden ser los
siguientes:
Cu 65% o también Cu 75%
Zn 35% Zn 25%
FUNCIÓN AMALGAMA BINARIA.- Las amalgamas binarias son compuestos que
resultan de combinar o mezclar un metal con el mercurio, tomando en cuenta los
porcentajes.
Nomenclatura de las amalgamas binarias.-El genérico es la palabra amalgama y el
específico es el nombre del metal que se combina con el mercurio.
Ejemplo:
Amalgama de Oro Au 95%
Hg. 5%
NOMENCLATURA DE LOS COMPUESTOS TERNARIOS
Son compuestos que tienen en su estructura molecular tres clases de átomos, cuya
clasificación es la siguiente:
47

1. Función ácido oxácido u oxisal de hidrógeno. 2. Función base o hidróxido metálico.
3. Función oxisal neutra. 4. Función haluro ácido.
5. Función sulfoacido. 6. Función seleniacido.
7. Función teluriacido. 8. Función haluro doble.
9. Función haluro mixto. 10. Funciòn sulfosal neutra.
11. Funciòn selenisal neutra. 12. Funciòn Telurisal neutra.
13. Función aleación ternaria. 14. Función amalgama ternaria.
FUNCIÓN ÀCIDO OXÁCIDO U OXISAL DE HIDRÓGENO.- esta función resulta
de combinar un anhídrido con el agua.
Nomenclatura de los ácidos oxácidos u oxisal de hidrógeno.- El nombre genérico es la
palabra ácido y el específico es el nombre del anhídrido con prefijos y sufijos
terminados en : HIPO-OSO; OSO; ICO; PER-ICO.
Ejemplo:
Br2O + H2O = H2Br2O2 = HBrO Àcido hipo bromoso
Br2O3 + H2O = H2Br2O4 = HBrO2 Àcido bromoso
Br2O5 + H2O = H2Br2O6 = HBrO3 Acido brómico
Br2O7 + H2O = H2Br2O8 = HBrO4 Àcido per brómico
CASOS ESPECIALES DE ÁCIDOS OXÁCIDOS PARA EL FÓSFORO ARSÉNICO
Y ANTIMONIO.-Los anhídridos del Fósforo, Arsénico y Antimonio, forman cada uno de
ellos tres clases de ácidos según se hayan combinado con una ,dos y tres moléculas de agua
respectivamente.
Nomenclatura de estos compuestos.- Cuando el anhídrido se combina con una molécula
de agua, al nombre específico del ácido se asigna el prefijo META. Sí son dos las
moléculas de agua se asigna el prefijo PIRO, y si son con tres moléculas de agua se asigna
el prefijo ORTO.
Ejemplo:
P2O3 + H2O = H2P2O4 = HPO2 Acido meta fosforoso
P2O5 + H2O = H2P2O6 = HPO3 Acido meta fosfòrico
P2O3 + 2H2O = H4P2O5 Àcido piro fosforoso
P2O5 + 2H2O = H4P2O7 Àcido piro fosfòrico
P2O3 + 3H2O = H6P2O6 = H3PO3 Àcido orto fosforoso
P2O5 + 3H2O = H6P2O8 = H3PO4 Àcido orto fosfòrico
RADICALES HALOGÈNICOS.- son radicales que resultan de eliminar los hidrógenos
a un ácido oxácido. Tienen valencia negativa igual al número de hidrógenos suprimidos.
Nomenclatura de los radicales halogènicos.-El genérico es la palabra radical, y el
especìfico es el nombre del metaloide con prefijos y sufijos cambiando la
terminación OSO por ITO e ICO por ATO. De la siguiente manera HIPO-OSO
= HIPO-ITO y para el caso de OSO=ITO, para ICO=ATO; y para PER-
ICO=PER-ATO.
Ejemplo
HCLO Àcido Hipo-cloroso CLO’ Radical Hipo-clorito
H2SO4 Àcido Sulfúrico SO4” Radical Sulfato
48

