El documento presenta una introducción a la química. Define la química como la ciencia experimental que estudia la materia, sus propiedades y transformaciones. Explica que la materia está compuesta de átomos, los cuales están formados por partículas subatómicas como protones, neutrones y electrones. También describe las propiedades físicas y químicas de la materia, así como los estados físicos y la ley de conservación de la materia.

1. QUÍMICA
MSc. Alejandra Escobar

2. INTRODUCCIÓN A
LA QUÍMICA

3. ¿Qué es la
Química?
Es una ciencia experimental que tiene
como finalidad el estudio de la materia,
sus propiedades, composición, estructura,
transformaciones y la energía asociada a
dichas transformaciones

4. Materia
Es todo aquello que ocupa un sitio en el espacio,
se puede tocar, sentir, medir, etc. La materia
está integrada por átomos, que son partículas
diminutas que, a su vez, se componen de otras
aún más pequeñas, llamadas partículas
subatómicas.

5. Propiedades químicas: dependen del comportamiento de la
materia frente a otras sustancias (la oxidación de un clavo).
Propiedades físicas: dependen de la sustancia misma (color,
olor, la textura, sabor, etc.).
• Propiedades físicas extensivas: dependen de la cantidad
de materia presente. Corresponden a la masa, el volumen,
la longitud.
• Propiedades físicas intensivas: dependen sólo del
material, independientemente de la cantidad que se tenga,
del volumen que ocupe, etc. (un litro de agua tiene la
misma densidad que cien litros de agua).
Propiedades de la Materia

6. Ley de laConservaciónMateria
En una reacción química, la
materia no se crea ni se
destruye, solo se
transforma.
Estados Físicos de la
Materia

7. UNIDAD I
ENLACES QUÍMICOS

8. Enlaces Químicos
Contenido
 Partículas fundamentales del átomo, electrón, protón,
neutrón.
 Estructura del átomo.
 Número atómico y másico.
 Isótopos e isóbaros.
 Tabla periódica.
 Enlaces químicos: iónico, covalente, múltiples.
 Distancia entre enlaces.
 Energía de enlaces.

9. Leyes Fundamentales
de la Química
 Ley de la Conservación de los Pesos
En todo cambio químico hay una magnitud que no varía, a
saber, la masa total (medida como peso) de las sustancias
reaccionantes.
 Ley de los Pesos de Combinación
Los elementos entrar en combinación según proporciones
ponderables fijas y constantes; la proporción con que lo hace un
elemento dado, es una característica del mismo y está
expresada por un número determinado o submúltiplo sencillo.

10. Leyes Fundamentales
de la Química
 Ley de la Composición Constante o Proporciones
Definidas:
Una misma sustancia Tiene siempre u en todas partes una
composición cuantitativa constante.
 Ley de las Proporciones Múltiples
Cuando dos sustancias se combinan, una en proporción
ponderal fija y la otra en proporción variable, para formar varios
compuestos, las proporciones ponderales con que esta última
esta presente en los compuestos formados varían por saltos
según la relación sencilla de 1:2:3…

11. Teoría Atómica
de John Dalton
Esta teoría explica el comportamiento de las sustancia al cual se
refieren las leyes fundamentales de la química. Para ello el
científico John Dalton se planteó la siguiente interrogante:
¿Cómo debe estar constituida la materia para que sean
inteligibles estos hechos experimentales al que se
refieren ,las leyes?
En base a esta interrogante y según las leyes fundamentales de
la química John Dalton llego a las siguientes conclusiones:

12. Teoría Atómica
de John Dalton
 Las sustancias simples constan de partículas elementales
«átomos». Existen tantas clases de átomos, como sustancias
simples o elementos haya. Los átomos de un mismo elemento
son idénticos; tienen la misma masa, el mismo peso y el
mismo tamaño.
 Al combinar 2 o más elementos entre si sus respectivos
átomos forman un compuesto atómico llamado molécula.
 En toda molécula, los átomos que l constituyen están en una
relación constante en cuanto a número y pero. (Ley de
proporciones definidas)

13. Teoría Atómica
de John Dalton
 Si una sustancia A, forma con otra sustancia B varios
compuestos diferentes, es porque el átomo de la sustancia A
se une a 1, 2, 3 o a más átomos de la sustancia B. (Ley de
proporciones múltiples)
 Puesto que los átomos son indestructibles, el mismo número
de átomos con que entran con las sustancias reaccionantes en
una reacción, debe ser igual al número de átomos que
contienen las sustancia (productos) que salen de la misma.
(Ley de la conservación de los pesos)

14. Es la unidad de materia más pequeña de un
elemento químico que mantiene su identidad
o sus propiedades, y que no es posible dividir
mediante procesos químicos.
El Átomo
El átomo también es denominado como la partícula
fundamental, gracias a su característica de no poder ser
dividido mediante procesos químicos.

