Este documento presenta información sobre el módulo de Química I impartido en la Facultad de Ingeniería de la Universidad Nacional de Chimborazo. Introduce conceptos básicos de química como la clasificación de la materia, las propiedades extensivas e intensivas, las transformaciones de materia y energía, y el Sistema Internacional de Unidades. El documento contiene ejemplos ilustrativos de conceptos como densidad, masa y energía.

1. UNIVERSIDAD NACIONAL DE
CHIMBORAZO
FACULTAD DE INGENIERIA
MODULO DE
QUÍMICA I
DR. MARIO SALAZAR VALLEJO
MARZO 2013 - JULIO 2013

2. UNIDAD I
CONCEPTOS GENERALES
1.1 CONCEPTO DE QUÍMICA
La Química puede definirse como una ciencia natural que estudia:
• la estructura de la materia,
• sus propiedades o características,
• su composición,
• sus cambios,
• los factores o condiciones que afectan esos cambios,
• las energías consumidas o liberadas en esos cambios.
La materia es todo lo que ocupa un lugar en el espacio y tiene masa de a
cuerdo a la teoría física de la relatividad ; la materia tiene 4 manifestaciones o
propiedades fundamentales que son : MASA, ENERGIA ESPACIO y TIEMPO.
De las 4 manifestaciones o propiedades de la materia; la masa y la energía son
las que mas se manifiestan en forma cuantitativa de las transformaciones
químicas, sin olvidar que todos los cambios ocurren en un espacio y tiempo
determinados.
La materia se presenta en tres estados: sólido, líquido y gaseoso. La
temperatura y la presión determinan el estado de la materia.
1.2 CLASIFICACIÓN DE LA MATERIA
En la naturaleza los diversos materiales se presentan en forma de:
a) Sustancias puras. Dentro de esta presentación tenemos a los elementos y
los compuestos.
Un elemento es aquella sustancia que no puede descomponerse por
métodos químicos en otra más sencilla. Los elementos conocidos se
encuentran clasificados en la tabla periódica en total son 105.
Los Compuestos resultan de la combinación de 2 o más elementos en una
proporción definida, los elementos unidos pierden sus propiedades
individuales (moléculas o iones). Los compuestos pueden separarse por
métodos químicos. Ejemplos: NaCl, CO2,HCl etcétera.
Los compuestos se representan mediante una fórmula química, en la cual se
indican los elementos y la relación en que lo hacen. Por ejemplo, en la formula
molecular del agua H2O el subíndice representa la cantidad de átomos de
respectivo elemento en una molécula del compuesto. Cuando no hay
subíndices la cantidad de átomos es igual a uno, por lo tanto, en una molécula
de agua hay dos átomos del elemento hidrógeno y uno del elemento oxígeno
para dar un total de tres átomos. En algunos compuestos como el hidróxido de
2

3. calcio, representado por Ca(OH)2 se debe considerar el subíndice del
paréntesis para establecer la cantidad total de átomos; en este caso, el
compuesto tiene un átomo de calcio, dos átomos de oxígeno y dos átomos de
hidrógeno dando un total de átomos.
b) Mezclas . Resultan de la unión física de 2 o mas sustancias (elementos o
compuestos) que al hacerlo conservan sus propiedades individuales. La
composición de la mezcla es variable y sus componentes siempre podrán
separarse por medios físicos. Dependiendo del número de fases que
presentan las mezclas estas se dividen en:
Mezclas homogéneas: (Una fase) El aspecto y la composición son
uniformes en todas las partes de la misma. Pueden ser:
 Líquidas como: los refrescos y sueros
 Sólidas como: el cemento y la pólvora )
 Gaseosas (como el aire y el gas GLP)
Mezclas heterogéneas: (Varias fases). Presentan componentes individuales
que pueden observarse como tales. Pueden ser:
 Coloides como: la mayonesa y la gelatina.
 Suspensiones como: jugos de frutas, y algunos medicamentos
La figura 1.1 resume la clasificación de la materia, contenida en los párrafos
anteriores.
Fig 1.1 Clasificación de la materia
3

