1. CIFRAS SIGNIFICATIVAS Y REDONDEO
Lic. Lidia Iñigo
Supongamos que pesamos algo en una balanza. ¿Si decimos que tiene una masa de 45,8 g
será lo mismo que si decimos que su masa es 45,8000 g? Evidentemente la masa es la misma,
pero no es lo mismo expresar el valor en una forma u otra.
Toda medición tiene un error, que es propio del instrumento de medida y de la forma en
que se realiza dicha medición. La diferente forma en la se expresa el valor dado como ejemplo
está indicando ese error de medición.
Como regla general se toma el criterio de que la menor diferencia que se puede apreciar
con el instrumento de medición es su indeterminación. Si decimos que la masa es 45,8 g estamos
diciendo que la masa mínima que se puede medir con esa balanza es de 0,1 g por lo tanto ese es
el error de dicha medición. El valor medido será entonces 45,8 ± 0,1 g, o sea que dicho valor
puede estar entre 45,7 y 45,9 g. En cambio si decimos que la masa es de 45,8000 g estamos
diciendo que la masa mínima que se puede medir con esa balanza es de 0,0001 g, una décima de
miligramo. El error de la medición será entonces 0,0001 g y el valor medido será 45,8000 ±
0,0001 g, o sea que dicho valor puede estar entre 45,7999 y 45,8001 g. Por supuesto en el
segundo caso el error es mucho menor y la medición es mucho más precisa.
Lo que llamamos CIFRAS SIGNIFICATIVAS están determinando el error con que
se midió una determinada magnitud.
Todas las cifras distintas de cero son significativas.
Los ceros a la derecha o entre dos cifras distintas de cero son significativos.
Los ceros a la izquierda NO son significativos.
En el caso de nuestro ejemplo 45,8 g está expresado con tres cifras significativas, en
cambio 45,8000 g está expresado con seis cifras significativas.
¿Con cuántas cifras significativas está expresado 0,0067030 kg?
En la guía de ejercitación vas a encontrar que los datos de los problemas están dados con
una determinada cantidad de cifras significativas (en general con tres).
Se debe tener en cuenta que no tiene ningún sentido expresar un resultado con más cifras
significativas que las que corresponden al error de las mediciones que condujeron a él. Cuando se
hacen cálculos de alguna manera hay que ir trasladando ese error de los datos a través de los
cálculos que se deben hacer.
Cuando se suma o se resta, no se debe tener en cuenta la cantidad de cifras significativas
sino los decimales. El resultado debe expresarse con la misma cantidad de decimales del dato que
tenga menor cantidad de decimales.
Cuando se multiplica o divide el resultado debe expresarse con la misma cantidad de cifras
significativas del dato que tenga menor cantidad de cifras significativas.
Si hacemos un cálculo y debemos expresar ese resultado con una determinada cantidad de
cifras significativas, tenemos que “cortar” la cantidad de cifras. Eso es lo que se denomina
redondeo.
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2. Las reglas para el redondeo son:
Cuando la cifra siguiente a la que se va a conservar es menor a 5, la cifra que se
conserva queda inalterada.
Cuando la cifra siguiente a la que se va a conservar es 5 o mayor a 5, la cifra que se
conserva se debe aumentar en una unidad.
En el caso del ejemplo anterior, 0,0067030 kg, si queremos expresarlo con tres cifras
significativas es 0,00670 kg ó 6,70 . 10–3
kg, en cambio si queremos expresarlo con una sola cifra
significativa es 0,007 kg ó 7 . 10–3
kg.
Si se quiere expresar una cantidad como 12.574 m con tres cifras significativas la única
manera de poder hacerlo es utilizando notación científica, y se expresa como 1,26 . 104
m.
Pero por supuesto, cuando debemos resolver un problema, el mismo tiene varios datos y
hay que hacer muchos cálculos. ¿Cómo se debe trabajar en ese caso?
Cuando un problema tiene varios datos el resultado final debe expresarse con la
misma cantidad de cifras significativas del dato que tenga menor cantidad de cifras
significativas.
Si se sacan resultados parciales, en los mismos se debe dejar por lo menos una cifra
significativa más de las que se necesita tener en el resultado final.
Es importante que trabajes correctamente al hacer los cálculos, ya que si
en los resultados parciales se redondea mucho, o se redondea mal se puede
llegar a un resultado final muy diferente del resultado correcto.
Ha pasado muchas veces que los alumnos consultan porque un problema no les da la
respuesta correcta. Cuando se mira la resolución no existen errores en su desarrollo; y la
diferencia es porque dejaron muy pocas cifras significativas en los resultados parciales que fueron
calculando, o porque redondearon mal, o ambas cosas juntas.
En los exámenes no se exige que los resultados estén dados con la
cantidad de cifras significativas que corresponden, pero ese resultado no puede
superar el 3 % de error con respecto al resultado correcto.
Lo importante es trabajar dejando algunas cifras más en los resultados parciales y
luego redondear en el resultado final.

3. Respuestas
Está expresado con 5 cifras significativas. Observá que si se expresa en notación científica
son 6,7030 . 10–3
kg, y los ceros que no son significativos desaparecen.
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4. SISTEMAS MATERIALES
Lic. Lidia Iñigo
Se denomina MATERIA a todo lo que forma los distintos objetos o cuerpos que nos
rodean, ya sean inertes o seres vivos. La materia se caracteriza por ocupar un lugar en el espacio
(tiene volumen) y por poseer masa.
Denominamos material a las distintas “clases de materia” que podemos encontrar. Por lo
tanto puede haber un mismo cuerpo formado por distintos materiales, o diversos cuerpos
formados por un mismo material.
¿Qué ejemplos podés dar de un mismo cuerpo formado por distintos materiales
y de distintos cuerpos formados por un mismo material?
Ya debés conocer que la materia puede presentarse en tres distintos estados de
agregación. Dichos estados de agregación son: sólido, líquido y gaseoso.
Tenés que conocer los nombres de los distintos cambios de estado, los cuales están
resumidos en el siguiente esquema:
Debemos aclarar que algunos autores utilizan el nombre de sublimación tanto para el
cambio de estado gaseoso a sólido como de sólido a gaseoso. Además la palabra vaporización
involucra tanto cuando el cambio ocurre a nivel de la superficie (evaporación) como cuando ocurre
en todo el seno del líquido (ebullición).
El PUNTO DE FUSIÓN es la temperatura a la cual una sustancia funde, a una
presión determinada. Si esa presión es la presión atmosférica normal se denomina punto
de fusión normal. Análogamente el PUNTO DE EBULLICIÓN es la temperatura a la cual
la sustancia pasa del estado liquido al gaseoso (por el fenómeno de ebullición).
Los puntos de fusión y ebullición son propiedades características porque mientras se
produce el cambio de estado de agregación la temperatura no cambia. Toda la energía que se
pueda entregar es utilizada para el cambio de estado y no para aumentar la temperatura del
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5. sistema. Por eso cuando se calienta agua a una presión de una atmósfera, la temperatura se eleva
hasta llegar a 100 ºC, que es el punto de ebullición normal, y cuando el agua hierve esa
temperatura se mantiene constante hasta que toda el agua pasó al estado gaseoso.
La materia presenta distintas propiedades. Esas propiedades se pueden clasificar en
intensivas y extensivas.
PROPIEDAD INTENSIVA es la que no depende de la cantidad de materia o masa
que se tome. PROPIEDAD EXTENSIVA es la que sí depende de la cantidad de materia.
¿Qué ejemplos podés dar de propiedades intensivas y extensivas?
La densidad, ¿qué tipo de propiedad es, intensiva o extensiva?
Denominamos SISTEMA MATERIAL a la parte del Universo que es objeto de nuestro
estudio. Dicho sistema material se separa del resto del universo para su estudio, ya sea en forma
real o imaginaria.
Los sistemas materiales se pueden clasificar de diferentes formas. Si se clasifican según sus
propiedades pueden ser homogéneos o heterogéneos.
¿Qué significan las palabras homogéneo y heterogéneo?
Un SISTEMA HOMOGÉNEO se define como un sistema en el cual los valores de
sus propiedades intensivas son iguales en cualquier punto del sistema en el que se midan.
En un SISTEMA HETEROGÉNEO el valor que tiene una propiedad intensiva
varía según sea la porción del sistema en el que se esté midiendo.
Las partes de un sistema heterogéneo en las cuales una propiedad intensiva presenta el
mismo valor se denominan fases. Por lo tanto un sistema heterogéneo presenta más de una
fase y un sistema homogéneo presenta una única fase. En un sistema heterogéneo existe
un cambio abrupto entre una fase y otra, con un límite bien definido. Ese límite entre las distintas
fases es lo que se denomina interfase.
Por supuesto, el que un sistema pueda verse como homogéneo depende del límite de
apreciación. Un sistema que a simple vista puede parecer homogéneo, como la leche o la sangre,
al verlo al microscopio se ve como un sistema heterogéneo. Por eso el límite que se toma para
decidir si un sistema es homogéneo o heterogéneo no es lo que se puede ver a simple vista sino el
límite visible al microscopio. La leche y la sangre son sistemas heterogéneos, por más que a
simple vista parezcan homogéneos.
Un concepto que suele traer dificultades es que cada interfase no determina
necesariamente una fase. Pueden existir numerosas interfases y solamente dos fases. En un
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6. sistema formado por aceite y agua, el aceite puede formar muchas gotas, cada una de las cuales
determina una interfase, pero existen solamente dos fases, porque los valores para las
propiedades intensivas en cada una de las gotas son los mismos, y todas las gotas de aceite
forman una única fase. La segunda fase está formada por el agua.
¿Cómo podemos saber si un sistema material está formado por un único
componente o por más? La forma de poder saberlo es tratar de separar esos componentes por
métodos de separación. Los métodos de separación son métodos físicos.
No entraremos en detalle en cuanto a los métodos de separación, pero los más comunes
deben resultarte conocidos. Entre ellos podemos citar: filtración, decantación, tamización,
disolución. Otros métodos más refinados pueden ser destilación, cristalización y cromatografía.
Si intentamos separar los componentes de un sistema y logramos una separación,
podemos asegurar que dicho sistema tiene más de un componente. Si por muchos métodos
posibles no logramos una separación, podemos suponer razonablemente (pero no asegurar) que
ese sistema tiene un único componente. Para asegurar que existe un único componente se deben
utilizar además otros métodos de análisis.
Una SUSTANCIA PURA es un sistema material formado por un único componente.
Por lo tanto una sustancia pura no se puede separar por métodos físicos y su composición
es constante, está caracterizada por una fórmula química definida. Una sustancia pura está
caracterizada por sus propiedades intensivas, cuyos valores son constantes si se miden en las
mismas condiciones experimentales.
Otra forma de clasificar los sistemas materiales es según el número de sus componentes: si
el sistema tiene un único componente será una sustancia pura, y si tiene más de un componente
será una mezcla.
Resumiendo la clasificación de los sistemas materiales:
Homogéneos sustancias puras
Según sus propiedades según el nº de
o según el nº de fases: componentes
Heterogéneos mezclas
Una de las dificultades que aparecen es interpretar que estas dos clasificaciones son
independientes. No porque un sistema esté formado por un único componente necesariamente
debe ser homogéneo. Y la inversa, no porque un sistema esté formado por más de un
componente (o sea por más de una sustancia pura) necesariamente debe ser heterogéneo.
¿Podés dar ejemplos de un sistema formado por un único componente y que sin
embargo sea heterogéneo?
¿Y de un sistema homogéneo formado por más de un componente?
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7. Los sistemas homogéneos formados por más de un componente se denominan
SOLUCIONES.
Las soluciones son mezclas, pero son sistemas homogéneos. Es un tipo especial de mezcla,
cuyas propiedades pueden ser muy diferentes a las de sus componentes. Como en cualquier
mezcla su composición es variable, y para tener correctamente determinado el sistema se debe
conocer dicha composición.
La forma más común de expresar la composición de una mezcla es la composición
centesimal. Ésta es el porcentaje en masa de cada componente de la mezcla, o sea la cantidad
de gramos de cada componente por cada 100 g de mezcla.
Las sustancias puras pueden clasificarse en simples o compuestas. Las sustancias
compuestas pueden descomponerse por transformaciones químicas en otras sustancias más
sencillas. Las sustancias simples no pueden descomponerse por ningún método químico.
Sustancias simples
Sustancias puras
Sustancias compuestas o compuestos
Debés tener claro que una sustancia compuesta no es una mezcla, un compuesto es una
sustancia pura, no puede separarse por métodos físicos y tiene una fórmula química definida y
está caracterizada por sus propiedades intensivas. Una mezcla está formada por más de una
sustancia pura y tiene composición variable. Por ejemplo, el agua no es una mezcla formada por el
gas oxígeno y el gas hidrógeno, es una sustancia totalmente diferente, con propiedades
totalmente diferentes. En una mezcla de gas oxígeno y gas hidrógeno cada uno de ellos, que son
dos sustancias diferentes siguen conservando sus propiedades características.
Tanto las sustancias simples como las compuestas están constituidas por los elementos
químicos. Las sustancias simples están formadas por un solo elemento, y las sustancias
compuestas o compuestos están formadas por más de un elemento.
Pensá ejemplos de sustancias simples y de sustancias compuestas.
Pero entonces: ¿a qué llamamos elemento? Los textos definen a los elementos
químicos como los constituyentes de todas las sustancias, tanto simples como compuestas. Por
ejemplo el elemento oxígeno es lo que es común a la sustancia oxígeno (el gas componente del
aire), al ozono, al agua, al óxido de calcio, al ácido sulfúrico y a todos los compuestos que por
descomposición puedan dar las sustancias simples oxígeno u ozono.
Esta definición es muy antigua, antes de que se conociera la estructura atómica. Hoy en
día aún un niño de escuela primaria conoce lo que es un átomo y su composición.
Un ÁTOMO es la mínima porción de materia.
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8. En un principio se creía que los átomos eran indivisibles e indestructibles. Hoy en día se
sabe que están formados por partículas más pequeñas (protones, neutrones y electrones) y que
pueden ser destruidos (en reacciones nucleares). Pero la destrucción de un átomo implica la
destrucción de la materia, y la liberación de una inmensa cantidad de energía.
Podemos dar una definición de elemento más intuitiva y moderna: Elementos son las
“distintas clases de átomos” que se encuentran en la naturaleza. Cada tipo o clase
diferente de átomo tiene su nombre y su símbolo, y eso es lo que llamamos elemento. El oxígeno,
el ozono, el agua etc. están formados por átomos que tienen 8 protones y 8 electrones, y esos
átomos corresponden al elemento que denominamos oxígeno.
Existe una complicación adicional con la definición de elemento. También se denomina
elemento a la sustancia simple. Se dice que el gas oxígeno es un elemento, o que el hierro
metálico es un elemento. Esta definición también es válida y en los textos o en el uso corriente vas
a encontrar la palabra elemento con cualquiera de las dos definiciones. Según la primera definición
de elemento el grafito (lo que forma la mina de los lápices) y el diamante son dos sustancias
simples diferentes formadas por el mismo elemento (carbono). Si se define elemento como
sustancia simple el grafito y el diamante son lo que se denominan variedades alotrópicas del
elemento carbono.
Cuando decimos: el cloruro de sodio está formado por los elementos cloro y sodio ¿qué
definición de elemento estamos utilizando?
Y si decimos: por reacción química entre los elementos cloro y sodio se obtiene cloruro
de sodio ¿cuál es la definición en este último caso?
Dijimos que una sustancia pura está caracterizada por una fórmula química definida. Ya
debés estar familiarizado con la definición de molécula.
Una MOLÉCULA es la mínima partícula de una sustancia que sigue conservando
sus características y propiedades particulares.
Cuando decimos que la fórmula química del agua es H2O estamos diciendo que una
molécula de agua está formada por dos átomos de hidrógeno y uno de oxígeno que se encuentran
unidos. Por lo tanto esa es su fórmula molecular.
La FÓRMULA MOLECULAR es la fórmula de una molécula, es decir, cuantos
átomos de cada elemento están unidos formando una molécula de una determinada
sustancia.
Pero no todas las sustancias están formadas por moléculas. Esto se verá más adelante
cuando se trate el tema Uniones Químicas. En las sustancias que no están formadas por
moléculas su formula química corresponde a la mínima relación entre los elementos que la
componen. Esta fórmula es la que se llama fórmula mínima o fórmula empírica.
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9. La FÓRMULA MÍNIMA O EMPÍRICA corresponde a la mínima relación entre los
elementos que forman una sustancia.
En las sustancias que no están formadas por moléculas la única fórmula que
existe es la fórmula empírica o mínima. Este es el caso de: CaCl2, Na2SO4, Fe ó Cu.
En las sustancias formadas por moléculas la fórmula molecular y la fórmula mínima pueden
coincidir. Esto sucede cuando la fórmula molecular corresponde también a la mínima relación entre
los elementos (no se puede simplificar). Es el caso de H2O, HNO3 ó Br2O5.
En otras sustancias moleculares la fórmula mínima y la molecular no coinciden. En este
caso, la fórmula molecular siempre es un múltiplo de la fórmula mínima y al simplificarla
para obtener la mínima relación, se llega a la fórmula mínima. Es el caso de C2H6 , C6H6, Cl2, P4 ó
H2O2, cuyas fórmulas mínimas son respectivamente: CH3, CH, Cl, P, y HO. En este caso la
fórmula mínima no es la fórmula real, simplemente indica la mínima relación entre los
elementos y es un instrumento para llegar a la fórmula molecular; la fórmula real de la
sustancia es la molecular.

