Introducción a la Química General

QUÍMICA
UNIDAD I. INTRODUCCIÓN A LA QUÍMICA GENERAL

La Química estudia:
Transformación de la
materia
Alteraciones definitivas
Capacidad para mezclarse
con otras sustancias
¿QUÉ ES LA QUÍMICA?
La Química es una ciencia que estudia
la estructura de la materia, las
transformaciones o reacciones que
experimenta, las propiedades de las
sustancias y la energía asociada a
dichos cambios.

QUÍMICA GENERAL
RAMAS DE LA QUÍMICA
• Química Orgánica: involucra el estudio de los compuestos del Carbono
• Química Inorgánica: involucra el estudio de todos los demás elementos y sus
compuestos
• Físico-Química: involucra el estudio de los principios de la química Bioquímica:
estudia los compuestos químicos, las reacciones y otros procesos en los sistemas
vivos
• Química Analítica: estudia las técnicas para la identificación de las sustancias y la
medición de sus cantidades
• Química Teórica: estudia la estructura molecular y las propiedades en términos de
modelos matemáticos
• Ingeniería Química: estudio y diseño de los procesos químicos industriales,
incluyendo la fabricación de plantas manufactureras y su operación

• Química Medicinal: es la aplicación de los principios químicos al desarrollo
farmacéutico
• Química Biológica: es la aplicación de los principios químicos a las estructuras y
procesos biológicos
• Biología Molecular: estudia las bases químicas y físicas de la función y diversidad
biológicas, especialmente en relación con los genes y proteínas
• Ciencia de los Materiales: estudia la estructura química y la composición de los
materiales
QUÍMICA GENERAL: es la que incluye los conceptos básicos de la
Química, que constituye nuestro campo de estudio.
RAMAS DE LA QUÍMICA

La química es una
ciencia central
•Sirve de apoyo a otras ciencias como la física, la biología, la geología, la petroquímica,
etc. Además permite satisfacer las necesidades humanas en diferentes áreas o campos
de la actividad humana.
Relación con otras
ciencias
•Sirve de apoyo a otras ciencias como la física, la biología, la geología, la petroquímica,
etc.

LA QUÍMICA: SU IMPORTANCIA EN LA VIDA COTIDIANA
La química la química está presente en nuestro
entorno diario , proporcionándonos beneficios
invaluables
la falta de control y ética en su uso también
puede causarnos problemas
A la pregunta química ¿para
qué?
En medio ambiente: Ayuda
en el tratamiento y control
de sustancias
contaminantes que afectan
a nuestro ecosistema
En medicina
En nutrición: determina las sustancias
vitales que requiere el organismo
(minerales, vitaminas, proteínas, etc.)

MATERIA Y ENERGIA
Materia :es todo lo que tiene masa y ocupa un lugar en el espacio;
Masa: es la cantidad de materia que tiene un objeto;
Volumen :es el espacio ocupado por la masa
Cuerpo: es una porción limitada de materia
Peso: Fuerza que ejerce la gravedad sobre un objeto
“ El peso cambia con la gravedad pero NO la masa”
Todo lo que nos rodea, incluidos nosotros mismos, está formado por un componente
común: la materia. Normalmente, para referirnos a los objetos usamos términos como
materia, masa, peso, volumen. Para clarificar los conceptos, digamos que:

MATERIA
•Es todo aquello de lo que están formados los cuerpos, que tiene masa y
que se caracteriza por ocupar un lugar en el espacio
Toda materia que conocemos está constituida por
partículas muy pequeñas, los átomos
Madera
•Vidrio
•Aire
•Alimentos
MATERIA Y ENERGIA

PROPIEDADES ESPECÍFICAS O INTENSIVAS
Se distingue una de otra, no depende de la masa que posee el cuerpo. Pueden ser físicas o químicas:
PROPIEDADES FÍSICAS:
Pueden observarse sin que existan cambios en la estructura interna de la sustancia.
Color, olor, brillo, dureza, densidad, etc.
• Dureza: Duro o blando
• Punto de fusión: Temperatura en la que la materia pasa de sólido -> líquido
• Punto de ebullición: líquido -> gaseoso
• Ductibilidad: posible estirarse
• Densidad: cantidad de masa por unidad de volumen
• Maleabilidad: Capacidad de metales que al martillar y laminar se da forma
• Conductividad: Medida con la que una muestra transmite calor o electricidad
• Solubilidad: cantidad de sustancia que puede disolverse en un solvente.

PROPIEDADES QUÍMICAS
Relacionan los cambios de composición de una sustancia.
• Oxibilidad: Propiedad de algunos elementos de formar óxidos (contacto con el oxígeno). Fierro, verduras o
frutas.
• Combustibilidad: Sustancias capaces de arder
• Inflamabilidad: Si la sustancia es capaz de encenderse con facilidad y desprender llamas.
• Reactividad: Capacidad de reacción química ante otros reactivos.

ESTADOS DE LA MATERIA
Plasma
Los estados de la materia dependen de Factores del
ambiente como presión y temperatura.

Principales Características de los estados de la materia
SÓLIDOS LÍQUIDOS GASES
Poseen forma definida.
No poseen forma definida, por lo
tanto adoptan la forma del
recipiente que los contiene.
No poseen forma definida, por lo
tanto adoptan la forma del
recipiente que los contiene.
Poseen volumen fijo. Poseen volumen fijo. Poseen volumen variable.
Baja compresibilidad. Compresión limitada. Alta Compresibilidad.

