Download De modo inverso, si tenemos o conocemos la

ESCUELA PÚBLICA DIGITAL
ISAAC NEWTON
La materia y sus propiedades
Todas las cosas como un elefante, un alfiler, tu lápiz, un libro cualquiera, tu
camisa, los zapatos de tu profesora, la piel, entre otras cosas; están formadas por
materia. Es decir, todo aquello que podemos tocar o percibir.
La materia puede presentarse de distintas maneras o estados. Además
dependiendo de las condiciones, los cuerpos pueden cambiar de estado o manera
en que se nos presentan.
Definición de materia
También decimos que la materia es todo aquello que ocupa un lugar en el
espacio. Se considera que es lo que forma la parte sensible de los objetos palpables
o detectables por medios físicos.
Una silla, por ejemplo, ocupa un sitio en el espacio, se puede tocar, se puede
sentir, se puede medir, etc. Para que otro objeto pueda ocupar el lugar de la silla;
lógicamente, debemos cambiarla de sitio.
Y…¿qué forma la materia?...pues los átomos. Tomemos por ejemplo una
pared; está formada por bloques, los bloques están formados por arena, cemento y
piedras pequeñas. Si nos fijamos en un granito de arena, este se compone de otras
partículas minúsculas llamadas moléculas que están formadas por grupos de
átomos.
La fuerza entre los átomos es la razón por la cual el agua cambia de estado.
Si la fuerza entre sus átomos es grande, el agua es sólida como el hielo. Si la fuerza
entre sus átomos es débil, el agua se convierte en vapor.
Cuando un átomo se rompe o se divide, produce muchísimo calor y luz. La
energía atómica.
1
ESCUELA PÚBLICA DIGITAL
ISAAC NEWTON
El átomo es la unidad más pequeña de un elemento químico que
mantiene su identidad o sus propiedades y que no es posible dividir mediante
procesos químicos.
2
Elementos y Compuestos
El agua es un compuesto, porque dentro de cada una de sus moléculas tiene
2 tipos de átomos diferentes, oxígeno e hidrógeno. La madera también tiene varios
tipos de elementos en su interior.
El oxígeno sólo tiene moléculas y átomos iguales entre sí, por lo tanto lo
consideramos un elemento. Lo mismo le sucede al plomo y al oro.
La molécula es un conjunto de átomos iguales o diferentes, unidos por
enlaces químicos, que constituyen la mínima porción de una sustancia que puede
separarse sin alterar sus propiedades.
Estado
La materia se presenta de varias maneras y formas. El color, el olor y la
textura son propiedades de la materia que nos ayudan a diferenciarlos.
Llamamos estado a la manera en que se presenta la materia. Estos pueden
ser:
ESCUELA PÚBLICA DIGITAL
ISAAC NEWTON
 Sólido, tiene una forma definida, como la madera y el cobre.
Sus moléculas no cambian de posición.
 Líquido, no tiene una forma definida, como el agua y el aceite.
Sus moléculas pueden cambiar de posición.
 Gaseoso, no tiene una forma definida, como el aire y el vapor
de agua. Sus moléculas cambian libremente de posición.