10. Respuestas
Un mismo cuerpo formado por distintos materiales puede ser, por ejemplo, una silla de
madera, una silla de hierro o una silla de plástico. Distintos cuerpos formados por un mismo
material pueden ser, por ejemplo, un vaso de vidrio, una jarra de vidrio y una fuente de vidrio.
Propiedades extensivas son: masa, peso, volumen, longitud, etc. Propiedades intensivas
son: color, olor, sabor, puntos de fusión y ebullición, dureza, etc.
La densidad es una propiedad intensiva. La densidad es la masa sobre el volumen. Tanto la
masa como el volumen son propiedades extensivas, pero al hacer el cociente se está tomando la
masa que ocupa una unidad de volumen y esto es independiente de la cantidad de materia que se
tome. La densidad del hierro metálico será la misma así se tome un pequeño clavo o una enorme
viga, porque si se expresa en g/cm3
se está dando la masa que tiene un centímetro cúbico de
hierro, sin importar si tenemos el clavo o la viga.
La palabra homogéneo significa que no presenta diferencias, que es uniforme y tiene igual
aspecto y propiedades en todas sus partes. Por el contrario algo heterogéneo no es uniforme y
presenta diferente aspecto y propiedades en sus distintas partes.
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11. El ejemplo de un sistema con un único componente pero que es heterogéneo es una
misma sustancia en dos distintos estados de agregación, por ejemplo si se coloca yodo en un
recipiente cerrado en él coexisten yodo sólido y en estado gaseoso. Otro ejemplo sería agua y
hielo. Un sistema con más de un componente que sea homogéneo puede ser sal disuelta en agua;
la nafta, que es una mezcla de hidrocarburos; o el aire, que es una mezcla de gases.
Ejemplos de sustancias simples pueden ser: cloro, nitrógeno, hierro, aluminio, azufre,
fósforo, etc.
Ejemplos de sustancias compuestas pueden ser: agua, dióxido de carbono, bicarbonato de
sodio, cloruro de sodio (sal de mesa), sacarosa (azúcar de mesa), etanol (alcohol) etc.
Al decir el cloruro de sodio está formado por los elementos cloro y sodio estamos utilizando
la definición de elemento como “distintas clases de átomos”, porque el cloruro de sodio no está
formado por el gas cloro (Cl2) o la sustancia simple cloro y el sodio metálico o la sustancia simple
sodio, sino que está formado por átomos del elemento cloro y átomos del elemento sodio que se
encuentran unidos de una manera determinada (que se verá posteriormente en Uniones
Químicas). Si decimos por reacción química entre los elementos cloro y sodio se obtiene cloruro de
sodio estamos utilizando la palabra elemento como sinónimo de sustancia simple, porque los que
reaccionan son el gas cloro (Cl2) y el sodio metálico, no los átomos de cloro y los átomos de sodio,
que no se encuentran aislados en la naturaleza.
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12. COMPOSICIÓN ATÓMICA
Lic. Lidia Iñigo
Esta primera parte de estructura atómica se encuentra en el libro Temas de Química
General - Angelini, M. y otros, (versión ampliada). Buenos Aires, EUDEBA, 1993 (o ediciones
posteriores), capítulo 3: Constitución del núcleo, Neutrón, Isótopos. También se encuentra en el
libro Química Básica - Di Risio, C. y otros, Buenos Aires, Editorial CCC Educando, 2006 (o ediciones
posteriores). capítulo 2, parte 5: La composición de los átomos.
Debés asegurarte de conocer qué es un átomo, cuales son las distintas partículas que lo
componen (protones, neutrones y electrones), su carga eléctrica, la relación entre sus masas y
cómo están distribuidas. Esto se encuentra resumido en el siguiente cuadro:
PARTÍCULA CARGA MASA (umas)
Núcleo
neutrones (nº) 0 ≈ 1
protones (p+) + ≈ 1
Parte
externa
electrones (e–) − 1/1840
El detalle de la distribución electrónica se estudiará mas adelante. Actualmente los físicos
nucleares han encontrado otras partículas, pero el modelo de protones, neutrones y electrones
sigue siendo válido. Es bueno que tengas idea del tamaño del núcleo con respecto al tamaño que
ocupa todo el átomo, para eso está el problema 1 del tema Composición Atómica de la guía de
ejercitación.
Si quisiéramos hacer la representación de un átomo en una maqueta y tomáramos
para representar al núcleo una bolita de 2 cm de diámetro, ¿cuánto mediría el
diámetro de todo el átomo? Pensalo y da una respuesta, aunque sea lo que te parece
intuitivamente, antes de ver la respuesta correcta.
Debés saber también cómo se representa un átomo y qué son el número atómico (Z) y el
número másico (A).
El NÚMERO ATÓMICO (Z) es el número de protones.
El NÚMERO MÁSICO (A) es el número de protones más el número de neutrones.
Con estos dos números puede representarse un átomo y saber que cantidad de cada una
de las distintas partículas se encuentran en él.
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13. Un NUCLEIDO es todo átomo caracterizado por valores determinados de número
atómico (Z) y número másico (A).
Es importante que entiendas que la forma de representación que se utiliza para simbolizar
a cualquier nucleido:
es una convención y por lo tanto debe respetarse, y debés conocerla.
¿Por qué se llamará número másico?
Pensá que en el núcleo, tan extremadamente pequeño, está concentrada prácticamente
toda la masa del átomo. Entonces:
¿qué es lo que ocupa la inmensa mayoría del átomo?
Debés conocer también qué es un isótopo, qué es un ión y cómo se denominan los iones
positivos y negativos.
ISÓTOPOS son átomos del mismo elemento que tienen distinta cantidad de
neutrones, y por lo tanto tienen distinta masa, y también distinto número másico.
Un IÓN es un átomo o conjunto de átomos con carga eléctrica. Por ahora veremos
sólo los iones formados por un solo átomo con carga eléctrica.
Los iones pueden ser positivos o negativos, según sea el signo de su carga eléctrica.
Los iones positivos se denominan CATIONES y los iones negativos se denominan
ANIONES.
¿Qué es un anión trivalente o un ión trinegativo?
¿Qué significa la palabra isoelectrónico?
Un átomo puede perder o ganar electrones cuando se une a otros átomos al producirse
una reacción química. Este tema se verá cuando se trate uniones químicas. Lo importante ahora
es que en una reacción química intervienen los electrones más externos, y se pueden ganar perder
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14. o compartir dichos electrones, pero el núcleo de los átomos permanece inalterado. Para que se
modifique el núcleo de un átomo deben ocurrir fenómenos de radioactividad o reacciones
nucleares, que están fuera del alcance de este curso. Esto es muy importante para que interpretes
que:
Un ión positivo se forma porque se perdieron electrones, y no porque se ganaron
protones. De manera similar un anión se forma por la ganancia de electrones, y no por la
pérdida de protones.
Es decir que un catión tendrá menos electrones que el correspondiente átomo neutro, y un
anión tendrá más electrones que el correspondiente átomo neutro. Esto se puede simbolizar con
las siguientes ecuaciones:
Ca Ca 2+
+ 2 e −
Cl + 1 e −
Cl −
Donde el Ca tiene 20 e−
pero el Ca2+
tiene 18 e−
, porque perdió dos electrones. Y el Cl tiene
17 e−
pero el Cl−
tiene 18 e−
, porque ganó un electrón.
¿Cuál es la relación entre los iones Ca 2+
y Cl –
?
Sabemos que un átomo puede perder o ganar electrones (cuando se une a otros átomos),
puede tener distinta cantidad de neutrones y, sin embargo, sigue siendo el mismo elemento.
¿Tenés claro el concepto de elemento? ¿Entonces, quién es el que determina de qué
elemento se trata?
La inmensa mayoría de los elementos tienen isótopos, y también en la mayoría existe un
isótopo que es mucho más abundante que los demás. La abundancia de cada isótopo de un
determinado elemento en la naturaleza, al menos aquí en la Tierra, es constante.
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15. Respuestas
Es aproximadamente 100.000 veces mayor, mediría 200.000 cm = 2000 m = 2 km
¡Mediría 20 cuadras!
Se llama número másico porque es el número entero más cercano a la masa de ese átomo
en unidades atómicas de masa (uma) (conocerás esta nueva unidad de masa en el tema
Magnitudes Atómico – Moleculares). La masa, tanto de un protón como de un neutrón, es
aproximadamente igual a una unidad atómica de masa, y la masa de los electrones es
despreciable, por ser casi 1840 veces menor que la uma, por lo tanto sumando protones y
neutrones da el número entero más cercano a la masa de ese átomo en umas.
La inmensa mayoría del átomo es vacío, en el que se encuentran girando los electrones.
Un anión trivalente o un ión trinegativo es un átomo o conjunto de átomos con 3 cargas
negativas. Al tener carga eléctrica ya no se denomina átomo, sino ión, o en forma más genérica
partícula o especie.
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16. Significa que tiene igual cantidad de electrones.
Su relación es que son iones isoelectrónicos
Podemos definir elemento en una forma más moderna que en el libro Temas de Química
General como las distintas “clases” de átomos que existen. Cuando decimos que el agua está
formada por los elementos hidrógeno y oxígeno, nos referimos a esta definición. De acuerdo con
esta definición, el grafito y el diamante serían dos sustancias simples diferentes formadas por el
mismo elemento (carbono).
Pero también existe otra definición de elemento y es llamar elemento a la sustancia simple.
De acuerdo con esta definición, el grafito y el diamante serían variedades alotrópicas del elemento
carbono.
El que determina el elemento es el número de protones, que es el número atómico (Z).
Mientras tenga el mismo Z, sigue siendo el mismo elemento; si cambia el Z, cambia el elemento
de que se trata.
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17. MAGNITUDES ATÓMICO − MOLECULARES
Lic. Lidia Iñigo
Verás que el texto Temas de Química General comienza por donde históricamente comenzó
la Química, o sea, por las leyes gravimétricas. Hoy en día con los conocimientos de estructura
atómica ya adquiridos y de teoría atómica molecular, esas leyes se pueden deducir lógicamente.
No es necesario el estudio detallado de cómo surgieron, simplemente es necesario que sepas su
enunciado interpretando y comprendiendo lo que significa. Fundamentalmente de las dos leyes
principales, la ley de conservación de la masa y la ley de las proporciones constantes.
En la parte de magnitudes atómico-moleculares son fundamentales cuatro conceptos
básicos que debes asegurarte de tener claros antes de intentar resolver los problemas: masa
atómica, masa molecular, mol y masa molar.
Masa atómica: La masa atómica es lo que antes se llamaba peso atómico. Es la
masa (en promedio) de un átomo de un elemento determinado. La unidad en que
comúnmente se mide es la unidad de masa atómica, que veremos a continuación.
¿Conocés la diferencia entre peso y masa? ¿Por qué es más correcto hablar de masa
atómica y no de peso atómico?
En el tema Composición Atómica, se vio que no todos los átomos del mismo elemento
tienen la misma masa (isótopos). La masa de un átomo o de una molécula, al ser extremadamente
pequeñas no conviene medirlas en las unidades de masa que estamos acostumbrados a manejar
(habitualmente el gramo) y por eso se creó una unidad de masa que se denomina unidad de
masa atómica o, abreviando, uma. Su símbolo es u, y su relación con el gramo es:
1 u = 1,661 10 −24
g.
Históricamente lo primero que pensaron los antiguos filósofos griegos era que los átomos
de los distintos elementos tenían diferente peso, y que todos los átomos del mismo elemento
tenían el mismo peso. Por lo tanto, lo primero que se intentó es tener una tabla de pesos
atómicos. Pero lógicamente, una molécula o un átomo no pueden pesarse en una balanza. Los
primeros químicos fueron sacando relaciones, primero entre los pesos de las distintas moléculas y
luego llevando esas relaciones a los pesos atómicos. Ellos pudieron darse cuenta de que un átomo
de cloro era tantas veces más pesado que un átomo de oxígeno, que éste era tantas veces más
pesado que uno de carbono, etc. Como encontraron que el elemento más liviano era el hidrógeno,
le asignaron valor 1. Al hacer esto estaban tomando el peso de un átomo de hidrógeno como
unidad patrón de medida para medir el peso de los demás átomos. Medir algo es compararlo con
un patrón, tomado arbitrariamente, que se denomina unidad. Por ejemplo, la unidad patrón para
la medición de longitudes es el metro. Esos valores de pesos atómicos eran relativos porque la
unidad, en ese momento el peso del átomo de hidrógeno, era desconocida. Esa unidad con el
tiempo fue cambiando, luego se tomó como patrón el oxígeno, porque se combinaba con mayor
cantidad de elementos. Pero al descubrirse los isótopos, los físicos tomaron la masa del isótopo
más estable, el 16
O dividido 16, como unidad; en cambio, los químicos tomaron el promedio de las
masas de los distintos isótopos que se encuentran en la naturaleza, siempre dividido 16. Fue así
como durante muchos años existieron dos escalas de masas atómicas con una pequeña diferencia.
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18. Esto pasó hasta que en el año 1961, para unificar, se tomó como patrón la masa de un átomo de
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C dividido 12, y se creó la unidad de masa atómica. Esta unidad difiere muy poco de la masa de
un átomo de hidrógeno.
En realidad, lo que aparece como masa atómica relativa o simplemente como masa
atómica y que se encuentra en todas las Tablas Periódicas es la masa atómica en umas; lo que
sucede es que la creación de la unidad es muy posterior. Antes de la creación de la unidad era
verdaderamente relativa y no tenía unidades. Por una cuestión de costumbre en muchos textos se
sigue nombrando como masa atómica relativa, o como peso atómico. Además, debemos aclarar
que en realidad no es la masa de un átomo en particular, sino que es un promedio de la masa de
los distintos isótopos que se encuentran en la naturaleza, que tienen una abundancia determinada.
Es importante que sepas que la masa atómica que aparece en las Tablas Periódicas
está en umas; aunque, como cualquier masa, puede expresarse en otras unidades.
La masa atómica en umas y número másico de un átomo son diferentes.
¿Cómo se define cada uno? ¿Cuál se encuentra en la Tabla Periódica?
La masa atómica es un número fraccionario, ¿cuál es la razón?
¿El número másico puede ser fraccionario?
Ese promedio que se hace para determinar la masa atómica de un elemento es un
promedio pesado o ponderado (dando mayor importancia cuanto mayor es la abundancia de ese
isótopo).
¿A la masa de cuál de los isótopos estará más cercano ese promedio?
Masa molecular: Lo mismo que en el caso de la masa atómica es la masa
promedio de una molécula (o fórmula empírica); y la unidad en que resulta más práctico
medirla es en la unidad de masa atómica.
Si conocemos la fórmula química de una sustancia y tomando como datos conocidos las
masas atómicas, podemos calcular la masa de una molécula o de su fórmula empírica muy
fácilmente, y así obtenemos la masa molecular.
¿Tenés claro el concepto de fórmula molecular y de fórmula empírica?
Conociendo que 1 u = 1,661 10 −24
g y que la uma se define como la masa de un isótopo
de carbono doce dividido doce, 1 u = C12
/12, o sea que un átomo de carbono doce tiene una
masa de exactamente doce umas, podemos calcular cuántos átomos de C12
hay en una masa de
exactamente 12 g de C12
.
2
3
4
5

