Química I: Una ciencia interdisciplinaria

DOCUMENTO BASE QUÍMICA I

SECRETARÍA DE EDUCACIÓN JALISCO

COORDINACIÓN DE EDUCACIÓN MEDIA SUPERIOR,
SUPERIOR Y TECNOLÓGICA

DIRECCIÓN GENERAL DE EDUCACIÓN MEDIA SUPERIOR

DIRECCIÓN DEL BACHILLERATO EN LA MODALIDAD INTENSIVA
SEMIESCOLARIZADA

QUÍMICA I

PROYECTOS ACADÉMICOS DE LA
DGEMS

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Guadalajara, Jalisco
Febrero de 2007

SECRETARÍA DE EDUCACIÓN JALISCO
MATEMÁTICAS I

DIRECTORIO
SECRETARIO DE EDUCACIÓN JALISCO
LIC. MIGUEL ÁNGEL MARTÍNEZ ESPINOSA

COORDINADOR DE EDUCACIÓN MEDIA SUPERIOR,
SUPERIOR Y TECNOLÓGICA
LIC. EDUARDO DÍAZ BECERRA

DIRECCIÓN GENERAL DE EDUCACIÓN MEDIA SUPERIOR
ING. ANTONIO MAGAÑA ZÚÑIGA

DIRECCIÓN DEL BACHILLERATO EN LA MODALIDAD
INTENSIVA SEMIESCOLARIZADA
MTRA. DIMNA SILVIA GONZÁLEZ HERNÁNDEZ

PROYECTOS ACADÉMICOS DE LA DIRECCIÓN GENERAL
DE EDUCACIÓN MEDIA SUPERIOR
PROFR. JUAN ANTONIO JIMÉNEZ GONZÁLEZ

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Compilación
• José Joaquín Sánchez
• Alejandro Gaona Andalón

Academia:
Aguayo Vargas Eduwiges del C.
Aldana Meza Brenda
Elizalde Camino Salvador
Flores Maciel Ma. De Lourdes
Pérez Cisneros Porfirio Rafael
Ibarra Moreno Ma. Rosaisela
Vallejo Vázquez Josué Abraham

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UNIDAD 1

1.1. La química: una ciencia interdisciplinaria.

El mundo actual gracias a la química se desarrolla día con día, logrando mayores beneficios para el
hombre, ya que esta ciencia interviene en todos los aspectos de nuestra vida cotidiana, desde el
nacimiento hasta la muerte.

En el universo las reacciones químicas se realizan espontáneamente, produciendo diversas sustancias.
En la tierra, las reacciones químicas también ocurren espontáneamente en forma rápida, debido sobre
todo a la presencia del oxígeno en el aire y en las aguas de los mares, ríos y lagos.

Los vegetales producen una gran variedad de compuestos utilizando el bióxido de carbono de la
atmósfera, el agua, los minerales del suelo, y como fuente de energía, la luz solar.

La vida animal se mantiene gracias a la combustión que realiza el organismo, produciéndose bióxido de
carbono que se expulsa en la respiración, liberándose la energía necesaria para que se efectúen las
complejas reacciones químicas que los organismos necesitan para mantenerse vivos.

Se asegura que nada hay que escape a la intervención de la química, sea de una forma u otra. Se le
encuentra en una célula o una estrella, como manifestaciones de la naturaleza.

En muchos casos el hombre se sirve de ella para satisfacer sus necesidades creando bienes materiales
como vestidos, alimentos, combustibles, etc.

Por todo lo anterior expuesto, concluimos que la química es una ciencia interdisciplinaria, ya que para
su desarrollo, es necesario su relación con los seres vivos (Biología), en el estudio de las partículas
subatómicas (Física), con el petróleo y sus derivados (Matemáticas).

a) Concepto de ciencia.

La ciencia es un conjunto de conocimientos razonados y sistematizados opuestos al conocimiento
vulgar.

Podemos afirmar que la ciencia es uno de los productos mas elaborados del ser humano pues a través
de ella el hombre ha comprendido, profundizado, explicado y ejercido un control sobre muchos de los
procesos naturales y sociales.

Las principales características de la ciencia son:

• Sistemática: ya que se emplea el método científico para sus investigaciones

• Comprobable: porque puede verificarse si es falso o verdadero lo que se propone como
conocimiento

• Perfectible: ya que constantemente se modifican sus enunciados, pues el hombre al aumentar
sus conocimientos la corrige y mejora.

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• Natural: estudia todo lo que se encuentra en el medio ambiente.

b) Ciencia formales y factuales.

La ciencia se divide para su estudio en:

Las ciencias formales son aquellas que estudian ideas. Su carácter principal es que demuestran o
prueban sus enunciados en principios lógicos. Ejemplos: lógica y matemáticas.

Las ciencias factuales comprueban mediante la observación y la experimentación sus hipótesis leyes o
teorías. Ejemplos: las ciencias naturales y sociales.

c) Método científico.

El método científico experimental es el más adecuado para trabajar en química, que es una ciencia
factual. Es el producto de una serie de investigaciones razonadas y organizadas de tal maneras que nos
llevan a una solución del problema planteado.

No siempre es posible experimentar con todos los fenómenos naturales, pues en muchos casos el
investigador no interviene en las causas del fenómeno en estudio, por ello para no alterar de manera
intencionada y controlada ninguna de las variables, solo puede llevar a cabo su investigación científica
mediante la observación sistemática y minuciosa de dichos fenómenos cuando se presentan.

Las etapas o pasos del método científico experimental son:

1. Definición del problema: en esta etapa se plantean las preguntas a las que se quieran responder con
claridad, consta de las siguientes partes:

• Observación del fenómeno y expresión de éste en un lenguaje sencillo, natural o llano.
• Realizar consulta bibliográfica sobre ese fenómeno.

2. - Plantear hipótesis de trabajo: Es en sí una predicción (suposición) en la que se explica cómo y
por qué sucede el fenómeno.

El enunciado de la hipótesis debe involucrar las variables del fenómeno, ya sea cualitativas (no
medibles) ó cuantitativas (medibles) debe formularse mediante proposiciones afirmativas, debe ser
clara y debe basarse en la investigación bibliográfica. La hipótesis estará formulada de tal manera que
sus consecuencias puedan ser comprobadas mediante la experimentación.

Debemos de escoger un método de enjuiciamiento que nos ayude a explicar el fenómeno observado.

3. - Elaboración de un diseño experimental: en esta etapa se escoge o elabora el procedimiento
experimental que se va a usar y los instrumentos de medición capaces de medir y controlar las variables
del fenómeno.

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El procedimiento experimental es la secuencia de operaciones que va a realizar el investigador. Es el
investigador quien decide qué medir y cómo hacerlo, por lo cual considera los aspectos de equipo,
tiempo y dinero disponible.
Una vez que se han llevado a cabo los experimentos de prueba, al realizar el experimento final se
deberán tomar en cuenta todas las mediciones hechas, así como, anomalías y detalles que ocurran a la
hora de realizarlo.

4. - Análisis del resultado: una vez obtenidas las mediciones, es necesario el representarlas por medio
de tablas y/o gráficas que nos ayudan a representar el fenómeno en forma cuantitativa los cuales deben
de ayudar a contestar lo más claramente posible las preguntas planteadas.

5.- Obtención de conclusiones: en este punto toca responder con claridad las preguntas planteadas en
el experimento y manifestar si fue válida o no la hipótesis de trabajo.

Si hay preguntas que no se puedan responder deberá establecer el por qué o, si el caso lo amerita, hacer
una conjetura acerca de la hipótesis o modelo que describa el fenómeno estudiado.

6.- Elaboración del informe escrito: de los factores más importante a la hora de escribir un informe
científico es la claridad, también tomar en cuenta al nivel académico a quien va dirigido y el lenguaje a
usar. Otra cosa importante es la presentación del trabajo.

Definición.

La química es la ciencia que trata de la composición, estructura, propiedades y transformaciones de la
materia así como de las leyes que rigen esos cambios.

Así, todo el universo es su objeto de estudio. La química pertenece al grupo de la ciencias fácticas
(factuales) ya que estudia y mide hechos basados en la observación y la experimentación.

Como toda ciencia experimental, sigue los pasos del método científico para llegar al establecimiento de
teorías y leyes que describen el comportamiento de la naturaleza.

1.1.1 Relación con otras ciencias (subdivisiones).

El campo del estudio de la química es tan amplio, que no es posible, tan solo, interesarse en un dominio
particular y así contribuir a su desenvolvimiento. Por eso la química al relacionarse con otras ciencias,
forma nuevas ramas o subdivisiones.

Las subdivisiones de la química son:

 Química inorgánica: campo de la química que estudia las reacciones y propiedades de los
elementos químicos y sus compuestos, excepto el carbono y sus compuestos, que se estudian en la
química orgánica. Históricamente la química inorgánica empezó con el estudio de los minerales y
la búsqueda de formas de extracción de los metales a partir de los yacimientos.

 Química orgánica: rama de la química en la que se estudian el carbono, sus compuestos y
reacciones. Existe una amplia gama de sustancias (medicamentos, vitaminas, plásticos, fibras
sintéticas y naturales, hidratos de carbono, proteínas y grasas) formadas por moléculas orgánicas.
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 Química analítica: una de las ramas más importantes de la química moderna. Se subdivide en dos
áreas principales, el análisis cualitativo y el cuantitativo. El primero identifica los componentes
desconocidos existentes en una sustancia, y el segundo indica las cantidades relativas de dichos
componentes.

 Bioquímica: estudio de las sustancias presentes en los organismos vivos y de las reacciones
químicas en las que se basan los procesos vitales. Esta ciencia es una rama de la Química y de la
Biología. El prefijo bio-procede de bios, término griego que significa ‘vida’. Su objetivo principal
es el conocimiento de la estructura y comportamiento de las moléculas biológicas, que son
compuestos de carbono que forman las diversas partes de la célula y llevan a cabo las reacciones
químicas que le permiten crecer, alimentarse, reproducirse y usar y almacenar energía.

 Otros campos especializados son: ingeniería química, metalurgia, petroquímica, química nuclear.