PLASMA
• Cuarto estado de la materia
• Más abundante 99%
• Estrellas, auroras boreales, sol, polvo interestelar.
• Gas ionizado que conduce corriente eléctRica pero es eléctricamente
neutro.
• Se forma a Temp. muy elevadas, materia absorbe energía y se separa
en + y -

CAMBIOS
DE ESTADO
DE LA
MATERIA
Cambios Físicos:
Son aquellos cambios que no generan la creación de nuevas sustancias, lo que significa que
no existen cambios en la composición de la materia, como se ve en la figura siguiente.
El cambio físico se caracteriza por la no
existencia de reacciones químicas y de
cambios en la composición de la materia.
Cambios químicos:
Son aquellos cambios en la materia que originan la formación de nuevas sustancias, lo que
indica que existieron reacciones químicas.
El cambio Químico de la
materia se caracteriza por la
existencia de reacciones
químicas, de cambios en la
composición de la materia y la
formación de nuevas
sustancias.

CAMBIOS DE ESTADO DE LA MATERIA

Clasificación de la materia
Mezcla: se los puede
separar por medios físicos:
decantación, filtración,
destilación, tamizado,
cromatografía.
Homogénea: las soluciones
Heterogénea: rocas y
minerales

Clasificación de la materia
Compuesto: sustancia
formada por dos o más
elementos que se han
combinado en
proporciones
definidas. Puede
descomponerse en
otras especies
químicas más sencillas,
utilizando medios
químicos

Elementos Compuestos Mezcla homogénea Mezcla heterogénea
Lingotes de oro Sal de mesa (NaCl) Agua de mar Agua y arena
Papel de aluminio Azúcar (C12H22O11) Té de manzanilla Sopa de verduras
Flor de azufre Alcohol etílico (C2H6O) Alcohol y agua Yogurt con frutas
Alambres de cobre Acetona (C3H6O)
Aire (nitrógeno y oxígeno
principalmente)
Mosaico de granito
Clavos de hierro
Agua (H2O) Bronce (cobre y estaño) Madera
TABLA COMPARATIVA DE EJEMPLOS.

ENERGÍA
Es la capacidad de los cuerpos para producir un movimiento o trabajo
El movimiento de los constituyentes de la materia, los cambios químicos y físicos y la
formación de nuevas sustancias se originan gracias a cambios en la energía del sistema
Conceptualmente, la energía es la capacidad para realizar un trabajo o transferir calor.
En el sistema internacional la energía se mide en joules (j)

La energía se presenta como energía calórica, energía mecánica,
energía química, energía eléctrica y energía radiante; estos tipos de
energía pueden ser además potencial o cinética.
La energía potencial es la energía almacenada en el interior de un
cuerpo cuando se encuentra en reposo
Ep = mgh
La energía cinética es la energía en movimiento.
Ec = ½ m.v2
La energía cinética o de movimiento del agua se transforma, cuando
mueve las turbinas para que el generador lo convierta en
electricidad.
La energía eléctrica se puede transformar en calórica o luminosa
TIPOS ENERGÍA

Energía Mecánica: El movimiento de las hélices del
molino de viento es transferido a un sistema mecánico
de piñones, para producir energía eléctrica o lograr la
ascensión de agua de un pozo subterráneo
Energía Calórica o radiante: El calor o la luz emitida
desde el sol es aprovechada por las plantas para
producir energía química en forma de carbohidratos.
Energía Eléctrica: El movimiento de electrones libres,
produce la energía eléctrica, usada para hacer
funcionar electrodomésticos, trenes, y artefactos
industriales.
Energía Química: La combustión de hidrocarburos
como el petróleo, liberan gran cantidad de energía.
MANIFESTACIONES DE LA ENERGÍA

TRANSFORMACIÓN DE LA ENERGÍA
En todas las
transformaciones de
energía se cumple
el principio de
conservación de la energía:
La energía puede
transformarse de unas
formas en otras o transfiere
de unos cuerpos a otros,
pero, en
conjunto, permanece
constante.

Energía
calórica
•Es la energía que se intercambia entre dos sustancias cuando existe diferencias de temperatura entre
ambas.
Medición
•La cantidad de energía cedida o ganada por una sustancia se mide en calorías o joules.
Caloría
• Una caloría (cal) es igual a la cantidad de calor necesario para elevar de 14,5ºC a 15,5ºC 1
gramo de agua.
• Como factor de conversión diremos que una caloría equivale a 4,184 joules.
FORMAS DE MEDICIÓN DE LA ENERGÍA

SISTEMA INTERNACIONAL DE UNIDADES
El Sistema Internacional de Unidades (abreviado SI), también denominado Sistema Internacional de
Medidas, es el nombre que recibe el sistema de unidades que se usa en casi todos los países.
• Unidades fundamentales: Son aquellas que no se definen en función de otras magnitudes físicas, y
son: Longitud, masa, tiempo, temperatura, intensidad de corriente eléctrica, intensidad luminosa, y
cantidad de sustancia.
• Unidades derivadas: son que aquellas que resultan de multiplicar o dividir entre sí las magnitudes
fundamentales, por ejemplo: velocidad, aceleración, fuerza, etc.