19. 1 u ................ 1,661 10 −24
g 1,993 10 −23
g ............ 1 át. C 12
12,000000 u ................ 1,993 10 −23
g 12,00000 g ............ 6,02 10 23
át. C 12
Ese número de átomos debe resultarte conocido, es el número o constante de
Avogadro. Y no solamente será el número de átomos de C12
que hay en exactamente 12 g de C12
,
sino que, para cualquier elemento, cuando se tome una masa que expresada en gramos coincida
numéricamente con su masa atómica en umas, tendremos la misma cantidad de átomos de ese
elemento. Podemos verlo matemáticamente (m = masa).
m de 1 át. O / m de 1 át. C 12
= 16 / 12 m de n át. O / m de n át. C 12
= 16 /12
Esto es válido cualquiera sea ese número n. Si se toman 16 g de oxígeno en esa masa
deberá haber el mismo número de átomos de O que átomos de C12
hay en 12 g de carbono doce,
y ese número es la constante de Avogadro. Repitiendo el mismo razonamiento pero ahora
tomando una masa que en gramos coincida con la masa molecular en umas, por ejemplo para el
agua 18 g, veremos que en 18 g de agua deberá haber la misma cantidad, pero ahora de
moléculas de agua, que átomos de C12
hay en 12 g de C12
y ese número es 6,02 10 23
moléculas de
agua.
Para que tengas idea de lo inmensamente grande que es el número de Avogadro: si se
hace la cuenta de cuántos segundos pasaron desde la creación del universo, el famoso big-bang,
hace quince mil millones de años ( 1,5.1010
años), hasta el día de hoy solo pasó una pequeña
fracción de mol de segundos.
A ese número (constante de Avogadro) de partículas (moléculas, unidades de fórmula
mínima, átomos, iones, etc.) se lo denomina un mol.
Mol: Es la unidad de cantidad de sustancia y es una cantidad tal de sustancia que
contiene un número de Avogadro de partículas elementales de las que estemos hablando.
En química la cantidad de sustancia no se mide en masa sino en moles, estamos contando
moléculas o unidades de fórmula mínima, con la diferencia de que en lugar de contarlas de una en
una, lo cual sería tener números tremendamente grandes y complicados para manejar, las
medimos tomando como unidad la constante de Avogadro. En definitiva, no es más que un
número y es lo mismo que cuando contamos por docenas. Todos saben que una docena son doce
unidades, ahora deberán saber que un mol son 6,02 10 23
unidades de lo que estemos hablando. Y
lo mismo que cuando hablamos de una docena debemos decir una docena de que, cuando
hablemos de un mol deberemos decir si es un mol de moléculas, de átomos, etc.
Masa Molar (M): teniendo claro lo anterior es evidente que la masa molar es la
masa de un mol.
La masa molar del agua será, por lo tanto, la masa de un mol de moléculas de agua, o sea
18 g, o la masa de un mol de cloruro de sodio (NaCl) es la masa de un mol de unidades de

