Download Atomicidad - Fundación Barceló

FUNDACION BARCELO
INSTITUTO UNIVERSITARIO DE CIENCIAS DE LA SALUD
FACULTAD DE MEDICINA
TECNICATURA EN ANALISIS CLINICOS
INTRODUCCION AL
LABORATORIO
MODULO
1
V.2010
TEORIA ATOMICA
2
U N I D A D
1
TEORIA ATOMICO-MOLECULAR
Para la humanidad, siempre ha sido motivo de inquietud, conocer el mundo que la
alberga. La serie de preguntas puede ser interminable. La de respuestas, mucho menor. ¿
Qué es el cielo? ¿Que lugar ocupamos en cosmos? ¿Qué mueve al mundo y antes, que
es la materia?, son preguntas
habituales en la historia de la civilización.
Tempranamente, fueron los filósofos griegos quienes propusieron, hace 24 siglos, que
la materia estaba formada por partículas indivisibles a las que llamaron “átomos”.
palabra que significa indivisible; expresaba este concepto, que aunque se dividiera
cualquier sustancia muchísimas veces, siempre se llegará a un punto final en el que
no se podrá dividir mas. Ese extremo es el “átomo” (indivisible en griego, aunque con
la evolución de la ciencia, luego se logró dividir) De esta forma, se aceptó la
concepción atomista de la materia , la que fue abandonada durante la edad media, a raíz
de la preeminencia de las ideas mágicas, la alquimia y el oscurantismo. A finales del
siglo XVIII, al cobrar fuerza el empirismo y la observación de los fenómenos de la
realidad, se posicionaron como método de estudio, se comenzó a entender el mundo, de
una manera mas objetiva.
Dalton, en 1808, basado en las demostraciones obtenidas mediante trabajos de
laboratorio y en sobre la observación de los fenómenos de la realidad, en conjunción
con las ideas del matemático suizo Bernuille, se asentó una teoría basada en el átomo.
Aunque no del todo correcta, aunque sustentada en los desarrollos experimentales que
conformaron las bases de la química moderna (Lavoisier en Francia, en la década del
1770, y posteriormente Gay-Lussac y Avogadro, entre otros), conformaron un conjunto
de leyes, que, sintéticamente expresado, sostenían:
3
LAVOISIER
DALTON
En una reacción
química
la masa de los
reactantes es
igual
a la masa
de los productos.
Los elementos están
formados por
átomos iguales,
que son indivisibles
y que se combinan
entre si en
relaciones sencillas.
Átomos de distintos
elementos tienen
distintos pesos.
C O (12 + 16)
CO2 (12 + 16 + 16)
A+B  C + D
(React) (Prod)
mA + mB =
mC + mD
GAYLUSSAC
Los volúmenes de
Gases que reac –
cionan entre sí,
y los productos originados
guardan una rela
ción de números
sencillos y
enteros.
N2 + 3 H2 
2 NH3
AVOGADRO
Volúmenes de
diferentes gases,
tienen el mismo
número de
Moléculas.
N de Avogadro (nA,
L):
6,02 x 1023 moléc a:
25 C (Temp) y 1 atm.
(presión).
22,4 l de Oxígeno,
tiene 6,02 x 1023
moléculas de O2
22,4 l de Amoníaco,
tiene 6,02 x 1023
moléculas de NH3
Con las experiencias realizadas a fines del siglo XIX y principios del XX, quedó
establecida una fuerte relación entre materia y electricidad, lo que quedó plasmado en
los nuevos modelos atómicos esbozados en ese período. Era evidente que en la
conformación del átomo intervenían cargas eléctricas.
En 1897, J.J.Thompson, propuso el modelo de un átomo compacto cuya masa era
positiva, y en ella se encontraban los electrones, suficientes, para establecer la
neutralidad eléctrica. La utilización de tubos de vacío, con cargas eléctricas actuando
sobre pequeñas masas de gases, determinaron el descubrimiento de los rayos catódicos,
cuyas propiedades fueron asimiladas con exactitud al electrón, partícula negativa
constituyente del átomo.
La experiencia de Rutherford, que consistió en bombardear finas placas de oro con
partículas alfa, demostró que el átomo estaba prácticamente vacío. Las partículas alfa,
eléctricamente positivas, atravesaban masivamente la placa, a diferencia de lo que
cabría esperar si el átomo fuera compacto como aseveraba Thompson. La gran mayoría
de las emisiones pasaba sin ser desviada, muy pocas se desviaban levemente, y
escasísimas, rebotaban. Esto llevó a la conclusión de que casi toda la masa del átomo se
encontraba concentrada en un muy pequeño núcleo, con carga positiva, mientras que las
partículas negativas (electrones) giraban a su alrededor.
4
El modelo de Rutherfor de 1911 para el átomo era el siguiente:
 Núcleo de volumen muy pequeño, que concentra toda la carga positiva y la masa
del átomo
 Alrededor del núcleo giran los electrones, en número suficiente para asegurar la
neutralidad eléctrica
 Los electrones giran a gran distancia del núcleo, de modo que se “equilibrarían”
la fuerza centrífuga, con la atracción del núcleo
Este modelo, congruente con la experiencia de la época, presentaba el problema de que
al pronosticar un giro de los electrones alrededor del núcleo, éstos deberían perder
energía, y por consiguiente caer finalmente sobre el núcleo, emitiendo energía de
manera continua, lo que no se correspondía con las experiencias realizadas con
espectros (el espectro de emisión de los átomos es discontinuo). A esta complicación
teórica, ofreció una solución el físico danés, Niels Bohr.
El modelo de Bohr (1913), aportó al modelo anterior, fundamentos de la mecánica
cuántica de Max Plank. Max Plank (1900), había expresado que la energía no era
continua, sino que se emitía en paquetes a los que denominó “cuantos” ( de allí el
nombre de “cuántica”) De todas las órbitas que aceptaría el modelo de Rutherford, Bohr
explicó que: sólo están permitidas algunas en las cuales existe estabilidad energética
(cuantizadas), en niveles de energía.
Cuando los electrones giran, no emiten energía pues lo hace en niveles estacionarios.
Estas orbitas corresponden al número cuántico principal (n).