1.2 Materia.

1.2.1 Características y manifestaciones de la materia.

A la fecha no se ha podido obtener una definición clara y sencilla de lo que es materia. Algunos
autores la definen como “todo lo que ocupa un lugar en el espacio y tiene masa”. Todo lo que
constituye el universo es materia.

De acuerdo con las teorías de la física relativista, la materia se manifiesta como masa y energía, en un
espacio y tiempo determinados.

La existencia de materia en forma de partículas se denomina masa.

A la energía actualmente se le considera como el principio de actividad interna
de la masa.

La materia y sus manifestaciones se rigen bajo las siguientes leyes:

 LEY DE LA CONSERVACIÓN DE LA MASA. Esta ley fue enunciada por Lavoisier y establece
que “la masa no se crea ni se destruye, sólo se transforma”.

 LEY DE LA CONSERVACIÓN DE LA ENERGÍA. Esta ley fue enunciada por Mayer y establece
que “la energía del Universo se mantiene constante de tal manera que no puede ser creada ni
destruida y sí cambiar de una forma a otra”.
 LEY DE LA CONSERVACIÓN DE LA MATERIA. Esta ley se fundamenta en la Teoría de la
Relatividad de Albert Einstein, y dice que “la cantidad de masa–energía se manifiesta en un
determinado espacio-tiempo constante”.

1.2.2 Propiedades químicas y físicas, intensivas y extensivas de la masa.

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La masa se manifiesta ante nuestros sentidos como elementos, compuestos, mezclas, sólidos, líquidos y
gases.

La masa presenta propiedades generales (extensivas) y específicas (intensivas).

Las generales, también llamadas extensivas, son aditivas y las presentan todas las substancias, pues
dependen de la cantidad de masa en estudio y son: masa, peso, inercia, volumen, divisibilidad,
porosidad; no nos sirven de mucho en cuanto a su valor para identificar una sustancia.

Las propiedades específicas o intensivas sí nos sirven para identificar o diferenciar una sustancia de
otra. Su valor es específico y no depende de la cantidad de masa en estudio. Algunos ejemplos son:
temperatura, densidad, color, índice de refracción y reflexión, puntos de fusión y ebullición,
poder oxidante y reductor, acidez, basicidad, dureza, solubilidad, elasticidad, presión vapor, etc.

Estas propiedades también las podemos clasificar como: físicas (masa, peso, divisibilidad, dureza
elasticidad, etc.) y químicas (poder oxidante, poder reductor, acidez, basicidad).

1.2.3 Estados de agregación.

Se ha dicho que la masa se hace notar en forma de partículas y que al agregarse constituyen las
sustancias. Si las partículas conservan determinada cantidad de energía cinética, existirá cierto grado de
cohesión entre ellas. Los estados de agregación de la masa son: sólido, líquido y gas.

Las sustancias en estado sólido ocupan un volumen definido normalmente tienen forma y firmeza
determinadas, la movilidad de las partículas que las constituyen es casi nula, existiendo una gran
cohesión, son incompresibles y no fluyen.

Un líquido ocupa un volumen definido, pero es necesario colocarlo en un recipiente, y éste tomara la
forma del recipiente, la movilidad y las fuerzas de cohesión son intermedias, son incompresibles y
fluyen.

Un gas no tiene forma ni volumen definidos, por lo que se almacena en un recipiente cerrado. El gas
tiende a ocupar todo el volumen del recipiente en que está confinado y sus partículas poseen gran
energía cinética, presentando movimientos desordenados, fluye y es compresible.

1.2.4 Cambios de estado.

En nuestro ambiente y bajo ciertas condiciones, las substancias se presentan en uno de los estados de
agregación antes mencionados, pero pueden cambiar de un estado a otro si las condiciones cambian.
Estas condiciones son presión y temperatura. Los cambios de estado son:

1. Fusión. Cambio que sufren las sustancias al pasar del estado sólido al líquido al incrementarse el
calor.

2. Evaporación. Cambio que se experimenta cuando un líquido pasa al estado de vapor o gas por
incremento de calor.

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3. Sublimación. Es el paso del estado sólido al gaseoso o vapor sin pasar por el estado líquido,
necesitándose calor. El cambio contrario, de gas o vapor a sólido, se llama degradación.

4. Solidificación. Este cambio requiere de eliminar calor y ocurre cuando un líquido cambia al estado
sólido.

5. Condensación. Es el paso del estado de vapor al estado líquido. Este cambio también supone la
eliminación de calor.

6. Licuefacción. Es el paso del estado gaseoso al estado líquido. Además de eliminar calor debe
aumentarse la presión para conseguir el cambio.

La diferencia entre un vapor y un gas es que el vapor se condensa y el gas se licua.

1.3 Energía.

Energia: es la capacidad de los cuerpos para realizar un trabajo.

1.3.1 Características y manifestaciones de la energía.

Al hablar de la energía existen solo dos tipos: la potencial y la cinética.

La energía potencial es la energía almacenada en una partícula debido a su posición dentro de un
campo de fuerzas eléctricas magnéticas o gravitacionales.

La energía cinética, es la energía que poseen los cuerpos en movimiento, o bien la energía debida a
una partícula y en virtud de su velocidad.

Con la transformación de estas dos, ocurren otras manifestaciones. Algunas manifestaciones
energéticas comunes son: solar, química, hidráulica, luminosa, eólica, mecánica, eléctrica, térmica o
calorífica, atómica o nuclear, geodésica, biomasa.

1.3.2 Beneficios y riesgos en el consumo de la energía.

Los beneficios que ofrecen el aprovechamiento de las diferentes manifestaciones son muchas, todas
enfocadas hacia el confort y avance de la humanidad, lamentablemente muchos de estos beneficios son
a corto plazo ya que muchas de estas energías son no renovables, es decir, no se pueden producir de
manera artificial.

Actualmente con el consumo excesivo y al ritmo que lo estamos viviendo, estos materiales se agotarán
y si no se buscan fuentes alternas de energía, la humanidad podría verse paralizada y retrocedería a
tiempos antiguos.

1.3.3 Aplicaciones de la energía no contaminantes.

La energía lumínica puede aprovecharse en las regiones donde la mayor parte del tiempo tiene días
soleados, ya que se han desarrollado equipos que utilizan esta energía.

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Las celdas solares son dispositivos capaces de convertir la energía lumínica en eléctrica, está
constituida por una celda plana de material semiconductor que genera una corriente eléctrica, el flujo
de electrones es colectado y transportado por medio de contactos metálicos dispuestos en forma de
enrejado. Un módulo fotovoltaico consiste en un grupo de celdas montadas en un soporte rígido e
interconectadas eléctricamente, además es de fácil mantenimiento.

Con la energía nuclear o atómica es posible suministrar calor y electricidad. Las centrales núcleo
eléctricas son muy rentables, ya que es muy poca la cantidad de combustible (uranio) que necesita. En
las núcleo eléctricas el calor se obtiene de la fusión del uranio.

La biomasa se trata de toda materia orgánica que existe en la naturaleza (árboles, arbustos, algas,
desechos orgánicos, animales, estiércol, etcétera) que sean susceptibles de transformarse en energía por
medio de fermentación anaerobia o en ausencia de aire y en un recipiente cerrado llamado digestor.
Con la biomasa pueden generarse combustibles sólidos, gaseosos y líquidos para producir vapor
electricidad y gases (biogás).

1.4 Cambios de la materia.

A las modificaciones o cambios que experimentan las sustancias bajo la acción de las diferentes formas
de energía se les llama fenómenos.

a) Cambio físico.

Las modificaciones o cambios que no alteran la composición íntima de la sustancia, o que solo lo hacen
de modo aparente y transitorio, reciben el nombre de fenómenos físicos.

Estos fenómenos desparecen al cesar la causa que los origina, en su mayoría son fenómenos
reversibles. Ejemplos son: dilatación de un metal, transmisión del calor, velocidad, aceleración, etc.

b) Cambio Químico.

Cuando el cambio experimentado modifica permanentemente la naturaleza íntima de la sustancia y no
es reversible, el fenómeno es de tipo químico.

Antes y después del cambio se tienen sustancias diferentes con propiedades diferentes. Ejemplos son:
digestión de los alimentos, corrosión de los metales, explosión de una bomba, revelado de una
fotografía, combustión de un cerillo, fotosíntesis, fermentación.

c) Cambio Nuclear.

Fenómeno o cambio que consiste en la desintegración espontánea o decaimiento de los núcleos
atómicos de ciertos elementos, acompañada de emisión de partículas o radiaciones electromagnéticas.

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Fue el científico Francés Becquerel el primero en descubrir la radioactividad al observar que el uranio
producía un tipo de rayos capaz de atravesar varias hojas de papel negro e impresionar una placa
fotográfica colocada al otro lado.

El descubrimiento de la radiactividad artificial ha sido uno de los logros más importante de la física
nuclear, ya que actualmente se producen en la industria una gran variedad de elementos radiactivos con
múltiples aplicaciones en la investigación científica, la medicina, la agricultura y la industria.

COMPLEMENTO DE LA PRIMERA UNIDAD

Elementos, compuestos y mezclas.

Las sustancias químicas se pueden clasificar en puras o no. Las sustancias puras se clasifican en
elementos y compuestos.

Los elementos son sustancias simples que no pueden descomponerse por métodos químicos ordinarios
en algo más sencillo.

En la actualidad se conocen 118 elementos, 92 de los cuales son naturales y el resto son artificiales. La
mayoría son sólidos, cinco son líquidos en condiciones ambientales y doce son gaseosos. Varios de
ellos se conocen desde tiempos muy antiguos, unos son abundantes, otros extremadamente raros,
algunos son radiactivos y otros se han sintetizado en laboratorios con una vida promedio muy corta.

Los elementos se representan por símbolos y están ordenados por un número y por sus propiedades en
un arreglo llamado tabla periódica.

La mínima unidad material que puede existir representando las características de un elemento, es el
átomo. Un elemento tiene átomos iguales entre si y diferentes a los de otro elemento.

Los compuestos son sustancias que resultan de la unión química de dos o más elementos en
proporciones definidas, se combinan de tal manera que ya no es posible identificarlos por sus
propiedades originales e individuales y sólo una acción química los puede separar.