FUNCIÓN BASE O HIDRÓXIDO METÁLICO.- Esta función se obtiene
intercambiando valencias entre un metal y el oxidrilo OH que es monovalente negativo.
Nomenclatura de las bases o hidróxidos metálicos.- El genérico es la palabra hidróxido
y el especifico es el nombre del metal, si es de valencia variable el de menor se le
denomina con la terminación OSO y el mayor valencia con la terminación ICO.
Ejemplo:
+3 -1
Al + OH = Al (OH)3 Hidróxido de aluminio
+2 -1
Fe + OH = Fe (OH)2 Hidróxido ferroso
+3 -1
Fe + OH = Fe (OH)3 Hidróxido fèrrico
FUNCIÓN OXISAL NEUTRA.- Esta función se obtiene a través de los siguientes
procedimientos.
1. Intercambia valencias entre el radical halogènico de un ácido oxácido y un metal.
Ejemplo:
-1 +2
2ClO + Ca = Ca (ClO)2 Hipo clorito de calcio
2. Desplazando los hidrógenos de un ácido oxácido por intermedio de un metal. En este
proceso, además de la oxisal neutra, se desprende hidrógeno molecular H2.
Ejemplo:
3H4P2O7 + 4Bi = Bi4 (P2O7)3 + 6H2 Piro fosfato de bismuto
Nomenclatura de la función oxisal neutra.- El genérico esta representado por el nombre
del ácido, pero cambiando la terminación OSO por ITO e ICO por ATO y el especifico
es el nombre del metal.
FUNCIÓN HALURO ÀCIDO.-Los haluros ácidos sales halógenas ácidas, resultan de
sustituir parcialmente los hidrógenos de un ácido hidrácido por un metal.
Nomenclatura de los Haluros Ácidos.- Se intercala entre el genérico y el especìfico de la
sal, la palabra ÁCIDO.
Ejemplo:
H
S + K = KHS Sulfuro ácido de potasio
H
FUNCIONES SULFOÀCIDO, SELENIÀCIDO Y TELURIÀCIDO.- Son compuestos
que resultan de sustituir el oxígeno de un ácido oxácido por un átomo de Azufre, Selenio y
Teluro respectivamente.
49

Nomenclatura.- El genérico es la palabra ácido y el especìfico es el mismo nombre del
anhídrido, anteponiéndole el prefijo SULFO, SELENI, y TELURI, según la sustitución que
se haya realizado.
Ejemplo:
HNO2 Àcido nitroso HNS2 Àcido sulfo-nitroso
H3PO4 Àcido orto- fosfòrico H3PTe4 Àcido teluri orto-fosfòrico
FUNCIÓN HALURO DOBLE.-Son compuestos que resultan de sumar dos sales
halógenas neutras que tengan el mismo metaloide pero distinto metal.
Nomenclatura.- Se utiliza la misma nomenclatura de los haluros neutros pero en este caso
se intercala entre el genérico y el especìfico de la sal la palabra DOBLE.
Ejemplo:
NaCl + KCl = NaCl2K Cloruro doble de potasio y sodio
Cu2S + Au2S3 = Cu2S4Au2 Sulfuro doble cuproso y aùrico
FUNCIÓN HALURO MIXTO.-Los haluros mixtos o sales halógenas mixtas son
compuestos que resultan de sumar dos sales halógenas neutras que tengan el mismo metal
pero distinto metaloide.
Nomenclatura.-El genérico esta representado por el nombre del no metal más
electronegativo y por el no metal más electropositivo, pero haciendo terminar en URO
solamente al segundo, y el especìfico es el nombre del metal.
Ejemplo:
ZnBr2 + ZnS = Zn2Br2S Bromuro-sulfuro de Zinc
BiI3 + Bi2S3 = Bi3I3S3 = BiIS Yodo –sulfuro de bismuto
FUNCIONES SULFOSAL, SELENISAL Y TELURISAL NEUTRA.- Son
compuestos que resultan de sustituir el oxígeno de una oxisal neutras por el Azufre,
Selenio y Teluro.
Nomenclatura.-Estas sales se designan en la misma forma que las oxisales neutras es decir
cambiando la terminación OSO por ITO e ICO por ATO, pero anteponiendo el genérico
de la sal las palabras SULFO, SELENI y TELURI, ya que el especìfico es el nombre del
metal.
Ejemplo:
Na2CO3 Carbonato de sodio Na2CS3 Sulfocarbonato de sodio
Bi2 (CO3)3 Carbonato de Bismuto Bi2 (CTe3)3 Teluri carbonato de bismuto
KSiO3 Silicato de potasio KSiSe3 Seleni-silicato de potasio
FUNCIÓN ALEACIÓN TERNARIA.-Resultan de combinar o mezclar tres metales
entre sí, valiéndose para ello de los respectivos porcentajes.
Nomenclatura.- El genérico es la palabra aleación y el especìfico está representado por el
nombre de los tres metales que se han combinado o mezclado.
Ejemplo:
Aleación de Cobre, Zinc y Níquel o Alpaca. Cu 50%
Zn 25%
Ni 25%
50