Esto explicaba órbitas circulares, pero no las elípticas. Fue Sommerfeld en 1915 quien
resolvió la cuestión, introduciendo la subdivisión de la órbita principal, en subniveles,
agregando un segundo número cuántico, secundario (l).
Luego de una evolución intensa de la física, se llegó a la aceptación de que la gran masa
del átomo está concentrada en un núcleo formado por protones, con carga positiva y
neutrones, eléctricamente neutros. Alrededor del átomo existen zonas de estabilidad
energética donde es mas probable estadísticamente encontrar al electrón. A esas nubes
se las denomina orbitales. Desaparece de esta manera el concepto de órbita, ya que en
función del principio de incertidumbre de Haisenberg, no se puede conocer al mismo
tiempo la velocidad y posición del electrón ( si determinamos uno, no podemos predecir
el otro): esto da origen a la concepción de orbital, zona donde es mas probable
encontrar al electrón, en lugar de una órbita de tipo planetaria.. Existen orbitales “s”,
circulares, con un orbital que puede albergar hasta dos electrones, los “p”,bilobulados,
con tres orbitales, albergará hasta seis, los “d”, con cinco orbitales podrá contener
hasta diez electrones y los “f” , con siete orbitales, tendrá hasta catorce electrones. Cada
5
uno de ellos está relacionado con la posición que ocupa el elemento en la tabla
periódica.
Orbital “s” esférico
alberga dos
electrones.
Orbitales “p” bilobulados, px; py y pz
cada uno con dos electrones :
total hasta 6 electrones.
El primer nivel electrónico del átomo, contiene orbitales “s”, el segundo “s” y “p”, el
tercero, “s”, “p” y “d” y el cuarto, “s”,”p”,”d” y “f”.. Esta serie, constituye “saltos” de
energía creciente, ya que la energía se incrementa, a medida que nos alejamos del
núcleo; así, por ejemplo, un orbital 5s, será de mayor energía que uno 3 s.(ver figura:
cada cuadrado representa un orbital , que alberga hasta dos electrones cada uno.)
Nivel
Subniveles
s
7
6
5
4
3
2
1.
p
d
f
6
Números Cuánticos:
Los número cuánticos representan la situación energética de cada electrón. Cada uno
está representado por un conjunto de cuatro números cuánticos (n,l,m,s)
Número cuántico principal ( n):
Identifica al nivel en el que se encuentra el electrón:
Puede valer números enteros entre 0,1,2,3,4,5,6,7………infinito1
El número cuántico secundario, (“l”), ( no confundir la letra “l” [ele] que representa el número
cuántoco , con el número 1) .
Identifica el subnivel al cual “pertenece” el electrón;
 Si el e- está en el subnivel s ; “l” será = 0
 Subnivel p : “l” = 1
 Subnivel d: “l” =2
 Subnivel f: “l” = 3;
“l” puede valer entre 0 y n-1
El número cuántico magnético, (m), identifica al orbital en el que se puede encontrar
al electrón,
Puede adquirir los valores entre : –“l”; 0 ; +”l”;
Por ejemplo, si el electrón está en un subnivel d,( tiene cinco orbitales) “ “l valdrá 2, en
consecuencia, como m valdrá entre –“l” y +”l”, adquirirá en este caso los valores
posibles, entre -2 y +2 : -2, -1, 0, +1 y +2; de acuerdo al orbital que ocupe
El número cuántico de spin (s), según electrón tenga un giro u otro, dentro del orbital:
(
o
), valdrá -1/2 o + 1/2
De lo expuesto, surge el Principio de Exclusión de Pauli, que expresa que en un
mismo átomo, ningún electrón podrá tener el mismo conjunto de números cuántico.
Si pensamos en un electrón que posea los números cuánticos:
n=3, “l”= 2 ; m= -1 ; s: -1/2
indica que ese electrón se encuentra en el nivel 3, subnivel d, orbital -1, y giro inferior
Partículas fundamentales
Con los avances de la física, se descubrió que los protones y neutrones poseían
estructura interna, es decir que existen partículas fundamentales, que conforman a las
partículas elementales, Entre ellas podemos mencionar a los fermiones,
constituyentes de la materia ( electrón, neutrinos, quarks) y a los bosones, partículas
portadoras de interacciones (fotón, gluones, etc) .
El 0 se refiere a un electrón que ha caído al nucleo, y el infonito, cuando el electrón escapó de la influencia de ese núcleo
(Ionizó)
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ESTRUCTURA ATOMICA
1.- GENERALIDADES
1.1.- PARTICULAS ATOMICAS
Estructuralmente, el átomo está conformado por dos regiones:
 -Región Central o Núcleo Atómico, que concentra la masa
 -Región Periférica o Extranuclear, zona orbital de los electrones
REGION
NUCLEO
ORBITALES
CARACTERISTICAS
Tiene carga positiva
Se compone de 2 partículas elementales distintas:
- Protones ( p+ ) : Tienen carga positiva. Su masa relativa es 1.
Se la considera una partícula pesada. Está formada por tres
partículas fundamentales: dos quarks up y un quark down, los que se
encuentran unidos por 8 gluones,, con la intervención de la partícula
virtual denominada Boson de Higgs.
- Neutrones ( nº ) : Carga eléctrica 0. Su masa relativa es 1.
Pesa aproximadamente igual que el protón. Está formado por dos
quarks down y un up. Su destrucción origina un protón , un electrón
y un neutrino. Lógicamente ,por lo expresado, su masa es levemente
mayor que la del Protóne
Región periorbital, nube donde es mas probable encontrar un electrón. .
-Electrones ( e-) : Tienen carga eléctrica negativa; a la diferencia del
protón y del neutrón no se le conoce estructura interna.
La masa relativa del electrón es 1/ 1836 la masa del protón, , es decir
que el electrón es 1836 veces menor que un protón .Se consideran
partículas livianas. Los electrones se disponen en orbitales, girando
alrededor del núcleo y sobre sí mismos (spin)
2.1.- NUMERO ATOMICO Y NUMERO MASICO
Todo átomo se identifica por dos números:
8
Numero atómico (Z): es el número de protones que tiene un átomo. Como el átomo es eléctricamente
neutro, el número de protones (Z) señala también el número de electrones, y manifiesta la identidad
del elemento.
