UNEFM . ING. CIVIL. QUÍMICA I

1. 0
UNIVERSIDAD NACIONAL EXPERIMENTAL
FRANCISCO DE MIRANDA
COMPLEJO ACADEMICO PUNTO FIJO
DEPARTAMENTO DE QUIMICA
COORDINACION DE QUIMICA I
REALIZADO POR:
ING. MARIALINA PASSANISI
ING. IVAN ACOSTA
PUNTO FIJO MAYO 2008
UNIDAD I:
TEORIA ATOMICA
TABLA PERIODICA
ENLACES QUIMICOS

2. 1
UNIDAD I: TEORIA ATOMICA, TABLA PERIODICA, ENLACES QUIMICOS
1-. Teorías Atómicas 4
1.1 Teoría Atómica de Dalton 4
1.2 Naturaleza Eléctrica de la Materia 4
1.3 Modelo Atomico de Thompson 5
1.4 Modelo Atomico de Rutherford 5
1.5 Teoria de Bohr 6
1.6 Números Cuanticos 9
a-. Principal, n 9
b-. Secundario, Azimutal l 10
c-. Magnético, m 11
d-. Del Spin 12
1.7 Configuración Electrónica de los átomos 13
1.8 El Diagrama Orbital 14
1.8.1 Regla de Hund 14
1.8.2 Regla de Lewis 16
2-. Tabla Periódica 17
2.1 Clasificación de los elementos de la Tabla Periódica 18
a-. Gases Nobles 18
b-. Elementos representativos 19
c-. Elementos de transición 19
d-. Elementos de transición interna 19
2.1.1 Determinación del Período 19
2.1.2 Determinación del grupo 19
2.2 Determinación de la Valencia o número de oxidación 20
2.3 Propiedades Periódicas 21
-Análisis de las propiedades periódicas en el comportamiento de los elementos 21
a-. Radio atómico 21
b-. Energía de ionización o potencial de ionización 22
c-. Afinidad Electrónica 24
d-. Electronegatividad 26
3-. Enlaces Químicos 27
3.1-. Enlace iónico o electrovalente 28
3.2-. Enlace covalente 30
3.3-. Enlace covalente Coordinado o Dativo 32
3.4-. Polaridad de Enlaces 33
a-. Enlace covalente polar 33
b-. Enlace covalente no polar 33
3.5-. Fuerzas intermoleculares o de enlaces 35
a-. Fuerzas Dipolo-Dipolo 35
b-. Puentes de Hidrógeno 36
Fuerzas de London o de Van der Waals 37
Diferencias entre Enlaces iónicos y Enlaces covalentes 38
Autoevaluación 39
Referencias Bibliográficas 40

3. 2
INTRODUCCION
La imagen poética del químico lo representa como una figura rodeada por un
conjunto de matraces y bata blanca, y en una labor mágica de obtener
metamorfosis de los cuerpos de la naturaleza. La química moderna, logra
integrarse en el ámbito de la racionalidad sistemática característica de las
ciencias contemporáneas, en los inicios del siglo XIX. Se entiende como la
disciplina encargada del estudio de las transformaciones ocurridas entre los
cuerpos, debidas a cambios en la naturaleza o su estructura interna.
La química comprende un conjunto de especialidades de las ciencias
naturales que tienden un puente entre las cualidades de la materia inanimada
y las propiedades más esenciales de los organismos vivos. Los principios
metodológicos y técnicos de las ciencias químicas en el método científico son:
experimentación, observación, datos, hipótesis, verificación y resultados. Los
secretos de las transformaciones de las sustancias naturales se remontan a la
antigüedad.
Las técnicas de la cerámica y el vidrio se sitúan entre los primeros
precedentes conocidos de la aplicación de conocimientos químicos, procesos
de superior tecnología, como el tratamiento metalúrgico del oro, hierro y otros
metales, técnicas de embalsamiento de los egipcios, invención de la pólvora,
empleo de la tinta en la china, constituyen una muestra de los avances de la
química en el pasado. La alquimia medieval que ligaba las reacciones químicas
con las fuerzas ocultas del cosmos, fue responsable del empuje en el
conocimiento de compuestos químicos y mecanismos de transformación.
En el siglo XVIII los químicos adoptan criterios de experimentación y
enuncian teorías sobre la transformación de la naturaleza, surgiendo la
especialidad conocida como química general. El ritmo de hallazgos y teorías
se aceleró a partir del año 1850. La aplicación de la electricidad a la química,
la aplicación de la química orgánica, el descubrimiento de sustancias
radioactivas, abrió nuevos caminos a la química; así como el acercamiento a

4. 3
otros campos como la biología, medicina, física, matemáticas y otros. Se
distingue según su utilidad en: química pura, con carácter explicativo y
descriptivo del comportamiento de las especies químicas, y química aplicada,
relativa a los aspectos prácticos de sus áreas que alcanzan el más alto
rendimiento de la química industrial, en la medicina y farmacología.
El desarrollo experimentado por la química la ha convertido en un
campo repleto de aplicaciones económicas. La utilización industrial de la
química con incorporación de avanzadas técnicas y variadas tecnologías
contribuyeron a la revolución de los plásticos, progreso siderúrgico y
tratamiento de los metales.
En la actualidad numerosas industrias de fabricación requieren
conocimientos de la química para obtener un máximo de rendimiento y una
calidad superior en la producción, por ejemplo industrias de pinturas,
detergentes, explosivos, jabones, cosméticos y perfumes entre otros. Las
industrias petroquímicas, industria agrícola y alimenticia necesitan también de
los conocimientos generales de la química y la Guía que presentamos a
continuación es el primer paso a la comprensión de ese mundo mágico e
interesante que encierra La Química.