15. Está compuesto por un núcleo, en el que se concentra casi
toda su masa, rodeado de una nube de electrones.
El núcleo está formado por protones,
con carga positiva, y neutrones
eléctricamente neutros. Los electrones,
cargados negativamente, permanecen
ligados al núcleo mediante la fuerza
electromagnética.
El Átomo

16. Los átomos se clasifican de acuerdo al número de protones y
neutrones que contenga su núcleo. El número de protones o
número atómico determina su elemento químico, y el número
de neutrones determina su isótopo. Un átomo con el mismo
número de protones que de electrones es eléctricamente
neutro. Si por el contrario posee un exceso de protones o de
electrones, su carga neta es positiva o negativa, y se
denomina ion.
El Átomo

17. Estructura del Átomo
El átomo esta
formado por
núcleo y corteza
NúcleoNúcleo
CortezaCorteza
Electrón
Carga:
Masa: .
Rodean al núcleo del
átomo en lo que
llamamos orbitales y
se encuentran unidos
a este por fuerzas
electromagnéticas
Electrón
Carga:
Masa: .
Rodean al núcleo del
átomo en lo que
llamamos orbitales y
se encuentran unidos
a este por fuerzas
electromagnéticas
Protón
Carga:
Masa: .
Protón
Carga:
Masa: .
Neutrones
Carga: neutra
Masa: .
Neutrones
Carga: neutra
Masa: .
Concentra
toda su masa
Concentra
toda su masa

18. Número Atómico
Es el número total de protones que tiene el átomo en su
núcleo. Se representa con la letra Z y es la identidad del
átomo. Un átomo en su estado natural es neutro y tiene igual
número de electrones y protones, por lo tanto el número
atómico también represente el número de electrones de un
átomo neutro.
Ejemplo
Un átomo de sodio Na tiene un número atómico 11, es decir,
que cada átomo neutro de sodio posee 11 electrones y 11
protones. Visto de otra forma, cada átomo en el universo que
contenga 11 protones es de sodio.

19. Número Másico

20. Representación del
Número Atómico y
Másico
𝑋𝑍
𝐴
𝑋𝑍
𝐴
𝑁𝑎11
23

21. Isótopos e Isóbaros
Isótopos
Son átomos de un mismo elemento que tiene un numero de
protones iguales pero tienen diferentes números de neutrones,
es decir poseen el mismo número atómico pero diferente
número másico.
Ejemplo:
Existen tres isótopos de hidrógeno, los cuales son el hidrogeno
(1 protón, cero neutrones), deuterio (1 protón, 1 neutrón) y
tritio (1 protón, 2 neutrones)

22. Isótopos e Isóbaros
Isóbaros
Son átomos de elementos diferentes pero coinciden en el
mismo numero de masa, se suelen presentar en los elementos
radioactivo)
Calcio Argón

23. Ejercicios

24. Configuración Electrónica
del Átomo
Se refiere a la descripción de la ubicación de los electrones en
los distintos niveles de un átomo.
Configurar significa "ordenar" o "acomodar", y electrónico
deriva de "electrón"; así que, configuración electrónica es la
manera ordenada de repartir los electrones en los niveles y
subniveles de energía de un átomo.
En esta representación se indican los niveles, subniveles y los
orbitales que ocupan cada uno de los electrones de un átomo o
molécula.

25. Configuración Electrónica
del Átomo
Los Números Cuánticos
Número cuántico principal (n): toma valores enteros (1, 2, 3,
4, 5, 6, 7). Relacionado con la distancia promedio del electrón al
núcleo en un determinado orbital, e indica el nivel de energía.
Número cuántico secundario (l): los niveles de energía,
identificados con el número cuántico principal (n), poseen
subniveles, asociados a la forma del orbital. Este número
cuántico secundario (l) nos indica en que subnivel se encuentra
el electrón, y toma valores desde 0 hasta (n - 1),

26. La comunidad científica ha aceptado que los
números que representan los subniveles (0, 1,
2, y 3) sean reemplazados por las letras s, p, d
y f, respectivamente, para representar los
distintos tipos de orbitales.
Con respecto a la forma del orbital, el número
cuántico secundario determina la
excentricidad de la órbita, cuanto mayor
sea este número, más excéntrica será la
órbita.
Configuración Electrónica
del Átomo