El número atómico define al átomo. Por lo tanto, el átomo de Hidrógeno tiene 1 protón y su Z es 1; el
átomo de Helio tiene 2 protones y su Z es 2;, el Na 23, el K 39 etc.
El número atómico determina la identidad y en consecuencia las propiedades químicas del
átomo (por ejemplo la valencia)
El Z significa: nº de protones (y también nº de electrones si y sólo si el átomo es
eléctricamente neutro)
Número másico (A): es la suma del nº de protones y el nº de neutrones que tiene un átomo.
El A significa: nº de protones (Z) + nº de neutrones (N)
A = Z + N
El número másico se refiere a la masa del núcleo de un átomo y como la masa de los electrones es
despreciable, se puede extender el concepto a la masa del átomo. El A se aproxima mucho a la masa
atómica relativa del elemento.
El A determina las propiedades físicas del elemento.
Resumiendo:
Z = nº de protones (nº de electrones)
A=Z+N
N=A-Z
El número atómico (Z) identifica al elemento
El número másico (A) da idea de la masa del átomo del elemento.
El átomo de un elemento se representa:
a) Por el símbolo químico del elemento.
b) Por el número másico (A) escrito a la izquierda del símbolo químico y como supraíndice (arriba).
El número másico determina las propiedades físicas del elemento.
c) Por el número atómico (Z) escrito a la izquierda del símbolo químico y como subíndice (abajo). El
número atómico determina las propiedades químicas del elemento.
A
X
Z
Ejemplos:
El átomo de carbono posee 6 protones (Z = 6), también 6 electrones y 6 neutrones (N = 6), por lo tanto
tiene 12 nucleones (A = 12) y se simboliza:
9
12
C
6
Nota: se denomina nucleones a la suma de protones + neutrones (suma de partículas nucleares)
El átomo de oxígeno posee 8 protones (Z = 8), también 8 electrones y 8 neutrones (N = 8), por lo tanto
tiene 16 nucleones (A = 16) y se simboliza:
16
O
8
2.2.- MODIFICACIONES DE LA ESTRUCTURA ATOMICA
* Si cambia el número de protones:
Como el Z identifica a cada elemento, si cambia el número de protones (Z) estamos en presencia de
otro elemento químico.
* Si cambia el número de electrones:
Si cambia el número de electrones, el átomo se transforma en un ion, AUNQUE SIGUE SIENDO
EL MISMO ELEMENTO. Pueden suceder 2 cosas:
a) Que el elemento gane electrones. Si gana electrones: el átomo deja de ser neutro y adquiere carga
negativa: se transforma entonces en un anión. Está regido por la afinidad electrónica.
Ejemplos:
9F
(Fluor)
Protones: 9 (9+)
Electrones: 9 (9-) + 1 e- 
Carga neta: 0 (cero)
NEUTRO
17Cl
(Cloro)
17 p+
17 e+ 1 eCarga neta: 0 (cero)
NEUTRO
9F
Protones: 9 (9+)
Electrones: 10 (10-)
Carga Neta: -1
ANION
17Cl

-
17 p+
18 eCarga Neta: -1
ANION
b) Que el elemento pierda electrones. Si pierde electrones: el átomo deja de ser neutro y adquiere
carga positiva: se transforma en un catión. Está determinado por la energía de ionización.
Ejemplo:
++
20Ca (Calcio)
20Ca
+
20 p
20 p+
20 e- 2 e- 
18 eCarga neta: 0 (cero)
Carga neta : +2
NEUTRO
CATION
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Se denominan iones isoelectrónicos a aquellos que poseen igual número de electrones.
Ejemplo: El anión Cl- y el catión Ca+2 : ambos tienen 18 electrones.
* Si cambia el número de neutrones:
Cuando cambia el número de neutrones estamos en presencia de átomos del mismo elemento (=
Z) que poseen diferente número de neutrones (=/= N) y por lo tanto diferente número másico
(=/= A). Estos nucleídos se denominan isótopos
.
ISÓTOPOS = Z , =/= A y =/= N
Ejemplo:
ÁTOMO
Cl
Cl
ELEMENTO
Cloro
Cloro
A
35
37
Z
17
17
PROTONES
17
17
ELECTRONES
17
17
NEUTRONES
18
20
Los isótopos difieren entre sí en el número de neutrones, razón por la cual también difieren en sus
masas atómicas (el 37Cl es más pesado que el 35Cl).
Debido a que las propiedades químicas de un elemento dependen de su número atómico (Z), los
isótopos poseen propiedades químicas semejantes.
Si dos elementos poseen la misma masa atómica , decimos que son isóbaros (mismo peso): Ejemplo :
Nitrógeno 14 ( 7 protones y 7 neutrones) y Carbono 14 ( 6 protones y 8 neutrones).
Ejemplos que reflejan las posibles construcciones atómicas de los elementos:
ATOMO
ELEMENTO
A
Z
PROTONES
(Z)
NEUTRONES
(A Z)
ELECTRONES
Cl
Cloro
35
17
17
18
17
Br
Bromo
80
35
35
45
35
He
Helio
4
2
2
2
2
N
Nitrógeno
14
7
7
7
7
Azufre
32
16
16
16
16
Mercurio
200
80
80
120
80
Cloruro
35
17
17
18
18
Cloro
37
17
17
20
17
35
17
80
35
4
2
14
7
32
S
16
200
Hg
80
35
Cl 17
37
Cl
17
11
33
S
Azufre
33
16
16
17
16
S=
Sulfuro
32
16
16
16
18
Fe
Hierro
56
26
26
30
26
Fe
Hierro
58
26
26
32
26
Fe+++
Ferrico
56
26
26
30
23
16
32
16
56
26
58
26
56
26
3.- ANALISIS DE CASOS PRACTICOS
RESPONDER LAS SIGUIENTES PREGUNTAS
Ejercicio 1: Completar las siguientes frases
a) Las partículas nucleares son:
b) Las partículas extranucleares son:
c) El Z es el ................................................... y representa ..............................................................
d) El A es el ................................................... y representa...............................................................
e) Cuando un elemento cambia el número de electrones se transforma en un ....................................