4. 1.3 PROPIEDADES DE LA MATERIA
Para poder estudiar y entender que es la materia y como se comporta es
necesario estudiar sus propiedades. Las cuales se clasifican como: generales ó
extensivas y específicas ó intensivas.
Propiedades generales de la materia o extensivas.
Son aquellas propiedades de un cuerpo cuyo valor medible depende de la
cantidad de masa, ejemplos: volumen, peso, número de moles.
Estas propiedades las presentan todos los cuerpos, por lo que no se emplean
para diferenciar una sustancia de otra.
• Masa. Medida de cantidad de materia de un cuerpo y que no varia de un
lugar a otro en el universo.
• Volumen. Es el espacio que ocupa un cuerpo, se determina por tres
coordenadas tridimensionales y depende de su forma. Sus unidades son:
cm3
= 1ml ó dm3
= 1L ó m3
.
Ejemplo 1. Determine el volumen en cm3
de un trozo de metal de forma
esférica y cuyo radio es 2 cm.
Solución: Volumen de una esfera
3
3
4
rV ⋅= π
Reemplazando:
3
21416.3
3
4
⋅⋅=V
Respuesta 51.33=V cm3
• Peso. Es la fuerza de atracción de la tierra sobre la masa un cuerpo.
Ejemplo 2. Si una persona pesa 70 kg en la tierra, si sale al espacio fuera
de la gravedad terrestre, posiblemente pese menos, pero su volumen
seguirá siendo el mismo. (Constante).
• Número de moles. Es una medida de la cantidad de partículas de un
cuerpo numéricamente es igual al número de Avogadro 6.023x1023
átomos
o moléculas para un elemento o un compuesto respectivamente.
Propiedades intensivas o específicas de la materia.
Estas propiedades no las presentan todos los cuerpos, ya que no dependen de
la cantidad de masa, son importantes porque permiten distinguir a un cuerpo de
otro. Pueden ser físicas como: la densidad, la conductividad eléctrica y
maleabilidad, o químicas como: la electronegatividad, la acidez y la
combustibilidad,.
4

5. • Densidad. Es la relación que existe entre la masa y el volumen de un
cuerpo. Se mide generalmente en Kg/m3
ó g/ml y se determina mediante la
ecuación:
V
m
=δ (1.1)
donde: δ = Densidad
m = masa
V = Volumen
La tabla 1.1 presenta la densidad de algunas sustancias.
Sustancia Densidad en kg/m3
Densidad en g/ml
Agua 1000 1
Aceite 920 0,92
Gasolina 850 0,85
Plomo 11300 11,3
Acero 7800 7,8
Mercurio 13600 13,6
Madera 900 0,9
Aire 1,3 0,0013
Butano 2,6 0,026
Dióxido de carbono 1,8 0,018
Diamante 3510 3,51
Tabla 1.1 Densidad de algunas sustancias
Ejemplo 3. Una persona encontró una mina con sustancias cristalinas
parecidas a los diamantes, deseando saber, si efectivamente había
encontrado diamantes realizó una prueba. Colocó una probeta de un litro
con agua hasta un volumen de 200 mililitros, después sumergió una de las
piedras que previamente había pesado, y cuya masa era de:70.2g. Observó
que el volumen aumentó a 220 mililitros y se hizo la siguiente pregunta.
¿Serán diamantes?
Solución: Para la solución del problema construimos la siguiente tabla
Datos. Fórmulas. Sustituciones.
vf=220 ml v=vf-vi 220-200=20 ml
vi=200 ml d=m/v 70.2/20
m=70.2 g
vf = volumen final vi = volumen inicial
Se trata de diamantes pues el resultado es 3,51 g/ml que corresponde a la
densidad de dicha suatncia.
5

6. Ejemplo 4. ¿Cuál es la densidad de 750 ml. de gasolina, cuya masa es de:
637.5 g.
Solución :
Datos. Fórmula. Sustitución
m=637.5g d=m/v 637.5/750 ml
v=750 ml
La densidad de la gasolina es 0,85 g/ml
Ejemplo 5. La densidad del agua a 4 °C es 1,000 g/ml = 62,4 lb/pie3
¿Cual
será la densidad del agua a 25 °C?
Solución: Como la densidad del agua no varía mas de un medio por ciento
en todo el intervalo de temperatura entre 0°C y 30 °C, el valor redondeado a
25 °C sigue siendo 1,000 g/ml
• Conductividad eléctrica. Es la capacidad de los materiales de conducir
corriente eléctrica.
• Maleabilidad . Facilidad de ciertos materiales para poder moldearse.
• Oxidación. Facilidad de una sustancia para perder electrones.
• Acidez. Es la característica que presentan ciertas sustancias para ceder
protones.
• Elasticidad. Es la facilidad de un cuerpo para estirarse por una fuerza y
volver a recuperar su forma al desaparecer esa fuerza. Este fenómeno lo
observamos cuando estiramos una liga.
• Combustibilidad . Es la capacidad de ciertas sustancias para poder arder
fácilmente.
• Electronegatividad. Fuerza para atraer electrones por parte de un
elemento durante la formación de un enlace.
1.4 MASA Y ENERGIA
Durante mucho tiempo el concepto materia y masa se tomaron como
sinónimos; sin embargo a principios del siglo XX Albert Einstein, demostró en
su ecuación que la masa y la energía son dos componentes de la materia,
pudiéndose interconvertir una en la otra.
La energía es la capacidad de producir trabajo y dado que toda acción o trabajo
en la naturaleza implica energía esta se presenta en varias formas siendo las
principales:
6