27. Configuración Electrónica
del Átomo
Configuración Estándar
Se obtiene usando el cuadro de las
diagonales. Los orbitales se van llenando
en el orden en que aparecen, siguiendo las
diagonales, empezando siempre por el 1s.
1s2
2s2
2p6
3s2
3p6
4s2
3d10
4p6
5s2
4d10
5p6
6s2
4f14
5d10
6p6
7s2
5f14
6d10
7p6

28. Configuración Electrónica
del Átomo

29. Configuración Electrónica
del Átomo
Niveles de Energía o Capas

30. Configuración Electrónica
del Átomo
Como realizar la Configuración Electrónica
1. Se debe conocer el número atómico el cual determina el
número de electrones del elemento.
2. Con ayuda del cuadro de las diagonales, se irán llenando los
niveles y subniveles hasta colocar todos los electrones.
3. Los subniveles s, p, d y f son representados por: .
4. Los electrones en cada subnivel son representados por: para
un solo electrón en el subnivel (electrón desapareado), y
para dos electrones en cada subnivel (electrones
apareados).

31. Configuración Electrónica
del Átomo
Como realizar la Configuración Electrónica

32. La Tabla Periódica
Los elementos se encuentran distribuidos en 7 filas llamadas
periodos, y en 18 columnas llamadas grupos o familias, las
cuales se encuentran identificadas con números romanos y las
letra A y B.
Los elementos de un grupo tienen
propiedades químicas y físicas
similares, y los que se encuentran
dentro de un periodo tienen
propiedades que cambian en forma
progresiva a través de la tabla.

33. La Tabla Periódica
Los elementos que se agrupan en las columnas con la letra A se
designan como elementos representativos; y aquellos que se
agrupan en las columnas con la letra B se les conoce
como elementos de transición.
Los elementos que se
denominan Lantánidos y
Actínidos se ubican fuera
de la Tabla y se les conoce
como elementos de
transición interna.

34. La Tabla Periódica
Algunos grupos reciben nombres propios; por ejemplo:
 Grupo IA: Metales Alcalinos (excepto el hidrogeno)
 Grupo IIA: Metales Alcalinómetros.
 Grupo VIIA: Halógenos.
 Grupo VIIIA: Gases Nobles.
 Grupos IB al VIIIB: Metales de Transición.
Serie de los Actínidos.
Serie de los Lantánidos.
 Metales de los grupos IIIA al VIA.

35. La Tabla Periódica
Grupo IA: Metales Alcalinos.
Se caracterizan por ser blandos, de
color gris plateado, tienen bajas
densidades, son buenos conductores
del calor y la electricidad, nunca se les
encuentra como elementos libres,
reaccionan rápidamente con el agua, el
oxígeno.
Por su solubilidad en el agua, se les
encuentra disueltos en el agua de mar
y en depósitos salinos.
Metales Alcalinos
Litio (Li)
Sodio (Na)
Potasio (K)
Rubidio (Rb)
Cesio (Cs)
Francio (Fr)

36. La Tabla Periódica
Grupo IIA: Metales Alcalinotérreos:
Presentan puntos de fusión más elevados
que los metales alcalinos, pero sus
densidades son aún más bajas; son menos
reactivos que los metales alcalinos y
poseen dos electrones de valencia.
Metales
Alcalinotérreos
Berilio (Be)
Magnesio (Mg)
Calcio (Ca)
Estroncio (Sr)
Bario (Ba)
Radio (Ra)
Grupo VII A: Halógenos: “formadores de
sales”. Cada átomo de halógeno tiene siete
electrones de valencia; sus moléculas están
formados por dos átomos; dada su gran
reactividad, no se encuentran libres en la
naturaleza.
Halógenos
Fluor (F)
Cloro (Cl)
Bromo (Br)
Yodo (I)
Astato (At)

37. La Tabla Periódica
Grupo VIII A: Gases Nobles: son gases
monoatómicos que no tienden a reaccionar
con otros elementos; su nivel energético
externo está lleno de electrones.
Gases Nobles
Helio (He)
Neón (Ne)
Argón (Ar)
Criptón (Cr)
Xenón (Xe)
Radón (Rn)
Metales de Transición: entre ellos se
encuentran metales preciosos y de gran utilidad;
se caracterizan, en general, por tener alta
densidad, alto punto de fusión y una reactividad
química muy diversa. Dentro de estos metales
tenemos un subgrupo perteneciente a dos series,
Actínidos y Lantánidos
Metales de
transición
Oro (Au)
Plata (Ag)
Hierro (Fe)
Níquel (Ni)
Cinc (Zn)
Cobre (Cu)