FUNCIÓN AMALGAMA TERNARIA.- Es una combinación o mezcla de dos metales
con el mercurio, tomando en cuenta los respectivos porcentajes.
Nomenclatura.- El genérico es la palabra amalgama y el especìfico está dado por el
nombre de los dos metales que se han combinado o mezclado con el mercurio.
Ejemplo:
Amalgama de Cobre y Estaño Hg 90%
Cu 5%
Sn 5%
UNIDAD V
ENLACES QUÍMICOS
GENERALIDADES.- En los capítulos anteriores se consideró qué es la energía y como
se mide, cual es la estructura del átomo que forma la materia y como se relaciona con el
orden de elementos en la tabla periódica y como escribir correctamente nombres y
formulas de los compuestos formados al combinarse los átomos, con estos antecedentes se
tomará en cuenta los dos tipos de enlaces más conocidos e importantes como son:
51

1. El enlace químico Iónico o electrovalente.
2. El enlace químico covalente.
Posteriormente se indicará enlaces como:
1. Enlace metálico.
2. Enlaces molecular.
3. Enlace de hidrógeno.
4. Fuerzas de Wal-Wals.
Estos últimos tipos de enlaces presentan su importancia al considerar los estados de la
materia y cambios de estado.
Cabe recordar que en la formación de un compuesto químico ocurre un cambio químico,
en el cual el compuesto formado presenta propiedades Físico-Químicas diferentes a los
átomos que los han formado, esta situación se presenta tanto en el ENLACE IÓNICO
como en el ENLACE COVALENTE.
El objetivo de la combinación química de los elementos para obtener un compuesto
químico es alcanzar un estado de máxima estabilidad electrónica, es decir alcanzar un nivel
de energía más bajo, en este ámbito de mecanismos de combinación química están
directamente relacionados con los denominados LIGAMENTOS o ENLACES QUÍMICOS
que une a sus átomos.
REGLA DEL OCTETO Y ESTRUCTURA DE LEWIS.- El término valencia se utiliza
de manera común para tratar los enlaces Iónicos y los enlaces Covalentes.
La valencia de un elemento se mide por la capacidad que tiene de formar enlaces
Químicos. Originalmente se determinó por el número de átomos de Hidrógeno con los
cuales ese elemento se combinaba, así la valencia del Oxígeno es 2 en el H2O, en el CH4
la valencia del carbono es 4. Al referirnos a los electrones de valencia que toman parte en
los enlaces químicos. Estos electrones son los que se encuentran en la capa electrónica
más externa del átomo. Los electrones de valencia que se los representa por el símbolo
electrón punto se lo conoce como el símbolo de LEWIS o estructura de LEWIS
constituyen una manera simple y conveniente de mostrar los electrones de valencia de los
átomos y tenerlos presentes en el curso de la formación de los enlaces.
Ejemplo:
Li · · Be · · B · · C · · N · · O · · F · · Ne ·
La forma en que los átomos ganan, pierden o comparten electrones con frecuencia pueden
verse como un intento por parte de los átomos para tener el mismo número de electrones
que los gases nobles que se encuentran cercanos a ellos en la tabla periódica, ya que los
gases nobles tienen una distribución electrónica muy estable manifestada por su energía de
ionizaciòn alta, por su baja afinidad por los electrones y por la carencia de reactividad
química. Debido a que los gases nobles (Excepto el Helio) tienen ocho electrones de
valencia, muchos átomos sometidos a reacciones también terminan con ocho electrones de
valencia esto a dado lugar a lo que se conoce como REGLA DEL OCTETO. Sin embargo
la Regla del Octeto ofrece una forma útil para introducir algunos conceptos importantes
acerca de los enlaces.
REGLAS PARA UTILIZAR LA ESTRUCTURA DE LEWIS
52