7.  Energía Mecánica (cinética y potencial)
 Energía Hidráulica
 Energía Química
 Energía Luminosa
 Energía Eólica
 Energía Solar
 Energía Eléctrica
 Energía Térmica o Calorífica
 Energía Atómica o nuclear
 Energía Geotérmica
Todas las formas de energía están relacionadas y pueden transformarse en
una serie de formas de energía.
Ejemplo 6. En una central eléctrica la energía potencial determinada por la
posición del agua en lo alto del reservorio, desciende por los tubos
transformándose en energía cinética, que se convierte en eléctrica al mover los
generadores y posteriormente en luminosa al ser utilizada para encender una
bombilla; de igual forma la energía eléctrica puede volver a convertirse en
mecánica al ser utilizada en un motor eléctrico.
Las transformaciones de materia y energía están expresadas en la Ley de la
conservación de la materia (La masa no se crea ni se destruye y la masa
total de una sustancia que participa en un fenómeno físico o químico
permanece constante) y la Ley de conservación de la energía (La energía no
se crea ni se destruye sino que se transforma de una forma a otra).
La teoría de la relatividad de Einstein establece que la materia y la energía
están en íntima relación. Dice que E= mc en donde E es ENERGIA, expresada
en ergios o julios; m es MASA y su medida es el gramo y el kilogramo y c es
VELOCIDAD DE LA LUZ (300.000 Km/s). Esta relación se resume en la Ley
de conservación de la materia y energía (“La matería y la energía pueden
transformarse mutuamente, pero la suma total de la materia y energía del
universo es constante).
1.5 FENOMENOS FISICOS Y QUIMICOS
Fenómeno Físico: Son cambios que no involucran la obtención de nuevas
sustancias químicas.
Ejemplo 7 Si aplicamos una fuente de calor de forma constante, el agua hierve
y se transforma en vapor de agua.
Fenómeno Químico: Son cambios que implican la transformación de una
sustancia en otras sustancias.
Ejemplo 8 Si quemamos un papel, se transforma en cenizas y, durante el
proceso, se desprende humo. (Inicialmente, tendríamos papel y oxígeno, al
7

8. concluir el cambio químico tenemos cenizas y dióxido de carbono, sustancias
diferentes a las iniciales).
1.6 MAGNITUDES, UNIDADES Y FACTORES DE CONVERSIÓN
Magnitud: Es toda propiedad de los cuerpos que se puede medir. Por ejemplo:
temperatura, velocidad, masa, peso, etc.
Medir: Es comparar la magnitud con otra similar, llamada unidad, para
averiguar cuántas veces la contiene.
Unidad: Es una cantidad que se adopta como patrón para comparar con ella
cantidades de la misma especie. Ejemplo: Cuando decimos que un objeto mide
dos metros, estamos indicando que es dos veces mayor que la unidad tomada
como patrón, en este caso el metro.
Sistema internacional de unidades
Para resolver el problema que suponía la utilización de unidades diferentes en
distintos lugares del mundo, en la XI Conferencia General de Pesos y Medidas
(París, 1960) se estableció el Sistema Internacional de Unidades (SI). Para ello,
se actuó de la siguiente forma:
En primer lugar, se eligieron las magnitudes fundamentales y la unidad
correspondiente a cada magnitud fundamental. Una magnitud fundamental es
aquella que se define por sí misma y es independiente de las demás (masa,
tiempo, longitud, etc.).
En segundo lugar, se definieron las magnitudes derivadas y la unidad
correspondiente a cada magnitud derivada. Una magnitud derivada es aquella
que se obtiene mediante expresiones matemáticas a partir de las magnitudes
fundamentales (densidad, superficie, velocidad).
En la tabla 1.2 puedes ver las magnitudes fundamentales del SI, la unidad de
cada una de ellas y la abreviatura que se emplea para representarla:
Magnitud fundamental Unidad Abreviatura
Longitud metro m
Masa kilogramo kg
Tiempo segundo s
Temperatura kelvin K
Intensidad de corriente amperio A
Intensidad luminosa candela cd
Cantidad de sustancia mol mol
8