3 pies= 1 yarda 1 metro=3.31 ft
1 pie= 0.3048 m 1 metro= 39.71 pulg
1 pulgada= 2.54 cm 1 kilómetro= 0.621 millas
1 milla= 1, 609.3 m 1 metro= 1.094 yardas
1 yarda= 0.9144 m 1760 yardas= 1 milla
12 pulgadas= 1 ft 1 kilogramo= 2.20 libras
1 libra= 0.4536 kg 1 gramo= 0.035 onzas
1 onza= 28.35 g 1 dm3= 0.264 galones
1 galón= 3.785 dm3 1000 litros= 1 m3
1 litro= 1 dm3 1 día= 86,400 s
1 Angstrom= 10-10 m 1 año luz= 9.46 x 1015 m
1 hora= 3600 s 1 atmósfera= 760 mm Hg
1 minuto= 60 s 760 Torr= 1 kg/cm2
CONVERSIÓN DE UNIDADES

ESCALAS DE TEMPERATURA
Escala Fahrenheit
La escala Fahrenheit, llamada así en honor al físico Daniel Gabriel Fahrenheit,
Fue utilizada en la mayoría de los países de habla Inglesa, hasta la década de 1970
La mayoría de los países cambiaron a la escala Celsius.
El punto de ebullición del agua de 212 F y un punto de congelación del agua de 32 F. El cero
absoluto tiene un valor de -459,67 F. El único punto en la escala de temperatura Fahrenheit y
Celsius en la que se igualan entre sí es en el -40 F y, por lo tanto, es también -40 C.

Escala Celsius
La escala Celsius o centígrados, recibió su nombre en honor
al astrónomo Andrew Celsius.
Esta escala fue la norma en la ciencia, incluso antes de su
prominencia después de 1970.
Se basa en un punto de congelación del agua de 0 C y un
punto de ebullición del agua de 100 C.
El valor Celsius para el cero absoluto es -273,15 C.

Escala Kelvin
La escala Kelvin fue nombrada en honor al físico William Thomson,
barón Kelvin.
La escala tiene grados equivalentes en tamaño a la escala Celsius,
pero la escala Kelvin tiene un cero absoluto de 0 en comparación con
los -273,15 C.
La unidad de medida estándar de temperatura termodinámica,
Kelvin, generalmente se escribe sin un símbolo de grado entre los
números y la K.
El agua hierve a 373,15 K y se congela a 273,15 K.

Escala Rankine
Rankine es una escala termodinámica, es decir, el cero absoluto es igual
a cero.
Los grados de Rankine, sin embargo, son iguales en tamaño a los de la
escala Fahrenheit.
Se utiliza principalmente en la ingeniería; la escala fue nombrada en
honor al ingeniero y físico William John Macquorn Rankine.
La escala por lo general se indica con un símbolo de grados y la letra "R"
después del valor numérico.
La escala tiene un punto de ebullición del agua de 671,67 R y un punto
de congelación del agua de 491,67 R.

EL ÁTOMO Y SU ESTRUCTURA ATÓMICA

ESTRUCTURA ATÓMICA
El átomo es la unidad más pequeña posible del elemento por ende no se puede
ver a simple vista
A través de los años el átomo ha sufrido varios cambios de acuerdo a evidencias que surgen
con los años y las nuevas tecnologías
Surgen nuevos modelos atómicos : Dalton 1803, Thompson 1897, Bohr 1913 y el modelo de
la nube de electrones

Átomo
Envoltura
Nucleones
Núcleo
Elípticas
Estructura
Protones
Órbitas
Circulares
Electrones
Neutrones
Heliones
Neutrinios
Positrones
Constitución del átomo

PARTES DEL ÁTOMO
Protón
•Es una partícula elemental que constituye parte del núcleo de cualquier átomo. El número de protones en el
núcleo atómico, denominado número atómico, es el que determina las propiedades químicas del átomo en
cuestión. Los protones poseen carga eléctrica positiva y una masa 1.836 veces mayor de la de los electrones.
Neutrón
•Carecen de carga eléctrica, y son inestables cuando se hallan fuera del núcleo
Electrón
•Partícula elemental que constituye parte de cualquier átomo, estos giran en torno a su núcleo, formando la
denominada corteza electrónica. La masa del electrón es 1836 veces menor que la del protón y tiene carga
opuesta, es decir, negativa.
•En condiciones normales un átomo tiene el mismo número de protones que electrones, son átomos
eléctricamente neutros. Si un átomo capta o pierde electrones, se convierte en un ion

• Es eléctricamente neutro
• Mide 1 x 10 -8 cm
• Pesa 1 x 10 -24 g
• Poseen número atómico (Z) protones = electrones
• Poseen masa atómica (A) protones + neutrones
• Pertenecen a distintos periodos (mismo número de
niveles de energía)
• Pertenecen a diferentes grupos (número de electrones
del último nivel de energía)
Características del átomo
ZXA
Elemento químico

IONES
IONES a átomos o grupos de
átomos que poseen carga
eléctrica porque han ganado o
perdido electrones. Pueden
ser:
CATIONES si poseen
carga positiva y, por tanto, se
han perdido electrones.
ANIONES si poseen carga
negativa y , por tanto, se han
ganado electrones.

n = 1, 2, 3, 4, ... (nº de capa o nivel)
l = 0, 1, 2, ... (n – 1) (forma del orbital o subnivel)
m = – l, ... , 0, ... L (orientación orbital o orbital)
s = – ½ , + ½ (spín rotación del electrón )
Cada electrón viene determinado por 4 números cuánticos: n, L, m y s (los tres primeros determinan cada
orbital, y el cuarto “s” sirve para diferenciar a cada uno de los dos e– que componen el mismo).
Los valores de éstos son los siguientes:
Números cuánticos.

