Quimica bàsica

1. República Bolivariana de Venezuela
Ministerio del Poder Popular para la Educación
Colegio “San José”
Guatire. Estado Miranda
1
Profesor: Franklin Burguillos

2. CORREO DE ENLACE:
sanjosetercero@gmail.com
Clave: colegiosanjose

5. Están formados por átomos y moléculas. Las moléculas son
átomos unidos entre sí mediante enlaces químicos. A su vez,
los átomos están constituidos por partículas consideradas
indivisibles: protones, neutrones y electrones.
En los compuestos químicos se unen átomos de más de un
elemento, para formar moléculas o bien para formar
estructuras infinitas, como es el caso de los polímeros.

6. ¿CÓMO SE REPRESENTAN LOS ÁTOMOS?
Mediante símbolos químicos, por
ejemplo:Átomo Símbolo
Hierro Fe
Cobre Cu
Oxígeno O
Carbono C
Aluminio Al
Boro B
Nitrógeno N
Flúor F
Calcio Ca
Hidrógeno H
Cuando se combinan átomos se forman
moléculas, por ejemplo:
O2 molécula de oxígeno
O3 molécula de ozono
H2 molécula de hidrógeno
H2O molécula de agua

7. COMPUESTOS QUÍMICOS
La molécula posee 2 o más átomos distintos
unidos
H2O representa un compuesto químico por poseer 2 átomos de H y 1 átomo de O.
H2 no representa a un compuesto químico por poseer átomos de hidrógeno únicamente.
CO2 representa a un compuesto químico: 1 átomo de C y 2 átomos de O.
H2CO3 representa un compuesto químico: 2 átomos de H, 1 átomo de C y 3 átomos de O.
N2 no representa a un compuesto por poseer átomos de N exclusivamente.
Obs: toda molécula que posee átomos identicos representa a un elemento químico. Si por lo
menos 2 átomos son diferentes, entonces es compuesto.

8. ATOMICIDAD DE UNA MOLÉCULA
Consiste en indicar la cantidad de cada clase de átomos que
posee
Por ejemplo, la atomicidad de:
C6H12O6
6 átomos de C.
12 átomos de H.
6 átomos de O.

9. EJERCICIO: DETERMINA LA ATOMICIDAD DE LAS
SIGUIENTES MOLÉCULAS.
1) CO
2) H2CO2
3) Al2O3

10. ¿QUÉ SON LOS ÁTOMOS?
Están constituidos por un núcleo central y electrones, de carga negativa, que
giran alrededor de él. A su vez el núcleo está formado por protones, de carga
positiva, y neutrones, que no poseen carga. El átomo es neutro, por lo tanto el
número de protones es igual al número de electrones.

11. MODELO ACTUAL DEL ÁTOMO

13. En química, se
define al Ion al
átomo cargado
eléctricamente. Esto
se debe a que ha
ganado o perdido
electrones de su
dotación,
originalmente neutra,
fenómeno que se
conoce como
ionización.
Átomo neutro Ión positivo
Los iones: Cationes y
aniones Catión

14. Un átomo que pierde un
electrón forma un ión de
carga positiva, llamado
catión; un átomo que
gana un electrón forma un
ión de carga negativa,
llamado anión.
Los iones
anión
catión

15. Los elementos químicos son sustancias formadas por átomos iguales
Tabla periódica de los elementos

16. ELEMENTO QUÍMICO
El término elemento químico hace referencia a
una clase de átomos, todos ellos con el mismo
número de protones en su núcleo. Aunque, por
tradición, se puede definir elemento químico
como aquella sustancia que no puede ser
descompuesta, mediante una reacción química,
en otras más simples.

17. NOMBRES DE LOS ELEMENTOS QUÍMICOS
Los nombres de los elementos proceden de sus
nombres en griego, latín, inglés o llevan el nombre de
su descubridor o ciudad en que se descubrieron
Hidrógeno (H): del griego
‘engendrador de agua’.
Helio (He): de la atmósfera del
Sol (el dios griego Helios). Se
descubrió por primera vez en
el espectro de la corona solar
durante un eclipse en 1868,
aunque la mayoría de los
científicos no lo aceptaron
hasta que se aisló en la Tierra.
Litio (Li): del griego lithos,
‘roca’.
Escandio (Sc) de Scandia
(Escandinavia).
Germanio (Ge): de Germania
(nombre romano de Alemania).
Nobelio (No): en honor de Alfred
Nobel.
Bohrio (Bh): en honor a Niels
Bohr.
Curio (Cm): en honor de Pierre y
Marie Curie.

