El documento describe los aspectos analíticos de las sustancias. Esto incluye el análisis cualitativo para determinar los componentes de una sustancia y el análisis cuantitativo para determinar la cantidad de cada componente. También explica los modelos atómicos, incluyendo los modelos de Thomson, Rutherford, Bohr y el modelo cuántico actual, así como conceptos como los números cuánticos, la configuración electrónica y la tabla periódica.

1. ASPECTOS ANALÍTICOS DE SUSTANCIAS
Abarca el análisis cualitativo de las sustancias (determinación de los componentes de
una sustancia y de las características que permiten diferenciarla de otras) y el análisis
cuantitativo de las sustancias (determinación de la cantidad en la que se encuentran los
componentes que conforman una sustancia).
Propósitos Generales:
Establecer cuáles son los componentes y las características que permiten
diferenciar las sustancias.
Valorar situaciones en la que debe determinar la cantidad de cada uno de los
compuestos.
Propósitos específicos:
Estudiar los componentes y características que permiten diferenciar las sustancias
Determinar la cantidad de sustancias en cada uno de los compuestos.
Temas a ver:
Materia
Propiedades de la materia
Teorías y modelos atómicos
Tabla periódica
Materia
Propiedade
s
Generales
o
extensivas
Dependen de la cantidad:
m, V, Q
Específicas o
intensivas
No depende de la
cantidad: T, D,
Densidad: Es la relación entre la masa y el volumen de una cantidad de materia, es
característica de cada sustancia.
Modelos atómicos
La teoría atómica se basa en la suposición acerca de la discontinuidad de la materia. La
materia no es compacta sino que está formada por un número muy grande de pequeñas
partículas, en permanente movimiento, los átomos.

2. La más antigua teoría atómica expuesta por Leucipo y Demócrito, en la segunda mitad del
siglo V a.C consideraba que todas las cosas estaban constituidas por pequeñas partículas
indivisibles a las que llamaron átomos.
En 1808 John Dalton formuló una teoría basada en hechos experimentales, sus
postulados eran:
La materia está formada por átomos invisibles, indivisibles, en continuo
movimiento, los cuales en las reacciones químicas entran como individuos.
Átomos de un mismo elemento son todos iguales entre sí, principalmente en
cuanto al peso. Átomos de diferentes elementos tienen diferentes propiedades
Los átomos de un elemento no pueden crearse, destruirse o transformarse en
átomos de otros elementos
Los compuestos se forman cuando átomos de elementos diferentes se combinan
entre sí en una proporción fija.
Los números relativos y tipos de átomos son constantes en un compuesto dado.
Modelo de J.J. Thomson: En 1898 se descubrió que el átomo era divisible, Thomson
concebía el átomo así:
Una esfera maciza cargada positivamente.
La masa y la carga positiva distribuidas uniformemente en toda la esfera
Los electrones encajados en la esfera y en número suficiente para neutralizar la
carga positiva, sin embargo éstos pueden, en cierto modo, vibrar y oscilar.
Modelo de Ernest Rutherford: El fenómeno de la radioactividad puso de manifiesto que
los átomos de algunas sustancias emiten constantemente partículas materiales: núcleos
de Helio y electrones, lo cual sería de indiscutible utilidad para las investigaciones
relativas a la estructura atómica. Thompson bombardeó una placa de oro muy delgada
con partículas alfa que provenían de una fuente radioactiva polonioy observó que algunas
partículas se desviaban hacia la fuente de polonio. Concluyó que el hecho de que la
mayoría de las partículas atravesaran la hoja metálica, indica que gran parte del átomo
está vacío y la electricidad positiva y la masa del átomo deben estar concentradas en un
volumen muy pequeño o núcleo del átomo, que por repulsión desvía a la partícula alfa.
Rutherford describió su modelo atómico así:
El átomo posee un núcleo sumamente pequeño y extremadamente denso; en él
se concentra casi toda la masa y la totalidad de la carga positiva del átomo.
Los electrones giran en rápido movimiento alrededor del núcleo en número
suficiente para neutralizar la carga positiva nuclear, en órbitas planetarias y
complementando así el resto del volumen del átomo, casi vacío.
La fuerza centrípeta ejercida por el núcleo sobre un electrón es contrarrestada por
la fuerza centrífuga generada por el electrón en su trayectoria alrededor del
núcleo; esto los mantienen ensu órbita planetaria.