Pueden ser (+) o ........................ y () o .............................
f) Cuando varios elementos tiene distinto A e igual Z se debe a que poseen distinto número de
.......................... . Se llaman .....................................
Ejercicio 2: Completar el siguiente cuadro
ELEMEN
TO
A=
B=
C=
D=
E=
F=
G=
F=
PROTONES
NEUTRONES
18
ELECTRONES
Z
A
carga
11
23
39
36
238
0
0
+1
-1
0
52
-2
+2
17
18
17
92
20
20
26
Cuáles elementos son isótopos:
Cuáles isóbaros :
Cuáles isoelectrónicos
17
20
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2. SISTEMAS MATERIALES
- GENERALIDADES - DEFINICION
Sistema Material: es una porción del universo (compuesto por materia y energía) que
ha sido aislada del mismo con el objeto de estudiarla.
Los sistemas están formados por uno o varios cuerpos rodeados por un medio o entorno con el cual
pueden interaccionar intercambiando materia y/o energía. Según esto, los sistemas pueden ser :
Sistemas abiertos:
Intercambian con el medio materia y energía en forma de calor.
Agua a 100ºC
Agua a 30ºC
El agua se evapora y el calor se disipa hacia el medio.
Sistemas cerrados:
Intercambian con el medio energía en forma de calor. No intercambian materia.
Agua a 100ºC
Hay pérdida de calor. No hay evaporación.
Sistemas aislados:
Agua a 30ºC
No intercambian ni materia ni energía con el medio
Recipiente aislante
Agua a 100ºC
No se pierde calor ni temperatura.
Agua a 100ºC
2.2.- CLASIFICACION DE LOS SISTEMAS MATERIALES
Las propiedades intensivas de la materia son aquellas propiedades que no varían con la cantidad de
masa del sistema considerado. Son, por ejemplo, el punto de ebullición, el punto de fusión, la densidad,
etc. Sobre la base de las propiedades intensivas, los sistemas pueden clasificarse:
- Sistemas homogéneos
- Sistemas heterogéneos
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SISTEMAS HOMOGENEOS
Poseen idénticas propiedades intensivas en todos los puntos del sistema. Están constituidos por una sola fase, es decir
son monofásicos. Ejemplo: agua destilada, agua salada, aire seco, mercurio. Se clasifican en:
Sustancias puras:
No pueden ser fraccionadas por métodos físicos o mecánicos (son sistemas homogéneos no
fraccionables). Ejemplos: hielo, hierro, sodio, cloro, mercurio, agua. Pueden ser:
-Sustancias puras simples: están formadas por átomos iguales y por lo tanto no pueden descomponerse.
Ejemplos: hidrógeno (H2) , oxígeno (O2) , sodio (Na) , cloro (Cl2)
-Sustancias puras compuestas: están formadas por átomos distintos y pueden descomponerse.
Ejemplos: agua (H2O) , cloruro de sodio (NaCl) , alcohol.
Sistemas
Homogéneos Soluciones:
Pueden ser fraccionadas por métodos físicos o mecánicos obteniéndose dos o más sustancias puras.
Ejemplos: el fraccionamiento del agua salada origina agua y sal (cloruro de sodio)
SISTEMAS HETEROGÉNEOS
Poseen distintas propiedades intensivas en todos los puntos del mismo y presentan superficie de
separación o interfase entre las fases que lo forman. Presentan más de una fase, son polifásicos.
Ejemplo: arena y agua, aceite y agua.
Fase: es cada uno de los sistemas homogéneos que constituyen un sistema heterogéneo.
Ejemplo: en el sistema arena-agua, la arena es una fase y el agua otra.
Componente: es cada una de las sustancias que componen un sistema.
Ejemplo: en el sistema agua salada-arena, la arena y el agua salada son distintas fases, pero en este sistema hay 3
componentes, la arena, el agua y la sal.
2.3.- SISTEMAS DISPERSOS
Sistema disperso o mezcla es todo sistema material formado por más de una sustancia, en
proporciones no definidas.
Se clasifican en:
Dispersiones: son sistemas heterogéneos
Soluciones: son sistemas homogéneos
Se da el nombre de dispersión a un sistema disperso heterogéneo formado por partículas pequeñas de
una sustancia (fase dispersa) distribuidas uniformemente en el seno de otra sustancia (fase dispersante).
Dispersión
Tinta china
Niebla
Arcilla en agua
Fase Dispersante
Agua
Aire
Agua
Fase dispersa
negro de humo
agua
Arcilla
2.4.- SISTEMAS COLOIDALES
Son sistemas heterogéneos cuya fase dispersa posee un tamaño muy pequeño ( 0.1  > p > 0.001 )
y que solo son visibles al ultramicroscopio. Las partículas de la fase dispersa se denominan micelas.
Ejemplos: gelatina, agar, clara de huevo en agua, citoplasma de una célula.
Los sistemas coloidales pueden hallarse en dos estados:
- Estado micelar sol: cuando las micelas están dispersas en suficiente cantidad de dispersante.
- Estado micelar gel: cuando las micelas se reúnen entre sí como consecuencia de precipitación,
coagulación o desecación.
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Propiedades de los coloides
Se dividen en: mecánicas, ópticas y eléctricas. Siendo de destacar las propiedades eléctricas.
Propiedades eléctricas
Electroforesis: Sometidas a la acción de un campo eléctrico, las micelas se dirigen hacia uno u otro
electrodo (polo). Se denomina cataforesis al movimiento de las micelas hacia el cátodo (electrodo
negativo); anoforesis es el movimiento de las micelas hacia el ánodo (electrodo positivo).
ELEMENTOS QUIMICOS
Se denomina elemento químico al componente común a las sustancias simples, es decir que un
elemento es la clase de materia que forma las sustancias simples.
De acuerdo a esto, todos los elementos son sustancias simples. Sin embargo, no todas las sustancias
simples que existen son elementos químicos. El diamante y el grafito son sustancias simples y no son
elementos. Son variedades alotrópicas de un elemento (el Carbono).
Ejemplos: Oxígeno, Hidrógeno, Oro, Cloro, Iodo, Calcio, Sodio, etc..