38. La Tabla Periódica
Serie de los Actínidos: no existen en forma natural porque
tienden a desintegrarse radiactivamente con facilidad.
Serie de los Lantánidos: son por lo general son blandos, de
color gris y buenos conductores de la electricidad.
Metales de los grupos IIIA al
VIA: estos comprenden
algunos metales y metaloides o
no metales entre los cuales se
encuentra el Astato, el cual se
comporta también como metal
y recibe el nombre de anfótero.
Metales Metaloides
Aluminio (Al)
Galio (Ga)
Indio (In)
Talio (Tl)
Germanio (Ge)
Estaño (Sn)
Plomo (Pb)
Bismuto (Bi)
Polonio (Po)
Boro (B)
Silicio (Si)
Arsénico (As)
Antimonio (Sb)
Telurio (Te)
Astato (At)

39. La Tabla Periódica

40. Enlaces Químicos
Los enlaces químicos son fuerzas intramoleculares, que
mantienen a los átomos unidos en las moléculas.
Cuando los átomos se enlazan entre si, ceden,
aceptan o comparten electrones. Son los electrones de
valencia quienes determinan de que forma se unirá un átomo
con otro y las características del enlace.
Electrones de Valencia: electrones que se encuentran en los
mayores niveles de energía del átomo, siendo estos los
responsables de la interacción entre átomos de distintas
especies o entre los átomos de una misma especie.

41. Tipos Enlaces
Enlace Iónico
Unión química que se produce a través de una transferencia de
electrones. Son formados por la unión de un metal + un no
metal.
En los enlaces iónicos de los átomos que interactúan, uno de
ellos cede electrones y otro los recibe., formando un anión y un
catión, que permanecen unidos por fuerzas eléctricas de
atracción. Debido a las cargas opuestas que presentan.
Este tipo de unión aparece en elementos cuyas propiedades se
complementan.

42. Tipos Enlaces
El sodio (electropositivo) pierde un electrón y
el cloro (electronegativo) gana un electrón.

43. Tipos Enlaces
Enlace Covalente
Unión química que se produce entre dos átomos al compartir
electrones de sus orbitales mas externos. Formado por
elementos no metálicos.
Existen dos tipos de enlaces covalentes, en el caso de que los
dos elementos aporten electrones se trata entonces de un
enlace covalente normal; el cual puede ser sencillos, dobles o
triples, dependiendo de los elementos que se unen. Si el aporte
de los dos electrones lo realiza uno solo de los elementos,
entonces es un enlace covalente coordinado (Dativo).

44. Tipos Enlaces
Enlace Covalente
Las características de los compuestos unidos por enlaces
covalentes son:
 Los compuestos covalentes pueden presentarse en cualquier
estado de la materia: solido, liquido o gaseoso.
 Son malos conductores del calor y la electricidad.
 Tienen punto de fusión y ebullición relativamente bajos.
 Son solubles en solventes no polares como benceno,
tetracloruro de carbono, etc., e insolubles en solventes
polares como el agua.

45. Tipos Enlaces

46. Tipos Enlaces
Comparación entre los compuestos iónicos y
compuestos covalentes:
Compuestos iónicos Compuestos covalentes
Sólidos con puntos de fusión altos . Gases, líquidos o sólidos, con puntos
de fusión bajos .
Muchos son solubles en disolventes
polares como el agua.
Muchos de ellos son insolubles en
disolventes polares.
La mayoría son insolubles en
disolventes no polares.
La mayoría es soluble en disolventes
no polares.
Los compuestos fundidos conducen
bien la electricidad porque contienen
partículas móviles con carga (iones).
Los compuestos líquidos o fundidos no
conducen la electricidad.
Las soluciones acuosas conducen bien
la electricidad porque contienen
partículas móviles con carga (iones).
Las soluciones acuosas suelen ser
malas conductoras de la electricidad
porque no contienen partículas con
carga.

47. Regla del Octeto y
Formación de Enlaces
La regla del octeto sirve para explicar la formación de enlaces
entre los diferentes átomos. Esta regla enuncia que “cuando se
forma un enlace químico, los átomos adquieren, ceden o
comparten electrones, de tal manera que la capa más externa o
capa de valencia (orbital mas externo) de cada átomo contenga
ocho (8) electrones”.

48. La estructura de Lewis es utilizada para representar un enlace
químico y las reacciones entre los átomos, a través de la
utilización de puntos, círculos, el signo x o el signo +, alrededor
del elemento, para representar sus electrones de valencia. De
esta manera los electrones de la última capa o electrones de
valencia representados alrededor del símbolo de los elementos
se denominan símbolos electrónicos de Lewis.
Estructura de Lewis

49. Ejercicios