Los compuestos se representan por fórmulas y la mínima unidad material que puede existir
representando las características de los compuestos es la molécula. Algunos ejemplos son: agua(H2O),
Oxido de calcio (CaO), cloruro de sodio(NaCl)

Las mezclas son el resultado de la unión física de dos o más sustancias(elementos o compuestos) que al
hacerlo conservan sus propiedades individuales. La composición de las mezclas es variable y sus
componentes siempre podrán separarse por medios físicos o mecánicos.

Las mezclas pueden ser clasificadas como:

• Homogéneas: son las que contienen la misma cantidad de sus componentes en toda la muestra, no
es posible a simple vista ver los componentes, se encuentran tan íntimamente ligados que forman
una sola fase.

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• Heterogéneas: se distinguen fácilmente sus componentes y las diferentes fases que las forman, la
composición no es constante en toda la muestra.

Además existen mezclas sólidas, gaseosas y líquidas. Las mezclas en estados intermedios constituyen
los sistemas de dispersión.

Mezclas
Sólidas Líquidas Gaseosas
Cemento Petróleo Aire
Bronce Agua de mar Gas
Granito Tinta
Papel Refresco
Pólvora Agua mineral
Tierra
Acero

Para la separación de mezclas los métodos más comunes son:

1. Decantación. Método para separar un sólido, de grano grueso e insoluble, de un líquido. Consiste
en verter el líquido después que se ha sedimentado el sólido. Este método también se aplica en la
separación de dos líquidos no miscibles y de diferentes densidades, utilizando un embudo de
separación.

2. Filtración. Permite separar un sólido insoluble (de grano relativamente fino) de un líquido. Para tal
operación se emplea un medio poroso de filtración o membrana que deja pasar el líquido y retiene
el sólido.

3. Centrifugación. Método utilizado para separar un sólido (insoluble de grano muy fino y de difícil
sedimentación) de un líquido. La operación se lleva a cabo en un aparato llamado centrífuga, en el
que por medio de un movimiento de translación acelerado se aumenta la fuerza gravitacional
provocando la sedimentación del sólido o de las partículas de mayor densidad.

4. Destilación. Método que permite separar mezclas de líquidos miscibles, aprovechando sus
diferentes puntos de ebullición. Este procedimiento incluye una evaporación y condensación
sucesivas. Existen diferentes tipos de destilación, entre ellos los más comunes son: simple,
fraccionada, por arrastre de vapor, al vacío, etc.

5. Cristalización. Este método consiste en provocar la separación de un sólido que se encuentra
disuelto en una solución; finalmente el sólido queda como cristal y el proceso involucra cambios de
temperatura, agitación, eliminación del solvente, etc. Otra forma de lograr una cristalización es
cuando una mezcla sólido – líquido contiene un solvente o líquido volátil.

6. Evaporación. Es la operación por la cual se separa un sólido disuelto en un líquido y por
incremento de temperatura hasta que el líquido hierve o ebulle y pasa al estado de vapor, quedando
el sólido como residuo en forma de polvo seco. El líquido puede o no recuperarse.

7. Sublimación. Método utilizado para la separación de sólidos, aprovechando que alguno de ellos es
sublimable, pasando del estado sólido al líquido por incremento de temperatura.

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8. Diferencia de solubilidad. Permite separar sólidos de líquidos o líquidos de líquidos al contacto
con un solvente que selecciona uno de los componentes de la mezcla. Este componente es soluble
en el solvente adecuado y es arrastrado para su separación.

9. Imantación. En este método se aprovecha la propiedad de alguno de los componentes de la mezcla
para ser atraído por un campo magnético.

10. Cromatografía. Este método consiste en separar mezclas de gases o de líquidos por el paso de
éstas a través de un medio poroso y adecuado, con ayuda de solventes. El equipo para tal operación
puede ser tan simple como una columna rellena, un papel o una placa que contiene un medio
poroso, o bien un equipo tan sofisticado como lo es un cromatógrafo.

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UNIDAD 2

2.1. Primeras aproximaciones al modelo atómico actual.

El atomismo ha sido la especulación científica más atrevida y fructífera que surgió de la antigua
Grecia. Leucipo y Demócrito desarrollaron la Primera Teoría Atómica, que sugería que toda la materia
estaba formada por partículas idénticas e indivisibles, llamadas átomos.

Empédocles, explicó la composición de la materia de otra forma, decía que la materia estaba compuesta
de cuatro sustancias básicas o “elementos”: tierra, aire, fuego y agua; misma que fue apoyada por
Aristóteles.

2.1.1. Leyes ponderales y la teoría atómica de Dalton.

A finales del siglo XVIII Jhon Dalton publica su obra “Nuevo Sistema de Filosofía Química”, la base
de la hipótesis expuesta está en el establecimiento de una relación de los conceptos de elemento
químico y átomo. Tomó como punto de partida los siguientes hechos y evidencias experimentales:

• La ley de la conservación de la masa de Lavoisier. (Ley ponderal)
• Ley de las proporciones constantes de Proust. (Ley ponderal)
• Los elementos no pueden descomponerse en otras sustancias.
• En la formación de un compuesto, los elementos no desaparecen, pueden volverse a recuperar por
descomposición del compuesto.

Para explicar estos hechos, propuso su modelo atómico mediante cuatro postulados:

• Toda materia está formada por átomos.
• Todos los átomos de cualquier elemento son iguales entre sí, pero diferentes a otros elementos.
• Los cambios químicos son cambios en las combinaciones de los átomos entre sí.
• Los átomos son como esferas de materia indivisibles.

2.2. Partículas subatómicas.

Las partículas fundamentales del átomo son: electrón, protón y neutrón; y sus características se
muestran en la siguiente tabla:

Masa Carga
Nombre Símbolo
(gramos) eléctrica
Electrón e- 9.11 X 10-28 -1
Protón p+ 1.67 X 10-24 +1
Neutron n° 1.68 X 10-24 0

2.2.1. El protón y los rayos canales.

Hasta el descubrimiento del electrón, no tenía sentido buscar una partícula subatómica positiva, pero de
hecho el protón podía haberse descubierto antes que el electrón, puesto que el físico alemán Eugen
Goldstein (1850-1931), al estudiar los rayos catódicos, observó en 1886, que empleando un tubo de

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rayos catódicos modificado, con el cátodo perforado, pasaban unos rayos catódicos y podían ser
estudiados en su avance hacia una pantalla, situada detrás del cátodo, y en la cual producían una
fluorescencia característica. Los denominó rayos canales.

En 1895 el francés Jean Perrin (1870-1942) demostró que los rayos canales consistían en partículas
cargadas positivamente, pues sufrían desviaciones hacia la placa negativa de un campo eléctrico
externo al que podían ser sometidos. A estos rayos J. J. Thomson les dio, en 1907, el nombre de rayos
positivos.

Los rayos canales o positivos están constituidos por iones positivos y dependen del gas encerrado en el
tubo. Si el gas es hidrógeno, la relación carga/masa es la mayor de todas las encontradas para los rayos
positivos, lo cual sugirió que el ión positivo del átomo de hidrógeno era otra partícula subatómica: el
protón, denominado así por Ernest Rutherford en 1914.

Por tanto: La masa del protón es 1836 veces mayor que la del electrón, siendo su carga igual pero de
signo contrario.

2.2.2. El electrón y el modelo atómico de Thomson.

El descubrimiento del electrón ha sido un hecho relevante para la química, pues las explicaciones
actuales de los fenómenos químicos se basan en la existencia de los electrones.

Los pasos previos a su descubrimiento son los siguientes:

Tras las experiencias de la electrólisis, y al estudiar las propiedades eléctricas de la materia, Faraday
intentó producir descargas eléctricas en recipientes en los que había hecho parcialmente vacío. Notó
que se producían unas tenues fluorescencias o luminiscencias, pero como el grado de vacío conseguido
no era elevado, no pudo extraer más conclusiones.

El alemán Heinrich Geissler (1814-1879) inventó en 1857 una bomba de vacío más eficaz y la conectó
a un tuvo donde estaban situados dos electrodos metálicos. El dispositivo así formado recibe el nombre
de tubo de Geissler.

Al encerrar en un tubo de Geissler un gas y conectar los electrodos a un generador eléctrico no se
observa fenómeno alguno, aunque se aplique un alto voltaje, ya que los gases son aislantes casi
perfectos en condiciones habituales. Pero al hacer el vacío, manteniendo un voltaje elevado, se empieza
a observar un hilo luminoso de forma sinuosa que enlaza los electrodos y se acusa el paso de una
corriente eléctrica.

Si el vacío se intensifica en el tubo de Geissler, el hilo luminoso desaparece y en estas circunstancias
puede verse una fluorescencia en la pared del tubo opuesta al cátodo.

Pronto comenzó una carrera para analizar la causa de esta fluorescencia. Así, se fue disminuyendo la
presión del gas encerrado en el interior del tubo, con objeto de mejorar el vacío, y se fue aumentando la
diferencia de potencial entre los electrodos. De esta forma, la fluorescencia producía sensación al
arranque de partículas del electrodo negativo, que se propagaban en línea recta y que, al chocar con el
cristal del tubo en su parte posterior, producían la característica fluorescencia. Asimismo, también se
comprobó que un imán podía desplazar la mancha fluorescente producida.

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El inglés William Crookes (1832-1919) mejoró el tubo de Geissler, el cual amplió al colocar un par de
placas adicionales para crear un campo eléctrico externo. Su tubo se conoce como tubo de rayos
catódicos, ya que se admitió que los fenómenos observados eran debidos a la producción de unos rayos
en la descarga del cátodo (electrodo negativo), al aplicar una diferencia de potencial muy elevada entre
el cátodo y el ánodo (electrodo positivo). Los rayos son desviados por la acción del campo eléctrico
externo hacia la placa positiva y, al final del trayecto, cuando chocan contra las paredes del tubo,
producen una fluorescencia característica.