Plasma, tampoco tiene una forma definida, un tipo de gas
ionizado que sólo existe de forma natural en el sol, estrellas y
en el espacio sideral o en condiciones especiales en la tierra.
Dependiendo las condiciones, la materia puede presentarse en uno u otro estado.
Propiedades generales de la materia
Propiedades extrínsecas (extensivas o generales)
Son aquellas que no varían con la cantidad de materia considerada. No son
aditivas y, por lo general, resultan de la composición de dos propiedades extensivas.
Estas son: punto de fusión, punto de ebullición, densidad, coeficiente de solubilidad,
índice de refracción, color, olor, sabor.
3
ESCUELA PÚBLICA DIGITAL
ISAAC NEWTON
Propiedades intrínsecas (intensivas o específicas)
Son aquellas que varían con la cantidad de materia considerada, permitiendo
reconocer a la materia, como la extensión, o la inercia. Estas son: peso, volumen y
longitud.
4
¿Cómo medir la materia?
Para medir la materia necesitamos saber cuánta materia tiene un cuerpo y
su tamaño.
Masa, longitud y volumen son propiedades comunes a todos los
cuerpos.
Se llaman magnitudes aquellas propiedades que pueden medirse y
expresarse en números. Son magnitudes la longitud, masa, volumen, etc.
Masa
Es la cantidad de materia que tiene un cuerpo. Es más difícil
empujar un camión que un vehículo pequeño. La cantidad de masa
hace la diferencia. El camión tiene más masa y es más difícil de
empujar.
Para medir la masa de un objeto utilizamos las balanzas y la expresamos en
unidades de libras o kilogramos.
ESCUELA PÚBLICA DIGITAL
ISAAC NEWTON
Longitud
Es la distancia entre dos puntos. La distancia se mide con
una regla, una cinta de medir u otros dispositivos de medición con
láser, etc…
Cuando mides es muy importante decir que unidad usas.
Por ejemplo, si dices que mediste 23 todos nos preguntaremos ¿23 qué;
centímetros, milímetros, kilómetros? A estos los llamamos “unidades” sin ellas, los
números solos no tienen ningún sentido.
La principal unidad de medida de longitud es el metro, sus múltiplos son las
cantidades mayores y las menores sub-múltiplos. También existen otras unidades
como la pulgada, pies y millas.
Volumen
Es una magnitud definida como el espacio ocupado por
un cuerpo. Para conocer el volumen de un cuerpo, simplemente
multiplicamos su ancho por su largo y luego por su alto.
Es una función derivada, ya que se obtiene multiplicando las tres
dimensiones. Su unidad de medida es el metro cúbico (m3), aunque temporalmente
también acepta el litro, que se utiliza comúnmente en la vida práctica.
La densidad
Vamos a suponer que tenemos una tonelada de algodón y una tonelada de
acero, ¿cuál de ambos ocupa el mayor volumen? La respuesta es el algodón, se
5
ESCUELA PÚBLICA DIGITAL
ISAAC NEWTON
necesita grandes cantidades para completar una tonelada. Es la densidad quien
hace la diferencia en el volumen.
El acero es más denso que el algodón, es decir, se necesita menos material
para completar la tonelada.
La densidad de una sustancia se relaciona con la cantidad de masa contenida
en un determinado volumen. La representaremos con la letra griega, la masa queda
representada por la letra “m” y “V” el volumen.
La densidad de un cuerpo está relacionada con su capacidad de flotar. Un
cuerpo flotará si su densidad es menor que la de la sustancia, por eso la madera
flota sobre el agua y el plomo se hunde en ella. El plomo posee mayor densidad
que el agua y la densidad de la madera es menor.
Las unidades de medida de la densidad son el kg/m3, que se lee “kilogramo
sobre metro cúbico” o un sub-múltiplo como g/cm3. Para calcular la densidad
debemos medir la masa y el volumen, luego dividimos la masa entre el volumen y
el resultado debe quedar expresado en kg/m3.
Las sustancias con grandes densidades se les llama pesadas, ejemplo de
estas son los metales. A las sustancias con densidades pequeñas se les llama
ligeras, aquí entran el aire y otros gases.
6
ESCUELA PÚBLICA DIGITAL
ISAAC NEWTON
Modelo atómico de Thomson
El modelo atómico de Thomson es una teoría sobre la estructura atómica
propuesta en 1904 por Joseph John Thomson, quien descubrió el electrón en 1898,
mucho antes del descubrimiento del protón y del neutrón.
En dicho modelo, el átomo está compuesto por
electrones de carga negativa en un átomo positivo,
como un pudin de pasas. Postulaba que los
electrones se distribuían uniformemente en el
interior del átomo suspendidos en una nube de
carga positiva. El átomo se consideraba como una
esfera
con carga positiva con electrones repartidos como
pequeños granulos. La herramienta principal con la que contó Thomson para su
modelo atómico fue la electricidad.
Un ion o ión1 ("yendo", en griego; ἰών [ion] es el participio presente del verbo
ienai: ‘ir’) es una partícula cargada eléctricamente constituida por unátomo o
molécula que no es eléctricamente neutra. Conceptualmente esto se puede
entender como que, a partir de un estado neutro de un átomo o partícula, se han
ganado o perdido electrones; este fenómeno se conoce como ionización.
Anión
En los iones negativos, aniones, cada electrón, del átomo originalmente
cargado, está fuertemente retenido por la carga positiva del núcleo. Al contrario que
los otros electrones del átomo, en los iones negativos, el electrón adicional no está
vinculado al núcleo por fuerzas de Coulomb, lo está por la polarización del átomo
neutro. Debido al corto rango de esta interacción, los iones negativos no presentan
series de Rydberg. Un átomo de Rydberg es un átomo con uno o más electrones
que tiene un número cuántico principal muy elevado.
7
ESCUELA PÚBLICA DIGITAL
ISAAC NEWTON
Catión
Los cationes son iones positivos. Son especialmente frecuentes e
importantes los que forman la mayor parte de los metales. Son átomos que han
perdido electrones, como el oro y plata.
8
Modelo atómico de Rutherford
Rutherford. Propuso un núcleo con protones y electrones girando alrededor.
El modelo atómico de Rutherford es un modelo atómico o teoría sobre la
estructura interna del átomo propuesto por el químico y físico británico-neozelandés
Ernest Rutherford para explicar los resultados de su "experimento de la lámina de
oro", realizado en 1911.
El modelo de Rutherford fue el primer modelo atómico que consideró al átomo
formado por dos partes: la "corteza", constituida por todos sus electrones, girando
a gran velocidad alrededor de un "núcleo" muy pequeño; que concentra toda la
carga eléctrica positiva y casi toda la masa del átomo.
Rutherford llegó a la conclusión de que la masa del átomo se concentraba en
una región pequeña de cargas positivas que impedían el paso de las partículas alfa.
Sugirió un nuevo modelo en el cual el átomo poseía un núcleo o centro en el cual
ESCUELA PÚBLICA DIGITAL
ISAAC NEWTON
se concentra la masa y la carga positiva, y que en la zona extra nuclear se
encuentran los electrones de carga negativa.
TABLA PERIODICA
 Nombre de los elementos:
Procede del nombre, generalmente, latino. Los nombres de los elementos se
corresponden con nombres de científicos famosos, nombres mitológicos, lugares
donde se descubrieron,.... Hay problemas con los nombres de los elementos 104109 entre la American Chemical Society (ACS) y la International Union for Pure and
Applied Chemistry (IUPAC)(1). La ACS usa el nombre que hace referencia a su
descubridor, mientras que la IUPAC ha decidido dejar el asunto del nombre a un