5. 4
1-. Teorías Atómicas
1.1-. Teoría Atómica de Dalton.
En 1805 el químico y maestro inglés John Dalton estableció la hipótesis
de que las sustancias constan de partículas indivisibles y las llamó átomos.
Dalton se basó en la Ley de la conservación de la masa y la Ley de las
proporciones definidas.
Los postulados de la Teoría de Dalton son:
 La materia está compuesta de partículas indivisibles: átomos.
 Los átomos de un elemento determinado tienen las mismas
propiedades (tamaño, forma y masa).
 Los átomos de elementos diferentes tienen propiedades
diferentes.
 La reacción química es la unión de átomos en proporciones
definidas. Los átomos no pueden ser ni destruidos ni creados.
 Las moléculas de un compuesto están formadas por la unión de 2
o más elementos.
1.2-. Naturaleza Eléctrica de la Materia
1834 Michael Faraday: Demostró que la materia es de naturaleza eléctrica
mediante experimentos de electrólisis, ya que observó que se puede
efectuar un cambio químico al hacer pasar la electricidad a través de
soluciones acuosas de compuestos químicos.
1874 Stoney: Propuso la existencia de partículas eléctricas llamadas
electrones. Experimentó con tubos de rayos catódicos. Los electrones
son partículas de alta energía, cargadas negativamente.

6. 5
1897 Thompson: Estudió el grado de deflección de los rayos catódicos en
diferentes campos eléctricos y magnéticos y determinó la relación carga
(c) / masa (m) de los electrones.
1908 Millikan: A través del experimento de la gota de aceite determinó la carga
del electrón de 1,6 x 10-19
coulombs, luego con la relación c/m ya
conocida se obtuvo la masa del electrón: 9,11 x 10-28
g. Como la materia
es eléctricamente neutra se experimentó la existencia de partículas
cargadas positivamente, llamadas protones, que presentan la misma
carga del electrón con signo opuesto y su masa es 1,67 x 10-24
g.
1.3-. Modelo Atómico de Thompson.
En 1904 Thompson propuso un modelo en el que consideraba al átomo
como una esfera de carga positiva en la cual los electrones cargados
negativamente se encontraban en el interior de ella neutralizando la carga
positiva de la esfera.
Figura 1. Visión del átomo según Thompson.
1.4-. Modelo Atómico de Rutherford.
En 1911, Ernest Rutherford experimentó bombardeando una delgada
gramos
coulombs
x
m
c /
10
76
,
1
8

7. 6
lámina de oro con partículas alfa. La finalidad era observar la trayectoria que
experimentaban las partículas alfa al atravesarla, para lo cual colocaron detrás
una pantalla fluorescente de sulfuro de cinc. Esta pantalla tiene la propiedad de
producir un centelleo al sufrir el impacto de una partícula. El resultado del
experimento fue que la mayoría de las partículas atravesaban la lámina sin
sufrir desviación, mientras que otras sufrían desviaciones, y un número muy
reducido se devolvían. Analizando estos resultados se demostró que la
desviación se debía a la repulsión ejercida por zonas de carga positiva
existente en la lámina de oro, llegando a la conclusión final de que en los
átomos había espacios vacíos y que contenían un núcleo muy pequeño de
carga positiva, que encierra todos los protones y casi toda la masa del átomo, y
que los electrones giran en torno al núcleo de manera que la fuerza centrífuga
desarrollada sería equilibrada por la atracción del núcleo.
Figura 2. Experimento de Rutherford.
1.5-. Teoría de Bohr
El modelo atómico de Rutherford presentaba ciertos inconvenientes
pues él decía que los electrones se movían alrededor del núcleo con una
trayectoria curva. Una partícula que describe una trayectoria curva adquiere
una aceleración y, una partícula cargada que va adquiriendo una aceleración,
perdería energía al emitir radiación electromagnética en forma continua. Esto
significa que su movimiento seguiría una trayectoria en espiral alrededor del
núcleo, lo que terminaría en un colapso del átomo.
En 1913, el físico danés Niels Bohr, apoyado en la teoría de los cuantos
de Planck y Einstein, decía que la energía del electrón está cuantificada, es
decir, que el electrón está restringido a niveles de energía (capas alrededor

8. 7
del núcleo) específica en el átomo, e introdujo los tres postulados siguientes,
basados en sus observaciones con el átomo de hidrógeno:
 Mientras un electrón gira en una órbita fija no emite energía radiante.
En otras palabras, los átomos están constituidos por un núcleo alrededor
del cual giran los electrones describiendo órbitas fijas y definidas, es
decir, que los electrones no pueden moverse en órbitas cualesquiera, ya
que sólo ciertas órbitas le son permitidas y se encuentran a
determinadas distancias del núcleo.
 En circunstancias apropiadas el electrón puede pasar de una órbita
de energía otra. Por ejemplo, cuando se somete el átomo de hidrógeno
a una descarga eléctrica se le suministra energía y el electrón puede
absorberla, pasando de un estado E1 a estados energéticos más
elevados: E2, E3, ...Si el átomo adquiere suficiente energía el electrón
puede llegar a ser separado del átomo, quedando éste ionizado. Si el
electrón pasa de una órbita de mayor energía a otra de menor energía,
el sistema emitirá radiación, como consecuencia de la transición. Esta
energía radiante, ya sea emitida o absorbida, aparecerá como un fotón
de frecuencia v. En general: Eo - Ef = h v; donde: Eo: Energía Inicial; Ef:
Energía final; h: Constante de Planck; v: Frecuencia de la radiación.
 Si Ef > Eo, el átomo absorberá un fotón; si Eo > Ef, emitirá un fotón,
de frecuencia proporcional, en ambos casos, a la diferencia de energía.
Cada electrón que gire en una órbita determinada tiene asociada cierta
cantidad de energía, la cual es múltiplo entero de una unidad elemental
llamada Cuanto de energía.
 Cuando un electrón describe la órbita que le corresponde, no
consume ni irradia energía. Los electrones que poseen el mismo valor
de energía ocupan una misma órbita o nivel de energía, a los cuales se

