resumen de química acerca de conocimientos básicos, uniones qiímicas polares, apolares, iónicas, covalentes y fuerzas intermoleculades Vnader Wall, puente de hidrógeno y London

1. Química
Ciencia natural que estudia la materia y sus transformaciones.
CONCEPTOS FUNDAMENTALES:
 Materia: Todo lo que ocupa un lugar en el espacio y es perceptible por medio de los
sentidos.
 Transformaciones: Cambios que le suceden a la materia.
 Cuerpo: Todo lo que tiene forma.
 Sustancia: De que esta hecho ese cuerpo.
 Átomo: Mínima porción de materia.
 Molécula: Unión de dos o más átomos.
DIFERENCIA ENTRE QUÍMICA ORGÁNICA E INORGÁNICA:
La química orgánica nace a raíz de la creación de la Urea; esto quiere decir que se puede
obtener un elemento natural mediante la combinación de elementos artificiales
 Química orgánica: Estudia los elementos que se encuentran en los seres vivos y el átomo
de carbono en combinación con átomos de oxígeno, hidrógeno y nitrógeno.
 Química inorgánica: Estudia los elementos por separado que no tienen vida de la tabla.
(metales, no metales, gases)
TABLA PERIÓDICA:
En un comienzo, solamente estaba dividida en metales y no metales, los cuales se
diferenciaban y caracterizaban de la siguiente manera:
METALES NO METALES
Poseen brillo No poseen brillo
Son sólidos Son sólidos, líquidos y gases
Conducen corriente eléctrica y calor No conducen electricidad ni calor
Maleables No son maleables
Con la aparición de elementos que no tienen estas características (Mercurio) se crea
una nueva tabla a cargo de Mendeleyev y Meyer, quienes dividieron la tabla en Metales, No
metales, Artificiales (Hechos en laboratorios, sintéticos) y gases.
Es importante mencionar a Marie Curie, quien descubrió el radio y el polonio. Con
este descubrimiento y el de otros científicos se descubren otros elementos artificiales, dando
como resultado grandes avances tanto en la tecnología como en la ciencia.

2. PARTES Y PARTÍCULAS DE UN ÁTOMO:
Las partes del átomo son:
 Núcleo
 Niveles de energía
Las partículas que componen a los átomos son:
 Protones: Carga positiva (se encuentran en el núcleo)
 Electrones: Carga negativa (se encuentran en las órbitas)
 Neutrones: Carga nula (se encuentran en el núcleo)
Aclaraciones:
 Los electrones del último nivel son los que llevan a cabo las reacciones químicas.
 Cada átomo tiene una cantidad de electrones diferentes.
 La tabla se encuentra organizada en base a la cantidad de electrones de cada elemento.
 Un átomo es neutro cuando tiene la misma cantidad de electrones que de protones. Estos
átomos no tienen carga eléctrica, pero si peso (peso atómico)
NÚMERO ATÓMICO – PESO ATÓMICO (Z) Y NÚMERO MÁSICO (A)
 Número atómico: Cantidad de cargas eléctricas que tiene el átomo (misma cantidad de
protones y electrones)
 Número másico: Suma de protones y neutrones.
Ejemplo:
Elemento Símbolo N atómico N másico Protones Electrones Neutrones
Sodio Na 11 23 11 11 12
Aluminio Al 13 27 13 13 14
Cloro Cl 17 35 17 17 18
CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA:
Se define como la distribución de los electrones en los niveles de energía.
K L M N O P Q
s: 2 e-
p: 6 e-
d: 10 e-
f: 14 e-
Subniveles dentro de
los niveles K a Q
Nivel K: Solo subnivel s
Nivel L: Subnivel s y p (Máximo 8 e-)
Nivel M: Subnivel s, p y d (máximo de 18 e-)
Nivel N: Subnivel s, p, d y f (máximo de 32e-)
Ejemplo de configuración:
𝑁𝑎: 1𝑠2
, 2𝑠2
2𝑝6
, 3𝑠1
Se quiere parecer al Neón
y este a su vez al Helio

3. GRUPOS Y PERIODOS:
 Grupos: Se leen de arriba a abajo y están acomodados en base al subnivel que
completan.
 Periodos: Se leen de izquierda a derecha y están acomodados en base al nivel que
completan.
UNIONES QUÍMICAS IÓNICAS Y COVALENTES:
Las diferentes sustancias químicas se forman a raíz de las uniones químicas, las
cuales tienen su origen en la “Teoría del octeto”.
Los gases son estables (no presentan actividad química) ya que tienen su órbita
externa completa con 8e-.
Por otra parte, los metales y no metales tienen menos de 8e- en su última órbita, por
eso se unen entre su para adquirir la estructura del gas más cercano y así estabilizarse. De
esta manera ceden, ganan o comparten electrones.
De acá surge la diferencia entre un átomo estables y un átomo neutro. El primero es
cuando tiene 8e- en su última órbita; y el segundo se da cuando tiene la misma cantidad de
cargas positivas y negativas.
IÓNICAS COVALENTES
Se dan entre un metal y un no metal. Se dan entre dos no metales.
Trasfieren electrones. Comparten electrones.
Forman:
 Cationes (+)
 Aniones (-)
Forman:
 Covalentes simples.
 Covalentes dobles.
 Covalentes triples.
 Polar.
 Apolar.
El símbolo de Lewis es la representación de los átomos con su símbolo rodeado de
tantos puntos con los electrones en su último nivel tenga.
s p
d
f

4. Ejemplo de unión iónica:
𝑁𝑎: 1𝑠2
2𝑠2
2𝑝6
3𝑠1
𝐶𝑙: 1𝑠2
2𝑠2
2𝑝6
3𝑠2
3𝑝5
Ejemplo de unión covalente:
𝐶𝑙2
Una unión COVALENTE es polar cuando se da entre dos no metales diferentes.
En caso de que la unión covalente se dé entre dos no metales iguales, la unión es
APOLAR.
CASOS ESPECIALES:
El helio y el hidrógeno no se estabilizan con 8e-, sino que el Helio se estabiliza con 3e- y el
hidrógeno con 2e-
FUERZAS INTERMOLECULARES:
Estas fuerzas son las encargadas de mantener las moléculas unidas y a su vez
determinan las propiedades físicas como el punto de ebullición y el punto de fusión.
Se dan en los enlaces químicos covalentes y pueden ser:
PUENTE DE
HIDRÓGENO
VANDER WALL LONDON
Se da en moléculas con
Hidrógeno y elementos
muy electromagnéticos
(Nitrógeno, oxígeno y
flúor)
Se da en moléculas polares
( 2 no metales diferentes)
Se da en moléculas apolares
(2 no metales iguales)
El Na le cede el electrón del último nivel al cloro,
estabilizándose (queda con 8e-); y el Cl a su vez
también se estabiliza ya que completa su último
subnivel, llegando a los 8e- en su último nivel.
Cl Cl Comparten 1 par de electrones (Ambos se estabilizan)
UNIÓN COVALENTE SIMPLE APOLAR.

5. Ejemplo completo:
1) H F
Unión covalente simple polar. Fuerza puente de hidrógeno.
2) H Cl
Unión covalente simple polar. Fuerza Vander Wall.
3) 𝐶𝑙2
Union covalente simple apolar. Fuerza Landon.
4) Cl Na
Unión Iónica Cl (Anión) – Na (Catión)
H F
H Cl
Cl Cl
Cl Na
Cl