18. PROPIEDADES DE LOS ELEMENTOS
PROPIEDADES DE LOS ELEMENTOS METÁLICOS
•Presentan aspecto y brillo metálicos.
•Son sólidos a excepción del mercurio (Hg), galio (Ga), cesio (Cs) y francio
(Fr), que son líquidos.
•Son buenos conductores del calor y la electricidad.
•Son dúctiles y maleables (hilarse y laminarse).
•Suelen tener puntos de fusión y ebullición altos.
•Pierden electrones formando cationes.
PROPIEDADES DE LOS ELEMENTOS NO METÁLICOS
•Se presentan en los tres estados físico de agregación.
•No posee aspecto ni brillo metálico.
•Son malos conductores de calor y la electricidad.
•No son dúctiles, ni maleables.
•Ganan electrones formando aniones.

19. REPRESENTACIÓN DEL NÚCLIDO DE UN ÁTOMO
X
A
z
q X es el símbolo del elemento (se encuentra
en la tabla periódica de elementos)
A es el número másico (suma de protones y
neutrones del átomo)
Z es el número atómico que es igual al
número de protones.
q es la carga eléctrica del átomo (positiva =
pérdida de electrones. Negativa=ganancia de
electrones)

20. EJEMPLO DEL NÚCLIDO DEL ÁTOMO DE LOS
IONES DEL CARBONO Y DEL CLORO
C13
6
4+
Número másico(A) = 13
Número atómico(Z) = 6
Carga (q) = +4 (perdió 4 electrones)
Neutrones(n) = A – Z = 13-6 = 7 neutrones
Electrones (e-) = Z – q = 6 – 4 = 2 e-
Cl
35
17
-1
Número másico(A) = 35
Número atómico(Z) = 17
Carga (q) = -1 (ganó 1 electrón)
Neutrones(n) = A – Z = 35-17 = 18 neutrones
Electrones (e-) = Z + q = 17 + 1 = 18 e-

21. REPRESENTACIÓN DEL NÚCLIDO DEL
NITRÓGENO Y ALUMINIO
N
14
7
Número másico(A) = 14
Número atómico(Z) = 7
Carga (q) = 0 (no ha ganado ni perdido
electrones)
Neutrones(n) = A – Z = 14-7 = 7 neutrones
Electrones (e-) = Z = 7 (porque el átomo es
neutro)
A
l
27
13
Número másico(A) = 27
Número atómico(Z) = 13
Carga (q) = 0 (no ha ganado ni perdido
electrones)
Neutrones(n) = A – Z = 27-13 = 14 neutrones
Electrones (e-) = Z = 13 (porque el átomo es

22. NIVELES ENERGÉTICOS DE UN ÁTOMO
K
L
M N O P Q
Núcleo:
Contiene los
protones y
neutrones
Niveles de energía o
capas:
K, L, M, N, O, P, Q
Para determinar el
número de electrones
por nivel se aplica 2n
2
n=1
n=2
n=3
n=4
n=5
n=6n=7

23. NÚMERO DE ELECTRONES MÁXIMO DE LOS 4
PRIMEROS NIVELES O CAPAS DEL ÁTOMO
Nivel de
energía
Capa Número de electrones máximo = 2n
1 K 2(1) =2
2 L 2(2) =8
3 M 2(3) =18
4 N 2(4) =32
2
2
2
2
2

24. ESTADO O NÚMERO DE OXIDACIÓN DE UN
ÁTOMO.
Son los electrones ganados, perdidos o compartidos por un átomo cuando
forma una molécula de un compuesto químico.
Ejemplo: el átomo de hidrógeno puede ganar o perder un electrón:
P
e
Átomo de
hidrógeno neutro=
posee 1
protón(p+) y un
electrón(e-)
Al perder el electrón
P
Átomo de
hidrógeno
positivo= posee 1
protón(p+)
únicamente
H1
1
H1
1 +
Llamado
comúnmente
protón
- 1 e-
Estado de
oxidación +1

25. P
e
Átomo de
hidrógeno neutro=
posee 1 protón(p+)
y un electrón(e-)
Al ganar un electrón
P
Átomo de
hidrógeno
negativo= posee 1
protón(p+) y 2
electrones(e-)
H1
1
H1
1 -
e
e
Llamado
comúnmente
hidruro
ESTADO O NÚMERO DE OXIDACIÓN DE UN
ÁTOMO.
+1 e-
Estado de
oxidación -
1

26. EL OXÍGENO GENERALMENTE GANA 2
ELECTRONES AL FORMAR MOLÉCULAS: ¿CÓMO
PODEMOS REPRESENTAR EL PROCESO?
O8
16
+ 2 e- O8
16 -2
Núclido del átomo de
oxigeno en estado
neutro(fundamental)
Núclido del átomo de
oxigeno en estado
iónico, con carga -2.
Estado de
oxidación -2