grupo de 20 miembros. Hasta que las disputas se resuelvan, es más conveniente
usar el nombre latino sistemático (o castellanizado) propuesto por la IUPAC para
los elementos anteriores y los que se descubran. Aunque recientemente se han
aceptado los nombres propuestos por la ACS.
 Símbolo:
Todos los elementos tienen un símbolo. El símbolo atómico de un elemento
sirve para representarlo y consta de una letra mayúscula y ninguna, una o dos
minúsculas que proceden de su nombre o de su nombre latino. Por ejemplo, el hierro
tiene como símbolo "Fe" que procede del latín "ferrum". El silicio tiene como símbolo
"Si".
9
ESCUELA PÚBLICA DIGITAL
ISAAC NEWTON
 Clasificación:
Aquí se trata de situar al elemento en el grupo o familia de elementos con
propiedades parecidas: estructura electrónica de la última capa semejante, metal,
no metal o metaloide, etc. En la clasificación se indican las propiedades del
elemento. De unos sistemas periódicos a otros hay pequeñas diferencias en la
clasificación. En éste, se clasifican de varias formas: por grupos o familias, siendo
estos grupos o familias:
o Grupo 1 o Metales alcalinos
o Grupo 2 o Metales alcalinotérreos
o Grupos 3 a 12 o Metales de transición
o Grupo 13 o Elementos térreos
o Grupo 14 o Elementos carbonoides
o Grupo 15 o Elementos nitrogenoides
o Grupo 16 o Elementos calcógenos o anfígenos
o Grupo 17 o Halógenos
o Grupo 18 o Gases nobles
Para incluir otras propiedades, se habla de otros grupos:
o
Parte de los grupos 13 al 16 u Otros metales
o
Parte de los grupos 14 al 16 o Metaloides
o
Parte del grupo 1 y del 13 al 17 o No Metales
o
Parte del grupo 3 o Tierras raras
10
ESCUELA PÚBLICA DIGITAL
ISAAC NEWTON
o
Grupos 1, 2 y del 13 al 18 o Elementos representativos.
 Número Atómico:
Cada átomo se caracteriza por un número atómico. El número atómico es un
número igual a la cantidad de protones que contiene su núcleo. Este número
diferencia a un elemento de los demás. Es también igual a la cantidad de electrones
de un átomo neutro del elemento. Por ejemplo, el actinio (Ac) tiene número atómico
89; esto quiere decir que el actinio tiene 89 protones en su núcleo.
 Masa Atómica:
La masa atómica es la masa de un átomo del elemento expresada en
unidades de masa atómica (u.m.a.). Es casi igual que el número de protones más
el de neutrones de su núcleo. Esto es así, porque tanto protones como neutrones
tienen una masa relativa prácticamente igual a la unidad (en u.m.a.) y la masa de
los electrones es casi insignificante. Puesto que no todos los átomos tienen un sólo
isótopo, la masa atómica es la masa ponderal media de todos los isótopos (se tiene
en cuenta la abundancia de cada uno). Por ejemplo: si tomamos una muestra de
hidrógeno, (H), el 99,984% de los átomos corresponden al isótopo 1-H, el 0,0156%
corresponden a 2-H y el 0% al 3-H. Puesto que el 1-H tiene un protón y ningún
neutrón, su masa aproximada es 1. Como el 2-H tiene un protón y un neutrón, su
masa aproximada es 2. Por tanto, cuando se toma una muestra de hidrógeno la
masa media de un átomo será: 1,0079. En el caso de las masas atómicas que
aparecen entre paréntesis, como (144,913) para Prometio, (Pm), representan la
masa atómica del isótopo más estable, no es una masa media de todos los isótopos
11
ESCUELA PÚBLICA DIGITAL
ISAAC NEWTON
de ese elemento. Las masas atómicas usadas son las publicadas por la I.U.P.A.C.
en 1995.
Luego, la masa atómica puede usarse para determinar el número de
neutrones de un elemento usando la ecuación: Masa Atómica- Número Atómico=
Número de neutrones.
 Número de protones/electrones:
El número de protones de cualquier átomo es igual que su número atómico.
Si los átomos son neutros, puesto que el protón tiene una carga positiva y el electrón
una negativa, deben poseer el mismo número de protones y de electrones. Una
partícula que no sea neutra es un ion. Puesto que el número de protones no puede
cambiar, los iones se forman al variar el número de electrones: por ganancia
(aniones: iones negativos) o pérdida (cationes: iones positivos).
 Número de neutrones (Isótopo-nº):
El número de neutrones de un átomo es igual a la masa atómica del átomo
redondeada al entero más próximo (número másico) menos el número de protones.
Esto se debe a que neutrones y protones tienen una masa atómica aproximada de
1 u.m.a. Puesto que los elementos tienen más de un isótopo, el número de
neutrones que se menciona en la hoja de cada elemento corresponde al isótopo
más abundante del elemento.
Por ejemplo, el boro (B) tiene una masa atómica de 10,81 y número atómico
de 5. Al redondear 10,81 al entero más próximo sale 11. Restando de este número
12
ESCUELA PÚBLICA DIGITAL
ISAAC NEWTON
11 el número de protones (o número atómico) se obtiene 6, que indica que el isótopo
más abundante del boro tiene 6 neutrones.
 Estructura o Configuración Electrónica:
Corresponde a la configuración o estructura electrónica del estado
fundamental: configuración mas estable y más probable. Entre corchetes se indica
la estructura del gas noble anterior al elemento que corresponde a su estructura
electrónica interna y, a continuación, los electrones más externos que lo diferencian
de dicho gas noble. En algunos casos se presentan anomalías. La tabla I contiene
las estructuras electrónicas por subniveles de todos los elementos hasta el 118.
Además, existe una tabla para ver la relación entre llenado de los orbitales y
situación en la tabla.
 Electrones en los niveles de energía:
Se da el número total de electrones en las distintas capas (K, L, M, N, O, P,
Q) o niveles energéticos (1, 2, 3, 4, 5, 6, 7) del átomo en estado fundamental.
 Números de oxidación o valencia:
En este apartado se muestran los números de oxidación (excepto el cero) del
elemento|. En el caso de poseer varios, se da en negrita el más importante. El
número de oxidación de un átomo en un compuesto es el número de electrones
ganados o perdidos por dicho átomo con respecto al mismo átomo aislado. Está
relacionado con la estructura electrónica del elemento. Las tablas III y IV dan los
números de oxidación de los elementos, excepto cero.
13
ESCUELA PÚBLICA DIGITAL
ISAAC NEWTON
 Electronegatividad:
Definida por vez primera por Linus Pauling; aquí se usa su escala. Es la
tendencia que tiene un átomo de atraer hacia sí los electrones de su enlace con otro
átomo. La diferencia de electronegatividades entre los átomos que se unen, puede
servir para establecer el tipo de enlace entre ellos. Está relacionada con la afinidad
electrónica y la energía de ionización del elemento, de forma que si el elemento
tiene altos valores de ambas, tiene también alta electronegatividad y es no metal.
Estos valores más altos se encuentran en la parte superior derecha del Sistema
Periódico. Los valores más bajos se encuentran en la parte inferior izquierda.
Depende de los mismos factores que el potencial de ionización
y la afinidad
electrónica.
Se dan tablas y gráficos de electronegatividades de los elementos.
 Energía o potencial de ionización:
La primera energía de ionización es la energía necesaria para arrancar un
electrón a un átomo en estado gaseoso y transformarlo en un ion monopositivo. Se
ha expresado en kJ/mol. Valores altos indican carácter no metálico del elemento.
Los factores de que depende el potencial de ionización son:

La distancia al núcleo del electrón que se pierde. En general, la
energía de ionización de un átomo depende del tipo de orbital situado
en el nivel más externo en que se encuentre el electrón que se trata
de arrancar, decreciendo en el orden s > p > d > f : cuesta más arrancar
electrones de s que de f para un mismo nivel energético.

La carga del núcleo
14
ESCUELA PÚBLICA DIGITAL
ISAAC NEWTON

El efecto pantalla de los electrones subyacentes

La proximidad de la estructura externa del átomo a la de los gases
nobles (s2p6)
La segunda y siguientes energías de ionización se definen de la misma
manera pero partiendo del ion monopositivo gaseoso, dipositivo, etc. Siempre son
mayores que la primera: cuantos más electrones se han arrancado más cuesta
arrancar el siguiente. El orden de energías de ionización de un elemento sería: 1ª <
2ª <3º <4ª<…
 Afinidad electrónica o electroafinidad:
Es la energía que suministrada cuando un átomo gaseoso en su estado
fundamental capta un electrón y se transforma en un ion negativo. Es una magnitud
dificil de medir y en muchos casos no se conoce el valor exacto. Los valores
positivos indican que cuando el átomo gaseoso gana un electrón se desprende
energía. Los valores negativos indican que hay que suministrar energía para que el
átomo gaseoso gane el electrón. Se ha expresado en kJ/mol.
Valores altos indican carácter no metálico del elemento.
Depende de los mismos factores que el potencial de ionización (ver) y
electronegatividad.
Los valores de las segundas afinidades electrónicas son negativas para el
grupo 17 (halógenos, pues supone empezar llenar una nueva capa) y grupo 16:
oxígeno (-844 kJ/mol) y azufre (-532 kJ/mol), a pesar de llenar la última capa y es
debido a la repulsión entre los electrones ya existentes. En el caso del oxígeno, la
15
ESCUELA PÚBLICA DIGITAL
ISAAC NEWTON
energía global por ganancia de los dos electrones para transformarse en
O-2 es de -703 kJ/mol. Esta energía la obtiene el oxígeno en las reacciones en que
participa y el ion O-2 (óxido) es bastante corriente (óxidos metálicos).
 Radio atómico:
Es la mitad de la distancia entre los centros de dos átomos contiguos del
elemento. En el caso de los metales se utiliza la distancia entre los centros de dos
átomos en una muestra sólida. En el caso de los no metales se utiliza la distancia
entre los centros de dos átomos unidos por enlace químico y se denomina también
como radio covalente. Se ha expresado en pm (1 pm = 10-12 m). El radio atómico
aumenta en un grupo y disminuye en un periodo al aumentar el número atómico.
 Radio iónico (carga del ion):
El radio iónico es la parte correspondiente de la distancia entre iones vecinos
de un sólido iónico. Se determina usando diferentes compuestos del elemento en el
mismo estado de oxidación. Los cationes son menores y los aniones mayores que
los átomos neutros de partida. Los valores se expresan en pm y, entre paréntesis,
la carga correspondiente (diferencia entre el número de protones y el de electrones,
siendo positivo si hay exceso de protones y negativo si hay exceso de electrones).
La variación del radio iónico depende del número de cargas, por lo que a veces es
difícil encontrar la relación entre el radio iónico de un átomo y la posición del
elemento correspondiente en el Sistema Periódico. No obstante, en cada grupo el
radio de los iones de la misma carga va aumentando de arriba abajo.
La variación periódica se da en las tablas y gráficos correspondientes, en los
que se ha procurado comparar en cada grupo iones de igual carga.
16
ESCUELA PÚBLICA DIGITAL
ISAAC NEWTON
 Isótopos:
En este apartado se dan los isótopos del elemento, en la forma número
másico-símbolo. Se indica si es artificial, es decir, si ha sido obtenido por el hombre
en el laboratorio y antes no había pruebas de su existencia en la corteza terrestre.
De los naturales se da su abundancia en % y de los inestables el período de
semidesintegración de algunos. El período de semidesintegración (o semivida) de
un isótopo se define como el tiempo (medio) necesario para que la mitad de los
átomos de una muestra del mismo se desintegren en sus núcleos hijos. Por ejemplo,
el carbono-14 (14-C, isótopo usado en la datación de restos fósiles) tiene un período
de semidesintegración de 5730 año. Esto significa que si se tiene una muestra de
carbono-14, después de 5730 años, aproximadamente el 50% será carbono-14 y el
otro 50% será el elemento producto de desintegración (hijo) (nitrógeno). Otros 5730
años más tarde, sólo tendremos aproximadamente el 25% del 14-C original, siendo
el 75% nitrógeno. Algunos elementos, especialmente los más pesados, tienen
períodos de semidesintegración muy pequeños, del orden de milisegundos. Por
ejemplo,
el
isótopo
ununbium-285
(285-Uub)
tiene
un
período
de
semidesintegración de 280 milisegundos. Esto significa que en un segundo de la
existencia del ununbio, el 94% del mismo se habrá transformado en el núcleo hijo.
Configuración Electrónica
Al referirnos a la configuración electrónica (o periódica) estamos hablando
de la descripción de la ubicación de los electrones en los distintos niveles (con
subniveles y orbitales) de un determinado átomo.
17
ESCUELA PÚBLICA DIGITAL
ISAAC NEWTON
Configurar significa "ordenar" o "acomodar", y electrónico deriva de
"electrón"; así, configuración electrónica es la manera ordenada de repartir los
electrones en los niveles y subniveles de energía.
Científicamente,
representación
del
diremos
modelo
que
es
atómico
la
de
Schrödinger o modelo de la mecánica cuántica.
En esta representación se indican los
niveles, subniveles y los orbitales que ocupan los
electrones.
Debemos acotar que aunque el modelo de Schrödinger es exacto sólo para
el átomo de hidrógeno, para otros átomos es aplicable el mismo modelo mediante
aproximaciones muy buenas.
Para comprender (visualizar o graficar) el mapa de configuración electrónica
(o periódica) es necesario revisar los siguientes conceptos.
Los Números Cuánticos
En el contexto de la mecánica cuántica, en la descripción de un átomo se
sustituye el concepto de órbita por el de orbital atómico. Un orbital atómico es la
región del espacio alrededor del núcleo en el que la probabilidad de encontrar un
electrón es máxima.
18
ESCUELA PÚBLICA DIGITAL
ISAAC NEWTON
La solución matemática de la ecuación de Schrödinger precisa de tres
números cuánticos. Cada trío de valores de estos números describe un orbital.
Número cuántico principal (n): puede tomar valores enteros
(1, 2, 3, 4, 5, 6, 7) y coincide con el mismo número cuántico
introducido por Bohr. Está relacionado con la distancia
promedio del electrón al núcleo en un determinado orbital y,
por tanto, con el tamaño de este e indica el nivel de energía.
Número cuántico secundario (l): Los niveles de energía, identificados con el número
cuántico principal (n), poseen subniveles, los cuales se asocian, además, a la forma
del orbital, y son identificados por el número cuántico secundario (l). Entonces, los
valores del número cuántico secundario dependen del número cuántico principal
"n".
Así, la cantidad de subniveles de energía que posea cada nivel principal está
dada por la fórmula n – 1 (el valor del número cuántico principal menos uno).
Este número cuántico secundario (l) nos indica en que subnivel se encuentra
el electrón, y toma valores desde 0 hasta (n - 1), recordando que n es el valor del
número cuántico principal. Así, para cada nivel n, el número cuántico secundario (l)
será:
l = 0, 1, 2, 3,…, n-1.
Ejemplo:
Si n = 1
(n – 1 = 0), entonces l = 0 (en el nivel de energía 1 no hay
subniveles de energía, y para efectos de comprensión se considera este nivel 1
como subnivel 0)
19
ESCUELA PÚBLICA DIGITAL
ISAAC NEWTON
Si n = 2
(n -1 = 1), entonces
l = 0, 1. El nivel de energía 2 posee dos
subniveles, identificados como 0 y 1
Si n = 3
(n – 1 = 2), entonces l = 0, 1, 2. El nivel de energía 3 posee tres
subniveles, identificados como 0, 1 y 2
Si n = 4
(n – 1 = 3), entonces l = 0, 1, 2, 3. El nivel de energía 4 posee
cuatro subnoiveles, identificados como 0, 1, 2 y 3
Si n = 5
(n – 1 = 4), entonces l = 0, 1, 2, 3, 4. El nivel de energía 5 posee
cinco subnoveles, identificados como 0, 1, 2, 3 y 4
También para efectos de comprensión, la comunidad científica ha aceptado
que los números que representan los subniveles (0, 1, 2, y 3) sean reemplazados
por las letras s, p, d y f, respectivamente, para representar los distintos tipos de
orbitales.
Estas letras se optiene de la inicial de las palabras sharp (s), principal (p),
difuso (d) y fundamental (f).
Cada subnivel, a su vez, posee distinta cantidad de orbitales, lo cual veremos