El símbolo químico de un elemento es una abreviatura convencional que permite representar a los
elementos (deriva de las primeras letras del nombre griego o latino del elemento)
Ejemplos: Oxígeno (O), Hidrógeno (H), Oro (Au), Cloro (Cl), Iodo (I), Calcio (Ca), Sodio (Na), etc..
Clasificación general de los elementos
Los elementos se clasifican según sus propiedades en:
a) Hidrógeno.
b) Metales (Na, K, Al, Au, Pt. Ag, Hg, Ca)
c) No metales (O, C, N, Cl, F, S, P, Br)
e) Gases nobles o inertes
- Diferencias entre metales y no metales:
ASPECTO ANALIZADO
Estado físico
Capacidad de conducir
calor y electricidad
Brillo metálico
Atomicidad
Electronegatividad
Iones
METALES
Sólidos
(excepto el Mercurio que es
líquido)
Buenos
NO METALES
Gases (Cl)
Líquidos (Br)
Sólidos (I)
Malos
Sí
Sus moléculas son
generalmente monoatómicos
No
Sus moléculas
pueden ser
poliatómicos
Electronegativos
Aniones
Electropositivos
Cationes
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- Gases nobles o inertes: son elementos de los cuales no se conocen compuestos (no se combinan con
otros elementos). Son gaseosos y malos conductores del calor y de la electricidad.
Son: Helio (He) , Neón (Ne) , Argón (Ar) , Kriptón (Kr) , Xenón (Xe) y Radón (Rn)
Atomicidad: es el número de átomos que forman la molécula de una sustancia simple.
Ejemplos: O2 (atomicidad = 2), O3 (atomicidad = 3), Cl2 (atomicidad = 2), Ca (atomicidad = 1).
Según la atomicidad que posean, las moléculas pueden ser:
- Moléculas Simples: formadas por átomos iguales.
* Monoatómicas: tienen atomicidad 1. Son los metales y gases nobles (K, Na, Cu, Ne, etc.)
* Biatómicas: tienen atomicidad 2. Son los gases simples (H2 , O2 , Cl2 , N2 , etc.)
- Moléculas Compuestas: formadas por átomos distintos.
* Pueden ser biatómicas, triatómicas, tetraatómicas, etc. Resultan de las combinaciones
químicas ( NaCl , H2O , NH3 , H2SO4 )
Iones: Se denomina iones a los átomos que al perder o ganar electrones adquieren carga eléctrica. Si la
carga eléctrica es positiva (perdieron electrones) se denominan cationes y si es negativa (ganaron
electrones) se denominan aniones. Ejemplos: Ca+2 , Na+1 , Cl-1 , I-1 , S-2 .
Valencia: se relaciona con la capacidad de combinación de los elementos. Las valencias de algunos
elementos son:
ELEMENTO
Hidrógeno
Litio
Sodio
Potasio
Plata
Berilio
Magnesio
Calcio
Bario
Zinc
Cobre
Mercurio
Hierro
Cobalto
Niquel
Estaño
SIMBOLO
VALENCIA
H
Li
Na
K
Ag
Be
Mg
Ca
Ba
Zn
Cu
Hg
Fe
Co
Ni
Sn
1
1
1
1
1
2
2
2
2
2
1-2
1-2
2-3
2-3
2-3
2-4
ELEMENTO
Plomo
Cromo
Manganeso
Aluminio
Boro
Arsénico
Fósforo
Nitrógeno
Carbono
Silicio
Azufre
Oxígeno
Fluor
Cloro
Bromo
Iodo
SIMBOLO
VALENCIA
Pb
Cr
Mn
Al
B
As
P
N
C
Si
S
O
F
Cl
Br
I
2-4
2-3-4-6
2-3-4-6-7
3
3
3-5
3-5
3-5
4
4
2-4-6
2
1
1-3-5-7
1-3-5-7
1-3-5-7
EJERCITACION INTEGRADORA
____________________________________________________________1.Son propiedades intensivas de la materia:
a) Densidad y peso
c) Punto de ebullición y masa
e) Sabor y volumen
b) Masa y volumen
d) Punto de ebullición y densidad
2.- Son propiedades intensivas de una sistema, excepto:
a) Punto de fusión
b) Indice de refracción
d) Conductividad eléctrica
e) Conductividad térmica
3.- Cuál de las siguientes opciones corresponde al concepto de fase:
a) Cada uno de los componentes de una solución
c) Superficie
16
b) Las sustancias puras simples
c) Cada sistema homogéneo de un sistema heterogéneo
d) Las partes que se obtienen por fraccionamiento de una solución
e) Las sustancias que poseen átomos iguales
4.- Marcar la opción correcta:
a) El agua es una sustancia pura simple
b) Los sistemas heterogéneos poseen iguales propiedades intensivas en todos los puntos del mismo
c) El sistema formado por agua, sal, hielo y alcohol posee cuatro fases
d) La mezcla de agua y aceite forma un sistema homogéneo
e) La destilación permite separar los componentes de una solución
5.- Marcar verdadero (V) o falso (F) :
* Al mezclar agua y alcohol común se forma un sistema homogéneo.
* La leche es un sistema heterogéneo.
* Las soluciones verdaderas están formadas por micelas.
a) V-V-F
b) V-V-V
c) F-V-F
d) F-F-V
e) F-F-F
6.- Un sistema formado por 2 trozos de hielo, agua y arena es:
a) Heterogéneo, 3 fases, 2 componentes.
b) Heterogéneo, 2 fases, 3 componentes.
c) Homogéneo con 2 sustancias.
d) Heterogéneo con 1 sustancia.
e) Una solución.
7.- El sistema formado por 10 ml. de alcohol y 30 ml. de agua, es:
a) Heterogéneo, con 2 fases y 2 componentes. b) Heterogéneo, con 1 fase y 2 componentes.
c) Homogéneo, con 2 fases y 2 componentes. d) Homogéneo, con 1 fase y 2 componentes.
e) Homogéneo, con 1 fase y 1 componente.