En 1894 Joseph John Thomson (1856-1940) midió la velocidad del flujo catódico, y tres años después
la desviación de los rayos catódicos hacia la placa positiva del campo eléctrico externo a que son
sometidos dentro del tubo de Crookes. Con ello calculó el cociente de la carga entre la masa (q/m) de
las partículas de los rayos catódicos.

Lo sorprendente de esta experiencia es que el valor obtenido de q/m es siempre el mismo,
independientemente del gas existente inicialmente en el tubo. Además, es 1836 veces mayor que el
valor de q/m obtenido para el ión del átomo de hidrógeno producido en los fenómenos de electrólisis.
Se admitió que el valor numérico de la carga eléctrica es igual a la carga mínima de los iones de las
experiencias electroquímica de Faraday, por lo que la masa de las partículas de los rayos catódicos es
1836 veces menor que la del ión del átomo de hidrógeno (átomo más pequeño).

El irlandés George Stoney (1826-1911) sugirió en 1891 el nombre de electrón para la mínima carga
eléctrica existente en los fenómenos electroquímicos. Los experimentos de J.J. Thomson demostraron
que los rayos catódicos eran corrientes de electrones, por lo que se reconoce a Thomson como el
descubridor del electrón.

Thomson considero la
existencia de e- en el
átomo, supuso que el
átomo estaba formado
por e- que se mueven
dentro de una esfera de
electrificación.

El electrón es la partícula de carga negativa que se toma como unidad de carga eléctrica.

En 1906 el americano Robert Millikan (1868-1953) determinó la carga del electrón, por lo que la masa
del electrón fue hallada inmediatamente a partir del valor de q/m obtenido por J.J. Thomson.

2.2.3. El neutrón y los experimentos de Chadwik.

El descubrimiento del electrón y del protón permite asignar un carácter neutro a la materia desde el
punto de vista eléctrico, si los átomos contienen igual número de protones que de electrones. Por otra
parte, estas partículas tienen carga y su detección en campos eléctricos y magnéticos es sencilla. Era
por ello difícil descubrir una partícula subatómica sin carga.

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Posteriormente al descubrimiento del protón se realizaron diversas pruebas consistentes en someter a
los átomos de distintos elementos químicos ligeros como el berilio, a bombardeos de partículas alfa. De
este modo se originaba la emisión de un cierto tipo de radiación, cuya presencia se manifiesta por la
expulsión de protones de sustancias como la parafina, utilizada en este tipo de experimentos por poseer
un gran número de hidrógenos.

En 1932 el inglés James Chadwick (1891-1974) demostró que la mejor manera de explicar los efectos
producidos es suponer que las partículas alfa provocan la expulsión de partículas neutras del núcleo del
átomo de berilio y que dichas partículas neutras producen a su vez la expulsión de protones de la
parafina.

Dicha partícula recibió el nombre de neutrón, por carecer de carga eléctrica, siendo su masa similar a la
del protón.

Por tanto: La masa del neutrón es 1839 veces mayor que la del electrón.

2.2.4. Número atómico, masa atómica y número de masa.

El número atómico (N. A.) es igual al número de protones que contiene un átomo. En un átomo en
estado basal(eléctricamente neutro) el número de protones es igual al número de electrones.

N. A. = # p+ = # e-

El número de masa (número másico) se refiere al número de neutrones más el número de protones
que contiene un átomo.

Número de masa = # nº + # p+

El peso atómico es el peso promedio de las masas atómicas de los diferentes isótopos de los átomos
del mismo elemento.

Para obtener el peso atómico de un elemento, se suma el producto del número másico por el porcentaje
de cada isótopo y se divide entre 100.

P. A. = NM% + NM% + NM%
100

2.2.5. Isótopos y sus aplicaciones.

Los isótopos son átomos del mismo elemento que tienen el mismo número atómico pero diferente
número másico, esto es, que existen algunos átomos de un mismo elemento con diferente número
másico.

Cuando un isótopo es capaz de emitir radiaciones en forma espontánea recibe el nombre de
radioisótopo. Pueden obtenerse radioisótopos artificiales al bombardear con neutrones algunos
elementos químicos, con múltiples aplicaciones en la investigación científica, la medicina, la
agricultura y la industria.

17

2.3. La radiación y el Modelo de Rutherford.

Rutherford nació en Brighwater, Nueva Zelanda, en 1871. Graduado en física, dedicó sus primeras
investigaciones al electromagnetismo. Por sus resultados, obtuvo una beca que le permitió trasladarse a
Inglaterra a trabajar con J. J. Thomson en el Laboratorio Cavendish, al que llegó en 1895. En
Cambridge, Rutherford siguió la línea de investigación local estudiando los efectos de los rayos X y de
las radiaciones de Becquerel sobre la conducción eléctrica de gases enrarecidos. En 1898 demostró que
los rayos X y la radiactividad tienen efectos similares sobre los gases y encontró que hay al menos dos
tipos diferentes de radiactividad que él bautizó como α y β. Los rayos β resultaban ser casi tan
penetrantes como los rayos X, en contraste con los rayos α que eran detenidos con una hoja muy
delgada de aluminio. Posteriormente se descubrió otro tipo de radiación, mucho más penetrante que las
anteriores, que se denominó rayos γ. Estos rayos, capaces de penetrar placas gruesas de metal, son
radiación electromagnética de más alta energía que los rayos X.

Rutherford, quien en septiembre de 1898 había aceptado un cargo en la Universidad de McGill en
Montreal, recién llegado a Canadá se dedicó a estudiar la naturaleza de los rayos a. Pronto encontró
que, si bien más difíciles de deflectar, éstos también eran sensibles a los campos magnéticos y
eléctricos. Suponiendo entonces que se trataba de partículas cargadas, a partir de 1903, Rutherford
estudió sus deflecciones para determinar la relación carga / masa de los rayos a. Finalmente, en 1906,
sugirió que los rayos a no eran otra cosa que iones de helio. Esta hipótesis era apoyada por la aparente
emanación de helio en materiales radiactivos, descubierta por William Ramsay (Premio Nóbel de
química 1904) en 1895 en el uranio y por el mismo Ramsay y Frederick Soddy (Premio Nóbel de
Química, 1921) en sales de radio hacia 1903. En 1908 Rutherford recibió el Premio Nóbel de Química
por este trabajo.

El descubrimiento del núcleo puede considerarse como un descubrimiento indirecto del protón, puesto
que este último no es más que el núcleo del átomo de hidrógeno. Sin embargo, hay una diferencia, sutil
pero importante, entre el núcleo del hidrógeno y el concepto de protón como partícula elemental y
constituyente fundamental de la materia. Como veremos a continuación, no fue sino hasta 1919 que el
propio Rutherford demostró, a través de la desintegración del núcleo de nitrógeno, que éste estaba
constituido por partículas, a las que posteriormente bautizó como protones y que podían ser
identificadas con los núcleos del hidrógeno.

El modelo atómico Rutherford propone que los e- se encuentran
en la periferia del átomo y el núcleo que es muy pequeño en el
centro.

2.4. Modelo atómico actual.

El modelo atómico actual fue desarrollado por el Austriaco Erwin Schrödinger, en el que describe el
comportamiento del electrón en función de sus características ondulatorias.

Este modelo ha soportado la prueba del tiempo y actualmente todavía proporciona los conceptos
mediante los cuales los científicos explican el comportamiento de los sistemas atómicos y moleculares.
Esta teoría deriva de tres conceptos fundamentales:

• Concepto de estados estacionarios de energía del electrón propuesto por Bohr.

18

Los electrones se encuentran en el nivel de mínima energía (estado basal o fundamental), pero pueden
absorber energía, pasando a un nivel superior, más alejado del núcleo (estado excitado); este estado es
inestable y al regresar el electrón a su nivel original emite la energía absorbida en forma de radiación
electromagnética (fotón).

• Naturaleza dual de la masa sugerida por Luis de Broglie.

De Broglie concluyó que la masa, como la luz, tiene ambas características de partícula y de onda.

• Principio de incertidumbre de Heinsenberg.

Heinsenberg presentó el principio de incertidumbre como consecuencia de la dualidad de la naturaleza
del electrón, que dice así: es imposible en un momento dado establecer la posición y velocidad del
electrón en un nivel energético.

2.4.1. Los números cuánticos y los modelos de Bhor y Sommerfeld.

En 1913 Niels Bohr propuso un modelo atómico cuántico, estableció que los e-, se mueven en niveles
estacionarios de energía, y sus trayectorias son circulares, semejantes a las trayectorias de los planetas
del sistema solar.

Mientras los e- describen una órbita, no hay emisión ni
absorción de energía (estado basal), pero pueden
absorber energía, pasando a un nivel superior, más
alejado del núcleo (estado excitado); este estado es
inestable y al regresar el e- a su nivel original emite la
energía absorbida en forma de radiación
electromagnética(fotón).

A pesar de los resultados sorprendentes de la teoría de Bohr, aparecieron ciertas cuestiones que la
hacían incompleta. Por eso en 1916 el físico alemán Arnold Sommerfeld propuso como extensión a la
teoría de Bohr, que las órbitas electrónicas podrían ser elípticas.

Con un estudio más detallado de los
espectros atómicos, descubrió que las
líneas de los espectros elementales
estaban formadas por otras líneas más
finas que representaban subniveles de
energía.

19


Fue así como Schrödinger, después de sopesar las ideas de Bohr y De Broglie, y tratando de aunar
todas, dedujo una ecuación matemática en la que el electrón era tratado en función de su
comportamiento ondulatorio.

2.4.2. Los orbitales atómicos.

Schörindger dedujo una ecuación matemática en donde el e- es tratado en función del comportamiento
ondulatorio. Y de esa manera nació el concepto de orbital, que es una región en el espacio donde existe
la mayor probabilidad de encontrar un e- en el átomo.

De acuerdo con la ecuación de onda de Schrödinger, la posición probable de un electrón está
determinada por cuatro parámetros llamados cuánticos, los cuales tienen valores dependientes entre sí.

Los números cuánticos son el resultado dela ecuación de Schrödinger, y la tabulación de ellos nos
indica la zona atómica donde es más probable encontrar un electrón.

Las literales que representan a los números cuánticos son: n, l, m y ms.