NÚMERO CUÁNTICO PRINCIPAL (n)
El número cuántico principal determina el tamaño de las
órbitas, por tanto, la distancia al núcleo de un electrón
vendrá determinada por este número cuántico. Todas las
órbitas con el mismo número cuántico principal forman
una capa. Su valor puede ser cualquier número natural
mayor que 0 (1, 2, 3...) y dependiendo de su valor, cada
capa recibe como designación una letra. Si el número
cuántico principal es 1, la capa se denomina K, si 2 L, si 3
M, si 4 N, si 5 P, etc.

NÚMERO CUÁNTICO SECUNDARIO O AZIMUTAL (l)
El número cuántico azimutal determina la excentricidad de
la órbita, cuanto mayor sea, más excéntrica será, es decir,
más aplanada será la elipse que recorre el electrón. Su
valor depende del número cuántico principal n, pudiendo
variar desde 0 hasta una unidad menos que éste(desde 0
hasta n-1). Así, en la capa K, como n vale 1, l sólo puede
tomar el valor 0, correspondiente a una órbita circular. En la
capa M, en la que n toma el valor de 3, l tomará los valores
de 0, 1 y 2, el primero correspondiente a una órbita circular
y los segundos a órbitas cada vez más excéntricas.

NÚMERO CUÁNTICO MAGNÉTICO (m)
El número cuántico magnético determina
la orientación espacial de las órbitas, de
las elipses. Su valor dependerá del
número de elipses existente y varía
desde -l hasta l, pasando por el valor 0.
Así, si el valor de l es 2, las órbitas podrán
tener 5 orientaciones en el espacio, con
los valores de m -2, -1, 0, 1 y 2. Si el
número cuántico azimutal es 1, existen
tres orientaciones posible (-1, 0 y 1),
mientras que si es 0, sólo hay una posible
orientación espacial, correspondiente al
valor de m 0
n l m orbital
1 0 0 (1,0,0)
2 0 0 (2,0,0)
1 -1 (2,1,-1)
0 (2,1,0)
1 (2,1,1)
3 0 0 (3,0,0)
1 -1 (3,1,-1)
0 (3,1,0)
1 (3,1,1)
2 -2 (3,2,-2)
-1 (3,2,-1)
0 (3,2,0)
1 (3,2,1)
2 (3,2,2)

El conjunto de estos tres números cuánticos determinan la forma y orientación de la órbita que describe el electrón y que
se denomina orbital.
Según el número cuántico azimutal (l), el orbital recibe un nombre distinto. cuando l = 0, se llama orbital s; si vale 1, se
denomina orbital p, cuando 2 d, si su valor es 3, se denomina orbital f, si 4 g, y así sucesivamente. Pero no todas las capa
tienen el mismo número de orbitales, el número de orbitales depende de la capa y, por tanto, del número cuántico n.
Así, en la capa K, como n = 1, l sólo puede tomar el valor 0 (desde 0 hasta n-1, que es 0) y m también valdrá 0 (su valor
varía desde -l hasta l, que en este caso valen ambos 0), así que sólo hay un orbital s, de valores de números cuánticos
(1,0,0).
En la capa M, en la que n toma el valor 3. El valor de l puede ser 0, 1 y 2. En el primer caso (l = 0), m tomará el valor 0,
habrá un orbital s; en el segundo caso (l = 1), m podrá tomar los valores -1, 0 y 1 y existirán 3 orbitales p; en el caso final (l
= 2) m tomará los valores -2, -1, 0, 1 y 2, por lo que hay 5 orbitales d. En general, habrá en cada capa n 2 orbitales, el
primero s, 3 serán p, 5 d, 7 f, etc.
NÚMEROS CUÁNTICOS

NÚMERO CUÁNTICO SPIN (s)
Cada electrón, en un orbital, gira sobre
si mismo. Este giro puede ser en el
mismo sentido que el de su movimiento
orbital o en sentido contrario. Este
hecho se determina mediante un nuevo
número cuántico, el número cuántico se
spin s, que puede tomar dos valores, 1/2
y -1/2.

NÚMEROS CUÁNTICOS
Denominación Número Cuántico Qué indica?
n = principal (nivel) 1, 2, 3, 4, 5, 6, 7 Energía de los orbitales
l = secundario (subnivel) 0. 1. 2. 3 Forma del orbital
m = magnético -3, -2, -1, 0, +1, +2, +3 Determina el número de
saturación
s = spin - ½, , + ½, Sentido de giro

ORBITAL: ZONA DEL ESPACIO EN TORNO AL NÚCLEO DONDE LA POSIBILIDAD DE ENCONTRAR AL ELECTRÓN
ES MÁXIMA
Los electrones se sitúan en orbitales, los cuales tienen capacidad para situar dos de ellos:
• 1ª capa: 1 orbital “s” (2 e–)
• 2ª capa: 1 orbital “s” (2 e–) + 3 orbitales “p” (6 e–)
• 3ª capa: 1 orbital “s” (2 e–) + 3 orbitales “p” (6 e–) + 5 orbital “d” (10 e–)
• 4ª capa: 1 orbital “s” (2 e–) + 3 orbitales “p” (6 e–) + 5 orbital “d” (10 e–) + 7 orbitales “f” (14 e–)
• Y así sucesivamente…
• Primero se indica el nivel que es el número cuántico principal n
• Los valores del número cuántico l (subnivel) indican la letra del orbital que corresponde:
l=0 es s l=1 es p l=2 es d l=3 es f
• Los valores de m indican los diferentes orbitales que caben en cada subnivel.
• En cada orbital solo caben dos electrones uno girando de un lado y otro del otro +1/2 y – 1/2 número de spin
s2
p6
d10
f14