9. 8
le han asignado convencionalmente las letras K, L, M, N, O, P, Q;
correspondiendo la primera (K) a la órbita más próxima al núcleo, y por
lo tanto al nivel de menor contenido energético, y la última (Q) a la órbita
más lejana y de mayor nivel de energía. El tamaño del átomo viene dado
por el número de niveles de energía.
El modelo atómico de Bohr tuvo el mérito de aportar por primera vez una
explicación de cómo estaban distribuidos los electrones en la corona atómica,
atendiendo a sus diferentes niveles de energía.
Figura 3. Átomo de Bohr
El átomo nuclear es la cantidad más pequeña de un elemento que puede
conservar las propiedades químicas del mismo; compuesto por un núcleo
atómico que posee protones y neutrones junto con electrones que circulan en
torno al él, en órbitas específicas.
¿Sabias que?
Existen tres tipos de partículas subatómicas: El Electrón, el Protón y el
Neutrón.
El Electrón es una partícula de carga eléctrica negativa y de masa muy
pequeña.
El Protón es una partícula de carga positiva y de masa mucho mayor que el
electrón.
El Neutrón es una partícula que no posee carga eléctrica y tiene una masa
igual a la del protón.

10. 9
A continuación se muestran algunas propiedades de las partículas subatómicas
PARTICULAS MASA
(gramos)
CARGA (Coulombs)
PROTÓN 1.67 x 10-24
1.062 x 10-19
NEUTRÓN 1.67 x 10-24
0
ELECTRÓN 9.11 x 10-28
1.062 x 10-19
Tabla 1: Propiedades de las partículas subatómicas.
Es importante que sepas esto:
1.6-. Números Cuánticos
Al tratar la teoría de Bohr se vio que los electrones se localizan en
ciertos niveles de energía y se pensó que se movía en algunas órbitas
circulares prescritas alrededor del núcleo (descripción mecánico –
ondulatoria). Fue posible identificar esos niveles de energía mediante el
número entero al que se llamó número cuántico. Cada nivel principal
comprende uno o más subniveles y cada uno de estos, a su vez,
comprende uno o más orbitales. Los orbitales los podemos definir como
regiones tridimensionales alrededor del núcleo, donde existe una mayor
probabilidad de encontrar al electrón. El modelo mecánico – ondulatorio
describe cada electrón en términos de cuatro números cuánticos que
permiten calcular la energía del electrón y predecir el área alrededor del
núcleo donde se puede localizar.
En el núcleo atómico se encuentran
agrupados los protones y los neutrones,
en números diferentes según el elemento
del que se trate y la corteza esta formada
por capas en las cuales giran los
electrones en orbitas circulares alrededor
del núcleo.

11. 10
A continuación te mostramos los números cuánticos
a-. Principal, n:
Indica el número de la órbita o nivel de energía principal que recorre
el electrón, por lo tanto representa el tamaño de la nube electrónica. Toma
valores positivos, a partir de 1, que corresponde al orbital más cercano al
núcleo. Convencionalmente se han asignado letras a estos niveles para los 7
primeros valores cuánticos principales. La distribución electrónica de cualquier
nivel energético en un átomo queda limitada a un máximo de 2n2
.
Figura 4. Número Cuántico Principal
b-. Secundario o Azimutal, l:
Representa los subniveles de cada nivel principal de energía, se
denotan con las letras s, p, d y f. Indica la forma de la nube electrónica u
orbital alrededor del núcleo. Puede tener valores de 0 hasta n-1. El número de
subniveles en cualquier nivel es igual a su valor n. También es limitado el nº de
electrones en cada subnivel: s2, p6, d10, f14. Cada uno de los
valores de l corresponde a una determinada forma de nube electrónica,
cualquiera que sea el nivel principal. Así para l=0 (s), la nube electrónica tendrá
siempre forma esférica; para l=1 (p), la nube electrónica será alargada con dos
lóbulos; y para L=2 y 3 las formas son más complicadas y difíciles de
representar.

12. 11
Tabla 2. Subniveles de energía en números cuánticos
c-. Magnético, m:
Indica el número de orbitales para un subnivel. Representa la
dirección en la que está orientada la órbita del electrón, sometida a un
campo magnético. Para el subnivel s por ser una nube electrónica esférica hay
una sola orientación, pero para el p hay 3 orientaciones permitidas, para el d
hay 5 y para el f hay 7.
Figura 5. Número Cuántico Magnético

13. 12
d-. Del spín, s:
Indica la rotación del electrón sobre su propio eje. Sólo puede tomar
dos valores: +1/2 o –1/2, dependiendo de la dirección de rotación, en el sentido
de las agujas del reloj (1/2) y en dirección contraria (-1/2).
Figura 6. Número Cuántico Del Spin
Es importante que sepas esto:
Es importante saber que en 1925, Pauli, introdujo el “Principio de
exclusión de Pauli” que establece que: “sólo 2 electrones pueden ocupar el
mismo orbital atómico, y para que esto suceda han de ser de spín opuesto o
acoplados”.
A cada electrón del átomo se le puede
señalar una serie de valores para sus 4
números cuánticos: n, l, m y s, lo cual
define al orbital en el que se encuentra el
electrón y la dirección en la que está
girando.