20. fórmula mínima, o sea, 58,5 g. Observá que en este último caso no aclaramos un mol de qué, es
simplemente porque en el caso de una sustancia que no forma moléculas sería demasiado largo, y
se da por obvio. Debemos aclarar que cuando nos referimos a átomos es más claro decir masa de
un mol de átomos. Por ejemplo, la masa de un mol de átomos de oxígeno es 16 g, pero la M del
oxígeno es 32 g, porque es la masa de un mol de moléculas de oxígeno.
La masa molecular y la masa molar son conceptos totalmente diferentes; aunque,
para la misma sustancia, cuando la primera se expresa en umas y la segunda en
gramos tienen el mismo número. ¿Podés aclarar estos conceptos?
Si se toman 100 g de H2O (1 moléc. m = 18 u) y 100 g de CO2 (1 moléc. m = 44 u)
¿Se tienen la misma cantidad de moléculas de H2O que de CO2?
¿De cual sustancia hay más moléculas?
Si no pudiste encontrar una respuesta pensalo con el siguiente ejemplo:
Si se toman 500 g de aceitunas (de 5 g c/u) y 500 g de manzanas (de 100 g c/u),
¿se tienen la misma cantidad de aceitunas que de manzanas? ¿De cuál hay más?
Teniendo claros estos conceptos, y con un poco de práctica para saber encontrar las
relaciones que se necesitan, se puede resolver cualquier problema de magnitudes atómico-
moleculares.
Una relación que muchas veces les cuesta encontrar a los alumnos es la relación entre
átomos y moléculas. Por ejemplo: la fórmula del trióxido de azufre es SO3, eso significa que una
molécula de SO3 tiene un átomo de azufre y tres de oxígeno que se encuentran unidos. Si se
pregunta cuántos átomos de oxígeno, o cuántos moles de átomos de oxígeno hay en 25 g de SO3;
se necesita conocer esa relación, y está dada por la fórmula:
Si en 1 molécula de SO3 ………….hay…………………. 3 átomos de O
en 5 moléculas de SO3 …..……..hay……………… 3 x 5 átomos de O
Siempre habrá tres veces más átomos de oxígeno que moléculas, cualquiera sea el número
de moléculas que tomemos. Si tomamos un número de Avogadro de moléculas:
en 6,02 . 10 23
moléculas de SO3 .………..hay……………. 3 x 6,02 . 10 23
átomos de O
Pero 6,02 . 1023
moléculas de SO3 es un mol de moléculas, y 6,02 . 1023
átomos de O es un
mol de átomos de oxígeno, entonces:
en un mol de moléculas de SO3 …………..hay………………. 3 moles de átomos de O
6
7

21. La relación es la misma, porque se está multiplicando por el mismo número, y está dada
por la fórmula. Si en una molécula hay 3 átomos, en un mol de moléculas hay tres moles de
átomos.
Calculá ahora cuántos moles de átomos de oxígeno y cuántos átomos de oxígeno hay
en 25,0 g de SO3 .
8

22. Respuestas
La masa es una magnitud escalar, queda determinada por su valor y su unidad, en cambio
el peso es una magnitud vectorial, es una fuerza, tiene módulo dirección y sentido. Según la ley de
Newton F = m a (fuerza igual a masa por aceleración). Por lo tanto el peso es la masa por la
aceleración de la gravedad.
Es más correcto hablar de masa porque la masa es constante en cualquier parte del
universo, en cambio el peso varía de acuerdo con la gravedad. Un átomo o molécula que se
encuentren aquí o en la Luna tienen la misma masa pero no el mismo peso, porque la aceleración
de la gravedad en la Luna es diferente de la que existe aquí en la Tierra.
El número másico es la suma de protones más neutrones, no es la masa de un
determinado átomo (o isótopo), pero es el número entero más cercano a dicha masa. En la Tabla
se encuentra la masa atómica, que tampoco es la masa de un determinado isótopo sino el
promedio de la masa de los distintos isótopos que se encuentran en la naturaleza. Pero como en la
gran mayoría de los casos existe un isótopo mucho más abundante que los demás, cuando se
redondea la masa atómica en umas hasta llegar a un número entero, se llega al número másico
del isótopo más abundante.
La masa atómica es fraccionaria entre otras razones porque es un promedio de la masa de
los distintos isótopos que se encuentran en la naturaleza y porque la masa de un protón y de un
neutrón no son exactamente 1 uma. El número másico no puede ser fraccionario, ya que se trata
de una cantidad de partículas.
1
2
3

23. Ese promedio estará más cercano a la masa del isótopo que se encuentre en mayor
abundancia.
No todas las sustancias están formadas por moléculas. La fórmula mínima o empírica es la
mínima relación entre los elementos que componen una sustancia. La fórmula molecular es la
fórmula de una molécula, es decir cuántos átomos de cada elemento están formando una
molécula de una sustancia. En las sustancias formadas por moléculas la fórmula mínima y la
molecular pueden coincidir, como en el caso del H2O, HNO3 ó Br2O5. En otras sustancias
moleculares la fórmula mínima y la molecular no coinciden. En este caso, la fórmula molecular
siempre es un múltiplo de la fórmula mínima y al simplificarla para obtener la mínima relación, se
llega a la fórmula mínima (que no es la fórmula real en este caso). Es el caso de: C2H6 , C6H6, Cl2
ó H2O2. En las sustancias que no están formadas por moléculas la única fórmula que existe es la
fórmula empírica o mínima. Este es el caso de: CaCl2, Na2SO4, Fe ó Cu.
La masa molecular en umas es la masa (en promedio) de una sola molécula o de una
fórmula mínima. La masa molar en gramos es la masa de un mol de moléculas (o fórmulas
mínimas) o sea de 6,02 10 23
moléculas. ¡Pequeña diferencia....!
De la misma manera que en 500 g de aceitunas hay muchas más aceitunas (100), que
manzanas hay en 500 g de manzanas (5); en 100 g de agua hay más moléculas de agua (de
menor masa), que moléculas de dióxido de carbono hay en 100 g del mismo. No hay la misma
cantidad, hay más moléculas de H2O.
4
5
6
7

24. Debemos primero saber la masa molar del SO3, y para ello calculamos su masa molecular
en umas.
m (SO3) = m (S) + 3 . m (O) = 32,1 u + 3 . 16,0 u = 80,1 u M (SO3) = 80,1 g/mol
Sabiendo que en un mol de moléculas hay tres moles de átomos de oxígeno y que un mol
de moléculas tiene una masa de 80,1 g:
80,1 g de SO3 …………………….. 3 mol de át. de O
25,0 g de SO3 …………………….. 0,936 mol de át. de O
80,1 g de SO3 …………………….. 3 x 6,02 . 1023
át. de O
25,0 g de SO3 …………………….. 5,64 . 1023
át. de O
Esta no es la única forma de resolver el problema, pero es la más directa. En los
problemas, sobre todo cuando se complican, no existe un único camino para resolverlos. Cuando
se está aprendiendo es más difícil hallar el camino más corto, pero siempre que el razonamiento
sea correcto el problema estará bien resuelto.
8

25. ESTRUCTURA ELECTRÓNICA DE LOS ÁTOMOS
Lic. Lidia Iñigo
En el texto Temas de Química General encontrarás explicados los experimentos que
llevaron a determinar la estructura atómica y los principales modelos atómicos que hubo a lo largo
de la historia. No se te preguntará sobre esto, pero es bueno que lo leas para poder entender
cómo se llegó a los distintos modelos atómicos y por qué fueron cambiando con el tiempo. Debés
interpretar el modelo inmediatamente anterior al actual que es el modelo de Bohr, porque te
permitirá entender el modelo atómico actual.
¿Qué significa modelo en ciencia? ¿Por qué fueron cambiando los distintos modelos
atómicos a lo largo del tiempo?
El primer modelo atómico fue el de Joseph j. Thomson (1856 – 1940), que surgió a partir
del conocimiento de la naturaleza eléctrica de la materia. Thomson postuló un modelo en el cual el
átomo se describía como una nube esférica de carga positiva en la cual estaban insertos los
electrones. Como si fuera un “budín” en el cual los electrones fueran las “pasas de uvas”. Años
más tarde, Ernest Rutherford (1871 – 1937) probó mediante su experimento que la carga positiva
del átomo estaba concentrada en un muy pequeño espacio, y propuso un nuevo modelo en el
cual la carga positiva estaba concentrada en un núcleo muy pequeño y los electrones giraban en
órbitas circulares alrededor de él.
Modelo de Rutherford
El modelo de Rutherford tenía una falla, y era que contradecía la física clásica por el hecho
de que si el electrón se mueve en una órbita circular, está sometido a la aceleración centrípeta. De
acuerdo con la física clásica, toda carga sometida a una aceleración pierde energía, lo cual haría
que el electrón se fuera acercando cada vez más al núcleo describiendo una trayectoria espiral y
terminaría pegándose al núcleo.
Hacia fines del siglo XIX Max E. L. Planck (1858 – 1947), estudiando la radiación de un
cuerpo negro, vio que los resultados experimentales no podían explicarse si se consideraba a la luz
emitida como una onda, y formuló su teoría cuántica de la radiación. Esta teoría expresa que la
materia no absorbe o emite energía en cualquier valor, sino en ciertos y determinados valores, o
sea, en forma de “cuantos” de energía. La relación entre la energía y la frecuencia o la longitud de
1

26. onda de la luz emitida está dada por la ecuación de Planck; ΔE = h ν ó ΔE = h C/λ Donde h
es la constante de Planck, ν es la frecuencia, C es la velocidad de la luz y λ es la longitud de onda.
Es importante que veas que la energía de una radiación electromagnética es inversamente
proporcional a la longitud de onda y directamente proporcional a la frecuencia, cuanto mayor
longitud de onda, menor es la energía de esa radiación.
¿Por qué las ondas de radio no son nocivas para la salud y sí en cambio lo son los
rayos x que se utilizan en las radiografías o los rayos ultravioleta?
Basado en la teoría de cuantificación de la energía de Planck, Niels Bohr (1885 – 1962)
propuso un nuevo modelo atómico, según el cual el electrón solo puede moverse en determinadas
órbitas, y mientras el electrón se encuentre en ellas, no puede absorber ni emitir energía.
Modelo de Bohr - Sommerfeld
En el modelo atómico de Bohr; cuando el electrón se encuentra en sus órbitas no puede
absorber o emitir energía.¿Cómo varía la energía de un electrón con respecto a la
distancia al núcleo?¿Cómo absorbe o emite energía el átomo? ¿Por qué está
cuantificada la energía? ¿Se mantiene esto en el modelo atómico actual?
El ESTADO FUNDAMENTAL es el estado de menor energía. Cuando el átomo
absorbe energía pasa a lo que se denomina un ESTADO EXITADO.
Cuando se entrega energía al átomo, éste la absorbe pasando a un estado excitado, y
luego regresa a su estado fundamental devolviendo esa energía en forma de luz. Si se obtiene un
registro de las distintas longitudes de onda a las que el átomo absorbe o emite, ese registro es lo
que se llama un espectro de absorción o emisión respectivamente. Debido a la cuantificación de la
energía, en los espectros no se obtiene un continuo, sino líneas a determinadas longitudes de
onda que corresponden a los distintos “saltos” de los electrones. Esos espectros son
absolutamente particulares para cada elemento, tan particulares, que analizando la luz emitida por
las estrellas puede llegar a saberse qué elementos se encuentran en su composición. Un ejemplo
que podés ver a diario es lo que pasa al caer un poco de agua en una llama. La llama se torna de
color anaranjado intenso y es debido a una de las líneas de emisión del sodio (el agua contiene
sales de sodio), que cae en la región visible del espectro electromagnético. Esto se utiliza para la
identificación del sodio.
2
3

27. Espectros de emisión
El modelo de Bohr explicaba las líneas encontradas para el átomo de hidrógeno, pero no
podía explicar los espectros de átomos con muchos electrones. Cuando los aparatos se fueron
perfeccionando, se vio que cada línea que predecía el modelo de Bohr en realidad aparecía
desdoblada en más líneas, como si en cada nivel de energía predicho por Bohr, existieran distintos
subniveles.
Determinados experimentos sólo pueden explicarse si la luz es considerada como una
onda, y otros experimentos, como la radiación de un cuerpo negro, sólo pueden explicarse si la luz
es considerada como partículas. Esto es lo que se llama la dualidad onda partícula.
Louis V. De Broglie (1892 – 1987) supuso que la dualidad onda partícula que se daba en la
luz podía darse también en el electrón, que hasta ese momento se consideraba como partícula. En
realidad la dualidad onda partícula se da en todas las partículas muy pequeñas y que se mueven a
velocidades muy grandes.
Modelo Atómico Actual
De la cuantificación de la energía, que llevó a toda una nueva mecánica, denominada
mecánica cuántica, y de considerar al electrón como una onda, surge el modelo atómico actual.
Este modelo propone una ecuación matemática (que nace de la mecánica cuántica) propuesta por
Erwin Schröedinger (1887 – 1961) y que se denomina “Ecuación de Onda de Schröedinger”.
Esta ecuación no tiene un significado concreto, pero cuando se la eleva al cuadrado, da la
probabilidad matemática de encontrar al electrón dentro de un determinado espacio.
La probabilidad matemática de encontrar al electrón dentro de un determinado
espacio es lo que se denomina ORBITAL.
En el modelo actual no existen órbitas, porque no se puede determinar una trayectoria o
recorrido para el electrón. Para poder determinar el movimiento de cualquier partícula se necesita