3. Modelo de Bohr: En 1913, Neils Bohr, formuló una hipótesis sobre la teoría atómica,
tomando como base los espectros discontinuos de los elementos y la cuantización de
energía de Max Planck. Sus postulados fueron:
Los electrones giran alrededor del núcleo sólo en ciertas orbitas circulares y
concéntricas con el núcleo. A éstas órbitas o capas corresponden determinadas
cantidades de energía, iguales o múltiplos enteros de la misma.
El valor energético de los niveles aumenta a medida que se aleja del núcleo
Un electrón mientras se encuentra en un determinado nivel de energía no emite ni
absorbe energía, sólo cuando se desplaza de una órbita externa a otra más
interna emite energía en forma de fotones y cuando pasa de una órbita interna a
otra más externa absorbe energía de la misma forma.
Para Bohr, el interior del átomo está compuesto por un núcleo, donde se localiza la
mayor parte de la masa del átomo, y la periferia, donde se encuentran los
electrones. Los electrones giran alrededor del núcleo en orbitas circulares de
trayectoria definida, llamada niveles.
Cada nivel presenta un cierto valor
energético. La energía que le corresponde a cada nivel dentro del átomo, tiene
valores discretos, es decir, son múltiplos enteros de un valor fundamental.
Modelo cuántico del átomo: Al ser detectadas algunas inconsistencias en el modelo de
Bohr, tales como cierta arbitrariedad en la regla de cuantización, diferencias entre las
longitudes de onda calculadas y las observadas, cómo se producían las ondas
electromagnéticas, entre otros. Se hizo palpable la necesidad de introducirle importantes
y satisfactorias modificaciones, originando un nuevo modelo, llamado de la mecánica
ondulatoria. El modelo actual del átomo fu propuesto por Erwin Schrödinger, pero resume
las contribuciones de Bohr, De Broglie y Heisenberg.
Todo átomo está constituido por dos partes, el núcleo y la envoltura:
El núcleo atómico ocupa una parte insignificante del volumen atómico, es central,
muy denso, tiene carga eléctrica positiva protones y neutrones (partículas sin
carga eléctrica), merced a fuerzas intranucleares que mantienen unidos los
protones, a pesar de su carga positiva que los haría repelerse. El número de
protones en el núcleo es igual a la suma de sus cargas positivas (número atómico
Z).
El núcleo atómico es responsable de la carga positiva, de la masa atómica, de los
isótopos, de la radioactividad y de la energía nuclear.
La envoltura tiene carga eléctrica negativa (igual al número de cargas positivas del
núcleo) y está integrada por el espacio alrededor del núcleo donde giran a gran
velocidad los electrones, según su contenido energético. La posición probable del
electrón puede calcularse por la ecuación de Schrödinger.

4. Números cuánticos: Un electrón dado en un átomo, se identifica o se describe
completamente por un conjunto de cuatro números cuánticos que son soluciones de la
ecuación de Schrödinger:
Número cuántico principal: Simbolizado por n, indica el nivel o período,
representa el tamaño de la nube electrónica y la energía del electrón en el átomo.
Toma valores del 1 hasta el infinito.
Número cuántico secundario o azimutal: Simbolizado por l, indica el subnivel,
representa la forma de la nube electrónica u órbita. Puede tomar valores desde 0
hasta (
), también se designan por letras minúsculas: s, p, d, f, g,…
Número cuántico magnético: Simbolizado por m, representa la orientación de la
nube electrónica bajo la acción de un campo magnético. Puede tomar valores
desde – l hasta l. Ejemplo: l = 3 m= -3, -2, -1, 0, 1, 2, 3 (7 en total).
Número cuántico de Spin: Simbolizado por ms, representa la dirección de giro
del electrón sobre su propio eje.
Puede tomar únicamente dos valores + , -
,según que gire en el sentido de las manecillas del reloj o en sentido contrario.
Principio de exclusión de Pauli: En 1925 postuló “Dos electrones en un átomo no
pueden tener iguales sus cuatro números cuánticos, al menos deben diferir en el spin”
Regla de Hund: Sólo cuando todos los orbitales de un mismo subnivel tengan cada uno
un electrón, podrá llenarse un orbital.
Configuración electrónica
La forma en que los electrones se distribuyen entre los diferentes orbitales de un átomo
es su configuración electrónica, se hace teniendo en cuenta el orden creciente de energía
de los subniveles, el principio de exclusión de Pauli y la regla de Hund.
Notación espectral: Es la descripción de la distribución electrónica de un átomo en sus
subniveles, en orden creciente de energía. El coeficiente indica el nivel, la letra indica el
subnivel, el exponente indica el número de electrones en ese subnivel. El mayor
coeficiente nos dice el nivel exterior del átomo y el período a que pertenece; los
electrones del nivel exterior o electrones de valencia dicen el grupo donde está ubicado el
átomo.