27. EJERCICIOS PARA RESOLVER EN CLASE
Demuestra según como se explicó en la lámina anterior los estados
de oxidación de los siguientes átomos:
13Al (tiende a perder 3 e-
)
20Ca (tiende a perder 2 e-
)
9F (tiende a ganar 1 e-
)
16S (tiende a ganar 2 e-
)

28. ¿POR QUÉ LOS ÁTOMOS PIERDEN O GANAN
ELECTRONES AL FORMAR MOLÉCULAS?
Porque los átomos prefieren adquirir la configuración electrónica de
los gases nobles, ya que son muy estables e inertes, ellos son:
Helio 2He
Neón 10Ne
Argón 18Ar
Kriptón 36Kr
Xenón 54Xe
Radón 86Rn
Ejemplo 1: El átomo de sodio 11Na como posee 11 e-
prefiere perder 1 e-
para
tener 10 e-
y así adquirir la configuración del neón 10Ne
Ejemplo 2: El átomo de nitrógeno 7N como posee 7 e-
prefiere ganar 3 e-
para
adquirir la configuración del neón 10Ne
Ejemplos de aplicación

29. PREDICE LOS ELECTRONES QUE PUEDEN GANAR
O PERDER LOS ÁTOMOS SIGUIENTES AL
FORMAR MOLÉCULAS.
12Mg 15P
3Li 34Se
6C 53I
35Br 52Te
38Sr 24Cr

30. RECUERDA LO SIGUIENTE:
1) Número atómico (Z) = número de protones (p+
)
2) Número de electrones (e-
) = Número de protones (p+
) si el átomo es neutro.
3) Número másico (A) = número de protones (p+
) + número de neutrones (n)
4) Carga eléctrica (q) = número de electrones (e-
) - número de protones (p+
)
Nunca se modifican protones (p+
) y neutrones (n) de un átomo, sólo los electrones.
A continuación deberás aplicar estas relaciones…

31. N° de electrones de un ión = Z -

32. ¿DÓNDE ESTÁN UBICADOS LOS ELECTRONES DE
UN ÁTOMO CUALQUIERA?
Según la teoría atómica actual “mecánico-cuántica” los
electrones se encuentran dentro del átomo en regiones
probabilísticas llamadas orbitales atómicos.

33. NÚMEROS CUÁNTICOS
definen la posición y las propiedades de cierto electrón dentro del átomo.
•número cuántico principal – n
[desde 1, hasta ∞], en realidad [desde 1, hasta 7]
define el nivel de energía
tambien las capas se pueden definir según letras: K, L, M, N (1,2,3,4)
cuánto mayor sea n, mayor es el radio del átomo y la energía de la capa
•número cuántico secundario/orbital – L
[desde 0, hasta n-1]
está relacionado con la forma del orbital
0:s (esférico)=2e, 1:p (forma de 8)= 6e, 2:d (forma de dos 8) =10e, 3:f (forma
indefinida)=14e
•número cuántico magnético – m
[desde -L, hasta +L]
define la orientacion del orbital en el espacio
orbital s: 0 (solo una posibilidad), orbital p:-1,0,1 (ejes x,y,z), ..
•número cuántico de espín – s
{1/2, -1/2}
cada electrón está girando alrededor de su eje – este número define el sentido del
giro

36. EXISTE….
1) Un orbital S
2) Tres orbitales P
3) Cinco orbitales d
4) Siete orbitales f
ML=0
ML= -2
ML=-0 ML= +1
ML= -2 ML= -1 ML= 0 ML= +1 ML= +2
ML= -3
ML=-1
ML= -1 ML= 0 ML= +1ML= +2 ML= +3
En cada orbital caben 2 electrones como máximo, uno con espín +1/2 y otro
con espín – 1/2

39. La energía relativa de
un subnivel (Er = n+L)
Por ejemplo, la Er de los
subniveles:
Er = n + L
1s = 1 + 0 = 1
2s = 2 + 0 = 2
2p = 2 + 1 = 3
3s = 3 + 0 = 3
3p = 3 + 1 = 4
4s = 4 + 0 = 4
Orbitales
de igual
energía,
se coloca
primero
el de
menor n
n

40. CALCULA LA ENERGÍA RELATIVA (ER) DE LOS
SUBNIVELES SIGUIENTES:
Subnivel Er = n+L Subnivel Er=n+L
4s 7f
6d 5s
7p 6f
40

41. ¿QUÉ SON LAS MOLÉCULAS?

42. SISTEMAS MATERIALES

43. SISTEMAS MATERIALES

44. CLASIFICACIÓN DE LAS SUSTANCIAS PURAS

45. EN CUANTO A UNA SOLUCIÓN

46. PROPIEDADES EXTENSIVAS E INTENSIVAS