28. conocer la expresión de su velocidad y su posición en un momento dado. Para el electrón esto es
imposible de determinar, si se conoce su posición no se puede conocer su velocidad y viceversa.
Esto es lo que se conoce como el principio de incertidumbre de Heisenberg. Werner Heisenberg
(1901 – 1976).
Lo único que se puede conocer es esa probabilidad matemática que denominamos orbital.
La representación gráfica de esa probabilidad en el espacio es el “dibujo” que permite apreciar la
forma del orbital; por ejemplo cuando hablamos de un orbital s, estamos hablando de un orbital
que tiene forma esférica, dentro de esa esfera hay una gran probabilidad de encontrar al electrón.
A su vez, dentro de esa esfera la probabilidad no es toda igual, cerca del núcleo es muy baja y hay
una “cáscara” donde la probabilidad es máxima.
Probabilidad
Distancia al núcleo
Orbitales p
Lo que antes eran las órbitas del modelo de Bohr (K, L, M, N, etc.) ahora en el modelo
actual pasan a ser los niveles de energía (1, 2, 3, 4, etc.). Dentro de esos niveles encontramos
distintos subniveles y dentro de los distintos subniveles, los distintos orbitales. Tanto los
subniveles como los orbitales se nombran con las letras s, p, d, y f. Esas letras provienen de la
forma en que se veían las líneas de los espectros, en inglés; s es de sharp (nítida), p de principal,
d de difuse (difusa), y f de fundamental. El nivel 1 tiene un solo subnivel que es el s, con un solo
orbital que es el s. En el nivel 2 aparecen el subnivel s y el subnivel p. En el nivel 3 tenemos tres
subniveles: s, p, y d. A partir del nivel 4 aparecen 4 subniveles: s, p, d y f. En los subniveles p hay
tres orbitales distintos (de igual energía); en los subniveles d hay 5 orbitales y en los f hay 7
orbitales, siempre de igual energía. A medida que va aumentando el nivel de energía, se van
“abriendo” cada vez más subniveles, y cada vez con más orbitales, que se van repitiendo en cada
nivel.
El orden de energía dentro de los subniveles de un mismo nivel es: s < p < d < f .

29. ¿Que diferencia hay, por ejemplo entre un orbital s del nivel 1 y un orbital s del nivel 2?
Teniendo en cuenta que el estado fundamental del átomo es el estado de menor energía.
Podríamos pensar que todos esos distintos niveles, subniveles y orbitales se encuentran vacíos y
“armar” nuestro átomo acomodando los electrones en ellos.
La CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA (CE) es la distribución de los electrones
en los distintos niveles y subniveles.
Pero falta saber cuántos electrones pueden ponerse en cada orbital.
¿Cuántos electrones hay como máximo en cada orbital? ¿Por qué?
¿Cuántos electrones podrán ponerse como máximo en los subniveles s, p, d y f ?
A partir de que se completa el subnivel 3p, el orden de llenado de los orbitales no coincide
con el orden de energía. Luego del subnivel 3p se completa el subnivel 4s y después el 3d. La
siguiente regla mnemotécnica sirve para saber el orden de llenado de los orbitales; es la regla de
las diagonales.
4
5
6

30. Debés asegurarte de memorizar a qué se denomina estado fundamental y estado excitado
de un átomo. Debés conocer también el significado de niveles y subniveles de energía, qué es un
orbital, cuántos orbitales hay en cada subnivel, cuántos subniveles hay en cada nivel y cuántos
electrones hay como máximo en cada orbital.
Nivel nº Subniveles Subniveles Subnivel nº Orbitales
1 1 1s s 1
2 2 2s 2p p 3
3 3 3s 3p 3d d 5
4 4 4s 4p 4d 4f f 7
5 y sig. 4 ídem
Esto te permitirá “armar” una configuración electrónica. Por ejemplo si z = 23 la
configuración electrónica es: CE = 1s2
2s2
2p6
3s2
3p6
4s2
3d3
.
La regla de las diagonales es una regla mnemotécnica para escribir la
configuración electrónica, pero como toda regla tiene sus excepciones. Si te fijás
en la Tabla vas a encontrar unas cuantas excepciones, pero a nivel de este curso
no es necesario conocerlas, si se les pide una CE, no se les va a pedir ninguna
excepción.
Debés saber escribir también las CE de iones. La CE de un ión, al menos en la mayoría de
los elementos representativos, coincide con la configuración electrónica de un gas noble. Esto no
es una casualidad, cuando veamos el tema Uniones Químicas veremos que los elementos, cuando
se unen, pierden, ganan o comparten electrones pero no en cualquier cantidad, sino que pierden
ganan o comparten electrones para llegar precisamente a una configuración electrónica más
estable. En la mayoría de los elementos representativos esa configuración es la de un gas noble,
que es muy estable porque tiene su nivel de energía completo.
Lo que se denomina CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA EXTERNA (CEE) es la
configuración electrónica del último nivel de energía.
Para determinar la CEE a partir de la CE se debe buscar el mayor nivel de energía, a partir
de la primera vez que se lo encuentra y de ahí en adelante comenzar a fijarse. Cuando aparecen
subniveles d ó f incompletos, ó completos pero la CE termina, forman parte de la CEE; pero si
está completo y hay por lo menos un electrón en el subnivel siguiente, ya no forman parte de la
CEE. Intentá practicarlo respondiendo la pregunta 7. La notación que se encuentra en dicha
pregunta es una forma abreviada de la configuración electrónica, [Kr] significa la CE del Kriptón
(hasta el 4º nivel de energía completo) y luego se continúa. Se puede abreviar con la CE de
cualquier gas noble, es como comúnmente aparece en las tablas.

31. ¿Cuáles serían las CEE correspondientes a las siguientes CE?
a) 1s2
2s2
2p6
3s2
3p6
4s2
3d10
b) [Kr] 5s2
4d10
5p4
c) [Kr] 5s2
4d10
5p6
6s2
4f14
5d3
d) [Kr] 5s2
4d10
5p6
6s2
4f14
5d10
6p3
7

32. Respuestas
Un modelo es una teoría que se postula para explicar un hecho, en este caso la estructura
de un átomo. Mientras esa teoría esté de acuerdo con los datos experimentales y logre
predecirlos, es válida, pero cuando no puede explicar los hechos experimentales, hay que
modificarla o reemplazarla; por eso ha habido distintos modelos atómicos a lo largo del tiempo.
Porque los rayos x y los rayos ultravioleta son de longitudes de onda muy pequeñas, del
orden de los nm (nanometro, 1 nm = 10−9
m) y frecuencias muy grandes, por lo tanto tienen una
energía muy grande. En cambio, las ondas de radio tienen longitudes de onda muy grandes (del
orden de los m) y muy baja energía.
El electrón tiene mayor energía cuanto más lejos del núcleo se encuentre. Un átomo
absorbe energía cuando el electrón pasa de una órbita más interna a una más externa y emite
energía cuando el electrón pasa de una orbita más externa a una más interna. La energía que
puede absorber o emitir está cuantificada porque sólo puede ser el valor de la diferencia de
energía que existe entre las órbitas entre las cuales el electrón “salta”. Esto es válido en el modelo
actual, salvo que en lugar de órbitas tenemos niveles y subniveles de energía.
La diferencia, además de la energía, es el tamaño. Los dos tienen forma esférica pero el 2
s es mayor, porque se encuentra a mayor distancia del núcleo.
1
2
3
4

33. En cada orbital van como máximo dos electrones. Esto es consecuencia del principio de
exclusión de Pauli. Wolfgang Pauli (1900 – 1958). De la Ecuación de Onda de Schröedinger surgen
cuatro parámetros que son los números cuánticos, el primero de ellos está indicando en qué nivel
se encuentra el electrón, el segundo en qué subnivel, el tercero en qué orbital y el cuarto, que es
el número cuántico de spin puede tener solamente dos valores. Como el principio de Pauli dice que
en un mismo átomo no puede haber dos electrones que tengan sus cuatro números cuánticos
iguales (es como si fueran la identificación de cada electrón), si los tres primeros son iguales
significa que están en el mismo nivel, en el mismo subnivel y en el mismo orbital, por lo tanto sólo
queda para diferenciarlos el número cuántico de spin, que sólo toma dos valores, y como
consecuencia sólo puede haber dos electrones por cada orbital.
En el subnivel s 2, en el p 6, en el d 10 y en el f 14.
a) 4s2
3d10
b) 5s2
5p4
c) 6s2
5d3
d) 6s2
6p3
5
6
7

34. TABLA PERIÓDICA DE LOS ELEMENTOS
Lic. Lidia Iñigo
Ya desde que se conocieron los primeros elementos, los estudiosos de la ciencia se dieron
cuenta de que había grupos de elementos que tenían características similares y quisieron
agruparlos y clasificarlos. Pero fue recién en el siglo XIX, después de la teoría atómica de Jhon
Dalton (1766 – 1844), cuando se dieron los primeros pasos que llevarían a una clasificación
periódica. En ese tiempo se pensaba que todos los átomos de un elemento eran iguales y tenían la
misma masa o peso atómico (hoy sabemos que no, debido a la existencia de isótopos). Se vio que
había cierta regularidad entre las propiedades de los elementos y su peso atómico, y que éstas se
repetían a intervalos regulares de ocho elementos. El primero en enunciar la llamada “ley
periódica” y en hacer una Tabla Periódica de los elementos fue Dimitri Mendeléev (1834 – 1907).
Dicha ley periódica decía que las propiedades de los elementos se encontraban en dependencia
periódica de sus pesos atómicos.
En la tabla propuesta por Mendeléev había algunos elementos que no quedaban
correctamente ubicados de acuerdo con su peso atómico, y él sacrificó su orden pensando que el
peso atómico estaba mal determinado. Tan importante fue el trabajo de Mendeléev que
quedaban lugares vacíos en esta clasificación y él dedujo que tendría que haber elementos que
ocuparan dichos lugares, y predijo sus propiedades. Muchos años después, cuando se
descubrieron dichos elementos, como el galio, el germanio y el escandio, se vio que las
propiedades predichas por él eran asombrosamente correctas.
No fue hasta después del descubrimiento de los isótopos, en 1913, que se vio que en
realidad las propiedades de los elementos no dependían de su masa atómica sino de la cantidad
de electrones del átomo y, por lo tanto, de su número atómico. Esto explicó porqué en algunos
elementos había que invertir el orden con respecto a su masa atómica.
Hoy podemos enunciar la ley periódica como:
“Las propiedades físicas y químicas de los elementos son una función periódica de
su número atómico”.
Es habitual que a los alumnos les cueste interpretar el significado de esta frase. Para
hacerlo se necesita en principio conocer el significado de las palabras.
¿Qué es una función?
¿Qué significa la palabra periódica?
¿Qué es lo que significa el enunciado de esta ley?
¿Cuál es la importancia de la clasificación periódica? ¿Para qué sirve?
Los períodos que aparecen en la clasificación periódica no son regulares, es decir, no son
todos iguales.
1
2