1. Ordenar los átomos de la forma más probable, a partir de la fórmula del compuesto, por
ejemplo CO2 (dióxido de carbono), el carbón esta en medio de los dos átomos de oxígeno
a su alrededor, en el SO3 (óxido de Azufre) el Azufre es el átomo central y así
sucesivamente. En los oxácidos todos los Hidrógenos reemplazables están conectados a
los átomos de Oxígeno por ejemplo el Àcido Cloroso HClO2.
2. Cuente y utilice el número total de electrones de valencia, ni más ni menos.
3. Coloque un par de electrones entre cada dos átomos y organice los otros electrones en
pares alrededor de los átomos en tal forma que se obtenga 8 electrones alrededor de cada
átomo excepto en el hidrógeno que tiene tan solo dos electrones.
4. Re ordene los pares de electrones si es necesario, colocando un enlace doble o un triple
para distribuir 8 electrones alrededor de cada átomo, excepto en el Hidrógeno, ejemplo
H2O el arreglo u orden posible es H-O-H colocando dos electrones entre cada dos átomos
da H: O: H colocando los 4 electrones de valencia restante a partir del total de electrones
de valencia tenemos 6+1+1=8, alrededor del Oxígeno da lo siguiente:
H: O: H
Esto proporciona al átomo de oxígeno 8 electrones a su alrededor, a cada Hidrógeno 2
electrones y a todos los 8 electrones de valencia se han tomado en cuenta, por lo tanto esto
debe ser la estructura de LEWIS correcta.
ENLACE IÓNICO FORMACIÓN Y ESTRUCTURA DE COMPUESTOS
El enlace Iónico o electrovalente se forma cuando uno o más electrones se transfieren de
un átomo a otro. Se origina así un ion positivo y uno negativo, los cuales se unen debido a
una atracción electroestática. Debido a la naturaleza de este tipo de enlace, los inoes
formados no constituyen una molécula de uno o más iones negativos o positivos. En
cambio cada ion positivo está rodeado por iones negativos y viceversa. Así por ejemplo si
el metal Sodio entra en contacto con el gas Cloro, se provoca una reacción violenta que es
una sustancia compuesta con el Iòn Na+
Cl+
esto quiere decir que el átomo de Sodio a
perdido un electrón y hacido ganado por el átomo de Cloro, de la siguiente manera:
2Na(S) + Cl2 2NaCl(S)
Representado esto por la estructura de LEWIS tenemos a los Bromuros Br-
, Yoduros I-
,
Sulfitos SO2-
, Nitratos NO3-
, Fosfatos PO43-
, etc.
Ejemplos de enlaces Iónicos:
NaCl, CaCl2, KNO3, etc. Para el KCl tenemos lo siguiente:
K 1 e- val. K.
Cl 7 e- Val. : Cl:
Cambio químico
K. + .Cl: K: Cl: Enlace KCl K+
Cl-
At. At. De tipo Iònico Sal Iónica
53