8.- Indicar Verdadero o Falso, en relación con las reacciones químicas
 las reacciones totales siempre son endergónicas
 en una reacción exergónica se libera energía
 las reacciones parciales son reversibles
a) VVV
b) VFV
c) FFF
d) FVV
e) FVF
9.- Se tienen los siguientes sistemas: agua destilada, tinta china, agua y arena, agua y alcohol. Son
respectivamente sistemas:
a) Homogéneo, heterogéneo, heterogéneo, homogéneo.
b) Homogéneo, homogéneo, heterogéneo, homogéneo.
c) Heterogéneo, homogéneo., heterogéneo, heterogéneo.
d) Heterogéneo, heterogéneo, heterogéneo, homogéneo.
e) Homogéneo, homogéneo, homogéneo, homogéneo.
10.- A simple vista un sistemas parece homogéneo. Cuando se determina su temperatura de fusión, se
encuentra que la parte superior funde a 20 ºC y la parte inferior lo hace a 50 ºC. Se trata en
realidad de un sistema homogéneo ?.
a) No, porque el análisis hay que hacerlo al microscopio.
b) No, porque las propiedades intensivas son distintas.
c) No, porque tiene iguales propiedades extensivas.
17
d) Si, porque a simple vista no se observa solución de continuidad.
e) Depende del estado de agregación.
11.- El agua pura, el hierro y el diamante son respectivamente:
a) Sustancia simple, sustancia compuesta, sustancia compuesta.
b) Sustancia compuesta, sustancia simple, sustancia simple.
c) Sustancia simple, sustancia simple, sustancia simple.
d) Sustancia compuesta, sustancia simple, sustancia compuesta.
e) Sustancia compuesta, sustancia compuesta, sustancia simple.
12.- Una de las siguientes características NO es propia de los metales
a) tienen brillo característico
b) son buenos conductores de la electricidad
c) son poliatómicos
d) se ionizan formando cationes
e) son buenos conductores del calor
13.- En relación con los elementos químicos
a) se representan mediante el símbolo químico que siempre son las dos primeras letras del nombre
b) los gases nobles sólo se combinan entre sí
c) los metales pueden ser sólidos, líquidos o gaseosos
d) los no metales forman iones positivos
e) los gases simples son poliatómicos
18
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3
_____________________________________________________________
CLASIFICACION PERIODICA DE LOS ELEMENTOS
______________________________________________________
1.- GENERALIDADES
Desde la antigüedad se buscaba un sistema que permitiera clasificar a los elementos químicos
conocidos en grupos relacionados sistemáticamente, aprovechando sus propiedades comunes.
Hubo varios intentos de clasificación. Sin embargo, en la medida que se conocían nuevos elementos, se
planteaba la dificultad de ubicarlos en estos modelos. Por este motivo se trató de elaborar nuevas
propuestas y se llegó a la Clasificación Periódica Moderna o Tabla de Mendelejeff - Moseley
Precursores de la clasificación actual:
- Tríadas de Dobereimer (1829): ordenó a los elementos en grupos de 3 en relación a sus pesos
atómicos
- Octavas de Newlands (1866): clasificó a los elementos en orden creciente de sus pesos atómicos y
observó que el octavo elemento respecto de uno dado, repite las propiedades del primero.
- Tabla de Mendelejeff (1869): clasificó los elementos de acuerdo a sus pesos atómicos crecientes,
relacionándolos además con sus propiedades físicas y químicas. Posteriormente esta clasificación fue
modificada dando origen a una Tabla Periódica de 8 columnas. De esta última surge la actual
Clasificación Periódica Moderna o Tabla de Mendelejeff - Moseley (1913).
2.- CLASIFICACION PERIODICA MODERNA
TABLA DE MENDELEJEFF - MOSELEY
La Ley Periódica de Mendelejeff - Moseley enuncia que:
Las propiedades físicas y químicas de los elementos son una función periódica de sus
números atómicos - Z - ( y no de sus pesos atómicos como se pensaba anteriormente).
Actualmente los elementos se agrupan por el orden creciente de sus números atómicos.
En la Tabla Periódica los elementos se distribuyen en Grupos y Períodos de acuerdo a su
configuración electrónica externa (CEE), es decir la ubicación de aquellos electrones que participan en
las reacciones químicas.
19
3.- CARACTERISTICAS DE LA TABLA MODERNA
3.1.- PERIODOS Y GRUPOS
Los elementos se ordenan en 7 filas horizontales o Períodos y 18 columnas o Grupos
PERIODOS
Se numeran del 1 al 7. Cada uno comienza con un metal alcalino y termina con un gas noble.
El número de período indica la cantidad de órbitas en que se hallan distribuidos los electrones.
Periodo 1
2 elementos (H y He)
Periodo 2 y 3
8 elementos cada uno. Se denominan períodos cortos.
Periodo 4 y 5
18 elementos cada uno. Se denominan períodos medios.
Periodo 6
32 elementos. Se denomina período largo. En este período, en el lugar
57 (Lantano) hay un conjunto de 15 elementos con propiedades iguales,
llamados Lantánidos, Tierras Raras Lantánidas o Serie del Lantano.
Periodo 7
En el lugar 89 (Actinio) hay 15 elementos con propiedades iguales
llamados Actínidos, Tierras Raras Actínidas o Serie del Actinio.
GRUPOS
Se numeran del 1 al 8 y se subdividen en 2 subgrupos: A y B.
El número de grupo indica la cantidad de electrones de la última órbita de ese elemento.
De acuerdo a esto, todos los elementos de un mismo grupo poseen igual cantidad de
electrones en la última órbita (órbita de valencia).
3.2.- TEORIA DEL OCTETO
Al final de cada período se llega a un gas noble que posee 8 electrones en su última órbita (órbita
completa u octeto completo).
Dado que los gases nobles, raros o inertes no presentan compuestos y prácticamente no reaccionan
químicamente se consideró que su configuración electrónica externa de 8 electrones sería muy
estable (excepto el He, que posee 2 electrones).
Según Lewis:
Los átomos al reaccionar entre sí tienden a completar la estructura del gas noble mas próximo en
la tabla periódica para adquirir una estructura electrónica de mayor estabilidad.