35. Aparecen dos períodos de 8 elementos, luego dos períodos de 18 elementos y, por último,
dos períodos de 32 elementos de los cuales el último está incompleto.
Con el conocimiento que tenemos hoy en día de estructura atómica y del modelo atómico
actual, vemos que si vamos colocando los elementos en el orden en que se van llenando los
distintos niveles y subniveles de energía (el de la regla de las diagonales), comenzando cada línea
horizontal al comenzar a “llenar” un nuevo nivel, queda formada la Tabla Periódica.
Seguí el siguiente razonamiento teniendo a la vista una Tabla Periódica.
El primer nivel (1s) tiene un solo subnivel con un solo orbital y, por lo tanto, pueden ir
solamente dos electrones, lo que da lugar para solamente dos elementos, el que tiene un solo
electrón que es el hidrógeno y el que tiene dos, que es el helio. Luego comenzamos a llenar el
nivel 2, llenamos el subnivel 2s, con lugar para dos electrones, y luego se llena el 2p, con lugar
para seis electrones. Esto da lugar al primer período de ocho elementos. El siguiente nivel es el 3,
donde se llenan 3s y 3p, lo que da lugar al segundo período de ocho elementos. Pero después del
subnivel 3p se comienza a llenar el 4s, con lo cual debemos ir a una nueva línea horizontal, lo que
representa un nuevo período. Se completa el 4s, y luego el 3d, que da lugar a 10 elementos más y
por último el 4p. Aquí aparece el primer período de 18 elementos. Luego comenzamos a llenar el
nivel 5, que es igual que el cuatro (aparece el subnivel 4d) y se completa el segundo período de
18 elementos. El sexto nivel comienza con 6s, pero aquí, una vez completado se comienza a llenar
el subnivel 4f, lo que da lugar a 14 elementos más y aparece el primer período de 32 elementos.
Puede verse que los subniveles d comienzan a llenarse un nivel “atrasado” y por lo tanto quedan
en el período siguiente. Los subniveles f se comienzan a llenar dos niveles “atrasados”, entonces el
subnivel 4f queda en el período seis y el 5f queda en el período siete.
Por lo que acabamos de ver, las líneas horizontales de la Tabla Periódica son los
PERÍODOS.
¿Cómo quedan agrupados en la tabla los elementos que tienen características
o propiedades similares?
Las columnas verticales de la Tabla Periódica son los GRUPOS O FAMILIAS.
Podrás observar que en la tabla quedan determinados distintos bloques según se van
llenando los distintos subniveles. En las dos primeras columnas se llena el subnivel s, en las seis
últimas columnas se llena el subnivel p y en las columnas del medio, que comienzan en el período
3, se completa el subnivel d. El subnivel f, cuyos elementos son muy similares entre sí, en la
mayoría de las tablas aparece abajo para evitar una distribución tan larga en el sentido horizontal.
3

36. Los elementos cuya CE termina en orbitales s ó p se denominan ELEMENTOS
REPRESENTATIVOS, los elementos cuya CE termina en orbitales d se denominan
ELEMENTOS DE TRANSICIÓN y los elementos cuya CE termina en orbitales f se
denominan ELEMENTOS DE TRANSICIÓN INTERNA.
Debés notar que los elementos de transición interna no pertenecen a ningún grupo. Los
que terminan en el subnivel 4p (período 6) se denominan lantánidos y los que terminan en el
subnivel 5p (período 7) se denominan actínidos.
¿Por qué los elementos que pertenecen a un mismo grupo tienen propiedades
químicas similares?
Existen dos nomenclaturas para nombrar a los grupos o familias. La más moderna, dada
por la Unión Internacional de Química Pura y Aplicada (IUPAC), numera de corrido con números
arábigos a todos los grupos del 1 al 18.
La nomenclatura más antigua o tradicional numera con números romanos y distingue entre
los grupos de los elementos representativos y los de los elementos de transición con los subíndices
A y B respectivamente. En la nomenclatura tradicional, el número del grupo coincide con el
número de electrones de la CEE; salvo para las cuatro últimas columnas de los elementos de
transición, ya que hay tres columnas que son grupo VIIIB y quedan como últimos los grupos IB y
IIB con 11 y 12 electrones en su CEE respectivamente. Si tenemos que dar una expresión general
para la CEE de la primera columna de la Tabla Periódica sería ns1
. La denominación para este
primer grupo sería IA por ser el primer grupo de los elementos representativos.
¿Podrías dar la CEE y la denominación de todos los grupos de los elementos
representativos?
Nosotros usamos generalmente la nomenclatura tradicional para los grupos. Podés usar
cualquiera de las dos nomenclaturas, siempre que las utilices correctamente.
Es muy común encontrar entre las respuestas de los alumnos, por ejemplo, que el
oxigeno pertenece al grupo 6. ¿Por qué es incorrecto de esta manera?
Dentro de los grupos de los elementos representativos, donde algunos tienen nombres
particulares, hay cuatro cuyos nombres debés conocer.
El grupo IA es el grupo de los METALES ALCALINOS, el grupo IIA es el grupo de
los METALES ALCALINO TÉRREOS, el grupo VIIA es el grupo de los HALÓGENOS
(formadores de sales) y el grupo VIIIA es el grupo de los GASES NOBLES, gases inertes o
gases raros.
4
5
6

37. Además en todas las tablas aparece una línea divisoria que forma una “escalerita” que
comienza debajo del boro. Esta es la división entre metales y no metales.
El carácter metálico es la tendencia a ceder electrones.
Los elementos que se encuentran arriba y a la derecha de esta división (más el hidrógeno)
son los no metales; y los que se encuentran abajo y a la izquierda son los metales. Esto significa
que todos los elementos de transición y los de transición interna son metales. Esta división no es
tajante, los elementos que se encuentran cerca del límite tienen características ambivalentes; se
comportan como metales frente a un elemento con fuerte carácter no metálico y como no metales
frente a un elemento de fuerte carácter metálico. Estos elementos, como el aluminio, el estaño o
el plomo se denominan anfóteros.
Es importante notar que la clasificación periódica propiamente dicha comienza en el
segundo período y que los elementos del primer período, hidrógeno y helio quedan fuera de esta
clasificación.
¿Por qué el hidrógeno y el helio quedan fuera de la clasificación periódica?
Es importante notar que hay una relación directa entre la CEE de un elemento y suEs importante notar que hay una relación directa entre la CEE de un elemento y su
ubicación en la tabla periódica. El número que denomina al grupo es el número deubicación en la tabla periódica. El número que denomina al grupo es el número de
electrones de la CEE y el período es el máximo nivel de energía de la CEE. Esto permiteelectrones de la CEE y el período es el máximo nivel de energía de la CEE. Esto permite
que simplemente conociendo el número atómico de un elemento se pueda deducir suque simplemente conociendo el número atómico de un elemento se pueda deducir su
ubicación en la tabla sin necesidad de tener una tabla periódica. Con el z, sabiendo que seubicación en la tabla sin necesidad de tener una tabla periódica. Con el z, sabiendo que se
trata de un elemento neutro, sabemos que el número de electrones es el mismo que el z.trata de un elemento neutro, sabemos que el número de electrones es el mismo que el z.
Con el número de electrones podemos escribir su CE, con la CE determinamos su CEE yCon el número de electrones podemos escribir su CE, con la CE determinamos su CEE y
con ésta el grupo y período a que pertenece el elemento.con ésta el grupo y período a que pertenece el elemento.
Este razonamiento o el inverso, dada la CEE llegar al z del elemento, es elEste razonamiento o el inverso, dada la CEE llegar al z del elemento, es el
que se pide en los problemas de Tabla. Esto se pedirá solamente para losque se pide en los problemas de Tabla. Esto se pedirá solamente para los
elementos representativos, no para los de transición. Los problemas de tablaelementos representativos, no para los de transición. Los problemas de tabla
están pensados para resolverse sin la tabla, no tiene sentido resolverlos con laestán pensados para resolverse sin la tabla, no tiene sentido resolverlos con la
tabla delante.tabla delante.
Una de las preguntas frecuentes de los alumnos es si van a poder tener unaUna de las preguntas frecuentes de los alumnos es si van a poder tener una
Tabla en el parcial; y la respuesta es que sí. La pregunta inmediata es que si seTabla en el parcial; y la respuesta es que sí. La pregunta inmediata es que si se
tiene la Tabla para qué se necesita saber resolver estos problemas. La respuestatiene la Tabla para qué se necesita saber resolver estos problemas. La respuesta
es que en muchos de los problemas, incluyendo los de los parciales aparecenes que en muchos de los problemas, incluyendo los de los parciales aparecen
elementos que se tienen que identificar, por ejemplo A, R ó T. En la Tabla noelementos que se tienen que identificar, por ejemplo A, R ó T. En la Tabla no
aparecen dichos símbolos y si no saben resolver el problema, la Tabla no sirveaparecen dichos símbolos y si no saben resolver el problema, la Tabla no sirve
para nada. En la guía de ejercitación hay algunos problemas que son ejemplo depara nada. En la guía de ejercitación hay algunos problemas que son ejemplo de
lo que se acaba de exponer.lo que se acaba de exponer.
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38. PROPIEDADES PERIODICAS
Existen propiedades que varían en forma predecible a lo largo de un grupo o un período de
la Tabla Periódica. Siempre hablamos en forma general y sin detenernos en algunas
irregularidades excepcionales. Dichas propiedades son las denominadas propiedades periódicas.
Entre ellas veremos el radio atómico, la energía de ionización y la electronegatividad. Estas
propiedades y su variación general en la tabla periódica nos permitirán analizar el comportamiento
de los elementos al unirse entre sí, para llegar a los distintos tipos de uniones químicas.
EL RADIO ATÓMICO es la mitad de la distancia que existe entre los núcleos de
dos átomos del mismo elemento que se encuentran unidos.
LA ENERGÍA DE PRIMERA IONIZACIÓN es la energía que hay que entregar a
un átomo, en su estado fundamental y en estado gaseoso, para separar el electrón más
débilmente unido y formar un catión monovalente.
LA ELECTRONEGATIVIDAD es la tendencia que tiene un determinado elemento
de atraer hacia sí los electrones de un enlace.
Notarás que no se define el radio atómico como la distancia desde el núcleo al último
electrón. La definición dada en los textos de química, es lo que se llama una definición
operacional, es decir, se define en la forma en que se puede medir. Además ésta es la definición
para lo que llamamos radio covalente, cuando los elementos están unidos por unión covalente. No
es la única definición de radio atómico, pero es la que utilizaremos en este curso.
¿Por qué no se puede definir el radio atómico como la distancia entre el núcleo y el
último electrón ?
Es importante que entiendas la siguiente justificación o explicación acerca
de estas variaciones, porque te va a ayudar a memorizar cómo varían estas
propiedades en la tabla periódica.
El radio atómico aumenta hacia abajo en un grupo y disminuye hacia la derecha en un
período.
Si se razona un poco, es evidente por qué el radio atómico aumenta al ir hacia abajo
en un grupo, ¿podrías explicarlo?
La variación en un período no es tan simple de explicar. Debemos definir lo que se
denomina efecto de pantalla o apantallamiento. Los electrones de los niveles inferiores se
interponen y “tapan” la carga del núcleo, disminuyendo la atracción entre el núcleo (positivo) y los
electrones del último nivel (negativos). Actúan como si fuera una pantalla, de ahí su nombre. Este
efecto se produce de nivel a nivel (los electrones del nivel 1 ejercen efecto de pantalla para todos
los niveles siguientes, los del nivel 1 y 2 para los electrones del nivel 3 en adelante, etc.) pero no
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9

39. entre los electrones de un mismo nivel. Si vamos hacia la derecha en un período, vemos que los
electrones que hay de diferencia entre un elemento y los demás quedan todos dentro de un
mismo nivel. Los electrones que ejercen efecto de pantalla son los de los niveles inferiores. Por
esta razón en un período el efecto de pantalla es prácticamente constante, pero va aumentando la
carga nuclear (hay cada vez más protones). Eso hace que predomine el efecto de aumento de la
carga nuclear, los electrones del último nivel estén cada vez más atraídos por el núcleo y el radio
atómico se achique.
Si volvemos sobre la variación en un grupo, vemos que al ir hacia abajo también aumenta
la carga nuclear, pero los electrones que hay de diferencia entre un elemento y los que se
encuentran abajo quedaron todos, o por lo menos la gran mayoría, en los niveles inferiores y por
lo tanto aumenta mucho el efecto de pantalla. Ese aumento del efecto de pantalla predomina
sobre el aumento de la carga nuclear (es mayor) y, por lo tanto, los electrones del último nivel
están cada vez menos atraídos por el núcleo y el radio aumenta.
La variación de la energía de ionización puede relacionarse con el radio atómico.
¿En qué caso será más fácil poder “arrancar” ese electrón al átomo? ¿Cómo variará
la EI en la tabla?
La última propiedad periódica que vamos a ver es la electronegatividad. Fijate que por la
forma en que está definida, la electronegatividad se define para un elemento que se encuentra
unido.
¿Cuándo tendrá un elemento mayor tendencia a atraer los electrones de una unión?
Relacionalo con el radio atómico ¿Cómo varía la electronegatividad en la tabla?
En los problemas también aparecen el carácter metálico y la tendencia a formar cationes o
aniones:
¿podés relacionarlos con la EI y decir cómo varían en la tabla?
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12