más adelante.
Ahora, con respecto a la forma del orbital de estos subniveles, el número
cuántico secundario (o azimutal) determina la excentricidad de la órbita: cuanto
mayor sea este número, más excéntrica será la órbita; es decir, será más aplanada
la elipse que recorre el electrón.
Así, en el nivel 1 (o capa K) el valor del nivel (identificado como subnivel 0)
es cero (no hay excentricidad) y su órbita es circular.
20
ESCUELA PÚBLICA DIGITAL
ISAAC NEWTON
Cada vez que aumenta el valor del número cuántico secundario (o azimutal)
aumenta la excentricidad de la órbita, como se demuestra en el siguiente gráfico:
21
Número cuántico magnético (ml): puede tener todos los valores desde – l
hasta + l pasando por cero. Describe la orientación espacial del orbital e indica el
número
de
orbitales
presentes
en
un
subnivel
determinado.
Para explicar determinadas características de los espectros de emisión se consideró
que los electrones podían girar en torno a un eje propio, bien en el sentido de las
agujas del reloj o en el sentido contrario. Para caracterizar esta doble posibilidad se
introdujo elnúmero cuántico de espín (ms) que toma los valores de + ½ o – ½..
Para entender el concepto de configuración electrónica es necesario asumir
o aplicar dos principios importantes:
Principio de Incertidumbre de Heisenberg: “Es imposible determinar
simultáneamente la posición exacta y el momento exacto del electrón”.
Principio de Exclusión de Pauli: “Dos electrones del mismo átomo no pueden
tener los mismos números cuánticos idénticos y por lo tanto un orbital no puede
tener más de dos electrones”.
ESCUELA PÚBLICA DIGITAL
ISAAC NEWTON
Tipos de configuración electrónica
Para graficar la configuración electrónica existen cuatro modalidades, con
mayor o menor complejidad de comprensión, que son:
Configuración estándar: se representa la configuración electrónica que se obtiene
usando el cuadro de las diagonales
22
Es importante recordar que los orbitales se van llenando en el orden en que
aparecen, siguiendo esas diagonales, empezando siempre por el 1s.
Aplicando el mencionado cuadro de las diagonales la configuración
electrónica estándar, para cualquier átomo, es la siguiente:
1s2
5d10
6p6
2s2
7s2
2p6
5f14
3s2
3p6
6d10
4s2
7p6
3d10
4p6
5s2
4d10
5p6
6s2
4f14
ESCUELA PÚBLICA DIGITAL
ISAAC NEWTON
Más adelante explicaremos cómo se llega este enjambre de números y letras
que perturba inicialmente, pero que es de una simpleza sorprendente.
Configuración condensada: Los niveles que aparecen llenos en la configuración
estándar se pueden representar con un gas noble (elemento del grupo VIII A,Tabla
Periódica de los elementos), donde el número atómico del gas coincida con el
número de electrones que llenaron el último nivel.
Los gases nobles son He, Ne, Ar, Kr, Xe y Rn.
Configuración desarrollada: Consiste en representar todos los electrones de un
átomo empleando flechas para simbolizar el spin de cada uno. El llenado se realiza
respetando el principio de exclusión de Pauli y la Regla de máxima multiplicidad de
Hund.
Configuración semidesarrollada: Esta representación es una combinación entre la
configuración condensada y la configuración desarrollada. En ella sólo se
representan los electrones del último nivel de energía.
Niveles de energía o capas
Si repasamos o recordamos los diferentes modelos atómicos veremos que
en esencia un átomo es parecido a un sistema planetario. El núcleo sería la estrella
y los electrones serían los planetas que la circundan, girando eso sí (los electrones)
en órbitas absolutamente no definidas, tanto que no se puede determinar ni el
tiempo ni el lugar para ubicar un electrón (Principio de Incertidumbre de
Heisenberg).
23
ESCUELA PÚBLICA DIGITAL
ISAAC NEWTON
Los electrones tienen, al girar, distintos niveles de energía según la órbita (en
el átomo se llama capa o nivel) que ocupen, más cercana o más lejana del núcleo.
Entre más alejada del núcleo, mayor nivel de energía en la órbita, por la tendencia
a intercambiar o ceder electrones desde las capas más alejadas.
Entendido el tema de las capas, y sabiendo que cada una de ellas representa
un nivel de energía en el átomo, diremos que:
1. Existen 7 niveles de energía o capas donde pueden situarse los electrones
para girar alrededor del núcleo, numerados del 1, el más interno o más cercano al
núcleo (el que tiene menor nivel de energía), al 7, el más externo o más alejado del
núcleo (el que tiene mayor nivel de energía).
Estos niveles de energía corresponden al número cuántico principal (n) y
además de numerarlos de 1 a 7, también se usan letras para denominarlos,
partiendo con la K. Así: K =1, L = 2, M = 3, N = 4, O = 5, P = 6, Q = 7.
2. A su vez, cada nivel de energía o capa tiene sus electrones repartidos en
distintos subniveles, que pueden ser de cuatro tipos: s, p, d, f.
24
ESCUELA PÚBLICA DIGITAL
ISAAC NEWTON
Para determinar la configuración electrónica de un elemento sólo hay que saber
cuantos electrones debemos acomodar y distribuir en los subniveles empezando
con los de menor energía e ir llenando hasta que todos los electrones estén
ubicados donde les corresponde. Recordemos que partiendo desde el subnivel s,
hacia
p,
d o f se
aumenta
el
nivel
de
energía.
25
3. En cada subnivel hay un número determinado de orbitales que pueden contener,
como máximo, 2 electrones cada uno. Así, hay 1 orbital tipo s, 3 orbitales p, 5
orbitales d y 7 del tipo f. De esta forma el número máximo de electrones que admite
cada subnivel es: 2 en el s; 6 en el p (2 electrones x 3 orbitales); 10 en el d (2 x 5);
14
en
el
f
(2
x
7)..
La distribución de niveles, subniveles, orbitales y número de electrones posibles en
ellos se resume, para las 4 primera capas, en la siguiente tabla:
Niveles de energía o
capa (n)
Tipo de subniveles
Número de orbitales
en cada subnivel
Denominación de los
orbitales
1 (K)
2 (L)
3 (M)
s
s p
s p d
s p d f
1
1 3
1 3 5
1 3 5 7
1s
2s 2p
2
2 - 6
Número máximo de
electrones
orbitales
en
los
3s 3p 3
d
2 -6 10
4 (N)
4s 4p 4d 4f
2 - 6 - 10 - 14
ESCUELA PÚBLICA DIGITAL
ISAAC NEWTON
Número máximo de
electrones por nivel de
2
8
18
32
energía o capa
Insistiendo en el concepto inicial, repetimos que la configuración electrónica de un
átomo es la distribución de sus electrones en los distintos niveles, subniveles y
orbitales. Los electrones se van situando en los diferentes niveles y subniveles por
orden de energía creciente (partiendo desde el más cercano al núcleo) hasta
completarlos.
Recordemos que alrededor del núcleo puede haber un máximo de siete
capas atómicas o niveles de energía donde giran los electrones, y cada capa tiene
un número limitado de ellos.
La forma en que se completan los niveles, subniveles y orbitales está dada
por la secuencia que se grafica en el esquema conocido como regla de las
diagonales:
Es importante saber cuantos electrones existen en el nivel más externo de
un átomo pues son los que intervienen en los enlaces con otros átomos para formar
compuestos.
Regla de las diagonales
Sirve para determinar el mapa de configuración electrónica (o periódica) de
un elemento.
En otras palabras, la secuencia de ocupación de los orbitales atómicos la
podemos graficar usando la regla de la diagonal, para ello debemos seguir la flecha
26
ESCUELA PÚBLICA DIGITAL
ISAAC NEWTON
roja del esquema de la derecha, comenzando en 1s; siguiendo la flecha podremos
ir completando los orbitales con los electrones en forma correcta.
27
En una configuración estándar, y de acuerdo a la secuencia seguida en el
grafico de las diagonales, el orden de construcción para la configuración electrónica
(para cualquier elemento) es el siguiente:
1s2
5d10
6p6
2s2
7s2
2p6
5f14
3s2
3p6
6d10
4s2
3d10
4p6
5s2
4d10
5p6
6s2
4f14
7p6
Los valores que se encuentran como superíndices indican la cantidad
máxima de electrones que puede haber en cada subnivel (colocando sólo dos en
cada orbital de los subniveles).
En la tabla periódica, entre los datos que
encontramos de cada uno de los elementos se
hallan
El sodio en la tabla.
el
Número
atómico y
la Estructura
electrónica o Distribución de electrones en niveles.
El Número atómico nos indica la cantidad de
electrones y de protones que tiene un elemento.
ESCUELA PÚBLICA DIGITAL
ISAAC NEWTON
La Estructura electrónica o Distribución de electrones en niveles indica cómo
se distribuyen los electrones en los distintos niveles de energía de un átomo (lo que
vimos más arriba con la regla de las diagonales).
Pero, si no tengo la tabla periódica para saber cuántos electrones tengo en
cada nivel, ¿cómo puedo hacer para averiguarlo?
28
Ya vimos que la regla de las diagonales ofrece un medio sencillo para realizar