9. Tabla 1.2 Magnitudes fundamentales del SI
En el sistema internacional de unidades se emplean prefijos para designar
fracciones decimales o múltiplos decimales de las unidades básicas del SI y de
las unidades derivadas con nombres específicos, los mismos que se muestran
en la tabla 1.3
Múltiplos y submúltiplos de las unidades del SI
Múltiplos Submúltiplos
Prefijo Símbolo Potencia Prefijo Símbolo Potencia
tera T 1012
deci d 10-1
giga G 109
centi c 10-2
mega M 106
mili m 10-3
kilo K 103
micro µ 10-6
hecto H 102
nano n 10-9
deca Da 101
pico p 10-12
Tabla 1.3 Múltiplos y submúltiplos de las unidades del SI
En la tabla 1.4 aparecen algunas magnitudes derivadas junto a sus unidades:
Magnitud Unidad Abreviatura Expresión SI
Superficie metro cuadrado m2
m2
Volumen metro cúbico m3
m3
Velocidad metro por segundo m/s m/s
Fuerza newton N Kg·m/s2
Energía, trabajo julio J Kg·m2
/s2
Densidad kilogramo/metro
cúbico
Kg/m3
Kg/m3
Tabla 1.4 Magnitudes derivadas del SI
Sistema inglés y norteamericano
Los sistemas norteamericano y británico se basan en las tres magnitudes
fundamentales longitud masa y tiempo, cuyas unidades son el pie, la libra y el
segundo. Las otras unidades se derivan de estas tres.
9

10. Este sistema es legal en los EEUU y Gran Bretaña. Los ingenieros
norteamericanos emplean el sistema inglés, pero los científicos han adoptado
el sistema métrico.
Factores de conversión entre el sistema Ingles y el SI
Longitud 1 pulgada (1 pulg) = 2,54 cm
1 pie (ps) = 12 pulg = 30,48 cm
1 yarda (yd) = 3 pies = 36 pulg = 91,44 cm
1 milla terrestre = 1.690 m = 1,960 Km
1 Km = 0,6214 millas
Masa 1 tonelada métrica = 1.000 Kg = 2.205 llibras (lb)
1 tonelada larga (inglesa) = 240 lb
1 lb = 453,6 g = 16 onzas (oz)
1 oz = 28,35 g
1 tonelada larga (americana) = 2.000 lb
1 Kg = 2,205 lb
Volumen 1 pulgada cúbica (pulg3
) = 16,39 cm3
FACTORES DE CONVERSION
La base fundamental de los factores de conversión es el desarrollo de una
relación en forma de factor para representar diferentes unidades que expresan
la misma dimensión física. Por ejemplo, en el caso de la longitud, 1 m es igual
a 100 cm, por tanto podemos expresar esta igualdad de dos formas:
1m / 100 cm
1m = 100 m Se puede leer un metro es igual a 100
1000 cm/1 m cm o 100 cm es igual a 1 m
Los factores de conversión se emplean para expresar unas unidades en otras.
De cada igualdad se puede establecer dos factores de conversión y es
necesario saber seleccionar el factor apropiado, durante su aplicación.
Ejemplo 9 Calcule a cuantos litros equivale 563 cm3
Solución: La igualdad que relaciona L y cm3
es 1L=1000 cm3
por tanto los
factores de conversión son:
1L / 100 cm
1L = 1000 cm3
1000 cm3
/1 L
10

11. Habiendo establecido el factor de conversión adecuado a utilizar se multiplica
este por las cantidades o unidades dadas. En este sentido:
563 cm3
1 L = 0,563 L
1000 cm3
Otras magnitudes derivadas del SI
Peso específico o densidad relativa. – El peso específico de un cuerpo es un
número que carece de unidades y designa la relación de la masa de un cuerpo
y la masa de un volumen igual de la sustancia que se toma como patrón. Peso
específico es además la relación de densidades, es decir, la densidad de la
sustancia sobre la sustancia patrón.
Los sólidos y los líquidos se refieren al agua como sustancia patrón, mientras
que los gases se toman respecto al aire como patrón.
Pe = masa del líquido o sólido = densidad del líquido o sólido (1.2)
masa patrón densidad patrón
Pe = masa de un sólido o líquido (1.3)
masa de un volumen igual a 4 °C
Densidad del agua = 1 g/ml ó 1 Kg/m3
(Condiciones T = 4 °C y P = 1 atm)
Densidad del aire = 1,293 g/l (Condiciones T = 0 °C y P = 1 atm)
El peso específico es igual a la densidad en valor numérico si la densidad está
expresada en g/ml.
Ejemplo 10 Si una pieza de aluminio pesa 2,70 veces lo que un volumen igual
de agua, su peso específico es 2,70 en cualquier sistema de unidades. Si este
hecho se aplica al intervalo de temperatura de 0 °C y 30 °C en que la densidad
del agua es 1 g/ml (ver ejemplo 5), la densidad del aluminio es 2,70 g/ml
Ejemplo 11 Cual es la densidad de un disco de bronce de 2,5 cm de diámetro y
8 mm de espesor. El disco pesa 34,50 g. Cual es su peso específico
relacionado con la densidad del aluminio que es 2,7 g/ml.
Solución
δ = ? a) Volumen del cilindro = πr2
h
d = 2,5 cm = π (d/2)2
h
h = 8 mm = π d2
/4 h
M = 34,50 g V = 3.14 x (2,5 cm)2
/4 x 0,8 cm
δ AL = 2,7 g/ml V = 3,925 cm3
δ = 34,50g/3,92
11