ORBITALES ATÓMICOS
• Recibe el nombre de orbital el estado de energía correspondiente a una función de onda determinada por los números cuánticos n, l
y m. En cada orbital el electrón se puede encontrar en dos formas distintas según sea el valor del numero cuántico de spin.
• Los orbitales se nombran con un numero que coincide con el valor del numero cuántico n, y una letra que depende del valor del
numero cuántico l:
orbitales s orbitales p orbitales d orbitales f
l=0 l=1 l=2 l=3
ml=0 ml=-1, 0, +1
ml=-2, -1, 0,
+1, +2
ml=-3, -2, -1,
0, +1, +2, +3
un orbital s
en una
subcapa s
tres orbitales
p
en una
subcapa p
cinco
orbitales d
en una
subcapa d
siete orbitales
f
en una
subcapa f
Orbital s cuando l = 0
Orbital p cuando l = 1
Orbital d cuando l = 2
Orbital f cuando l = 3

FORMA Y TAMAÑOS DE LOS ORBITALES
Los orbitales s (l=0) tienen forma esférica. La extensión de este orbital depende del valor
del número cuántico principal, asi un orbital 3s tiene la misma forma pero es mayor que un
orbital 2s.

Los orbitales p (l=1) están formados por dos lóbulos idénticos que se proyectan a lo largo de un
eje. La zona de unión de ambos lóbulos coincide con el núcleo atómico. Hay tres orbitales p
(m=-1, m=0 y m=+1) de idéntica forma, que difieren sólo en su orientación a lo largo de los ejes
x, y o z.

Los orbitales d (l=2) también están formados por lóbulos. Hay cinco tipos de orbitales d
(que corresponden a m=-2, -1, 0, 1, 2)

Los orbitales f (l=3) también tienen un aspecto multilobular. Existen siete
tipos de orbitales f (que corresponden a m=-3, -2, -1, 0, +1, +2, +3).

NOMBRE DE LOS ORBITALES ATÓMICOS
NÚMEROS CUANTICOS ORBITALES
n l m Tipo Nombres
1 0 0 s 1s
2 0 0 s 2s
1 -1, 0, +1 p 2py, 2pz, 2px
3 0 0 s 3s
1 -1, 0 ,+2 p 3py, 3pz, 3px
2 -2, -1, 0, +1, +2 d 3dxy, 3dyz, 3dz², 3dxz, 3dx²y²

Cada órbita tiene un número
específico de electrones
(2n2), n = número de nivel
energético
Un electrón gana o pierde energía
cuando salta de un orbital a otro

CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA
La configuración electrónica de un átomo es la manera en que están distribuidos los electrones
entre los distintos orbitales atómicos.
El conocimiento de las configuraciones electrónicas es fundamental para entender y predecir las
propiedades de los elementos.
En el estado fundamental de un átomo, los electrones ocupan orbitales atómicos de tal modo que
la energía global del átomo sea mínima.

Se llama CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA de un átomo a la distribución de sus electrones en los diferentes
orbitales, teniendo en cuenta que se van llenando en orden creciente de energía y situando 2 electrones como
máximo en cada orbital.
1s
2s 2p
3s 3p 3d
4s 4d 4p 4f
5s 5p 5d 5f
6s 6p 6d
7s 7p
LA TABLA PERIÓDICA SE ORDENA SEGÚN EL NÚMERO ATÓMICO, como es el número de protones pero coincide con el de
electrones cuando el átomo es neutro, la tabla periódica queda ordenada según las configuraciones electrónicas de los diferentes
elementos.

COLOCACIÓN DE LOS ELECTRONES EN UN DIAGRAMA DE
ENERGÍA
Se siguen los siguientes principios:
• Principio de mínima energía (aufbau)
• Principio de máxima multiplicidad (regla de Hund)
• Una vez colocados se cumple el principio de exclusión de Pauli.

PRINCIPIO DE AUFBAU O DE CONSTRUCCIÓN
• Se rellenan primero los niveles con menor energía.
• No se rellenan niveles superiores hasta que no estén completos los niveles inferiores.
PRINCIPIO DE MÁXIMA MULTIPLICIDAD (REGLA DE HUND)
• Cuando un nivel electrónico tenga varios orbitales con la misma energía, los electrones se van
colocando lo más desapareados posible en ese nivel electrónico.
• No se coloca un segundo electrón en uno de dichos orbitales hasta que todos los orbitales de dicho
nivel de igual energía están semiocupados (desapareados).
Si hay más de un orbital en un mismo subnivel, los electrones estarán lo más desapareados
posibles, ocupando el mayor número de ellos.