14. 13
1.7-. Configuración Electrónica de los Átomos
Es la forma en la que los electrones están ordenados en un átomo.
Los orbitales aumentan de energía al aumentar el valor del número cuántico n.
Para un valor dado de n, la energía aumenta con el valor creciente de l. En
otras palabras, en un particular nivel de energía principal, el subnivel s es el de
energía más baja, el subnivel p es el siguiente, luego el d y luego el f.
A partir del “Método de la lluvia” es posible establecer de una manera
útil y sencilla la secuencia en que se llenan los subniveles; es decir, el orden de
ocupación de los subniveles de energía electrónicos. El procedimiento consiste
en asignar los electrones a los subniveles por orden de energía creciente, de
acuerdo con la forma como lo indican las flechas y, en general, llenando cada
subnivel antes de continuar con el siguiente. Seguidamente vas a poder
apreciar gráficamente como debemos distribuir los electrones.
Figura 7. Método de la lluvia.

15. 14
1.8-. El Diagrama Orbital
Es la representación de la configuración del electrón entre los orbitales
del átomo, se colocan flechas ( ) sobre líneas que simbolizan los orbitales.
Por ejemplo para el átomo de Carbono tenemos:
C Z= 6  6 e-
1s2
2s2
2p2
Configuración electrónica
_ Diagrama orbital
1s 2s 2p
1.8.1 Regla de Hund
La regla de Hund es una regla empírica obtenida por Friedrich Hund
en el estudio de los espectros atómicos que enuncia lo siguiente:
“Los electrones que entran a un subnivel que contenga más de un
orbital, se distribuirán en los orbitales disponibles, con sus espines en
la misma dirección”.
A continuación se muestra las configuraciones electrónicas de algunos
elementos. Observa como están los orbítales.

16. 15
Figura 8. Regla de Hund

17. 16
1.8.2 Estructura de Lewis
Paso 1: Sumar los electrones de valencia de todos los átomos:
- Use la tabla periódica para determinar el número de electrones de
valencia de cada átomo.
- Si se tiene un anión, sume un electrón a total por cada carga negativa.
- Si se tiene un catión reste un electrón al total por cada carga positiva.
Recuerde: Lo importante es el número total de electrones.
Paso 2: Escriba los símbolos de los átomos para indicar cuales átomos están
unidos entre si y conéctelos con un enlace sencillo (un guion, que represente
dos electrones). Las formulas químicas suelen escribirse en el orden en que los
átomos se conectan en la molécula o ión como en el caso del HCN. Si un
átomo central tiene un grupo de átomos unidos, dicho átomo central suele
escribirse primero, como en el caso del CO3
2-
, y el SF4.
Paso 3: Complete los octetos de los átomos unidos al átomo central,
recordando que el H solo puede tener dos electrones.
Paso 4: Coloque los electrones que sobren en el átomo central, incluso si ello
da lugar a más de un octeto.
Paso 5: Si no hay suficientes electrones para que el átomo central tenga un
octeto, pruebe con enlaces múltiples, utilizando uno o más de los pares de
electrones no compartidos de los átomos unidos al átomo central para formar
dobles o triples enlaces.
Ejercicios de aplicación:
Dibuje la estructura electrónica para el PCl3.
Dibuje la estructura electrónica para el CH2Cl2.

18. 17
2-. Tabla Periódica
En 1869, el químico ruso Mendeleev y el químico alemán Meyer, cada
uno por separado, publicaron ordenamientos de los elementos conocidos en
aquella época, que fueron las primeras tablas periódicas que existieron.
Mendeleev se basó en las propiedades químicas de los elementos, mientras
que Meyer se basó en las propiedades físicas. Ambos indicaron que las
propiedades de los elementos variaban en forma periódica al incrementar el
peso atómico.
Mendeleeve ordenó los elementos conocidos según el aumento del peso
atómico, de manera que los elementos con propiedades químicas similares
ocuparan la misma columna. Observó que tanto las propiedades físicas como
las químicas de los elementos varían en forma periódica según dicho peso
atómico, sin embargo, debido a esto algunos elementos quedaban en su tabla
fuera de sitio.
En la tabla periódica actual las propiedades de los elementos son
función periódica de su número atómico. Las columnas verticales se llaman
grupos o familias, cuyos elementos tienen propiedades físicas y químicas
similares. Las filas horizontales se llaman períodos y las propiedades de los
elementos cambian gradualmente a lo largo del mismo. Los elementos situados
a la izquierda y en el centro de la tabla son los metales y los 12 situados a la
derecha, exceptuando los gases nobles (He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rd) son los no
metales.
Entre los grupos de la Tabla Periódica se pueden destacar:
· Grupo I A  Metales alcalinos.
· Grupo II A  Metales alcalinotérreos.
· Grupo VII A  Halógenos.
· Grupo VIII A o 0  Gases nobles o inertes.

19. 18
Observa como están ordenados estos grupos en la figura siguiente.
Figura 9. Tabla Periódica de los elementos
2.1-. Clasificación de los elementos en la Tabla
Periódica.
a-. Gases nobles o inertes:
Se llaman así por su limitada capacidad para reaccionar químicamente,
pues son muy estables. Con excepción del Helio (2 e-
) estos elementos tienen
8 e-
en su última capa o nivel de energía. Pertenecen al grupo VIII o 0. Los
electrones de máxima energía ocupan el subnivel p.