40. Respuestas
Una función es una relación (que puede ser matemática o no) tal que a cada elemento le
corresponde un único elemento como resultado de esa relación. Por ejemplo, y = 2 x + 4 ó “tiene
como madre a...” son funciones.
Algo periódico es algo que se repite a intervalos regulares, ese intervalo es lo que se
denomina período. Por ejemplo, una revista semanal es una publicación periódica y el período
sería una semana.
Por lo tanto, el enunciado de esta ley significa que las propiedades de los elementos
vuelven a repetirse después de una determinada cantidad de números atómicos. Y esa cantidad de
números atómicos es precisamente el período.
La importancia de la clasificación periódica es que al agrupar a los elementos que tienen
características similares, facilita el estudio de sus propiedades y comportamiento, ya que al
conocer las características del grupo, se conoce las características de todos los elementos que lo
componen. Esto fue lo que le permitió a Mendeléev predecir las propiedades de elementos que
todavía no habían sido descubiertos.
En las columnas verticales denominadas precisamente grupos o familias.
1
2
3

41. Si tomamos una columna o grupo cualquiera de la tabla periódica, por ejemplo, la primera:
Elemento y Z CE
H 1 1s1
Li 3 1s2
2s1
Na 11 1s2
2s2
2p6
3s1
K 19 1s2
2s2
2p6
3s2
3p6
4s1
Vemos que lo que tienen de igual es el número de electrones de la configuración
electrónica externa. No es exactamente la configuración electrónica externa porque cambia el nivel
de energía. Precisamente esos electrones del último nivel son los electrones que se denominan de
valencia, y son los que van a intervenir en las reacciones químicas. Como tienen el mismo número
de electrones en su CEE, esos elementos van a tener un comportamiento químico y propiedades
similares.
ns1
…………………………..………...IA
ns2
……………………………..……...IIA
ns2
np1
……………………………....IIIA
ns2
np2
………………………………. IVA
ns2
np3
………………………………. VA
ns2
np4
…………………………...….VIA
ns2
np5
…………………….........….VIIA
ns2
np6
………………………….….…VIIIA
4
5

42. Porque se está utilizando la numeración arábiga, que corresponde a la nomenclatura
moderna y en esta nomenclatura el oxígeno pertenece al grupo 16 y no al grupo 6 (que sería el
VIB en la tradicional). La convención en la escritura debe respetarse porque si no el que lee
interpreta que el oxígeno se encuentra en el sexto grupo de los elementos de transición.
El oxígeno pertenece al grupo VIA ó 16, esa es la forma correcta de expresarlo.
En el caso del hidrógeno, éste se encuentra en la primera columna simplemente porque su
CEE coincide con la general para dicha columna; pero no pertenece al grupo, no es un metal
alcalino; de hecho ni siquiera es un metal, el hidrógeno es un no metal (notá que en las tablas
debajo del hidrógeno aparece la línea de división entre metales y no metales). En realidad el
hidrógeno no pertenece a ninguno de los grupos de la clasificación periódica.
En cuanto al helio, tiene CEE 1s2
, si nos guiamos por ella tendría que estar en el grupo IIA,
sin embargo se encuentra en el grupo de los gases nobles. Está en este grupo porque pertenece al
mismo, y tiene todas las características de los gases nobles, no tiene la CEE propia del grupo
simplemente porque en el nivel 1 no existe el subnivel p, pero tiene su último nivel de energía
completo como todos los gases nobles y por eso tiene características similares y es un gas noble.
Porque, según el modelo atómico actual, no podemos determinar exactamente la
trayectoria de los electrones y, por lo tanto, no se puede determinar con exactitud la distancia
hasta donde puede llegar el último electrón.
Porque al ir hacia abajo en un grupo estamos pasando a un mayor nivel de energía, y
como habrás aprendido en el tema Estructura Electrónica de los Átomos un mayor nivel de energía
implica una mayor distancia al núcleo.
6
7
8
9

43. Es evidente que será más fácil “arrancar” un electrón al átomo cuando ese electrón se
encuentre menos atraído por el núcleo. Y cuanto mayor es el radio del átomo, los electrones el
último nivel están menos atraídos por el núcleo. Por lo tanto la EI varía en forma inversa al radio
atómico, aumenta hacia la derecha en un período y disminuye hacia abajo en un grupo. Notá que
la explicación para la variación de las dos propiedades es la misma.
Cuanto más retenidos se encuentren los electrones del último nivel, y menor sea el radio
atómico, tanto mayor será la electronegatividad de ese elemento. Por eso la electronegatividad
aumenta hacia la derecha en un período y disminuye hacia abajo en un grupo, igual que la EI y en
forma inversa al radio.
Ya definimos el carácter metálico de un elemento como la tendencia a ceder electrones.
Cuanto menor sea la EI, más fácil será que ese elemento ceda electrones. Por lo tanto, el carácter
metálico disminuye hacia la derecha en un período y aumenta hacia abajo en un grupo.
Cuanto menor sea la EI, y mayor el carácter metálico, mayor será la tendencia a formar
cationes. Por eso los metales tienen mucha tendencia a formar cationes.
Por el contrario cuanto mayor sea la EI, menor será el carácter metálico (mayor el carácter
no metálico) y mayor será la tendencia de ese elemento a formar aniones.
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12

44. UNIONES QUÍMICAS - FÓRMULAS DE LEWIS -
Lic. Lidia Iñigo
Una vez conocida la ubicación en la Tabla y las tendencias de los elementos a ceder o a
captar electrones, podemos explicarnos cómo y por qué los elementos se unen de determinada
manera.
¿Cuáles son los elementos que tienen tendencia a ceder electrones y cómo se hallan
ubicados en la Tabla Periódica?
¿Cuáles son los elementos que tienen tendencia a captar electrones y cómo se hallan
ubicados en la Tabla Periódica?
En el tema Estructura Electrónica de los Átomos vimos, al ver la configuración electrónica
de iones, que los elementos, cuando se unen, pierden, ganan o comparten electrones, pero no en
cualquier cantidad, sino que lo hacen para llegar a una estructura más estable. Esa estructura más
estable en la mayoría de los elementos representativos es la correspondiente a un gas noble.
¿Por qué son tan estables los gases nobles?
Como todos los gases nobles, excepto el Helio, tienen 8 electrones en su último nivel de
energía (en su CEE); esto llevó a la denominada regla del octeto, o sea que los elementos tienden
a completar sus 8 electrones en el último nivel. Como toda regla, tiene sus excepciones (algunas
de las cuales veremos como ejemplo).
El Hidrógeno al unirse no completa 8 electrones, sino 2. Pero el Hidrógeno no es una
excepción a la regla.
¿Por qué el hidrógeno no es excepción a la regla del octeto?
Tenemos entonces tres posibilidades de unión entre los distintos elementos. Si se unen un
elemento con tendencia a ceder electrones (metálico) y un elemento con tendencia a captar
electrones (no metal, con alta electronegatividad) con una gran diferencia de electronegatividad
entre sí; el metal cederá sus electrones al no metal y se formarán iones, quedando el metal como
catión y el no metal como anión. La atracción electrostática entre los iones de signo contrario
forma la UNIÓN IÓNICA.
LA UNIÓN IÓNICA se produce cuando se unen un metal y un no metal con
suficiente diferencia de electronegatividad entre sí. Se forman iones con cargas eléctricas
contrarias y la atracción electrostática entre ellos forma la unión.
1
3
4
2

45. El ejemplo de unión iónica es el cloruro de sodio. El sodio que se encuentra en el grupo IA,
tiene mucha tendencia a ceder ese último electrón porque al hacerlo se queda con la CE del gas
noble anterior. El cloro necesita ganar un electrón para llegar a la CE de gas noble. El sodio cede
su electrón al cloro y los dos completan su octeto. La representación de esto en una estructura o
fórmula es lo que se llama fórmula o estructura de Lewis.
Si se unen dos elementos metálicos (o átomos del mismo elemento, que es el caso más
usual), con tendencia a ceder electrones y baja electronegatividad; como esos últimos electrones
están muy débilmente unidos lo que se produce es una red tridimensional de cationes entre los
cuales pueden moverse libremente los electrones. Esa es la UNIÓN METÁLICA, que tiene
características particulares que luego veremos.
LA UNIÓN METÁLICA se produce en general entre los átomos de un mismo elemento
metálico, que tiene baja electronegatividad, como en el hierro, el cobre o el aluminio.
La unión metálica no tiene representación en una estructura de Lewis.
Por último, si se unen dos elementos con tendencia a captar electrones (de alta
electronegatividad y poca diferencia de electronegatividad entre sí), como los dos “quieren
quedarse” con los electrones, ya que necesitan captar electrones para completar su octeto,
terminan compartiéndolos. Ésta es la UNIÓN COVALENTE.
LA UNIÓN COVALENTE se produce entre no metales, elementos con alta
electronegatividad y poca diferencia de electronegatividad entre sí.
Es covalente la unión existente en la molécula de cloro, donde como ambos átomos
necesitan un electrón más para completar su octeto, comparten un par de electrones, eso es lo
que se denomina una unión covalente simple.

46. En el caso del cloro, los dos átomos que se unen son del mismo elemento, y por lo tanto
tendrán la misma electronegatividad. El par electrónico que se comparte está igualmente
compartido, eso es lo que se denomina una unión covalente pura o no polar.
Pero la unión covalente también puede darse entre elementos que tengan diferente
electronegatividad, como por ejemplo el cloruro de hidrógeno.
δ−
δ+
En este caso el cloro es más electronegativo y el par electrónico que se comparte no está
igualmente compartido, sino que se encontrará (en promedio) más cerca del cloro que del
hidrógeno. Esto es lo que se denomina una unión covalente polar. En estos casos hay una
separación de carga, pero no la suficiente como para que la unión sea iónica. Se dice que hay una
fracción o densidad de carga negativa del lado del cloro y una fracción o densidad de carga
positiva del lado del hidrógeno y se forma lo que se denomina un dipolo.
LA UNIÓN COVALENTE ES PURA O NO POLAR cuando no hay diferencia de
electronegatividad entre los átomos unidos. LA UNIÓN COVALENTE ES POLAR cuando existe
una diferencia de electronegatividad entre los átomos unidos.
Si tenemos en cuenta esto, desde un extremo, que es la unión covalente pura, si vamos
aumentando la diferencia de electronegatividad entre los elementos que se unen podremos llegar
hasta el otro extremo que es la unión iónica. Entonces surge la pregunta: ¿dónde está el límite?
¿hasta dónde seguimos diciendo que la unión es covalente y dónde comenzamos a decir que la
unión es iónica? La respuesta es que ese límite no está rígidamente definido. De hecho hay
diferencias de apreciación entre diferentes autores. Pero la diferencia de electronegatividad es un
parámetro que ayuda mucho a determinar si una unión es covalente o iónica y, por lo tanto, si un
compuesto es covalente o iónico. Nosotros vamos a tomar como límite una diferencia de
electronegatividad de 2, si es menor diremos que es covalente; y si es 2 o mayor, que es iónica.
¿Por qué necesitamos saber si una unión es iónica o covalente?
Hablamos de la diferencia de electronegatividad. Muchas Tablas Periódicas traen el dato de
electronegatividad. Las electronegatividades que aparecen en la Tabla Periódica de la guía de
ejercitación corresponden a Linus Pauling (1901 – 1994). Esos valores son empíricos, son valores
relativos obtenidos dando un valor arbitrario al elemento más electronegativo que es el flúor.
¿Por qué quedan fuera de la tabla de electronegatividades los gases nobles?
Uno de los errores comunes entre los alumnos es creer que las cosas son de una manera u
otra, y que no existen matices intermedios. Entonces memorizan “entre metal y no metal la unión
es iónica”. Esto no es siempre verdadero. La unión iónica siempre se va a dar entre un metal y un
no metal, pero entre un metal y un no metal que tengan suficiente diferencia de
5
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47. electronegatividad entre sí. Vamos a ver ejemplos de uniones entre metal y no metal que son
covalentes.
Es importante que tengas en cuenta que ese límite de diferencia de electronegatividad no
es una cosa tajante, y además que la diferencia de electronegatividad no es lo único que hace que
un compuesto sea iónico o covalente. Por eso cuando esa diferencia está cerca del límite hay que
tener cierto cuidado. Por ejemplo entre el berilio, un metal del grupo IIA, y el cloro, un halógeno,
uno diría a priori que la unión es iónica. Si uno mira la diferencia de electronegatividad en la Tabla,
es 1,5 y se trata de un compuesto covalente. Si tomamos el azufre y el sodio, su diferencia de
electronegatividad es 1,6, sin embargo es un compuesto iónico a pesar de que la diferencia de
electronegatividad es casi la misma. Si nos fijamos en los radios atómicos podemos encontrar una
explicación: para el cloro el radio es 100 pm (picometros, 1pm = 10−12
m), para el berilio 112 pm,
para el azufre 103 pm y para el sodio 186 pm.
¿Podrías dar esa explicación?
Existen distintos tipos de uniones covalentes:
UNIÓN COVALENTE SIMPLE cuando se comparte un solo par de electrones (cada
átomo aporta un electrón). Es el caso visto en el cloro o en el cloruro de hidrógeno.
UNIÓN COVALENTE DOBLE cuando se comparten dos pares de electrones entre los
mismos átomos, es el caso del dióxido de carbono.
UNIÓN COVALENTE TRIPLE cuando se comparten tres pares de electrones entre los
mismos átomos, es el caso del nitrógeno.
UNIÓN COVALENTE DATIVA O COORDINADA cuando el par que se comparte es
aportado por uno solo de los átomos que se unen, es el caso del dióxido de azufre.
Tendrás que poder escribir las fórmulas de Lewis de muy diversos compuestos. Debés
notar que en las estructuras de Lewis los electrones que se representan son los electrones de
valencia, los del último nivel, o sea, los de la CEE.
7