PRINCIPIO DE EXCLUSIÓN DE PAULI
• Establece que no es posible que dos electrones de un átomo tengan los
mismos cuatro números cuánticos iguales. Esto implica que en un
mismo orbital atómico sólo pueden coexistir dos electrones con espines
opuestos.
• De acuerdo con este principio, el numero máximo de electrones
presentes en un orbital s es 2, 6 en un orbital p (2 en el px, 2 en el py, 2
en el pz), 10 en un orbital d (2 en cada uno de los orbitales dxy, dxz, dyz,
dy², dx²-y², dz²) y 14 en un orbital f.
• En un orbital no puede haber mas de dos electrones y estos deben
tener spines opuestos o antiparalelos (+ ½, - ½) ya que los dos
electrones ocupan el orbital tienen iguales los números cuanticos n, l y
m.

LLENADO DE ORBITALES
Aunque en un átomo existen infinitos orbitales (el
valor de n no está limitado), no se llenan todos con
electrones, estos sólo ocupan los orbitales (dos
electrones por orbital) con menor energía, energía
que puede conocerse, aproximadamente, por la
regla de Auf-Bau, regla nemotécnica que permite
determinar el orden de llenado de los orbitales de
la mayoría de los átomos. Según esta regla,
siguiendo las diagonales de la tabla de la derecha,
de arriba abajo, se obtiene el orden de energía de
los orbitales y su orden, consecuentemente, su
orden de llenado.
s p d f
1 s
2 s p
3 s p d
4 s p d f
5 s p d f
6 s p d
7 s p

LLENADO DE ORBITALES
• Como en cada capa hay 1 orbital s, en la primera columna
se podrán colocar 2 electrones. Al existir 3 orbitales p, en
la segunda columna pueden colocarse hasta 6 electrones
(dos por orbital). Como hay 5 orbitales d, en la tercera
columna se colocan un máximo de 10 electrones y en la
última columna, al haber 7 orbitales f, caben 14
electrones
•El orden de llenado de orbitales que se obtiene a partir del
diagrama de Moeller es: 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d 5s 5p 5d 5f
6s 6p 6d 7s…..(dos electrones como máximo en cada subnivel,
con espines desapareados)

DIAGRAMA DE MOELLER
• El diagrama de Moeller es una regla
muy simple y útil para recordar el
orden de llenado de los diferentes
niveles y subniveles de energía del
átomo. Sólo hay que seguir el orden
marcado por las flechas:
• 1s < 2s < 2p < 3s < 3p < 4s < 3d < 4p <
5s < ..

EJEMPLOS DE CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA

1 s
2 s
3 s
2 p
3 p
4 f
Energía
4 s
4 p 3 d
5 s
5 p
4 d
6s
6 p
5 d
n = 1; l = 0; m = 0; s = – ½n = 1; l = 0; m = 0; s = + ½n = 2; l = 0; m = 0; s = – ½n = 2; l = 0; m = 0; s = + ½n = 2; l = 1; m = – 1; s = – ½n = 2; l = 1; m = 0; s = – ½n = 2; l = 1; m = + 1; s = – ½n = 2; l = 1; m = – 1; s = + ½n = 2; l = 1; m = 0; s = + ½n = 2; l = 1; m = + 1; s = + ½n = 3; l = 0; m = 0; s = – ½n = 3; l = 0; m = 0; s = + ½n = 3; l = 1; m = – 1; s = – ½n = 3; l = 1; m = 0; s = – ½n = 3; l = 1; m = + 1; s = – ½n = 3; l = 1; m = – 1; s = + ½n = 3; l = 1; m = 0; s = + ½n = 3; l = 1; m = + 1; s = + ½n = 4; l = 0; m = 0; s = – ½n = 4; l = 0; m = 0; s = + ½n = 3; l = 2; m = – 2; s = – ½n = 3; l = 2; m = – 1; s = – ½n = 3; l = 2; m = 0; s = – ½n = 3; l = 2; m = + 1; s = – ½n = 3; l = 2; m = + 2; s = – ½n = 3; l = 2; m = – 2; s = + ½n = 3; l = 2; m = – 1; s = + ½n = 3; l = 2; m = 0; s = + ½n = 3; l = 2; m = + 1; s = + ½n = 3; l = 2; m = + 2; s = + ½n = 4; l = 1; m = – 1; s = – ½n = 4; l = 1; m = 0; s = – ½n = 4; l = 1; m = + 1; s = – ½n = 4; l = 1; m = – 1; s = + ½n = 4; l = 1; m = 0; s = + ½n = 4; l = 1; m = + 1; s = + ½n = ; l = ; m = ; s =
ORDEN EN QUE SE
RELLENAN LOS ORBITALES

RELACIÓN ENTRE CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA Y LOS NÚMEROS
CUÁNTICOS EN RELACIÓN A LA TABLA PERIÓDICA
Los 7 valores de número
cuántico ¨n¨, representan los
7 períodos de la tabla
periódica.

PERÍODOS Y CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA
Configuración electrónica completa del
sodio es:
1s2 2s2 2p6 3s1
¿En qué período está? 3
¿Cuántos niveles de energía tiene?
3
Configuración electrónica del
manganeso:
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d5
Nivel de energía: 4
Periodo: 4

El número cuantico ¨l¨ en la tabla periódica
Los elementos en la
tabla periódica
están ordenados
en bloques s,p,d, y
f, de acuerdo a su
configuración
electrónica
terminal.