dicho cálculo.
Para escribir la configuración electrónica de un átomo es necesario:
Saber el número de electrones que tiene el átomo; para ello basta conocer el
número atómico (Z) del átomo en la tabla periódica. Recuerda que el número de
electrones en un átomo neutro es igual al número atómico (Z).
Ubicar los electrones en cada uno de los niveles de energía, comenzando
desde
el
nivel
más
cercano
al
núcleo
(nivel
1).
Respetar la capacidad máxima de cada subnivel (s = 2e-, p = 6e-, d = 10e- y f =
14e-).
Supongamos que tenemos que averiguar la Distribución electrónica en el
elemento sodio, que como su número atómico indica tiene 11 electrones, los pasos
son muy sencillos: debemos seguir las diagonales, como se representan más arriba.
En el ejemplo del sodio sería: 1s2, como siguiendo la diagonal no tengo nada
busco la siguiente diagonal y tengo 2s2, como siguiendo la diagonal no tengo nada
busco la siguiente diagonal y tengo 2p6, siguiendo la diagonal tengo 3s2.
Siempre debo ir sumando los superíndices, que me indican la cantidad de
electrones. Si sumo los superíndices del ejemplo, obtengo 12, quiere decir que
ESCUELA PÚBLICA DIGITAL
ISAAC NEWTON
tengo un electrón de más, ya que mi suma para ser correcta debe dar 11, por
lo que al final debería corregir para que me quedara 3s1.
Por lo tanto, para el sodio (11 electrones), el resultado es: 1s2 2s2 2p6 3s1
Primer
nivel:
2
electrones
(los
2
en
subnivel
s,
en
un
orbital);
Segundo nivel: 8 electrones (2 en subnivel s, en un orbital, y 6 en subnivel p, con 2
en
cada
uno
de
sus
3
orbitales);
tercer nivel: 1 electrón (ubicado en el subnivel s, en un orbital).
En la tabla periódica podemos leer, respecto al sodio: 2 - 8 - 1
Otros ejemplos:
CLORO: 17 electrones
MANGANESO: 25 electrones
1s2 2s2 2p6 3s2 3p5
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d5
1º
1º
nivel:
2
electrones
nivel:
2
electrones
2º
nivel:
8
electrones
2º
nivel:
8
electrones
3º
nivel:
7
electrones
3º
nivel:
13
electrones
En la tabla periódica podemos leer:
4º
nivel:
2
electrones
2-8-7
En la tabla periódica podemos leer: 2 - 8 13 – 2
El superíndice es el número de electrones de cada subnivel (recordando
siempre que en cada orbital del subnivel caben solo dos electrones).
El Número máximo de electrones por nivel es 2(n)2 (donde n es la cantidad
de subniveles que tiene cada nivel).
29
ESCUELA PÚBLICA DIGITAL
ISAAC NEWTON
30
Ilustración más compleja y más realista de la estructura de un átomo.
Hagamos un ejercicio:
Supongamos que deseamos conocer la configuración electrónica de la plata,
que tiene 47 electrones.
Por lo ya aprendido, sabemos que el orden de energía de los orbitales es 1s,
2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, etc.
En cada subnivel s (que tienen sólo un orbital) cabrán dos electrones.
En cada subnivel p (que tienen 3 orbitales) cabrán 6 electrones.
En cada subnivel d (que tienen 5 orbitales) cabrán 10 electrones.
En cada subnivel f (que tienen 7 orbitales) cabrán 14 electrones.
Siguiendo esta regla debemos colocar los 47 electrones del átomo de plata,
la cual debe quedar así::
1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 4s2, 3d10, 4p6, 5s2, 4d9
donde sólo se han puesto 9 electrones en los orbitales d (que son cinco) de la capa
cuarta para completar, sin pasarse, los 47 electrones de la plata.
ESCUELA PÚBLICA DIGITAL
ISAAC NEWTON
Recomendamos
ver
un
video
clarificador
y
explicativo
en:
http://www.youtube.com/watch?v=hbn08dHJfGc
En él se aclara o explica cómo determinar la configuración electrónica de un
átomo o de un ión:
1.- Conocer su número atómico (sacado de la tabla periódica).
2.- La carga (del átomo o del ión) está dada por número de protones menos (-)
número de electrones.
3.- El número de protones es igual al número atómico del elemento (átomo o ión).
4.- En cada átomo hay (en estado eléctrico neutro) igual número de protones que
de electrones.
Por ejemplo, el ión Mg+2 (magnesio más dos), averiguamos o sabemos que
su número atómico (Z) es 12, significa que tiene 12 protones y debería tener 12
electrones, pero como el ión de nuestro ejemplo (Mg+2) tiene carga +2
(porque perdió o cedió 2 electrones), hacemos
12 (protones) –
X
=
2
Por lo tanto X (número de electrones del ión Mg+2) es igual a 10,
El ión Mg+2 tiene 10 electrones.
¿Cómo se determina su configuración electrónica o lo que es lo mismo cómo
se distribuyen esos electrones en los orbitales del átomo?
Empezamos por el nivel inferior (el más cercano al núcleo): 1, que sólo tiene
un orbital s, y sabemos que cada orbital tiene como máximo 2 electrones (1s2).
Pasamos al segundo nivel, el 2, en el cual encontramos orbitales s (uno) y
orbitales p (tres) (2s y 2p 2p 2p).
31
ESCUELA PÚBLICA DIGITAL
ISAAC NEWTON
En 2s hay sólo 2 electrones: 2s2 y en cada 2p hay dos electrones:
1s2 2s2 2p6 (este 2p6 es los mismo que 2p2 + 2p2 + 2p2= 2p6)
Otro ejemplo:
Configuración electrónica del fósforo (P)
32
Nº atómico Z = 15
15 protones y 15 electrones
1s2 2s2 2p6 3s2 3p3
Relación de la Configuración electrónica con la Tabla Periódica
De modo inverso, si tenemos o conocemos la configuración electrónica de un
elemento
podemos
predecir
exactamente
el número
atómico,
el grupo y
el período en que se encuentra el elemento en la tabla periódica.
Por
ejemplo,
si
la
configuración
electrónica
de
un
elemento
es 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5, podemos hacer el siguiente análisis:
Para un átomo la suma total de los electrones es igual al número de protones;
es decir, corresponde a su número atómico, que en este caso es 17. El período en
que se ubica el elemento está dado por el máximo nivel energético de la
configuración, en este caso corresponde al período 3, y el grupo está dado por la
suma de los electrones en los subniveles s y p del último nivel; es decir,
corresponde al grupo 7.
ESCUELA PÚBLICA DIGITAL
ISAAC NEWTON
Sistema Material
Es toda poción del universo dotada de masa que se aísla en forma real o
imaginaria para su estudio experimental.
Cuando se estudia un sistema material se debe tener en cuenta que entre
este y el medio que lo rodea existe una superficie de contacto que puede ser visible
o no, pero según los casos permite el pasaje de materia y/o energía del sistema al
medio o viceversa.
De acuerdo con esto los sistemas materiales se clasifican en:
 Abiertos: Son aquellos donde hay transferencia de materia y energía entre
el sistema y el medio Ej. Agua hirviendo en una olla sin tapa, o un ecosistema.
 Cerrado: Son aquellos donde solo hay un intercambio de energía entre el
sistema y el medio Ej. Agua hirviendo en una olla cerrada herméticamente.
 Aislado: Aquellos donde no hay intercambio ni de materia ni de energía del
sistema al medio o viceversa. Ej. Un termo (utilizado para conservar líquidos
a temperatura constante).
33
ESCUELA PÚBLICA DIGITAL
ISAAC NEWTON
Homogéneos: En todos los puntos de su masa poseen iguales propiedades
intensivas, y se caracterizan por estar constituido por una sola fase. Ej. Agua con
azúcar.
Heterogéneo: En diferentes puntos del mismo tiene distintas propiedades físicas y
químicas. Son separables, en cada una de las fases que lo constituyen. Ej. Agua
con aceite.
¿Qué son las sustancias puras?
Las Sustancia pura: Poseen sus propiedades intensivas constantes. Su
composición química es definida. No se puede separar en otras sustancias por
ningún medio mecánico. Estas sustancias pueden clasificarse en dos grupos:
elementos y compuestos. Los elementos están formados por átomos de un mismo
número atómico y los compuestos puros son combinaciones de dos o más
elementos en una proporción definida.
Ejemplos de sustancias puras o (químicas) típicas que se pueden encontrar
en el hogar son; el agua, la sal (cloruro de sodio) y el azúcar (sacarosa). En general,
las sustancias pueden estar presentes en estado sólidos, líquidos, o gases, y
pueden transformarse mediante cambios de la temperatura o presión.
Soluciones
Definición: llamamos solución a los sistemas homogéneos(Es decir, una
sola fase) o formado por dos o más sustancias puras.
34
ESCUELA PÚBLICA DIGITAL
ISAAC NEWTON
Solución
• H2 O y
• azucar diluido
Las soluciones deben ser fraccionables
y no separables. Hay una sola fase y no
puede ser separada por métodos
Mezcla
• limaduras de
Fe
• y H2 O
mecánicos.
Las mezclas se separan por métodos
mecánicos.
Soluto y solvente:
Generalmente al componente más abundante de la solución se lo denomina
solvente, y al menos abundante se lo denomina soluto.
ó
Pero principalmente el solvente es aquélla
sustancia cuyo estado físico es el mismo que
presenta la solucin.
Ejemplos de solventes líquidos más usuales:

Agua: Disuelve ácidos, bases, sales, azucares, alcoholes, amoniaco etc.

Alcohol: disuelve esencias, colorantes, medicamentos, barnices, yodo, etc.

Acetona: disuelve ceras, resinas, celulosa, etc.
35
ESCUELA PÚBLICA DIGITAL
ISAAC NEWTON
Uniones Químicas
Las uniones químicas tienen su origen en la teoría del octeto electrónico de
Lewis, cuyas proposiciones pueden resumirse del siguiente modo:

Los gases inertes, por tener ocho electrones en su órbita externa, son
estables, es decir que no presentan actividad química. Sus átomos
permanecen libres e independientes.

Los metales y los no metales con menos de ocho electrones en su
última orbita, tiene actividad química.

Esta actividad química se debe a la necesidad de adquirir una
configuración electrónica similar a la del gas inerte más próximo, para
alcanzar estabilidad. A estos efectos se ganan, pierden o comparten
electrones.
Lewis propuso una forma sencilla de representación:
Cada átomo se representa con su símbolo y a su alrededor puntos en igual
cantidad a los electrones que tiene en su órbita externa.
36
ESCUELA PÚBLICA DIGITAL
ISAAC NEWTON
Tipos de uniones Químicas
Enlace Covalente
Las moléculas son conjuntos de átomos que se encuentran unidos a través
de enlaces químicos denominados covalentes.
El enlace covalente es aquel en que dos átomos comparten pares de
electrones, de esta manera, los átomos adquieren la configuración externa que
predica la " Teoría del Octeto": 8(ocho) o 2(dos).
Como ya sabemos, en el enlace covalente las fuerzas que mantienen unidos
los átomos son también de naturaleza electrostática, pero se producen cuando dos
átomos comparten sus electrones para formar moléculas. Existen distintos tipos de
enlaces covalentes:

Enlace covalente común: el par electrónico compartido está formado por un
electrón proveniente de cada uno de los átomos que intervienen. Esta unión
puede establecerse entre dos átomos iguales, en el enlace covalente apolar,
o entre átomos diferentes, en el enlace covalente polar.

En el enlace covalente apolar, como el que forman dos átomos de cloro, los
electrones se ubican según su distribución geométrica.

En el enlace covalente polar, los electrones no son atraídos de la misma
manera por los núcleos y pasaran estadísticamente mas tiempo cerca del
núcleo del átomo más electronegativo. La diferencia de atracción de los
37
ESCUELA PÚBLICA DIGITAL
ISAAC NEWTON
núcleos genera un dipolo permanente en la molécula. Por otra parte, los
átomos pueden compartir uno o más pares de electrones y dar lugar a
uniones covalentes simples, dobles o triples.
38

Enlace covalente dativo o coordinado: es la unión que ocurre entre dos
átomos de dos elementos, en la que el par electrónico compartido es
aportado por uno de los dos átomos.
El enlace iónico
Entre los enlaces químicos que no forman moléculas se encuentra el enlace
iónico, que es la fuerza electrostática, que mantiene unidos a los iones que forman
compuestos.
En caso de anión o catión la pérdida o la ganancia de electrones conduce a
una estructura electrónica de gas noble, de acuerdo con la Teoría del Octeto. Los
átomos con baja energía de ionización forman cationes y los de alta energía de
ionización forman aniones.
ESCUELA PÚBLICA DIGITAL
ISAAC NEWTON
El enlace iónico involucra todos los iones presentes en el
compuesto. A diferencia de lo que sucede en los compuestos covalentes, el enlace
iónico no forma uniones localizadas, esta es la razón por lo que no se pueden
distinguir moléculas.
39
Enlace Metálico
Entre los enlaces químicos que no forman moléculas también se encuentra
el enlace metálico.
Los metales forman una red cristalina cuyos "nudos" están constituidos por
los cationes. Los electrones de enlace, están deslocalizados, se desplazan entre los
cationes en distintas direcciones. De ellos resulta una estructura de iones positivos
que parecen estar inmersos en un "mar de electrones". Las fuerzas de cohesión
entre esos cationes y los electrones deslocalizados forma un tipo de enlace entre
átomos que es denomina enlace metálico.
Atracciones Intermoleculares
Las consideraciones anteriores sobre uniones químicas muestran que la
estructura de los átomos determina le tipo de unión que es establece para formar
las moléculas, lo cual origina distintas estructuras moleculares.
Como consecuencia de la estructura que presentan las moléculas se produce
entre ellas diferentes fuerzas de atracción. Estas fuerzas son de distinta intensidad
ESCUELA PÚBLICA DIGITAL
ISAAC NEWTON
y mantienen mas o menos unidas entre sí las moléculas, determinando las
propiedades que caracterizan a las distintas sustancias.
Las fuerzas de atracción intermoleculares se denominan fuerzas de Van der
Waals.
Entre las fuerzas de Van der Waals se pueden mencionar:
Fuerzas de London: En las moléculas no polares puede producirse un
desplazamiento relativo de los electrones originando un polo positivo y otro
negativo(dipolo transitorio) que determinan una atracción entre dichas moléculas.
La intensidad de estas fuerzas es proporcional al grado de polarización
momentáneo que se produce a las moléculas
Fuerzas dipolo-dipolo inducido: En ciertas ocasiones, una molécula
polar(dipolo), al estar próxima a otra no polar, induce en esta un dipolo transitorio,
produciendo una fuerza de atracción llamada dipolo-dipolo inducido.
Fuerzas dipolo-dipolo: Cuando dos moléculas polares se aproximan, se
produce una atracción entre el polo positivo y negativo de estas. Esta fuerza de
atracción entre dos dipolos es tanto más intensa cuanto mayor es la polarización de
dichas moléculas polares.
Unión puente de Hidrogeno: en algunas sustancias que contienen hidrogeno,
se observa una forma de unión entre sus moléculas denominada unión puente de
hidrogeno.
40
ESCUELA PÚBLICA DIGITAL
ISAAC NEWTON
Compuestos Químicos
Compuestos Inorgánicos:
Los compuestos químicos inorgánicos son sustancia de origen mineral, como
el agua, la sal, el plomo, el oro, el oxígeno, el talco y el yeso. Estuvieron en nuestro
planeta desde sus orígenes, mucho antes de la aparición de la vida.
La química del siglo XVIII y principios del XIX -que condujo a la teoría
atómica, la tabla periódica y la radioquímica- basó sus investigaciones en
compuestos inorgánicos sencillos, como gases y sales.
¿Cómo nombramos los compuestos?
Desde el nacimiento de la química moderna, se han fijado normas para
designar las sustancias. El conjunto de estas normas se denomina nomenclatura
química científica.
Actualmente las nomenclaturas de mayor uso son la nomenclatura
tradicional, y la estequiométrica. En el desarrollo de este capítulo se hace uso de la
nomenclatura tradicional porque menciona el tipo de compuesto, es aplicable a casi
todo compuesto y tiene amplia difusión.
Nombres Comunes:
El nombre de muchas sustancias existió en el lenguaje popular antes de
cualquier nomenclatura científica. Esas denominaciones se usan en la actualidad
41
ESCUELA PÚBLICA DIGITAL
ISAAC NEWTON
para presentaciones comerciales. Para referirse a elementos o
compuestos puros siempre se emplean nombre químicos.
Funciones Químicas Inorgánicas:
Una función química es una familia de compuestos con propiedades
químicas semejantes. Las funciones químicas inorgánicas son cinco: óxidos,
hidróxidos, ácidos, hidruros y sales.
El grupo funcional es el átomo o grupo de átomos que identifica a cada
función química. Por ejemplo, el grupo OH es el grupo funcional de los hidróxidos.
NaOH Hidróxido de sodio
Ca(OH)2 Hidróxido de calcio
42
ESCUELA PÚBLICA DIGITAL
ISAAC NEWTON
Reglas para asignar números de oxidación:
Al formular los compuestos tendremos en cuenta:

Todos los elementos no combinados tienen número de oxidación cero.

El oxígeno actúa con número de oxidación -2 en casi todos sus compuestos.
Son excepción los peróxidos, donde actúa con -1.

El número de oxidación del hidrógeno es +1, excepto en los hidruros
metálicos, donde trabaja con -1.

En toda molécula, la suma algebraica de los números de oxidación afectados
por los subíndices correspondientes debe ser cero.

Un ion poliatómico está formado por varios elementos. La carga neta es la
suma algebraica del número de oxidación de los elementos que lo forman,
afectados por sus respectivos subíndices.
Óxidos
Los óxidos son compuestos que resultan de la combinación del oxígeno con
cualquier otro elemento. El oxígeno se combina fácilmente con la mayoría de los
elementos de la tabla periódica. Agrupamos, entonces, a los óxidos en dos grandes
categorías: óxidos básicos y óxidos ácidos, diferentes en cuanto a origen y
características.
Óxidos Básicos o Metálicos
Concepto: Los óxidos básicos se forman cuando el elemento que se combina
con oxígeno es un metal.
Metal + Oxígeno = Óxido básico
43
ESCUELA PÚBLICA DIGITAL
ISAAC NEWTON
2Ca + O2
=
2CaO
Como su nombre lo indica, los óxidos básicos sometidos a la acción del agua
producirán compuestos de carácter básico o alcalino.
Formulación: Para escribir directamente la fórmula:

Escribimos los símbolos del metal y del oxígeno.