Compuesto intrínsicamente formado por iones K+
Cl-
ENLACE COVALENTE: SIMPLE, DOBLE, TRIPLE, POLAR, NO POLAR Y
COORDINADO
El enlace covalente se presenta cuando dos átomos comparten electrones entre sí, los
ejemplos más conocidos de enlaces covalentes se observan en las interacciones de los
elementos no metálicos es decir con los no metales. En el enlace covalente debemos tener
en cuenta lo siguiente:
1. El orbital que ocupa el par de electrones.
2. Como está ordenado o colocado el par de electrones.
3. si hay múltiple (2 o 3), entre los átomos.
4. Si hay pares no enlasantes o pares solos de electrones.
5. S i el enlace formado es polar o no polar.
En muchos compuestos covalentes cada átomo suministra un electrón para la formación de
un enlace. LA LONGITUD DE ENLACE o sea la distancia entre los dos núcleos que
forman el enlace, es, más corta en un enlace doble que en un enlace simple y màs corta en
un enlace triple que en un doble. SU ENERGÍA DE ENLACE que es la cantidad de
energía necesaria para romper el enlace, es mayor para el enlace triple y menor para un
enlace simple. El número máximo de enlaces que puden formarse entre dos átomos es tres.
En la formación de estos enlaces covalentes, el nuevo orbital formado a menudo se
denomina ORBITAL MOLECULAR, considerando la formación de enlaces covalentes por
superposición de orbitales, debemos recordar tres aspectos:
1. El nuevo orbital está formado por la superposición de orbitales atómicos de
diferentes átomos.
2. Los electrones ocupan los nuevos orbitales en pares.
3. Solamente los electrones de valencia están enlazados muy fuertemente a su propio
átomo para ser usado en la formación de enlaces.
4.
Ejemplos de enlaces covalentes: HCl, F2, NH3, O2, etc.
Enlace Covalente Simple.- Se denomina enlace covalente simple cuando dos àtomos
comparten un par de electrones.
Ejemplo: HCl
H. .Cl: H: Cl: HCl Compuesto covalente
At. At. 1 enlace H-Cl Molecular
Comparte e- covalente simple
Enlace Covalente Doble.- Si dos pares de electrones son compartidos entre dos átomos, se
denominan enlaces dobles.
Ejemplo:
O2 . .
: O: +: O: : O = O: 1 enlace covalente doble
54

Enlace Covalente Triple.-Si tres pares de electrones comparten entre dos átomos se
denomina enlace triple.
Ejemplo:
N2 : N. + . N: : N = N : 1 enlace covalente triple
Enlace Covalente Polar.- En este tipo de enlace los átomos que forman parte del enlace
covalente, es decir átomos que comparten un par de electrones de diferente afinidad
electrónica, se produce un desequilibrio de la carga eléctrica, hacia el átomo màs
electronegativo, en este caso la diferencia de electronegatividad es diferente de cero, esto
quiere decir que existe un desequilibrio de electrones, de esta manera tenemos un enlace
covalente polar.
Ejemplo:
HNO3, HCl, etc.
H. + .Cl: H: Cl: enlace H-Cl tipo covalente polar
At. At.
Enlace Covalente No Polar.- En este tipo de enlace los dos átomos que forman parte de
un enlace covalente, es decir átomos que comparten en el enlace una o màs parejas de
electrones tienen idéntica afinidad electrónica, y su diferencia de electronegatividad es
cero, no se produce desplazamiento alguno hacia los centros de carga positiva ni a la carga
negativa se conoce como enlace covalente no polar, así tenemos: O2, H2, N2, etc.
Ejemplo:
H2 H. + .H H-H compuesto molecular de naturaleza
Covalente no polar.
Enlace Covalente Coordinado.- En este tipo de enlace un solo átomo forma parte del
enlace formado, aporta individualmente dos o màs parejas de electrones en la formación de
dicho enlace, asì tenemos: H2SO4, HClO4, H3PO4, etc.
Ejemplo: H2SO4
ESTRUCTURAS DE RESONANCIA.- Algunas veces sucede que una estructura de
Lewis simple es inadecuada para representar una, molécula en particular, pero que un
promedio de dos o màs estructuras de Lewis forman una representación satisfactoria. En
estos casos, la estructura de Lewis se conoce como forma de resonancia por ejemplo: el
Ozono.
O
55