Tabla periódica
Periodos
Grupos o familias
Típicos
Mismo número de niveles de energía
Grupo A
Transición Transición
interna
Grupo B
Lantánidos Actínidos
K L M N O P Q
1 2 3 4 5 6 7
«Las propiedades, tanto físicas como químicas, de los elementos varían
periódicamente al aumentar su masa atómica»
Mendeliev 1869

1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18
H He
Li Be B C N O F Ne
Na Mg Al Si P S Cl Ar
K Ca Sc Ti V Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn Ga Ge As Se Br Kr
Rb Sr Y Zr Nb Mo Tc Ru Rh Pd Ag Cd In Sn Sb Te I Xe
Cs Ba * Lu Hf Ta W Re Os Ir Pt Au Hg Tl Pb Bi Po At Rn
Fr Ra ** Lr Rf Db Sg Bh Hs Mt
* La Ce Pr Nd Pm Sm Eu Gd Tb Dy Ho Er Tm Yb
** Ac Th Pa U Np Pu Am Cm Bk Cf Es Fm Md No
sólido líquido gas

DISTRIBUCIÓN DE LOS ELEMENTOS EN LA TABLA
PERIÓDICA
•Los elementos son sustancias puras formados por una sola clase de átomos
•Existen 92 elementos naturales, 13 artificiales o transuránidos y el Tecnecio (Tc)
que no existe en la naturaleza
•La mayoría son sólidos, dos líquidos el mercurio y bromo a temperatura ambiente
•11 existen en la naturaleza en forma gaseosa
•(6 gases nobles, N, O, H, F, Cl)

TABLA PERIÓDICA
PERIODOS: son filas horizontales colocados en orden
creciente de sus números atómicos, son 7 periodo:
• Primero: 2 elementos H y He (Muy corto)
• Segundo: 8 elementos Li – Ne (Corto)
• Tercero: 8 elementos Na – Ar (Corto)
• Cuarto: 18 elementos K - Kr (Largo)
• Quinto: 18 elementos Rb – Xe (Largo)
• Sexto: 32 elementos Cs – Rn (Muy largo)
• Séptimo: 20 elementos Fr – 106 (Incompleto
• Sexto: Lantánidos: 15 elementos La – Lu
• Séptimo: Actínidos 15 elementos Ac -Lr

• Existen 18 columnas que forman 9 grupos
• GRUPOS I a VII A y B: 14 columnas
• GRUPO VIII: 3 columnas
• GRUPO O: 1 columna
TABLA PERIÓDICA
GRUPOS: son las columnas verticales, escritas con
números romanos y seguidas de las letras A y B.
Cada columna reúne elementos que tienen
propiedades químicas idénticas y valencias
semejantes.
• A: elementos representativos o típicos, su
distribución electrónica termina en subniveles s y p
• B: elementos de transición incluido al grupo VIII su
distribución termina en d y f.

PROPIEDADES DE LOS ELEMENTOS
 METALES.- elementos capaces de ceder electrones de valencia (carga positiva). Al
perder electrones se vuelven positivos. No se combinan entre si, reaccionan con los
no metales y son buenos conductores de corriente eléctrica.
 NO METALES.- pueden ser gases, sólidos o líquidos de bajo punto de fusión, malos
conductores de corriente eléctrica y de calor, elementos capaces de aceptar
electrones de valencia (carga negativa). Se combinan unos con otros (CH4, CO2, SO2,
NH3).
 ELEMENTOS DE TRANSICIÓN O METALOIDES.- : Poseen propiedades intermedias es
decir conservan propiedades de los metales y de los no metales.
 GASES NOBLES: Gases inertes o tierras raras por su actividad química nula
presentan en su estructura 8 electrones en su último nivel de energía, lo que le
confiere una extraordinaria estabilidad química. Presentan inercia química absoluta
y no se combinan entre si.

METALES VS NO METALES
METALES NO METALES
Propiedades físicas Propiedades físicas
Poseen brillo y aspecto metálico Los sólidos pueden se opacos y traslúcidos
Son maleables, ductives y tenaces Los sólidos son quebradizos y no pueden
hacerse láminas
La gran mayoría son sustancias sólidas Hay sólidos, líquidos y gases.
Buenos conductores del calor y la
electricidad
Malos conductores del calor y la electricidad

CLASIFICACIÓN POR FAMILIAS
Las familias son agrupaciones de elementos que tienen propiedades similares

Los METALES ALCALINOS están situados en el grupo 1 (IA) y no se encuentran libres en la naturaleza debido a su gran actividad
química. Todos tienen un solo electrón en su última capa que ceden con gran facilidad para formar enlaces iónicos con otros
elementos. El Cs y Fr son los más reactivos del grupo. ns1
Como la mayoría de los metales son dúctiles, maleables y buenos conductores del calor y la electricidad. Reaccionan violentamente
con el agua, ardiendo en ella, por lo que se deben manejar con cuidado.
Valencia 1 estado de oxidación +1

Loa metales ALCALINOS TÉRREOS se encuentran situados en el segundo grupo del sistema periódico. Todos ellos tienen dos
electrones en su última capa lo que les confieren una gran reactividad. ns2
No se encuentran libres en la naturaleza sino formando compuestos de tipo iónico, a excepción de los del berilio que
presentan un importante porcentaje covalente. Sus sales son mayormente insolubles en agua.
Valencia 2 estado de oxidación +2