3.3.- CARACTER METALICO Y NO METALICO DE LOS ELEMENTOS
Según la Teoría del octeto de Lewis:
20
1) A los elementos de los Grupos IA, IIA y IIIA les resulta más fácil perder 1, 2 ó 3 electrones
respectivamente para asemejarse al gas noble anterior (el más cercano en la tabla), que ganar 7, 6 ó 5
electrones para asemejarse al gas noble posterior. Por lo tanto todos estos elementos tienen tendencia a
ceder electrones y quedar cargados positivamente. Esto se llama Carácter Electropositivo o Carácter
Metálico.
Ejemplos:
- 1e
11Na
2
Ión Na+1 (carga +1)
Electropositivo
Elemento del grupo I
Catión
11Na
8 1
2
8
Ión Mg+2 (carga +2)
Electropositivo
Elemento del grupo II
Catión
-
- 2e

12Mg
2
12Mg
8 2
2
8
Ión Al+3 (carga +3)
Electropositivo
Catión
-
- 3e

13Al
2
13Al
8 3
2
Elemento del grupo III
8
2) A los elementos de los Grupos VA, VIA y VIIA les resulta más fácil ganar 3, 2 y 1 electrón para
asemejarse al gas noble posterior (el más cercano en la tabla) , que perder 5, 6 ó 7 electrones para
asemejarse al gas noble anterior. Estos elementos tienen tendencia a ganar electrones y quedar cargados
negativamente. Esto se llama Carácter Electronegativo o Carácter No Metálico
Ejemplo:
+ 1e
17Cl
2
8 7
Ión Cl-1 (carga -1)
Electronegativo
Anión
17Cl
2
Elemento del grupo VII
8 8
3) Los elementos del Grupo IVA (por ejemplo el C y el Si), tienen 4 electrones en la última órbita y les
resulta indiferente ganar o perder electrones ya que perdiendo 4 electrones adquieren la estructura del
gas noble anterior y ganando 4 electrones adquiere la estructura del gas noble posterior.
Por lo tanto:
El carácter electropositivo o metálico disminuye del grupo I al grupo IV y de allí
aumenta el carácter electronegativo o no metálico hasta el grupo VII
21
3.4.- TABLA PERIODICA Y VALENCIA
La tabla solo da las valencia principales.
a) Elementos representativos
- Grupos IA a IVA
La valencia de los elementos coincide con el Grupo.
ELEMENTO
Na
Ca
B
C
GRUPO
IA
IIA
IIIA
IVA
VALENCIA
1
2
3
4
- Grupos VA a VIIA
Son elementos con más de una valencia donde:
*La mayor valencia coincide con el Grupo
*La menor valencia se obtiene restando 8 - Grupo.
*Las valencias intermedias se obtienen restando 2 unidades de la mayor
y así sucesivamente.
ELEMENTO
GRUPO
N
S
Cl
VA
VIA
VIIA
MAYOR
5
6
7
VALENCIAS
INTERMEDIA
4
5-3
GRUPO
IIIA
IVA
IVA
VIA
VIA
VIIA
VALENCIA
3-1
4-2
4-2
2
4-2
1
MENOR
3
2
1
Existen excepciones:
ELEMENTO
Talio (Tl)
Estaño (Sn)
Plomo (Pb)
Oxígeno (O)
Polonio (Po)
Fluor (F)
3.5- PROPIEDADES PERIODICAS
A) CARACTER METALICO
Mide la tendencia de los elementos a perder electrones.
Aumenta en el grupo de arriba hacia abajo y disminuye en el período de izquierda a derecha.
El Francio (Grupo I , Período 7) es el elemento con mayor carácter metálico.
B) ELECTRONEGATIVIDAD
Mide la tendencia a ganar electrones.
22
El Francio es el elemento con mayor carácter metálico y por lo tanto el menos electronegativo (o el más
electropositivo).
De aquí en adelante, la electronegatividad:
-Aumenta en el grupo de abajo hacia arriba.
-Aumenta en el período de izquierda a derecha.
7.- ANALISIS DE CASOS PRACTICOS
RESPONDER LAS SIGUIENTES PREGUNTAS
Ejercicio 1: Completar
a.- En la tabla periódica hay ...... Grupos.
b.- Los elementos ubicados en el subgrupo A son: .............................
c.- En la tabla periódica hay ...... Períodos. Cada período comienza con un ..................... y termina
en un ..............................................
d.- El número de grupo indica ....................................................................
e.- El número del período indica .................................................................
Ejercicio 2 : Completar
a.- En relación al ión Ca+2  Para que el Ca se transforme en Ca+2 , debe:
El ion Ca+2 tiene una cantidad de electrones en la última órbita
semejante al gas noble:
El Z del ión es:
b.- En relación al ión Br-1 
Para que el Br se transforme en Br-1 , debe:
El ion Br-1 tiene una cantidad de electrones en la última órbita
semejante al gas noble:
El Z del ión es:
23
U N I D A D
4
UNIONES QUÍMICAS
4.- GENERALIDADES
4.1.- VALENCIA DE UN ELEMENTO
Una forma sencilla de definir el concepto de valencia es considerarla como la capacidad de
combinación de un elemento comparándolo con la de otro elemento tomado como unidad.
Para comprender las uniones químicas, se puede definir:
La valencia es el número de electrones ganados, perdidos o compartidos en una unión
química.
Todo sistema tiende a evolucionar hacia el estado de menor energía, donde es más estable. De esta
forma, los átomos al unirse entre sí forman compuestos con menor energía y más estables,
asemejándose al gas noble más cercano. Esa energía liberada en la formación del enlace químico se
conoce como energía de enlace.
4.2.- ENLACES QUIMICOS
1-Electrovalente o Iónico
INTERATOMICOS
Puro
Simple
Doble
Triple
2-Covalente
ENLACES
QUIMICOS
Coordinado o Dativo
INTERMOLECULAR
1-Enlace dipolo-dipolo transitorio
(Fuerzas de Van der Waals)
2-Enlace dipolo-dipolo permanente
(Puente de Hidrógeno)
3-Enlace ión-dipolo
24
4. 2.1.- ENLACE ELECTROVALENTE O IONICO
Cuando reaccionan entre sí dos átomos de los grupos extremos de la tabla periódica (por ejemplo:
metales alcalinos y halógenos), el elemento más electropositivo le cede electrones al mas
electronegativo y ambos se convierten en iones, los cuales se atraen electrostáticamente.