Número cuántico principal(n). Designa el nivel energético principal en el cual se localiza un electrón
dado, este número también expresa la energía de los niveles dentro del átomo, puede asumir cualquier
valor entero, de 1 a infinito, aunque con 7 valores (1,2,3,4,5,6,7), es posible satisfacer a los átomos
conocidos actualmente.

Número cuántico secundario(l). Determina la energía asociada con el movimiento del electrón
alrededor del núcleo; el valor de l indica el tipo de subnivel en el cual se localiza al electrón y se
relaciona con la forma de la nube electrónica.

Cada nivel electrónico se divide en subniveles que contienen electrones de la misma energía.

Los valores de l están determinados por el valor de n; para cierto nivel, l, puede asumir cualquier valor
entero desde 0 hasta n – 1. Así:

Nivel principal “n” Número de Subnivel(es) “ l ” Letra que lo(s) representa(n). Valor
1 1 s 0
2 2 s, p 0, 1
3 3 s, p, d 0, 1, 2
4 4 s, p, d, f 0, 1, 2, 3
5 4 s, p, d, f 0, 1, 2, 3
6 3 s, p, d, 0, 1, 2
7 2 s, p, 0, 1

De esta manera podemos decir que para l:

s=0
p=1

20

d=2
f=3

núcleo

sub nivel s s p s p d s p d f s p d f s p d s p
nivel n = 1 2 3 4 5 6 7

Número cuántico magnético (m). Representa la orientación espacial de los orbitales contenidos en los
subniveles energéticos, cuando éstos están sometidos a un campo magnético. Los subniveles
energéticos están formados por orbitales. Un orbital es la región del espacio energético donde hay
mayor probabilidad de encontrar un electrón.

El número de e- por subnivel depende del valor de éste y está dado por la relación 2l + 1 que puede ser
desde –l hasta +l, pasando por cero.

En un subnivel s(l = 0), hay un solo orbital al que m da un valor de cero.

s
0

En un subnivel p(l = 1), hay tres orbitales, a los que m da los valores de: -1, 0, +1, respectivamente.

p p p
-1 0 +1

En un subnivel d(l = 2), hay cinco orbitales, a los que m da los valores de: -2, -1, 0, +1, +2,
respectivamente.
d d d d d
-2 -1 0 +1 +2

En un subnivel f(l = 0), hay siete orbitales, a los que m da los valores de: -3, -2, -1, 0, +1, +2, +3,
respectivamente.

f f f f f f f
-3 -2 -1 0 +1 +2 +3

De esta manera cada orbital, de cada uno de los subniveles, queda perfectamente bien identificado por
el número cuántico magnético “m”.

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Número cuántico spin(ms). Expresa el campo eléctrico generado por el electrón al girar sobre su
propio eje, que solo puede tener dos direcciones, una en dirección de las manecillas del reloj(-1/2), y la
otra con sentido contrario(+1/2).

En cada orbital puede haber como máximo dos electrones uno con giro positivo y el otro con giro
negativo.

Ahora bien, resumiendo los datos de los números cuánticos nos proporcionan, podemos decir que:

• Un orbital soporta como máximo dos electrones.
• Los orbitales que tienen la misma energía forman los subniveles atómicos.
• Un subnivel s, con un solo orbital, soporta como máximo 2 electrones.
Un subnivel p, con tres orbitales, soporta como máximo 6 electrones.
Un subnivel d, con cinco orbitales, soporta como máximo 10 electrones.
Un subnivel f, con siete orbitales, soporta como máximo 14 electrones.
• En el primer nivel energético(n = 1) habrá máximo 2 electrones, ya que tiene solo un orbital s.
En el segundo nivel energético(n = 2) puede haber hasta 8 electrones: dos del orbital s y seis de
los tres orbitales p.
En el tercer nivel energético(n = 3) puede haber hasta 18 electrones: dos del orbital s, seis de
los tres orbitales p, y 10 de los cinco orbitales del subnivel d.
En el cuarto nivel energético(n = 4) puede haber hasta 32 electrones: dos del orbital s, seis de
los tres orbitales p, 10 de los cinco orbitales del subnivel d, y 14 de los siete orbitales del
subnivel f.
De esta misma manera es posible calcular la cantidad de electrones, en el quinto nivel
energético (n = 5), hay la misma cantidad de electrones que en el cuarto nivel energético(32 e-);
en el sexto nivel energético (n = 6), hay la misma cantidad que en el tercer nivel(18 e-); y en el
séptimo nivel energético (n = 7), hay la misma cantidad que en el segundo subnivel
energético(8 e-).

2.4.3. La configuración electrónica.

Es posible expresar la configuración electrónica de un átomo en su estado de mínima energía(estado
basal), en el que se indica el número de electrones en cada orbital de cada nivel energético.

Para ello se seguirá un proceso imaginario de orbitales aplicando las reglas citadas a continuación:

• Principio de exclusión de Pauli.

No es posible la existencia de dos electrones en el mismo átomo que tengan sus cuatro números
cuánticos iguales.

• Principio de edificación progresiva o regla de Auf – Bau.

De acuerdo con el principio de máxima sencillez, la energía de los orbitales aumenta al incrementarse
el valor de n + l; cuando hay dos subniveles con el mismo valor de n + l, las energías aumentan con el

22

valor de “n”. Por lo tanto, la ocupación de orbitales a un mismo número cuántico principal no es
progresiva.

Así, si tomamos la secuencia que obtuvimos en el número cuántico secundario y aplicamos la fórmula
n + l, para cada nivel y subnivel de energía, obtenemos la siguiente secuencia:

1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 4f, 5d, 6p, 7s, 5f, 6d, 7p

La separación de energía en los subniveles de los átomos poli electrónicos origina que se superpongan
o traslapen, en valor de energía, orbitales con diferentes valores de “n”. “Cada nuevo electrón
añadido a un átomo entrará en el orbital de mínima energía”.

• Principio de máxima multiplicidad o regla de Hund.

Los electrones entran de uno en uno en los orbitales que contienen la misma energía, cuando estos
orbitales se completan con un electrón, entonces cada uno de ellos se satura con dos electrones en el
mismo orden.

Para el desarrollo de la configuración electrónica de un átomo, se anota el nivel (1,2,3,4,5,6,7), el tipo
de subnivel (s, p, d, f) y como súper – índice el número de electrones que cada subnivel contenga.
Ejemplo:

Número de electrones

1 H = 1s1 subnivel

nivel principal

Uso de Kernel.

Como podemos ver las configuraciones electrónicas para los átomos poli electrónicos serian muy
laboriosos, en estos casos es posible utilizar el Kernel, que es una abreviación de las distribuciones
electrónicas.

El Kernel es la configuración de cualquier gas noble la podemos representar:

[ 2He]2s, [ 10Ne]3s, [ 18Ar]4s, [ 36Kr]5s, [ 54Xe]6s, [ 86Rn]7s

Para simplificar una configuración electrónica, debe de partirse del gas noble cuyo número de
electrones sea inmediato inferior al del átomo que se desea representar. Ejemplos:

24Cr = [ 18Ar] 4s2, 3d4

95Am = [ 86Rn] 7s2, 5f 7

Diagrama energético.

23

Existe otra manera de representar la distribución electrónica de un átomo con base en los diagramas
energéticos, que son las mismas configuraciones electrónicas con algunas modificaciones.

En los diagramas energéticos los electrones se representan con flechas y se anotan sobre guiones que
son los orbitales correspondientes a cada subnivel, así s con 1; p con 3; d con 5 y f con 7. debajo del
guión se anota el número del nivel energético y el subnivel que corresponde a cada orbital.

La flecha hacia arriba representa un electrón con giro positivo y la flecha hacia abajo es un electrón con
giro negativo.

Para el llenado de los diagramas energéticos se aplican los mismos principios de: principio de
exclusión de Pauli, regla de Auf – Bau, regla de Hund. Ejemplo:

5B = _____ _____ _____ _____ _____
1s 2s 2p 2p 2p

Electrón diferencial.

Se llama así al último electrón que entra en un átomo de acuerdo con las reglas de ocupación de
orbitales; es decir lo que distingue a un átomo de un elemento del que lo precede en la clasificación
periódica.

Si se desea identificar por los valores de sus 4 números cuánticos al electrón diferencial de un átomo
dado deberán considerarse, el orbital donde se encuentra este. Veamos el siguiente ejemplo:

6C = _____ _____ _____ _____ _____
1s 2s 2p 2p 2p
electrón diferencial

Dado que el ultimo electrón se encuentra en un orbital 2p, entonces n = 2; al subnivel p, l le da un
valor de 1; de los tres orbitales del subnivel p, el electrón diferencial ocupa el que “m” da el valor de 0
y como la flecha se dirige hacia arriba “s” = +1/2.

n=2 l=p=1 m=0 s = +1/2

2.5. Tabla periódica actual.

La ley química que afirma que las propiedades de todos los elementos son funciones periódicas de sus
masas atómicas fue desarrollada independientemente por dos químicos: en 1869 por el ruso Dimitri I.
Mendeléiev y en 1870 por el alemán Julius Lothar Meyer. La clave del éxito de sus esfuerzos fue
comprender que los intentos anteriores habían fallado porque todavía quedaba un cierto número de
elementos por descubrir, y había que dejar los huecos para esos elementos en la tabla. Por ejemplo,
aunque no existía ningún elemento conocido hasta entonces con una masa atómica entre la del calcio y
la del titanio, Mendeléiev le dejó un sitio vacante en su sistema periódico. Este lugar fue asignado más
tarde al elemento escandio, descubierto en 1879, que tiene unas propiedades que justifican su posición

24

en esa secuencia. El descubrimiento del escandio sólo fue parte de una serie de verificaciones de las
predicciones basadas en la ley periódica, y la validación del sistema periódico aceleró el desarrollo de
la química inorgánica.

El sistema periódico ha experimentado dos avances principales desde su formulación original por parte
de Mendeléiev y Meyer. La primera revisión extendió el sistema para incluir toda una nueva familia de
elementos. Este grupo comprendía los tres primeros elementos de los gases nobles o inertes, argón,
helio y neón, descubiertos en la atmósfera entre 1894 y 1898 por el matemático y físico británico John
William Strutt Rayleigh y el químico británico William Ramsay. El segundo avance fue la
interpretación de la causa de la periodicidad de los elementos en términos de la teoría de Bohr (1913)
sobre la estructura electrónica del átomo.