Los METALES DE TRANSICIÓN,
situados entre los grupos 3 y 12 (IIIB-
IIB) se caracterizan porque sus
electrones de valencia proceden de
más de una capa y presentan las
propiedades de los metales: buena
conducción del calor y la electricidad,
dúctiles, maleabilidad y brillo
metálico. Importantes Fe, Co, Ni,
únicos elementos de producir un
campo magnético.
Grupo Configuración electrónica
IB …….ns1(n-1)d10
IIB …….ns2(n-1)d10
IIIB …….ns2(n-1)d1
IVB …….ns2(n-1)d2
VB …….ns2(n-1)d3
VIB …….ns2(n-1)d5
VIIB …….ns2(n-1)d5
VIIIB …….ns2(n-1)d6
…….ns2(n-1)d7
…….ns2(n-1)d8

Los OTROS METALES se encuentran repartidos entre los grupos 13, 14 y 15 (IIIA, IVA, VA). Su carácter metálico es menos
acentuado que los metales de transición, no suelen presentar estados de oxidación variables y sus electrones de valencia solo
se encuentran en su capa externa.
Térreos ns2np1
Carbonados ns2np2
Nitrogenados ns2np3
Metales del bloque P
Al +3 Valencia 3
Ga +3
In +3
Sn +2 +4
Tl +1 +3
Pb +2 +4
Bi +3 +5

Son los elementos que separan a los metales de transición de los no metales y son llamados METALOIDES por
tener propiedades intermedias entre metales y no metales.
El Si y Ge, son semiconductores y por ello se usan en la industria de los ordenadores.
Térreos ns2np1
Carbonados ns2np2
Nitrogenados ns2np3
Calcógenos ns2np4

Los NO METALES se caracterizan por ser malos conductores del calor y la electricidad y no pueden ser estirados en láminas. A
temperatura ambiente algunos son gases (como el oxígeno) y otros sólidos (como el carbono). Los sólidos no tienen brillo
metálico.
Sus principales números de oxidación so -2, -3, -4, y +4.
El carbono da lugar a un gran número de compuestos cuyo estudio recibe el nombre de Química Orgánica.
Carbonados ns2np2
Nitrogenados ns2np3
Calcógenos ns2np4

Los HALÓGENOS se encuentran situados en el grupo 17 (VIIA) constituidos por elementos no metálicos. Son elementos
bastantes reactivos por su estructura electrónica final (ns2p5) tienden a estabilizarse completando el octeto final para lo cual
capturan un electrón o lo comparten dando lugar a compuestos iónicos o covalentes respectivamente.
Son formadores de sales tienen como principal estado de oxidación -1 y se presentan en los tres estados a temperatura
ambiente:
Sólido: I y At Líquido: Br Gaseoso: F y Cl
Halógenos ns2np5

Los GASES NOBLES están situados en el grupo 18 (VIIIA) de la tabla periódica.
Todos ellos tienen 8 electrones en su última capa (excepto el He que completa su única capa con 2 electrones) y
debido a ellos son prácticamente inertes.
Gases nobles ns2np6

Los LANTÁNIDOS, también llamados tierras raras están situados en el 6to período y
grupo 3. La mayor parte de estos elementos han sido creados artificialmente, no
existen en la naturaleza.

Los ACTÍNIDOS, conocidos como segundas tierra raras, situados en el grupo 3 del sistema periódico y
en el 7mo. período,. La mayoría creados artificialmente, es decir no existen en la naturaleza.

PROPIEDADES PERIÓDICAS
Carácter metálico: cuando el
metal cede fácilmente sus
electrones y no tiene tendencia a
ganarlos.
Carácter no metálico: cuando un
no metal difícilmente cede
electrones pero tiene tendencia a
ganarlos.
Los elementos químicos tienen mayor carácter
metálico cuanto más abajo y a la izquierda de
la tabla periódica se encuentren

PROPIEDADES PERIODICAS
• Cada uno de estos elementos tiene un electrón en la última capa, el cual es
energéticamente fácil de quitar (a partir de ahí, es posible diferenciar entre
energía de ionización 1, 2 y 3), por ello los elementos de este grupo forman
cationes (iones positivos).
Energía de ionización: Energía requerida para mover un electrón
de un átomo neutro. Aumenta con el grupo y disminuye con el
período
• Las energías de ionización de los gases nobles (grupo 8A) son mayores
que todas las demás, debido a que la mayoría de los gases nobles son
químicamente inertes en virtud de sus elevadas energías de ionización.
Los elementos del grupo 1A (los metales alcalinos) tienen las menores
energías de ionización.

Afinidad electrónica: Energía liberada cuando un
átomo neutro captura un electrón para formar un
ion negativo. Aumenta de izquierda a derecha y de
abajo hacia arriba
Entre más negativa sea la afinidad electrónica, mayor será la
tendencia del átomo a aceptar (ganar) un electrón. Los elementos
que presentan energías más negativas son los halógenos (7A),
debido a que la electronegatividad o capacidad de estos
elementos es muy alta.

Electronegatividad: Tendencia que presenta un
átomo a atraer electrones de otro cuando
forma parte de un compuesto.
Marca la capacidad de un átomo a atraer
electrones
• Si un átomo atrae fuertemente electrones, se dice
que es altamente electronegativo, por el contrario,
si no atrae fuertemente electrones el átomo es
poco electronegativo.

Radio atómico
Es la mitad de la distancia entre dos núcleos de
dos átomos adyacentes.
atracción del núcleo sobre los electrones, es la
distancia que existe entre el núcleo y la capa de
valencia más externa por medio de este se puede
determinar el tamaño del átomo disminuye hacia
la derecha y aumenta hacia abajo
RADIO ATÓMICO
Se define como la distancia más corta entre dos átomos contiguos de una sustancia
elemental

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