O3 O O curvas con distancias similares O - O
El oxígeno contribuye con seis electrones a la capa de valencia por tanto la molécula de
ozono tiene 18 electrones en dicha capa al escribir la estructura de Lewis encontramos que
podemos tener dobles enlaces para formar octetos de electrones alrededor de cada átomo.
O
: O : : O :
Pero esta estructura no puede ser correcta por si misma, pues necesita que el enlace O-O
sea diferente el uno del otro lo cual es lo contrario a lo que se observa en la estructura. Sin
embargo, al dibujar la estructura de Lewis podríamos facilitar el procedimiento colocando
un enlace O-O al lado izquierdo.
O
O O
Las dos alternativas de la estructura de Lewis para el caso del Ozono son equivalentes
excepto por la colocación de los electrones.
O O
O O O O
Para describir una forma adecuada a la estructura del Ozono, escribimos ambas estructuras
de Lewis e indicamos que la estructura real escrita es el promedio entre las dos
estructuras sugeridas por las formas de resonancia.
Las flechas de doble dirección se utiliza para indicar que la estructura se
encuentra como formas de resonancia, una regla que podría aplicarse para escribir las
formas de resonancia es que la distribución de los núcleos debe ser el mismo en cada
estructura, y las diferencias existan únicamente en la distribución de los electrones,
ejemplo:
Para el Ion NO3-
(Ion Nitrato) es el ejemplo más común de resonancia.
- - -
O O O
N N N
O O O O O O
Ejercicio: Describir la molécula de ClO2 en términos de tres posibles resonancias donde
las distancias Cl-O son iguales.
56

MOLÉCULAS SIN EL OCTETO DE ELECTRONES.- Hay unas pocas moléculas
que no pueden ser representadas, por la estructura de Lewis es decir no se ajustan a la regla
del Octeto ya que su situación que tiene que ver con la combinación química involucra
condiciones especiales de reacción en este contexto los casos más particulares más
representativos son los siguientes: Moléculas como NO2, NO, tienen electrones impares y
sus enlaces formados pueden ser explicados con la teoría del orbital molecular. Molécula
BF3 representa solamente enlaces covalentes simples del tipo B-F.
F F F
B F B
F F
Realizar los siguientes ejercicios: PCl5, XeF4, Etc.
ENLACE DE HIDRÓGENO.- Debido a que ciertas moléculas poseen la denominada
polaridad eléctrica, es decir son moléculas que presentan un polo positivo y otro negativo
se produce una atracción de cargas opuestas entre moléculas distintas, dando origen al
enlace de hidrógeno o puente de hidrógeno.
Nota: Para mantener agua líquida en un sistema a presión y temperaturas normales se
forman conglomerados de 5, 6, 7 o más moléculas de agua unidas mediante enlace o
puentes de hidrógeno, ejemplo: H2O, NH3.
H
O H O H
H
H-O.....H-O.....H-O......H-O.....H-O.....H-O.....H-O....
H H H H H H H
ENLACE METÀLICO.- Se conoce como enlace metálico a la principal fuerza que
mantiene unido los átomos de un elemento metálico especialmente cuando se encuentran
en estado sólido , en estas condiciones el enlace se produce cuando àtomos de un metal
contribuyen con ns electrones de valencia a formar la nube electrónica del enlace covalente
de resonancia del enlace total. Na(S), Mg(S). Solo metales.
Na. + . Na Na: Na Un enlace Na-Na Metàlico
TIPOS DE ENLACES COVALENTES SIGMA (σ) Y PI (π).- Existen dos tipos de
enlaces covalentes que se deben considerar, asì tenemos:
57
B es el átomo central
que no cumple la
regla del Octeto
Tenemos tres enlaces
covalentes B-F
simples
H2O (L) compuesto
covalente de
naturaleza polar. 2-
enlaces H-O
covalentes simples.
Enlace de
Hidrógeno o puente
de Hidrógeno

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