2.5.1. Ubicación y clasificación de los elementos.

La aplicación de la teoría cuántica sobre la estructura atómica a la ley periódica llevó a reformar el
sistema periódico en la llamada forma larga, en la que prima su interpretación electrónica. En el
sistema periódico largo, cada periodo corresponde a la formación de una nueva capa de electrones. Los
elementos alineados tienen estructuras electrónicas estrictamente análogas. El principio y el final de un
periodo largo representan la adición de electrones en una capa de valencia; en la parte central aumenta
el número de electrones de una capa subyacente.

2.5.2. Grupos y periodos, Bloques s, p, d y f.

Todos los elementos químicos dispuestos por orden de número atómico creciente y en una forma que
refleja la estructura de los elementos.

Los elementos están ordenados en siete hileras horizontales llamadas periodos
y en 18 columnas verticales llamadas grupos.

El primer periodo, que contiene dos elementos, el hidrógeno y el helio, y los dos periodos siguientes,
cada uno con ocho elementos, se llaman periodos cortos.

Los periodos restantes, llamados periodos largos, contienen 18 elementos en el caso de los periodos 4 y
5, o 32 elementos en el del periodo 6. El periodo largo 7 incluye el grupo de los actínidos, que ha sido
completado sintetizando núcleos radiactivos más allá del elemento 92, el uranio.

Los grupos o columnas verticales de la tabla periódica fueron clasificados tradicionalmente de
izquierda a derecha utilizando números romanos seguidos de las letras “A” o “B”, en donde la “B” se
refiere a los elementos de transición.

En la actualidad ha ganado popularidad otro sistema de clasificación, que ha sido adoptado por la
Unión Internacional de Química Pura y Aplicada (IUPAC, siglas en inglés). Este nuevo sistema
enumera los grupos consecutivamente del 1 al 18 a través de la tabla periódica. Aunque en este curso
utilizaremos la clasificación de los grupos como “A” y “B”.

Todos los elementos de un grupo presentan una gran semejanza y, por lo general, difieren de los
elementos de los demás grupos. Por ejemplo:

25

• Los elementos del grupo 1 (o IA), a excepción del hidrógeno, son metales con valencia química +1;
así igual los elementos del grupo 2 (o IIA) y su configuración electrónica termina en el orbital s.
• Mientras que los grupos del 13 al 18 (o IIA al VIIIA), su configuración electrónica termina en el
orbital p.
• Los elementos de los grupos 3 al 12 (o IB al VIIIB) su configuración termina en el orbital d.
• Los llamados elementos de transición interna terminan su configuración electrónica en el orbital f.

En la clasificación periódica, los gases nobles, que no son reactivos en la mayoría de los casos
(valencia = 0), están interpuestos entre un grupo de metales altamente reactivos que forman
compuestos con valencia +1 y un grupo de no metales también muy reactivos que forman compuestos
con valencia -1.

Este fenómeno condujo a la teoría de que la periodicidad de las propiedades resulta de la disposición
de los electrones en capas alrededor del núcleo atómico.

Según la misma teoría, los gases nobles son por lo general inertes porque sus capas electrónicas están
completas; por lo tanto, otros elementos deben tener algunas capas que están sólo parcialmente
ocupadas, y sus reactividades químicas están relacionadas con los electrones de esas capas incompletas.

Los elementos representativos son aquellos que pertenecen a los del grupo “A”, tienen orbitales “s” o
“p” para su electrón diferencial o electrones de valencia.

Los elementos con electrones de valencia en orbitales “d” se les llama elementos de transición y
corresponden a los elementos del grupo “B”. Dentro de estos elementos están los lantánidos y actínidos
sus electrones de valencia están en orbitales “f” y se les llama de transición interna.

2.5.3. Metales, No metales y semimetales. Su utilidad e importancia en México.

Se distingue dos regiones de los elementos, los metálicos a la izquierda de la tabla y cuyo
comportamiento es el de perder electrones convirtiéndose en cationes.

La otra región esta a la derecha y corresponde a los no metales, cuyo comportamiento es el de ganar
electrones convirtiéndose en aniones.

El carácter metálico en la tabla periódica aumenta de derecha a izquierda en un periodo y de arriba
hacia abajo en un grupo.
Así el elemento más metálico es el francio (Fr) y el elemento más no metálico es el Flúor (F).

Los elementos no metales o semi metales son elementos que se encuentran en la región fronteriza entre
los metales y no metales, su comportamiento en algunos casos corresponde al de un metal además de su
aspecto y en otros casos se parecen a un no metal, estos son: Al, Si, As, SB, Te, At.

Aproximadamente el 10 % son no metales, el 5.5 % son gases nobles, El 79 % son metales y el resto
son semi metales.

Los elementos importantes por su grado de abundancia o deficiencia son:

26


Aluminio (Al): es un metal ligero, resiste muy bien la corrosión, resiste impactos, se puede laminar o
hilar, se emplea en la construcción, en la industria automotriz, en la aviación. Se le extrae de la bauxita,
en Veracruz hay una planta productora de lingotes de aluminio.

Azufre (S): es un no metal, sólido, de color amarillo, lo encontramos en yacimientos volcánicos y en
aguas sulfuradas; es empleado para elaborar fertilizantes, medicamentos, insecticidas, productos
petroquímicos.

Cobalto (Co): Metal de color blanco, utilizado para elaborar aceros especiales, pues resiste la corrosión,
la fricción y el calor. Se emplea en herramientas, imanes y motores. Cuando esta en polvo es utilizado
como pigmento azul para el vidrio, se han encontrado yacimientos de minerales oxidados y sulfurados
en Sonora, Jalisco, Michoacán, entre otros.

Cobre (Cu): metal de color rojo, con el aire húmedo se pone de color verde, empleado como conductor
de la corriente eléctrico, también para la elaboración de monedas, y en aleaciones como el latón y
bronce. Los estados productores de este metal son: Chihuahua, Sonora y Zacatecas.

Hierro (Fe): metal de color gris, dúctil y maleable, se oxida la contacto con el aire húmedo. Se extrae
de algunos minerales como la pirita, limonita, hematita. Se emplea en la industria, el arte, en la
medicina, para fabricar acero, cemento, en las fundiciones; la sangre contiene hierro en la hemoglobina.
Los estados minerales son: Jalisco, Baja California, Colima, Durango, Guerrero y Michoacán.

Flúor (F): no metal, que encontramos en la fluorita, en las calizas, la fluorita se utiliza para obtener HF,
en la industria química, cerámica y la potabilización del agua. Los estados con depósitos de fluorita
son: San Luis Potosí, Coahuila, Durango y Chihuahua.

Fósforo (P): no metal, contenido en las rocas fosfóricas o en la fosforita, se encuentran en los huesos y
los dientes. Se utiliza en la elaboración de detergentes, plásticos, cerillos, explosivos, alimentos para
ganado, como fertilizante, en la industria textil, fotografía, cerámica, alimentos para ganado y aves. Los
estados con yacimientos son: Zacatecas, Nuevo León, Baja California y Coahuila.

Mercurio (Hg): metal líquido a temperatura ambiente, de color blanco brillante, conductor de la
corriente eléctrica y resistente a la corrosión. Se utiliza en la construcción de instrumentos de
preescisión, termómetros, baterías, barómetros, amalgamas dentales, medicamentos, insecticidas. Los
estados con yacimientos son: Querétaro, Zacatecas, San Luis Potosí, Durango, Guerrero.

Plata (Ag): Metal de color blanco, conductor de la electricidad, del calor, maleable y dúctil, se emplea
en la fabricación de vajillas y joyas, en la fotografía, aparatos eléctricos, aleaciones, soldaduras, se usa
en la acuñación de monedas, los estados productores son: Guanajuato, Guerrero, San Luis Potosí e
Hidalgo.

Plomo (Pb): metal blando, de bajo punto de fusión, poco elástico, resistente a la corrosión, se obtiene
de la galeana, se usa en baterías, acumuladores, pigmentos, pinturas, linotipos, soldaduras, los
principales estados productores son: Chihuahua y Zacatecas.

Oro (Au): metal de color amarillo, maleable, dúctil, brillante, de gran valor. Se utiliza de patrón
monetario internacional. Se emplea en la joyería, piezas dentales, etc. Los yacimientos en el pais son

27

escasos, pero lo hay en Chiapas, Guanajuato, Chihuahua, Durango, Guerrero, Hidalgo, Oaxaca,
Michoacán, San Luis Potosí y Zacatecas.

Uranio (U): elemento raro en la naturaleza, nunca esta en estado libre, existen aproximadamente 150
minerales que lo contienen, es utilizado como combustible nuclear.

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UNIDAD 3.

3.1 El Modelo de enlace iónico.

Los elementos forman compuestos, los compuestos son sustancias que se pueden descomponer en
dos o más sustancias sencillas(elementos) por medios químicos.

Un cambio químico es el que transforma los elementos en compuestos y viceversa. Esto es el
resultado de las combinaciones de los átomos, uno da los electrones, otro los recibe y se forma una
nueva sustancia.

Los átomos están unidos por fuerzas al constituir compuesto, estas fuerzas son los enlaces químicos.

La mínima unidad que presenta propiedades de un compuesto es la molécula.

Las moléculas de los compuestos se representan por formulas es decir representaciones por medio de
símbolos y números que indican la clase y número de átomos que se combinan.

Antes de conocer el tipo de enlace y las propiedades que derivan de cada uno es necesario conocer los
tipos fórmulas con que se habrán de explicar los enlaces.

• Fórmula molecular o condensada: indica la clase y el número de átomos de constituye la
molécula de un compuesto, por ejemplo; el propano:

C3H8

• Fórmula semi desarrollada: expresa por medio de grupos o radicales los átomos que forman la
molécula. Este tipo de fórmula es más común para los compuestos orgánicos, y también se les
llama de fórmula de estructura:

CH3 CH2 CH3
• Fórmula desarrollada o gráfica: da idea de la distribución de los átomos en el espacio.