20. 19
b-. Elementos representativos:
Pertenecen al grupo A de la tabla periódica. Los electrones de máxima
energía ocupan los subniveles s o p.
c-. Elementos de transición:
Pertenecen al grupo B (excepto el II B). Todos ellos son metales y se
caracterizan porque tienen electrones en el subnivel d y s2
en la última capa.
Los elementos del grupo II B no son elementos de transición porque sus
últimos orbitales penetran a orbitales s, pero sus propiedades químicas son
similares.
c-. Elementos de transición interna:
Los electrones de máxima energía ocupan los subniveles f. Todos son
metales. Se localizan entre los grupos III B y IV B de la tabla periódica. Están
constituidos por:
 1º Serie: Tierras Raras o Lantánidos, la subcapa 4f se está
llenando.
 2º Serie: Actínidos, la subcapa 5f se está llenando.
2.1.1-. Determinación del Período.
El período al que pertenece un determinado elemento puede conocerse
a través de la configuración electrónica, pues es el número de capas electrónicas
que contiene.
2.1.2-. Determinación del Grupo.
El grupo al que pertenece corresponde al número de electrones de la
última capa o nivel y se puede determinar el grupo de los siguientes elementos:
-. Elementos de transición: para hallar su grupo se suman

21. 20
los electrones de las dos últimas capas y se resta con 8, se sigue la
siguiente tabla:
Resultado Grupo Resultado Grupo
3 IIIB 7 VIIB
4 IVB 8, 9 o 10 VIIIB
5 VB 11 IB
6 VIB 12 IIB
Tabla 3. Grupos de los elementos de transición.
-. Gases nobles: que todos tienen s2
p6
en la última capa y están
situados en el grupo VIII o 0 de la tabla periódica.
-. Transición interna (Lantánidos y Actínidos):
pertenecen al grupo III B.
2.2-. Determinación de la valencia o número de
oxidación.
El número de oxidación de un elemento está dado por la tendencia que
presente a perder los electrones del último nivel, para adquirir la
configuración electrónica estable del gas inerte inmediato anterior, o a ganar
electrones para adquirir la configuración electrónica estable del gas inerte
inmediato siguiente.

22. 21
2.3 Propiedades Periódicas
2.3.1-. Análisis de las propiedades periódicas en el
comportamiento químico de los elementos.
Las propiedades de los elementos varían con cierta periodicidad a
medida que se recorre un periodo de la tabla periódica de izquierda a derecha
o un grupo de arriba a abajo. Las variaciones de estas propiedades dependen
de las configuraciones electrónicas, en especial de la configuración de la capa
externa ocupada y de su distancia con respecto al núcleo, y nos permiten
predecir tanto las propiedades físicas como químicas. Estas propiedades son:
radios atómicos, energía de ionización, radios iónicos, afinidad
electrónica, electronegatividad.
a-. Radio Atómico
Es la distancia que existe desde el núcleo hasta los electrones de la
última capa.
· En un período el radio atómico disminuye al ir de izquierda a
derecha, ya que aunque se mantiene constante el número de capas o nivel de
energía principal, el número atómico aumenta, es decir, aumenta la carga
nuclear y se añaden electrones al nivel de energía principal, por lo que
aumenta la fuerza de atracción del núcleo sobre los electrones de la última
capa, haciendo que el átomo se comprima y se haga más pequeño.
“A mayor nº de protones o carga nuclear menor radio”

23. 22
Comparando el radio entre el N y el Li, se observa:
N Z= 7  7 e-
Li Z= 3  3 e-
1s2
2s2
2p3
1s2
2s1
N<Li
El átomo de N tiene mayor carga nuclear que el de Li, pues tiene 7+
en
su núcleo y el Li tiene 3+
, este mayor número de protones hace que haya
mayor atracción de los electrones de la última capa que los 3 protones del Li,
haciendo que se comprima más el átomo de N y se reduzca de tamaño.
Es importante que sepas esto:
b-. Energía de Ionización o Potencial de Ionización.
Es la energía necesaria para separar un electrón de un átomo
aislado en forma gaseosa, y depende de qué tan lejos esté del núcleo.
Es un proceso endotérmico porque el electrón es atraído por el núcleo
positivo; por lo tanto deberá suministrarse energía para separarlo.
· Primera Energía de Ionización (EI1): es la cantidad de energía
necesaria para remover el 1º electrón del átomo neutro.
Núcleo  7+ Núcleo  3+
En un grupo el radio atómico aumenta al ir
descendiendo en la tabla periódica, ya que
el número de capas o niveles de energía
donde se añaden los electrones es mayor,
por lo tanto la distancia del núcleo a la
última capa también es mayor.

24. 23
átomo (g) + energía  ión+
(g) + e-
· Segunda Energía de Ionización (EI2): es la cantidad de energía
necesaria para separar el 2º electrón.
ión+
(g) + energía  ión++
(g) + e-
Para un elemento dado, EI2, es mayor que EI1, porque es más difícil
desplazar a un electrón de un ión con carga positiva que del átomo neutro
correspondiente.
Ión: un átomo que ha adquirido carga eléctrica por ganancia o por pérdida de
electrones.
Las energías de ionización bajas indican que los electrones se
eliminan con facilidad y, por lo tanto, se forma fácilmente un ión positivo
(catión), mientras que los elementos con energía de ionización muy alta a
menudo gana electrones para formar iones con carga negativa (aniones).
La variación de la 1º energía de ionización a través de los períodos y
hacia abajo en los grupos es muy semejante a las tendencias del radio
atómico, puesto que la energía que se requiere para retirar completamente un
electrón, depende en parte de qué tan lejos está el núcleo. Además, los
mismos factores por los que se contrae en tamaño un nivel electrónico exterior
a medida que se avanaza en un período, también harán que el electrón se
sostenga más estrechamente. Entonces, a medida que se desciende en un
grupo el aumento en tamaño que se produce va acompañado por una
disminución en la energía de ionización; y mientras se va a lo largo de un
período de izquierda a derecha, el aumento en la carga nuclear hace que la
capa de los electrones externos se contraiga en tamaño y también hace más
difícil eliminar un electrón.
Excepciones:
PI
En el período 2  Be > B