Intercambiamos los números de oxidación sin el signo y lo escribimos como
subíndices. Si es posible, simplificamos.
Nomenclatura:
Óxidos Ácidos o Anhídridos
Concepto: Los óxidos ácidos resultan de combinar con oxígeno un no metal.
Los óxidos no metálicos son gaseosos y al disolverse con el agua forman ácidos.
No metal + oxígeno = óxido ácido
C+
O2
= CO2
Formulación: La fórmula del óxido no metálico se escribe como la de un óxido
metálico. Escribimos los símbolos del no metal y del oxígeno. Intercambiamos
números de oxidación sin signos y los escribimos como subíndices. Si son pares,
se simplifican.
44
ESCUELA PÚBLICA DIGITAL
ISAAC NEWTON
Nomenclatura: Para nombrarlos se antepone el nombre común anhídrido al
nombre del no metal. Para diferenciar varios óxidos del mismo no metal, se usan
los prefijos hipo- inferior e hiper- superior y los sufijos -oso e -ico, como se muestra:
45
Hidróxidos
Concepto: Los hidróxidos, también llamados bases o alcális, se producen
cuando los óxidos básicos o metálicos reaccionan con agua. Su grupo funcional es
el radical oxidrilo o hidroxilo OH.
Óxido básico + agua = hidróxido
Na2O +
H2O
= 2NaOH
Los hidróxidos son fácilmente identificables:
-Viran el color del papel tornasol de rojo a azul, y la fenolftaleína de incolora a rojo
grosella.
-Tienen sabor amargo, como el jabón o el champú. Pero como regla ¡no pruebes
las sustancias químicas!
ESCUELA PÚBLICA DIGITAL
ISAAC NEWTON
Formulación: Para escribir las fórmulas de los hidróxidos procedemos de la
siguiente manera:

Escribimos el símbolo del metal seguido del radical oxidrilo OH.

Intercambiamos los números de oxidación y los escribimos como subíndices.
El número de oxidación del radical oxidrilo es -1.

El radical oxidrilo se escribe entre paréntesis solo si requiere subíndices.
Nomenclatura: Los hidróxidos se nombran con ese nombre genérico seguido
por el nombre del metal correspondiente.
Si el metal tiene dos posibles estados de oxidación, sus hidróxidos terminan
en -oso e -ico, respectivamente o en su defecto se coloca el nombre del metal y el
número de oxidación con el que actúa en número romano.
Pb(OH)2 Hidróxido plumboso o Hidróxido de plomo II
Pb(OH)4 Hidróxido plúmbico o Hidróxido de plomo IV
Ácidos
Los ácidos son compuestos químicos que tienen al ion hidrógeno H* como
grupo funcional. Las características que nos permiten reconocerlos son:

Viran a rojo el papel tornasol azul.

Tiene sabor agrio. Puedes experimentarlo con limón o vinagre nunca con
ácidos de laboratorio.

Tienen olor penetrante e irritan la piel y mucosas.
46
ESCUELA PÚBLICA DIGITAL
ISAAC NEWTON

En soluciones acuosas, se disocian liberando iones hidrógeno (H*) o
protones.
Existen dos clases de ácidos inorgánicos: Los ácidos oxácidos, que
contienen oxígeno; y los ácidos hidrácidos, que no contienen oxígeno.
Ácidos Oxoácidos
47
Concepto: Los ácidos oxoácidos resultan de la combinación de un óxido
ácido o anhídrido con agua.
Óxido Ácido + Agua = Ácido Oxoácido
SO3 + H2O = H2SO4
Formulación: Para escribir la ecuación de formación de un ácido oxoácido,
partimos del óxido respectivo. Luego simplificamos los subíndices del producto para
obtener la fórmula final del ácido acompañada del coeficiente que balancea la
ecuación (¡exactamente como extraer múltiplo común!).
Cl2O + H2O = H2Cl2O2 = 2HClO
Nomenclatura: Para nombrar los ácidos, de nuevo debemos tener en cuenta
el número de oxidación del no metal. En la nomenclatura tradicional, el ácido se
llama como el anhídrido que lo originó. Solo varía el nombre genérico de anhídrido
a ácido, y se mantienen los prefijos y sufijos correspondientes.
HClO Ácido hipocloroso
ESCUELA PÚBLICA DIGITAL
ISAAC NEWTON
Ácidos Hidrácidos
Concepto: Los hidrácidos son ácidos no oxigenados porque no provienen de
óxidos. Están formados por los metales de los grupos VI A o VII A de la tabla
periódica e hidrógeno. Se presentan disociados en soluciones acuosas.
48
H2O
No Metal + Hidrógeno = Ácido Hidrácido
S
+
H2
=
H2S(ac)
Formulación: Para escribir su fórmula, escribe el símbolo del hidrógeno y el
del no metal con número de oxidación negativo; -1 para los del grupo VII A, y -2 si
pertenece al grupo VIII A. Intercambia los números de oxidación, sin signos. La
abreviatura (ac) indica que el ácido permanece disociado en solución acuosa.
Nomenclatura: Toman el nombre genérico ácido, seguido del nombre del no
metal terminado en el sufijo -hídrico.
HCL Ácido clorhídrico
HBr Ácido bromhídrico
Sales Inorgánicas
Las sales son compuestos iónicos sólidos y cristalinos a temperatura
ambiente. Abundan en la tierra y en los océanos. Algunas son fundamentales para
la vida.
ESCUELA PÚBLICA DIGITAL
ISAAC NEWTON
Según el ácido que las originó, las sales pueden ser oxisales o
sales haloideas. Algunos ejemplos del uso de las sales en el día a día: la sal común
cloruro de sodio, adereza y preserva los alimentos. El mármol carbonato de calcio
cristalino.
La piedra caliza, las conchas de los moluscos, las perlas y el sarro de la tetera
son básicamente la misma sal oxisal.
49
Sales Oxosales
Concepto: Las Sales Oxosales se forman al reaccionar una base o hidróxido
con un ácido oxácido.
Hidróxido + Ácido Oxácido = Sal Oxosal + Agua
KOH + HNO3
=
KNO3 + H2O
Nomenclatura: El nombre del anión proviene del ácido que lo origina, pero se
cambian los sufijos según las siguientes reglas:
-oso por -ito
-ico por –ato
Ejemplo: Ácido nitroso + hidróxido de potasio = nitrito de potasio
HNO2
+
KOH
=
KNO2
+
H2O
Si, además el metal tiene dos estados de oxidación, su nombre termina en oso e -ico, como en el hidróxido que originó la sal.
ESCUELA PÚBLICA DIGITAL
ISAAC NEWTON
Ejemplo: Ácido sulfúrico + hidróxido cúprico = sulfato cúprico
H2SO4
+
Cu(OH)2
= CuSO4
+ 2H2O
50
Disociación iónica de las sales:
Sales Haloideas
Concepto: Las sales haloideas se forman al neutralizar un ácido hidrácido
con un hidróxido.
Hidróxido + Ácido Hidrácido = Sal Haloidea + Agua
ESCUELA PÚBLICA DIGITAL
ISAAC NEWTON
NaOH +
HCl
= NaCl
+ H2O
Nomenclatura: El anión se nombra cambiando el sufijo -hídrico del ácido del
cual provienen por -uro. Si el metal tuviera dos estados de oxidación, termina en los
sufijos -oso e -ico.
PbS = Sulfuro plumboso
PbS2 = Sulfuro plúmbico
51