H H H
| | |
H – C – C – C – H
| | |
H H H

Cada línea (--) representa un enlace, de esta manera se tiene una idea sobre que átomo está unido a
otro.

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3.1.1. Regla del octeto.

La tendencia de los átomos de los elementos del sistema periódico es completar sus últimos niveles de
energía con una cantidad de electrones tal, que adquieran configuración semejante a la de un gas noble.

Como los gases nobles terminan su configuración electrónica en s2p6 con un total de ocho
electrones los otros elementos ganarán o perderán electrones hasta quedar con esa cantidad en su
capa externa. Esto se conoce como regla del octeto.

3.1.2. Estructuras de Lewis.

Gilbert N. Lewis propuso representar los electrones de valencia por cruces o puntos a fin de visualizar
la transferencia o compartición de electrones en un enlace químico, cuando los átomos se unen,
ejemplos:

H He Na Ne Cl Ca O Ar

Se observa que los gases nobles tienen completo su octeto, que el oxigeno y el cloro ganarán electrones
para completarlo y el sodio y el calcio los perderán. El hidrógeno completará dos electrones
pareciéndose al helio.

Son excepciones a esta regla los elementos del segundo periodo tales como Be, B y los de sus
respectivos grupos, ya que el berilio completa solo cuatro electrones y el boro completa seis, al
combinarse. Otras excepciones son para el fósforo y el azufre, que llegan a completar 10, 12 y hasta 14
electrones.

3.1.3. Formación de iones y las propiedades periódicas.

Las propiedades periódicas son:

• Valencia o Estado de Oxidación.

Número que representa la capacidad de un átomo o radical individual para combinarse con otros
átomos o radicales. El valor expresa el número de electrones que un átomo puede dar a —o aceptar de
— otro átomo (o radical) durante una reacción química.

El concepto de número o estado de oxidación, se refiere a la carga eléctrica que presenta un elemento
dentro de un compuesto y que no se relaciona directamente con el grupo de la tabla periódica donde se
localiza. Una posible explicación de las valencias es el acomodo de lo electrones entre los orbitales,
traslapándose para completar unos y dejar vacíos otros. También se dice que es la carga eléctrica
formal que se asigna a un átomo en un compuesto.

• Radio atómico.

Generalmente aumenta con el número atómico en un grupo, en un periodo disminuye de izquierda a
derecha debido a una contracción de la nube electrónica al ser atraída por el grupo.

• Volumen atómico.
30


El volumen de un átomo no es una cantidad completamente definida debido a que tampoco lo es el
límite de la nube electrónica. Hacia el centro de la tabla periódica se hacen más pequeños los átomos,
lo que significa el aumento de densidad ya que se contiene una gran masa en un volumen pequeño. El
elemento más denso es el osmio.

• Afinidad electrónica.

Cuando un elemento en estado gaseoso capta un electrón hay una variación de energía, ha esta
variación se le llama afinidad electrónica. Esta afinidad es mayor para los elementos no metales. La
facilidad con la que los elementos captan electrones es consecuencia de la configuración electrónica,
siendo mucho mayor para los elementos situados cerca de los gases nobles.

• Energía de ionización(E. I.).

Es la energía necesaria para arrancar un electrón de un átomo aislado en estado gaseoso. Este aumenta
de abajo hacia arriba en un grupo y de derecha a izquierda en un periodo.

• Electronegatividad.

Es una medida relativa del poder de atracción de electrones que tiene un átomo cuando forma parte de
un en lace químico. Así el elemento más electronegativo es el fluor(F) y el elemento más
electropositivo es el francio(Fr). Con esta propiedad se puede saber si un átomo cede o gana electrones
a otro átomo. El átomo del elemento más electronegativo gana electrones al menos electronegativo.

Así, todos los elementos de la tabla periódica ceden electrones al oxigeno(O), excepto el fluor, ya que
este es más electronegativo que el oxigeno.

Como ya se había mencionado anteriormente en el punto 2.2, los átomos están compuestos por
protones, electrones y neutrones, y que un átomo en estado basal es eléctricamente neutro, es decir
tiene la misma cantidad de electrones y protones.

Podemos clasificar a los electrones de los átomos de acuerdo a su distancia con el núcleo en:

• Internos: los que están cercanos al núcleo.
• Externos: mejor llamados de valencia, por estar alejados del núcleo.
Los átomos son capaces de donar o ganar electrones, con lo que pierden su neutralidad eléctrica, al
ocurrir esto se convierten en iones.

Un ión es un átomo con carga eléctrica.

Los iones los podemos clasificar en:

• Cationes: cuando el átomo a perdido o cedido electrones.
• Aniones: cuando el átomo a ganado electrones.

31

Los cationes son los elementos que presentan valencia positiva, en la tabla periódica los ubicaremos en
los elementos que llamamos metales. Para nombrarlos es muy sencillo, ejemplos: para el Na, ión sodio;
para el Mg, ión magnesio; etc.

Los aniones serán los elementos que presentan carga negativa, en la tabla periódica los ubicamos en los
elementos que llamamos no metales. Para nombrarlos es muy sencillo, solo al nombre del elemento se
le cambia la terminación por –uro, ejemplos: Cloro, cloruro, Fluor, fluoruro, Nitrógeno, nitruro, etc.

Propiedades de los compuestos iónicos.

Este tipo de enlace se efectúa entre un metal y un no metal, por transferencia de electrones del átomo
metálico al no metálico (más electronegativo). En esta transferencia se forman iones que se atraen
fuertemente por diferencia de cargas eléctricas.

Las propiedades de estos compuestos con este tipo de enlace son:

• Su estado físico es sólido y pueden ser duros o frágiles.
• Sus puntos de fusión y ebullición son altos.
• Fundidos o en solución acuosa son conductores de la corriente eléctrica.
• Son solubles en solventes polares.
• En solución son químicamente activos.
• La forma del cristal es geométrica.
• No se forman verdaderas moléculas sino redes cristalinas, es decir existen igual número de
aniones y cationes.

Las sales orgánicas y los óxidos inorgánicos, donde existen un metal y un no metal, como NaCl, BaS,
KI, etc. Como se ve se unen los elementos de los grupos IA y IIA, de los grupos IB al VIIIB con
elementos de los grupos VIA y VIIA.

3.2. El Modelo de enlace covalente.

En el enlace covalente veremos que se comparten pares de electrones entre los átomos que forman este
enlace. Algunos ejemplos de estos son: los gases de la atmósfera, los combustibles comunes, la
mayoría de los compuestos del cuerpo humano. Este tipo de enlace permite que permanezcan unidos
los átomos de los iones más comunes con el ión carbonato, el sulfato, el nitrato, etc. Estas moléculas e
iones están formados exclusivamente de átomos no metálicos.

A continuación mostramos los tipos de enlace covalente:

1. Enlace covalente polar.

Se efectúa entre elementos de alta electronegatividad, se tiene cuando dos átomos de un mismo
elemento se unen para formar una molécula verdadera, sin carga eléctrica, simétrica. Las propiedades
de estos compuestos con este tipo de enlace son:

2. Enlace covalente NO polar.

32

Cuando dos átomos no metálicos de diferente electronegatividad se unen, comparten electrones pero la
nube electrónica se deforma y se desplaza hacia el átomo de mayor electronegatividad, originando
polos en la molécula, uno con carga parcialmente positiva y el otro con carga parcialmente negativa.

3. Enlace covalente coordinado.

Un átomo no metálico comparte un par de electrones con otro átomo pero el segundo los acomoda en
un orbital vacío. Se dice entonces que el primer átomo da un par de electrones o que ambos átomos se
coordina para completar su octeto.

3.2.1. Estructura de Lewis y electronegatividad.

Como ya mencionamos en el punto 3.1.2. la estructura de Lewis nos muestra los electrones de valencia
(los más alejados del núcleo), y que al serlo son los más reactivos y recordando que la
electronegatividad es una medida relativa del poder de atracción de electrones que tiene un átomo
cuando forma parte de un en lace químico, nosotros podemos predecir el tipo de enlace y el número de
enlace que presentará una molécula de determinado compuesto.

Es evidente que un enlace se formará cuando las fuerza de atracción sean más poderosas que las de
repulsión.

Linus Pauling hace uso del concepto de electronegatividad y en la tabla periódica vemos que el
elemento más electronegativo es el Fluor con 4.0 y el menos electronegativo es el Cesio con 0.7, los
gases nobles presentan un valor de 0.

Electronegatividades de Pauling

H
2.1
Li Be B C N O F
1.0 1.5 2.0 2.5 3.0 3.5 4.0
Na Mg Al Si P S Cl
0.9 1.2 1.5 1.8 2.1 2.5 3.0
K Ca Sc Ti V Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn Ga Ge As Se Br
0.8 1.0 1.3 1.5 1.6 1.6 1.5 1.8 1.8 1.8 1.9 1.6 1.6 1.8 2.0 2.4 2.8
Rb Sr Y Zr Nb Mo Tc Ru Rh PD Ag Cd In Sn Sb Te I
0.8 1.0 1.2 1.4 1.6 1.8 1.9 2.2 2.2 2.2 1.9 1.7 1.7 1.8 1.9 2.1 2.5
Cs Ba La – Lu Hf Ta W Re Os Ir Pt Au Hg Tl Pb Bi Po At
0.7 0.9 1.1– 1.2 1.3 1.5 1.7 1.9 2.2 2.2 2.2 2.4 1.9 1.8 1.8 1.8 2.0 2.2

Cuando se combinan dos elementos, la evaluación de la diferencia entre sus electronegatividades
permite determinar el tipo de enlace que se presenta entre ellos, de acuerdo a la tabla periódica anterior.

En la siguiente tabla mostramos el tipo de enlace según la diferencia de electronegatividades:

Diferencia de
Enlace Propiedades y ejemplos
electronegatividad
Iónico Mayor que 1.9 Formado generalmente por un metal y un no metal, muetran altos
puntos de ebullición y de fusión, son duros, frágiles, malos
conductores de la electricidad y del calor, presentan estructuras
ordenadas, se funden, se disuelven en solventes polares y conducen
la electricidad, ejemplos: LiF, NaCl, etc.