25. 24
 N > O
En el período 3  P > S
En el período 4  As > Se
Comparando el Potencial de Ionización entre:
a) Na y Cl
Cl > Na Porque el Cl tiene mayor carga nuclear (Z=17) que el Na (Z=11), y
requiere mayor energía para quitarle un electrón. (Están en un
mismo período).
b) F y Br
F > BrPorque el Br tiene mayor número de capas o niveles de energía
principal que el F, por lo que la fuerza de atracción entre el núcleo
y los electrones de la última capa del Br es menor que en el F,
siendo más fácil quitarle un electrón. (Están en un mismo grupo).
c-. Afinidad Electrónica.
Es la cantidad de energía que se libera o se absorbe cuando se
agrega un electrón a un átomo gaseoso aislado.
átomo (g) + e-
 ión (g) + energía
E (KJ/mol)
átomo (g) + e-
+ energía  ión (g)
E (KJ/mol)
Los átomos que son muy pequeños y que tienen niveles externos
que reciben una carga nuclear alta tienen afinidades electrónicas muy
grandes. Por otra parte, los átomos grandes cuyos niveles electrónicos
externos no tienen gran fuerza de atracción con la carga nuclear tienen

26. 25
afinidades electrónicas pequeñas.
Las variaciones de afinidad electrónica no son regulares a lo largo de un
período. La tendencia general es que las afinidades electrónicas se hacen más
negativas de izquierda a derecha en cada período. Algunas excepciones
notables son los elementos del grupo IIA y VA.
Comparando la Afinidad Electrónica entre:
a) Na y Cl
Cl > Na Porque el Cl tiene mayor carga nuclear (Z=17) que el Na (Z=11), y
por lo tanto mayor tendencia a aceptar un electrón. (Están en un
mismo período).
b) Na y K
Na > K Porque el Na tiene menos capas o niveles de energía principal
que el K, por lo que el efecto de carga nuclear es más efectivo.
(Están en un mismo grupo).
Radios Iónicos.
Los iones con carga positiva o cationes son más pequeños que los
átomos neutros de los cuales se originan. Por ejemplo, un átomo de Li neutro
contiene 3 protones en el núcleo y 3 e-
, y el e-
más externo se encuentra en el
orbital 2s. Sin embargo, un ión Litio, Li+
, contiene 3 p+
y 2 e-
, ambos en el
orbital 1s, de manera que el ión Li+
es mucho menor que el átomo neutro Li
pues hay mayor fuerza de atracción y se comprime el ión.

27. 26
Li  r = 1.52 A Li+
 r = 0.60 A
Es importante mencionar que:
Los iones con carga negativa o aniones son más grandes que los átomos
neutros de los cuales se derivan. Por ejemplo, cuando un átomo de F con 7 e-
en su última capa gana un e-
se transforma en ión fluoruro, F-
, con 8 e-
en su
nivel de energía superior, estos 8 e-
se repelen con mayor fuerza que los 7
originales de manera que la nube electrónica se expande. El ión F-
es mucho
más grande que el átomo neutro F.
F  r = 0.64 A F-
 r = 1.36 A
d-.Electronegatividad
Mide la tendencia relativa de un átomo de un elemento a atraer hacia sí
electrones, cuando está únicamente combinado con otro átomo. La
electronegatividad de los elementos aumenta de izquierda a derecha en los
periodos y de abajo hacia arriba en los grupos. El Flúor tiene la mayor
¿Sabes que es una especie Isoelectronica?
Son aquellos elementos que tienen el mismo número de electrones. Dentro de una
serie isoelectrónica de iones, los radios iónicos disminuyen al aumentar el número atómico.

28. 27
electronegatividad (4.0), esto indica que, cuando el ión F está unido
químicamente a otros elementos atrae siempre hacia él la densidad electrónica.
El oxígeno es el 2º elemento más electronegativo.
Los elementos con grandes diferencias de electronegatividades tienden
a reaccionar entre sí para formar compuestos iónicos. El elemento menos
electronegativo cede su electrón (o electrones) al elemento más
electronegativo. Cuando hay poca diferencia de electronegatividad tienden a
formar enlaces covalentes, es decir, comparten sus electrones y el más
electronegativo atrae más a los electrones.
Comparando la Electronegatividad entre:
a) Li y Na
Li > Na Porque el Li tiene menos capas que el Na, por lo tanto la carga
nuclear del Li atrae más a los electrones de otro elemento
comparado con el Na, debido al tamaño del átomo.
b) F y O
F > O Porque el F tiene mayor carga nuclear que el O, por lo que atrae con
mayor fuerza los electrones de otro elemento comparado con el
O.
3-. Enlaces Químicos
Se denomina enlace químico a las fuerzas de atracción que
mantienen unidos a los átomos en los compuestos. Los elementos se
combinan entre sí formando compuestos cuyas propiedades son muy
diferentes de las correspondientes a los elementos sin combinar. Cuando los
átomos interactúan para formar un enlace, éste se realiza mediante los
electrones del nivel exterior o última capa, que reciben el nombre de electrones

29. 28
de valencia.
Para identificar a los electrones de valencia se emplea un tipo especial
de notación, los Símbolos de Lewis. Para formar el Símbolo de Lewis de un
elemento, se escribe su símbolo atómico rodeado de tantos puntos como
electrones de valencia tenga el átomo. Así, los electrones del período IIIA los
indica Lewis con las notaciones siguientes:
Na Mg Al Si P S Cl Ar
1 2 3 4 5 6 7 8
Los Símbolos de Lewis son útiles para explicar los enlaces entre los
átomos. Las fórmulas que se representan con esos símbolos se llaman
“estructuras de Lewis”.
Los enlaces químicos se dividen en: enlaces iónicos y enlaces covalentes.
3.1-. Enlace Iónico o Electrovalente.
Se debe a interacciones electrostáticas entre los iones que pueden
formarse por la transferencia de uno o más electrones de un átomo o grupo de
átomos a otro. El átomo que pierde electrones se convierte en un ión positivo o
catión, mientras que el que gana electrones queda cargado negativamente y se
le llama anión.
El enlace iónico se produce con mayor facilidad cuando los elementos
con energía de ionización baja (metales) reaccionan con elementos que tienen
alta electronegatividad y mucha afinidad electrónica (no metales). Se da
cuando la diferencia de electronegatividad es superior a 1.7.
Un ejemplo de la formación de un compuesto iónico es la reacción entre
átomos de Li y F:

30. 29
Li Z= 3  1 e-
v F Z= 9  7 e-
v
1s2
2s1
1s2
2s2
2p5
Cuando reaccionan, el átomo de Li pierde el electrón de su subnivel 2s
para convertirse en Li+
y adquiere una configuración electrónica igual a la del
gas noble He.
Li (1s2
2s1
)  Li+
(1s2
) + e-
El electrón que perdió el Li lo recibe el átomo de F, el cual adquiere una
configuración electrónica igual a la del gas noble Ne.
F (1s2
2s2
2p5
) + e-
 F-
(1s2
2s2
2p6
)
Luego los iones Li+
y F-
se atraen mutuamente debido a sus cargas
contrarias, esta atracción entre los iones es lo que constituye el enlace iónico.
Se forma de esta manera el LiF (Fluoruro de Litio).
Mediante los símbolos de Lewis la reacción se representa así:
Li + F  Li+
+ F
Figura 10. Formación del enlace iónico.
Otro ejemplo, es la reacción entre el Ca y el Cl donde cada átomo de Ca
debe perder 2 electrones para alcanzar la estructura de un gas noble, mientras

31. 30
que cada átomo de Cl necesita adquirir sólo un electrón para obtener un octeto,
formándose CaCl2 (Cloruro de Calcio).
Cl
Ca
Cl
Ca 2
2
2
3.2-. Enlace Covalente.
Se forma cuando dos átomos comparten uno o más pares de
electrones. Esto se da cuando la diferencia de electronegatividades es inferior
a 1.7. La fuerza de enlace proviene de la atracción entre estos electrones
compartidos y el núcleo positivo que entra en el enlace.
El enlace covalente según el nº de electrones que se comparte puede
ser: sencillo (1 par), doble (2 pares) o triple (3 pares). Fijate como se forma
este enlace covalente:
Figura 11. Formación del enlace covalente.
 Un átomo puede completar su capa externa compartiendo
electrones con otro átomo. Por ejemplo, en la reacción de 2
átomos de H para formar H2 se tiene que:

32. 31
H  Z=1  1s1
H + H  H H H–H Enlace covalente sencillo
 Los electrones se comparten entre los 2 átomos de Hidrógeno y
se forma un solo enlace covalente; en este sentido, cada átomo
de H adquiere la configuración del He: 1s2
.
Análogamente 2 átomos de O se combinan formando la molécula
de O2. O  6 e-
v
O + O  O O  O=O Enlace covalente doble
Se observa que aquí también los átomos tienen la tendencia a adquirir la
estructura electrónica de un gas noble.
Otro ejemplo es la molécula de N2
N  Z=7  1s2
2s2
2p3
 5 e-
v
N + N  N N  N=N Enlace covalente triple
En el CH4 (Metano):
6C  1s2
2s2
2p2
4 e-
v C
1H  1s1
 1 e-
v H
H H
C+4HH C H H C H 4 Enlaces covalentes simples
H H
Excepción: BeCl2 no se rige por la regla del octeto:

33. 32
Cl + Be + Cl Cl Be Cl
El átomo de Be tiene 4 e-
en su nivel de valencia, por lo que se dice que el
BeCl2 es deficiente en e-
. Es más covalente que iónico.
3.3-. Enlace Covalente Coordinado o Dativo
Es el enlace en el que un par de electrones de un átomo es
compartido por dos átomos. Para simplificar la fórmula electrónica se coloca
una flecha que apunta desde el átomo que dona los electrones hasta el átomo
que los recibe.
Ejemplo:
NH4 (ión amonio)
Cuando se crea el enlace adicional entre el H+
y el átomo de N, ambos
e-
del enlace provienen del N.
HNO3 (ácido nítrico)  1H7N8O
H2SO4 (ácido sulfúrico)  1H 16S 8O
Un ejemplo ilustrativo son los enlaces que forman cuatro átomos de
hidrógeno con uno de carbono para dar origen a la molécula del metano.
Figura 12. Formación del enlace iónico.

34. 33
3.5-. Polaridad de los enlaces
a-. Enlace Covalente No Polar
Los enlaces covalentes en todas las moléculas diatómicas, de igual tipo
de átomo, son de tipo no polar, pues el par de electrones se comparte por
igual, con la misma electronegatividad, lo que significa que los electrones que
comparten experimentan igual atracción a ambos núcleos del átomo. Las
moléculas de estos compuestos se conocen como moléculas no polares. Ej.:
H2, O2, N2, F2, Cl2.
b-. Enlace Covalente Polar
Para las moléculas diatómicas de diferente tipo de átomos, los 2
átomos tienen electronegatividades diferentes por lo que no atraen a los
electrones de igual manera, el de mayor electronegatividad atraerá con más
fuerza al par de electrones compartidos. Los enlaces covalentes en el cual el
par de electrones se comparte en forma desigual se conocen como enlaces
covalentes polares, y las moléculas de compuestos que la presentan son
moléculas polares.
Ej: HF
H F  H – F Electronegatividades diferentes F > H
+ -
H – F El desplazamiento de la densidad electrónica hacia F
hace que H sea ligeramente positiva.
 La separación de carga en el enlace covalente polar crea un dipolo
eléctrico. Se representa con una flecha con un signo + en un extremo. Por
ejemplo:

35. 34
 Cuando están unidos tres o más átomos, es posible tener una molécula
no polar aún cuando existan enlaces polares. Ej: CO2
Figura 13. Enlaces químicos en el Dióxido de Carbono
 Los enlaces dipolares están orientados en direcciones opuestas y se
anulan. En la molécula de H2O, los 2 enlaces dipolares no se anulan, pues
tiene forma angular tal y como se muestra a continuación.
Figura14.Vista de la Molécula de Agua

36. 35
Figura 15. Enlaces químicos en la molécula de Agua
 La cancelación de los momentos dipolares sólo se presenta en
moléculas simétricas, donde los momentos dipolares de enlaces individuales
se orientan en direcciones opuestas.
3.5-. Fuerzas intermoleculares o de enlace
Las fuerzas intermoleculares se refieren a las fuerzas entre partículas
individuales (átomos, iones y moléculas) de una sustancia. Estas fuerzas son
bastante débiles con relación a los enlaces internos (enlace iónico y covalente)
y son responsables del control de las propiedades físicas de los compuestos
moleculares. Los tipos principales de fuerzas que existen y sus efectos sobre
los puntos de ebullición se dan a continuación:
 Fuerzas Dipolo – Dipolo
Son fuerzas de atracción intermolecular, que provienen de la atracción

37. 36
de los extremos + y – de los momentos dipolares de las moléculas polares.
Cuando 2 moléculas polares se acercan de manera que el extremo positivo de
un dipolo está dirigido hacia el extremo negativo del otro, se da una atracción
electrostática entre los dos dipolos; y cuando se acercan dos extremos
positivos o dos negativos, experimentan una repulsión moderada. Las fuerzas
dipolo – dipolo son la causa del control de algunas propiedades como los
puntos de ebullición y de fusión de sustancias polares, que tienden a ser más
altos que los de las sustancias no polares de pesos moleculares similares.
Figura 16. Fuerzas Dipolo-Dipolo presente en la molécula del HCl
 Puentes de Hidrógeno
No es un enlace verdadero, es un caso especial de interacción dipolo –
dipolo muy fuerte. Se forman entre las moléculas polares covalentes que
contienen H y compuestos de alta electronegatividad (F, O, N). Se deben a
las atracciones entre los momentos + de una molécula (átomos de H) y los
momentos - de otra.
Aunque el puente de hidrógeno es una forma fuerte de atracción
intermolecular, es mucho más débil que un enlace covalente normal. A los
puentes de hidrógeno se deben los puntos anormalmente elevados de fusión y
de ebullición de compuestos como el agua, el alcohol etílico y el amoníaco en
comparación con otros compuestos de peso y geometría molecular similares.

38. 37
Figura 17. Puentes de Hidrogeno presentes en las moléculas del Etanol.
 Fuerzas de London o de Van Der Waals
Son atracciones muy débiles que ejercen sus efectos a distancias muy
cortas. Son el único tipo de fuerzas intermoleculares presentes en
sustancias simétricas no polares. Las Fuerzas de London se deben a la
atracción del núcleo con carga positiva de un átomo, hacia la nube electrónica
de otro átomo de alguna molécula cercana; ésta induce dipolos temporales en
los átomo o moléculas. A medida que aumenta el número de electrones y el
tamaño de las moléculas, el núcleo los atrae con menos fuerza, por lo que se
polarizan con mayor facilidad ante núcleos adyacentes. Estos dipolos se atraen
uno a otro brevemente antes de desaparecer. A continuación te mostramos un
ejemplo de Fuerzas de Vamn der Waals que se dan en la molécula de
Tetracloruro de Carbono. (no polar)

39. 38
Figura 18. Fuerzas de Van der Waals que se dan en la molécula de CCl4
3.7-. Algunas diferencias entre los compuestos
iónicos y los compuestos covalentes son:
COMPUESTOS IÓNICOS COMPUESTOS COVALENTES
- Sólido de elevado punto de fusión - Gases, líquidos y sólidos de bajo
punto de fusión
- Mayoría solubles en disolventes
polares como el agua
- Mayoría insoluble en disolventes
polares
- Mayoría insolubles en disolventes
no polares como el benceno o el
hexano
- Mayoría soluble en disolventes
polares
- Compuestos fundidos conducen la
electricidad por éstas formadas por
iones
- Líquidos y sólidos fundidos no
conducen la electricidad
- Las disoluciones acuosas conducen
la electricidad por éstas formadas
por partículas cargadas
- Las disoluciones acuosas son malas
conductoras de la electricidad.

40. 39
Autoevaluación
¿Cual fue el aporte que dio a la Química la teoría de
Thompson?
¿Cómo era la visión del átomo según Rutherford?
¿Cuál fue el aporte que dio a la química la teoría de
Bohr?
¿Qué entiendes por Configuración Electrónica?
¿Cuáles son los números cuánticos?
¿Qué expresa la Regla de Hund?
¿Cuál es la importancia de la Regla de Lewis?
¿Cómo están ordenados los elementos en la tabla
periódica?
¿Qué entiendes por Afinidad Electrónica,
Electronegatividad y Fuerza Iónica?
¿Cuáles son los tipos de Enlaces Químicos?
¿Cuáles son las diferencias entre enlace covalente
polar y no polar?
¿Cuáles son los tipos de Fuerzas Intermoleculares?

41. 40
Referencias Bibliográficas:
Brown, T. Lemay, E. Quimica, La ciencia central.(2004)
Novena Edición. Ediciones: Pearson- Prentice Hall.
Sitios Web.
Monografias.com
Wikipedia .com