5. 2
1
1
2
2
2
3
3
3
4
4
4
4
4
5
5
5
5
5
5
6
6
6
6
6
6
6
7
7
7
7
7
7
7
8
18
3
32
50
72
7
98
Número de masa A: Es un número entero igual a la suma de protones y del número de
neutrones. Su valor es aproximadamente igual a la masa atómica relativa. El número de
neutrones se representa por N. La relación entre A, Z y N es: A = N + Z Se representa:
donde A = 12, Z = 6, N = A – Z = 6
Isótopos: Tienen el mismo número atómico Z, pero diferente número masa debido a
diferente número de neutrones.
Isóbaros: Son átomos de distintos elementos que tienen igual masa atómica. La isobaría
se presenta entre isótopos de elementos diferentes
Tabla periódica: Henry Moseley enunció la ley periódica así: “las propiedades de los
elementos son una función periódica de sus números atómicos”. La interpretación de esta
ley muestra cómo al colocar los elementos en orden ascendente del número atómico se
forman ciertas columnas verticales (grupos o familias) integradas por elementos con
propiedades químicas semejantes y propiedades físicas que varían periódicamente. Una
propiedad periódica es aquella que se repite a intervalos regulares llamados períodos y
que se puede predecir teniendo en cuenta la posición del elemento en la tabla. Son
principalmente, la densidad, el punto de fusión, el punto de ebullición, el tamaño atómico,
la valencia, el carácter electroquímico, la conductividad eléctrica y calórica, el carácter
ácido-base de sus óxidos e hidróxidos, el potencial de ionización, la afinidad electrónica,
la electronegatividad.
Descripción de la tabla: Los elementos en la tabla periódica están señalados por su
símbolo, su número y peso atómico, además están situados en un determinado período y
pertenecen a cierto grupo.
Período: Son las columnas horizontales, los elementos de un mismo período
tienen el mismo número de niveles de energía y de izquierda a derecha aumentan
progresivamente la carga nuclear. Cada período completo (menos el primero)
comienza con un metal de gran actividad química y termina con un gas noble.

6. Grupos o familias: Son columnas verticales designados con números romanos y
letras mayúsculas A o B (en la nueva tabla periódica se designan de 1 a 18).
Todos los elementos de un mismo grupo tienen los mismos electrones de valencia
y por eso tienen propiedades químicas similares.
Ejemplos de aplicación:
1. Si se desea obtener la configuración electrónicas del elemento magnesio Mg cuyo número
atómico es 12 (Z = 12) sería:
a.
b.
c.
d.
La respuesta correcta es la b, ya que se suman las potencias hasta que se obtenga el equivalente del número
atómico.
2. Los electrones de valencia son los electrones de último nivel. Para el elemento Magnesio Mg
serían:
a. 2 electrones de valencia
b. 3 electrones de valencia
c. 1 electrón de valencia
d. 4 electrones de valencia
La respuesta correcta es a ya que en el último nivel se tiene como exponente 2 que equivale al
número de electrones de valencia.
3. Si deseáramos dar la configuración electrónica del elemento Azufre S cuyo número atómico Z es
16 sería respectivamente:
a.
b.
c.
d.
La respuesta correcta es la c porque al sumar las potencias se obtiene el número atómico.
4. La estructura de Lewis correspondiente al enlace entre el elemento azufre S y el magnesio Mg
sería:
La respuesta correcta es la b ya que el magnesio tiene dos electrones de valencia y el azufre 6 y al
unirse completan la regla del octeto
5. Si la electronegatividad del azufre S es 2,5 y la del magnesio Mg es 1,2 se puede afirmar que el
enlace que se forma al unirse ambos elementos es:
a. Covalente polar
b. Covalente apolar

7. c. Iónico
d. Covalente coordinado o dativo
La respuesta correcta es la a ya que al restar las respectivas electronegatividades se obtiene un
número mayor de 0 y menor de 1.7
6. Todas las siguientes afirmaciones son verdaderas para el enlace iónico excepto:
a. Se comparten los electrones de último nivel
b. Se ceden o reciben los electrones de último nivel
c. Se da cuando la diferencia de electronegatividad de los elementos que realizan el enlace es
mayor o igual a 1,7
d. Las fuerzas de enlace son muy altas comparadas con otros tipos de enlace
La respuesta es la a ya que en un enlace iónico no se comparten electrones.
7. De las siguientes estructuras la que corresponde al
es:
La respuesta es la a ya que el hidrógeno sólo posee un enlace, el oxígeno 2 y el fósforo tiene tres
enlaces covalentes y uno covalente dativo.
8. Los elementos cuyos números atómicos son respectivamente: Z = 1, Z = 3, Z = 11 pertenecen al
grupo:
a. IA
b. II A
c. III A
d. I B
La respuesta es la a ya que al realizar la configuración electrónica de los dos números atómicos
dados termina en .
9. Todos los elementos del grupo IA tienen una configuración electrónica que termina en S1. Se
puede afirmar que de los siguientes números atómicos el elemento que pertenece al grupo IA será:
a. Z = 11
b. Z = 13
c. Z = 5
d. Z = 4
La respuesta es la a.