Hay que tener presente que ambos átomos deben cumplir con la regla del octeto.
Nota: para representar la unión química se utilizan los símbolos de Lewis (se escribe el símbolo del
elemento rodeado por los electrones de valencia)
Ejemplo:
Cl
+
Na

Cl
Na

-
Cl
+
Na
Los iones se atraen por diferencia de
cargas y quedan unidos.
El Cloro tiene mayor electronegatividad y atrae los electrones hacia su núcleo. Por transferencia de un
electrón del Na (baja energía de ionización) al Cl (alta afinidad electrónica), ambos quedan al estado
iónico y con la configuración de un gas noble. Los dos elementos cumplen con la ley del octeto.
En la formación de enlaces iónicos el número de electrones ganados y perdidos debe ser igual o
equivalente.
La unión se produce por fuerzas electrostáticas.
La fórmula del NaCl es en realidad una fórmula mínima ya que este compuesto no existe en forma
molecular. En el espacio cada Na+ se rodea de un cierto número de iones Cl- formándose una red
cristalina.
Propiedades del enlace iónico
- Cuando las moléculas iónicas se solidifican, no se condensan en forma de moléculas sino que forman
una red de iones (cristales).
- Las fuerzas de atracción son potentes.
- Para separar los iones y fundir al sólido hay que entregar energía al sistema.
- Poseen elevados puntos de fusión y ebullición .
- Cuando disuelven en agua son capaces de conducir la corriente eléctrica.
- Los cristales son solubles en agua y poco solubles o insolubles en solventes orgánicos.
Ejemplos:
1) Oxido de Magnesio
MgO
+2
Mg
O
Mg
-2
O
25
2) Fluoruro de Sodio
NaF
+1
Na
F
Na
3) Oxido de Litio
-1
F
Li2O
+1
2 Li
O
Li
-2
O
+1
Li
4) Fluoruro de Aluminio AlF3
-1
Al
3
F
F
+3
Al
-1
F
-1
F
Nota: Obsérvese que al formarse un ión, el número de electrones ganados o perdidos por un átomo es
igual a su valencia común.
4. 2.2.- ENLACE COVALENTE
Se establece entre elementos que no manifiestan tendencia a ganar ni a perder electrones.
Estos elementos por lo tanto, para cumplir con la ley del octeto, tienden a compartir electrones
con otros átomos formando así un par electrónico. De esta manera, los orbitales tienden a
completarse por cesión mutua y ambos átomos se "rodean" de 8 electrones (excepto el H que se
rodea de 2).
Esta unión es típica de los compuestos orgánicos y en particular los biogenéticos (en los cuales
intervienen los elementos C-H-O-N)
Existen 2 tipos de unión covalente:
Común o Puro
Enlace Covalente
Coordinado o Dativo
26
- Covalencia común o pura
En este enlace se forman pares electrónicos donde cada átomo aporta un electrón. Puede ser homo nuclear (átomos de un mismo elemento) o heteronuclear (átomos de elementos distintos).
De acuerdo al número de pares electrónicos compartidos, la covalencia puede ser simple, doble o
triple.
Ejemplos:
1) Molécula de Cloro: Cl2
Cl
2) Cloruro de Hidrógeno: HCl
Cl  Cl
Cl
Cl
Cl  H
H
En ambos compuestos se forman covalencias simples: se comparte un par electrónico.
2) Amoníaco: NH3
H
N
H
H
4) Dióxido de Carbono: CO2
H N H

H
O
C
O
Tres covalencias simples
O=C=O
Dos covalencias dobles
5) Metano: CH4
H

H C  H

H
Se forman 4 covalencias puras simples
- Covalencia coordinada o dativa
Es un tipo especial de unión covalente en la cual los dos electrones compartidos en un enlace son
aportados por uno de los átomos. Se establece cuando un átomo tiene sus orbitales completos y el
otro átomo tiene un orbital vacío.
Propiedades del enlace covalente
- Por lo general se establece entre dos no metales.
- Los compuestos covalentes tienen bajo punto de fusión y ebullición.
- Forman cristales blancos deformables.
- Son solubles en líquidos orgánicos.
- No se disocian y no son conductores de la corriente eléctrica.
27
4.3.- POLARIDAD DE LOS ENLACES QUIMICOS
Cuando 2 átomos se unen entre sí mediante un enlace químico comparten (en mayor o menor grado)
pares electrónicos, los cuales estarán influenciados por las características de esos elementos.
Dado que distintos elementos tienen diferentes electronegatividades (capacidad de atraer electrones)
esta propiedad tendrá influencia respecto de la ubicación espacial de los electrones involucrados en el
enlace.
Cuando la unión se establece entre átomos idénticos (igual electronegatividad) el par electrónico
compartido estará "equidistante" de ambos átomos (los electrones se distribuirán en una órbita simétrica
entre ambos átomos), y por lo tanto el enlace será no polar.
La mayoría de las veces existe diferencias entre las electronegatividades de los elementos que forman
parte de un compuesto. Los electrones del enlace estarán "desplazados" hacia el átomo mas
electronegativo (la órbita en que se encuentran estos electrones será asimétrica) y por lo tanto el enlace
será polar. Esto no significa que la molécula no sea neutra, lo que ocurre es que aparecen cargas
eléctricas infinitesimales (diferenciales de carga, < 1) siendo negativas alrededor del elemento más
electronegativo y positivas sobre aquel cuya electronegatividad es menor.
-
+
Cl
H
Covalencia Polar

F
F
Covalencia no polar
+
Cl
Na
Iónico
Cuanto mayor sea la diferencia de electronegatividades entre 2 átomos unidos, mayor será la
posibilidad de que se forme un enlace iónico (en general esa diferencia debe ser > ó = 2 para que
se forme unión iónica).
Cuando la diferencia de electronegatividades no es tan grande como para que se forme un enlace
iónico ( en general < 2), se formará un enlace covalente polar (cuya polaridad será mayor cuanto
mas cercana a 2 sea esa diferencia).
Cuando la diferencia de electronegatividades es 0 se forma un enlace covalente no polar.