33

Covalente Menor que 1.9 Se da entre elementos no metálicos, presentan gran variedad en
puntos de ebullición y fusión, son aislantes eléctricos y térmicos,
formado por moléculas geométricamente bien definidas, ejemplos:
CH4, NH3, F2, etc.
Metálico Menor que 1.9 Formado por elementos metálicos, son sólidos con puntos de
ebullición y fusión muy altos, son densos, maleables, dúctiles, muy
buenos conductores de la electricidad y del calor, ejemplos: Fe, Ni,
Cu, aleaciones, etc.

3.2.2. Geometría molecular y polaridad.

Una molécula puede ser polar o no según su geometría y no su tipo de enlace.

El hecho de presentar polaridad le hará ser atraída por campos magnéticos o ser soluble en solventes
polares, conduciendo la corriente eléctrica.

En las moléculas no polares existe una distribución uniforme de electrones en el exterior de la
molécula y esta distribución ocurre a pesar del número de enlaces y su dirección en el espacio.

Ejemplo de estas sustancias son: CH4, CCl4, CO2, CF3.

En las moléculas polares, la distribución de los electrones hacia el átomo más electronegativo, permite
distinguir una región más negativa que otra, presentándose un dipolo(dos polos: + y -). Ejemplos: H 2O,
HCl, NH3, PH3.

La polaridad de un compuesto se mide en un aparato llamado dipolarímetro y se reporta en unidades
Debye(D).

3.2.3. Propiedades de los compuestos covalentes.

1. Enlace covalente polar.

• Moléculas verdaderas y diatómicas.
• Actividad química media.
• Baja solubilidad en agua.
• No son conductores del calor o la electricidad.
• Se presentan en los tres estados de agregación de la materia.

Moléculas que presentan este tipo de enlace: H2, O2, F2, Cl2, Br2, I2, N2.

2. Enlace covalente NO polar.

Las propiedades de este tipo de sustancias con este tipo de enlace son:

• Existen en los tres estados de agregación de la masa.
• Presentan gran actividad química.

34

• Solubles en solventes polares.
• En solución acuosa son conductores de la electricidad.
• Sus puntos de ebullición son bajos, pero más altos que los de sustancias no polares.

Sustancias con este tipo de enlace son: HF, H2O, HCl, HBr, H2SO4, CH3COOH.

3.3. El Modelo del enlace metálico.

Enlace entre los átomos de los metales, de elementos muy electropositivos, los iones positivos se
mantienen unidos por los electrones de valencia que forman enlaces covalentes resonantes entre todos
los átomos, se forma una red cristalina de iones metálicos y en ella los electrones de valencia se
intercambian rápidamente.

3.3.1. Los electrones libres y la energía de ionización.

La energía de ionización de un átomo se define como la energía necesaria para formar un ión
unipositivo mediante la eliminación del electrón que se encuentre menos ligado a la atracción nuclear.

En la siguiente tabla se muestran los datos de energía de ionización (I) en un periodo y una familia de
la tabla periódica.

En un periodo En una familia
Símbolo I Símbolo I
Li 0.520 Li 0.520
Be 0.899 Na 0.496
B 0.801 K 0.419
C 1.086 Rb 0.403
N 1.402 Cs 0.376
O 1.314
F 1.681
Ne 2.081

Como a final de cuentas las reacciones entre los átomos de los elementos se reduce a la interacción de
los electrones más externos del átomo, este dato es un parámetro para decidir como suceden las
reacciones químicas y cual es la naturaleza del enlace químico en cada compuesto.

Las energías de ionización de los átomos metálicos son las más pequeñas entre los elementos. Debido a
esto, cuando se forma un metal, los electrones más externos quedan deslocalizados, es decir, dejan de
pertenecer únicamente a un átomo metálico, para pasar a ser parte de toda la red cristalina. Con una
pequeña aplicación de voltaje los electrones “libres” de los metales se muevan a lo largo del sólido, por
eso son buenos conductores de la electricidad y el calor; ejemplos: Cu, Ag, etc.

3.3.2. Propiedades de los metales.

Las propiedades de los metales son:

• Baja energía de ionización.

35

• Poseen por lo general de 1 a 3 electrones libres en su último nivel de energía.
• La mayoría son sólidos a excepción: Hg, Ga, Cs y Fr.
• Brillosos y de aspecto metálico.
• Buenos conductores del calor y electricidad.
• Dúctiles y maleables.
• Algunos tenaces y otros blandos.
• Se oxidan por perdida de electrones, formando óxidos y al reaccionar con agua forman hidróxidos.
• Los elementos alcalinos son los más activos.

3.4. Fuerzas intermoleculares (dipolos inducidos y dipolos instantáneos)

Analizaremos un conjunto de moléculas muy sencillas, similares entre sí, los halógenos. A temperatura
ambiente el flúor y el cloro son gases, mientras que el bromo es líquido y el yodo es sólido. En la
siguiente tabla se muestran sus pesos moleculares y sus temperaturas de ebullición. Estas temperaturas
son una medida de la cantidad de energía que hay que darle a un líquido, para separar sus moléculas y
formar un gas.

Halógeno Peso molecular # de electrones p. de ebullición (°C)
F2 38 18 -188.1
Cl2 71 34 -34.0
Br2 160 70 59.5
I2 254 106 185

De la información de la tabla , podemos concluir que es más difícil separar a las moléculas de yodo que
a las de bromo. También podemos decir que la cantidad de energía necesaria para separar a las
moléculas de los halógenos, aumenta con el tamaño del halógeno.

¿Cómo se explica que las moléculas de mayor tamaño se encuentren más atraídas entre sí que las más
pequeñas?

Recordemos que estas moléculas están formadas por dos núcleos que contienen protones, alrededor de
los cuales hay electrones formando nubes de carga negativa, como se muestra en la figura 9.

Aunque los electrones tienden a distribuirse uniformemente a través de toda la nube, debido a su
continuo movimiento, existe la probabilidad de que en un instante cualquiera, los electrones se
concentren en un extremo de la molécula, creando momentáneamente una distribución desigual de
cargas, como se muestra en la figura.

A esta situación, en la que hay cargas de la misma magnitud q pero de signo opuesto separadas por una
distancia r , se le llama momento dipolar , o momento dipolo.

36


En este caso particular, como el de la molécula de yodo, se le llama “dipolo instantáneo”, pues la
separación de cargas no es permanente. Sin embargo la probabilidad de que las cargas se distribuyan
momentáneamente de manera no homogénea, aumenta con el número de electrones en la nube, así
como del volumen total en el que éstos se mueven. Como se generan “polos” de carga, se dice que la
molécula se polariza.

La polarizabilidad en las moléculas de los halógenos aumenta con el tamaño, es decir

Menos polarizable F2 < Cl2 < Br2 < I2 Más polarizable

Ahora imaginemos lo que provoca el acercamiento de una molécula de yodo “polarizada”, a una
molécula de yodo no polarizada veamos la figura.

Se dice que un dipolo instantáneo en una molécula, puede inducir un momento dipolo en una molécula
vecina, y el efecto puede propagarse a todo el material.

A este tipo de interacciones entre moléculas se le llama “dipolo instantáneo- dipolo inducido”

Aunque es una interacción débil, es la responsable de el aumento en el punto de ebullición de los
halógenos, pues es mas importante a medida que aumenta el tamaño de la molécula.

Este efecto también explica el aumento en el punto de ebullición ( y aun de fusión) de algunos
hidrocarburos, como se ve en la tabla:

Hidrocarburos lineales, sus masas molares y temperaturas de ebullición y fusión.

Dipolos permanentes

No en todos los átomos la atracción de los electrones hacia el núcleo es igual.

37

Esto es importante cuando se forma un enlace covalentes entre dos átomos con distinta capacidad de
atraer a los electrones.

En ejemplo es el HCl. Como el cloro atrae más a la nube electrónica que el hidrógeno, en esta
molécula hay mayor densidad electrónica negativa cerca de él, mientras que cerca del hidrógeno, hay
una deficiencia de carga negativa. En esta molécula la nube electrónica se encuentra polarizada; en el
HCl hay un dipolo permanente. En la Figura esto se representa mediante la letra griega δ seguida del
signo correspondiente a la carga en exceso.

Cuando un enlace covalente presenta un dipolo se forma un enlace covalente polar. Las moléculas que
están formadas por átomos diferentes, generalmente forman enlaces covalentes polares.

Las moléculas que poseen dipolos permanentes, se atraen unas a otras con mucha más fuerza que
moléculas de estructura similar y tamaño semejante, sin dipolos permanentes. Esto se refleja en
mayores puntos de ebullición para las sustancias polares, pues es necesario aplicar una mayor cantidad
de energía para romper las atracciones entre las moléculas.

En la siguiente tabla se muestran algunas sustancias polares y no polares con sus temperaturas de
ebullición:
Sustancias no polares Sustancias polares

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Las flechas indican la dirección del momento dipolar.

OJO: ¡Una molécula puede tener enlaces polares, pero ser una sustancia no polar!

Dado que el momento dipolo es un vector definido entre dos átomos unidos por un enlace, en las
moléculas poliatómicas con varios enlaces polares, los vectores momento dipolar pueden cancelarse,
debido a su arreglo geométrico. Este es el caso de las siguientes moléculas (vea la figura), que a pesar
de tener enlaces polares, su momento dipolar global es igual a cero.

3.5. Puente de hidrógeno.

Se trata de la atracción electrostática entre el protón combinado y otro átomo de gran electronegatividad
y volumen pequeño. El protón atrae hacia el un par de electrones solitarios de un átomo como C N O de
una molécula próxima o a veces de la misma molécula.

Este “puente de hidrógeno” no es un verdadero enlace y origina un comportamiento especial de las
sustancias que lo presentan. Ejemplos: H2O, HF, CH3OH, ADN.

3.5.1. Características del agua.

El agua, la sustancia más importante en nuestro planeta, está compuesta por moléculas polares capaces
de formar puentes de hidrógeno de una manera única. Comparemos a la molécula de agua, H 2O, con

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