48. ¿Quién nos dice cuántos electrones se deben poner a un elemento determinado en
una estructura de Lewis?
Tenés que notar también que en las fórmulas de Lewis representamos de manera diferente
a los electrones de los distintos átomos (círculos, cruces, etc.). Esto no significa que los electrones
sean diferentes, todos los electrones son iguales e indistinguibles. Simplemente es un recurso
didáctico para comprender cómo es la unión. Otra cosa importante es que en las fórmulas de
Lewis los electrones siempre se colocan en pares, y los electrones que no forman uniones siempre
están formando pares, por eso hablamos de pares de electrones compartidos (cuando forman
una unión) y pares de electrones sin compartir o libres (cuando no están formando unión).
Para armar las fórmulas de Lewis de compuestos sencillos tenés que tener en cuenta que
en la gran mayoría de los compuestos se cumple la regla del octeto. Un elemento entonces
perderá, ganará o compartirá los electrones que le falten para completar su nivel de energía y
llegar a la CE de gas noble. El grupo IA siempre se unirá perdiendo un electrón (unión iónica), o
formará una unión metálica, pero no forman uniones covalentes. El grupo IIIA en uniones iónicas
pierde tres electrones y en uniones covalentes (B y Al) comparte tres pares de electrones, siendo
una excepción a la regla del octeto. El grupo IVA , el caso del carbono por ejemplo, deberá
compartir cuatro pares de electrones, que pueden ser cuatro uniones simples, dos simples y una
doble, dos dobles o una simple y una triple. El carbono no forma uniones iónicas, sí lo hacen los
metales del grupo como el estaño y el plomo.
¿Podés completar este razonamiento para los demás grupos de los elementos
representativos?
Si consideramos cuántos pares de electrones debe compartir cada elemento y la regla del
octeto, se pueden “armar” muchas fórmulas de Lewis de compuestos sencillos, aunque cuando
aumenta el número de átomos ya no hay una sola posibilidad de unión respetando la regla del
octeto. Volviendo al ejemplo del dióxido de azufre, sabiendo que la molécula no es cíclica, quedan
tres posibilidades de unión y las tres respetan la regla del octeto.
¿Podrías hacer las tres posibles fórmulas de Lewis para el SO2 ?
Pero la fórmula correcta es una sola, y la razón está en la naturaleza de la unión
covalente dativa. ¿Podés explicarlo?
Practicá ahora escribiendo las fórmulas de Lewis de los siguientes compuestos,
determinando primero si son iónicos o covalentes. Tené en cuenta que la diferencia de
electronegatividad es simplemente la diferencia entre los elementos, siempre positiva (mayor
menos menor). Por ejemplo en el Cl2O, no porque tenga dos átomos de cloro tengo que multiplicar
la electronegatividad del cloro por dos, es el valor para el oxígeno menos el valor para el cloro.
SrF2
8
10
9
11
12

49. Cl2O
BeCl2
K2O
Ca3N2
PbCl4
Todos los compuestos que siguen están formados por elementos no metálicos. En estos
casos no es necesario fijarse la diferencia de electronegatividad, siempre las uniones serán
covalentes.
Además, en todos los casos se cumple la regla del octeto y hay una única manera de unir
los átomos respetándola. Escribí sus fórmulas de Lewis:
H2O2
N2H4
C2H4
N2H2
SO3
C2H2
CH2Cl2
H2CO
HCN
Podemos pasar ahora a estructuras de Lewis de compuestos más complicados. En estos
casos ya no hay una sola forma de unir los átomos respetando la regla del octeto, y se debe
conocer en qué forma se deben unir. Comenzaremos por los óxidos ácidos en los que el no metal
tiene número de oxidación impar distinto de uno (si no conocés los nombres consultá el tema
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50. Número de Oxidación y Nomenclatura). Es estos casos, cuya fórmula general es X2On en la que X
es el no metal, siempre hay un oxígeno en el centro formando “puente” entre los dos átomos de X
y unido a ellos por uniones covalentes simples. Se debe comenzar a hacer la estructura haciendo
este paso y luego hay que fijarse si el no metal completó sus ocho electrones. Si no lo hizo, se
deben agregar los oxígenos que faltan completando las uniones faltantes, y una vez que el no
metal completó su octeto, la única manera de seguir uniendo los oxígenos que faltan es por
uniones dativas. Siempre los oxígenos se disponen en forma simétrica.
Ejemplo: N2O5
primer paso
Como los nitrógenos no completaron sus ocho electrones y les falta compartir dos pares de
electrones, y además faltan unir cuatro oxígenos, debemos unir dos oxígenos a cada nitrógeno,
pero si hacemos uniones simples los oxígenos no completarían su octeto. Por lo tanto, hacemos
una unión doble con un oxígeno a cada nitrógeno y de esa forma todos completan su octeto. Los
otros dos oxígenos se unen por uniones dativas uno a cada nitrógeno.
En el caso de los oxoácidos, su fórmula general es HaNoMet.Ob. A pesar de la forma en que
se escribe la fórmula, hay que recordar que él, o los hidrógenos, nunca están unidos al no metal
(que en general tiene atomicidad uno), sino a los oxígenos. El no metal queda en el centro, unido
a los oxígenos y algunos de esos oxígenos tendrán unidos hidrógenos. Nuevamente debemos
comenzar la estructura de Lewis colocando el no metal, uniendo los oxígenos que estén unidos a
hidrógenos por uniones covalentes simples y luego fijarnos si el no metal completó sus ocho
electrones; en el caso de no haber completado uniremos los oxígenos hasta completar, y luego si
faltan unir más oxígenos, se unirán por uniones dativas.
Ejemplo: H2CO3
primer paso
El carbono no completó el octeto y le falta compartir dos pares de electrones al igual que el
oxígeno que falta unir. Entonces dicho oxígeno se debe unir por una unión covalente doble.
Los ácidos se denominan de esa manera precisamente porque en solución acuosa pierden
sus hidrógenos como protón (el hidrógeno deja su electrón) y forman los aniones
O N O
O
O N
O
O NN
H CO O H
O
H CO O H

51. correspondientes. Si lo que se quiere hacer es la estructura de Lewis del anión, se deben seguir
los mismos pasos, simplemente que en lugar de tener unidos hidrógenos, los oxígenos tendrán un
electrón de más, esos electrones darán las cargas negativas correspondientes.
¿Podrías hacer la estructura de Lewis de los aniones correspondientes al ácido
carbónico 1) CO3
2–
y 2) HCO3
–
?
Las oxosales provienen de la neutralización de un hidróxido y un oxoácido (si no conocés
los nombres consultá el tema Número de Oxidación y Nomenclatura), el hidróxido deja el catión
del metal y el oxoácido el oxoanión. La unión entre el catión metálico y el anión es iónica. Por lo
tanto, cuando se pide la estructura de Lewis de una oxosal se deben disociar (separar) el anión y
el catión teniendo en cuenta que la sal es neutra y por lo tanto tiene la misma cantidad de cargas
positivas que negativas. Por ejemplo: Fe2(CO3)3 se disocia en dos iones Fe3+
y tres iones CO3
2–
(si
te cuesta saber como disociar consultá el tema Electrolitos y Disociación Iónica, que forma parte
del tema Soluciones Acuosas de Compuestos Iónicos, en la unidad Soluciones; porque es
necesario para escribir correctamente la fórmula de Lewis). Luego lo que falta es desarrollar la
estructura de Lewis del anión. Por lo tanto la estructura de Lewis completa de la sal sería:
CO O
O( )
2_
Fe2 3
3+
27

52. Respuestas
Los elementos con tendencia a ceder electrones son los metales, y se hallan ubicados hacia
la izquierda y hacia abajo en la Tabla. Cuanto más a la izquierda y más abajo se ubique un
elemento, mayor será su tendencia a ceder electrones.
Los elementos con tendencia a captar electrones son los no metales, y se hallan ubicados
hacia la derecha y hacia arriba en la Tabla. Cuanto más a la derecha y más arriba se ubique un
elemento, mayor será su tendencia a captar electrones.
Los gases nobles son tan estables porque tienen su último nivel de energía completo, y por
eso son tan poco reactivos y prácticamente no se unen con ningún otro elemento, ni consigo
mismos. La molécula de los gases nobles es monoatómica.
El Hidrógeno tiene un solo electrón, que se encuentra en el nivel 1. Como el nivel 1 se
completa con 2 electrones, al llegar a ese valor llega a la CE del Helio, que es el primer gas noble.
1
3
4
2

53. Necesitamos saberlo para saber si un compuesto va a ser iónico o covalente, pero además
para representar en forma correcta su fórmula de Lewis. Notá que la representación en fórmula de
Lewis es distinta para una unión iónica y para una covalente, por lo tanto, antes de representarla
se debe conocer si la unión es iónica o covalente.
Porque la electronegatividad está definida para elementos que se encuentran unidos, y los
gases nobles son prácticamente inertes y sus átomos no se unen. Por lo tanto, no se puede definir
electronegatividad para los gases nobles.
Los radios de los átomos de cloro y de berilio son mucho más parecidos, el átomo de berilio
es mucho más chico que el de sodio, por lo tanto, es menos polarizable y será más difícil que ceda
su electrón. En cambio los radios del átomo de azufre y el de sodio tienen mucha más diferencia a
pesar de la electronegatividad similar. El átomo de sodio es más grande, es más polarizable y
cederá su electrón más fácilmente.
El grupo o familia a la que pertenece el elemento, ya que el número del grupo en la
nomenclatura tradicional coincide con el número de electrones de la CEE para los elementos
representativos.
5
6
7
8

54. Grupo IIA se une siempre perdiendo dos electrones (iónica), o por unión metálica. El grupo
VA en uniones iónicas gana tres electrones y en uniones covalentes comparte 3 pares de
electrones. El grupo VIA en uniones iónicas gana dos electrones y en uniones covalentes comparte
2 pares de electrones. El grupo VIIA en uniones iónicas gana un electrón y en covalentes comparte
un solo par de electrones.
En la unión covalente dativa, en la cual los electrones que se comparten pertenecen a un
solo átomo, el elemento que cede el par compartido es siempre menos electronegativo que el que
lo acepta. Esto en general se cumple, salvo en casos excepcionales que no estudiaremos en este
curso. En los compuestos más comunes que veremos en este curso, la unión coordinada siempre
se da de otro elemento hacia el oxígeno, ya que el único elemento más electronegativo que el
oxígeno es el flúor.
9
11
12
10

55. 13
14
15
16

56. 17
18
19
20

57. 21
22
23
24

58. 1) Ión carbonato 2) Ión carbonato ácido
25
26
27