12. δ = 8,80 g/ml
b) Pe = δ bronce/ δ aluminio
Pe = 880 g/ml = 3.26
2,7 g/ml
Energia.- Es la capacidad que tienen las sustancias para producir un cambio
en las propiedades de la materia o en el estado de los cuerpos. La energía es
la capacidad de los cuerpos para realizar un trabajo o producir cambios tales
como la posición o la temperatura de un cuerpo.
Las unidades SI de la energía es el Joule (J) = Kg.m2
s2
Uno de los tipos de energía que existe es la energía calórica la cual se define
como la energía que se transfiere desde una sustancia aa otra cuando existe
una diferencia de temperatura entre ellas y está asociado con el movimiento al
azar de las partículas de materia muy pequeñas. La cantidad de energia que un
objeto gana o pierde se mide al calorías o Joule y el grado de calor de un
objeto (temperatura) se mide en grados.
Calor específico.- Una caloría es una unidad para medir la energía calorífica
y es igual a la cantidad de calor (o cantidad de energía) que se requiere para
elevar la temperatura de un gramo de agua en un grado centígrado. Una
caloría equivale a 4,184 J.
Una unidad que se utiliza con frecuencia en ingeniería es la Unidad Térmica
Británica (BTU) (1 BTU = 1,05 J). Un BTU es la cantidad de calor que se
requiere para elevar la temperatura de una libra de agua en 1 °F.
Una propiedad de la materia es que necesita cierta cantidad de calor para
producir un cambio dado de temperatura por unidad de masa. El calor
especifico se define por el número de joles necesarios para elever la
temperatura de un gramo de la sustancia en un grado centígrado. El calor
específico se representa por la letra c. La cantidad de calor absorbida de una
sustancia al elevar su temperatura puede calcularse mediante la ecuación:
Q = m.c.∆T donde Q = cantidad de calor
m = masa
.∆T= Cambio en la temperatura
Ejemplo 12 Calcular la cantidad de calor absorbido por 10 g de agua cuando la
temperatura aumenta de 20 °C hasta 75 °C. El calor específico del agua es de
4,184 J o sea 1 cal/g°C
Solución: Q = m.c. .∆T
Q = 10 g x 4,184 J/g°C (75 – 20)°C
12

13. Q = 2301 J = 550 cal
Ejemplo 13 Para elevar la temperatura de 50 g de alcohol etílico desde 20,1 °C
hasta 27 °C se necesita 200 cal ¿Cuál es su calor especófico?
Solución Q = m.c. .∆T
Por tanto c = Q / m. .∆T c = 200 cal / 50 g * (27 – 20)°C = 0,58 cal/g°C
Temperatura: Es una medida de la cantidad de calor. Para medir la
temperatura se utilizan termómetros Los termómetros modernos funcionan
sobre la base de la tendencia de algunos líquidos a expandirse cuándo se
calientan. Cuando el fluido dentro del termómetro absorbe calor, se expande,
ocupando un volumen mayor y forzando la subida del nivel del fluido dentro del
tubo. Cuando el fluido se enfría, se contrae, ocupando un volumen menor y
causando la caída del nivel del fluido.
En base a este principio se han establecido dos tipos de escalas
termométricas:
1. Escalas Relativas: Toman como puntos de origen los puntos de congelación
de algunas sustancias conocidas. El cero de sus escalas son arbitrarias.
Estas escalas son: Centígrada y Fahrenheit.
a. Escala Celsius o Centígrada: Se marca con cero al punto de
congelación del agua y con 100 a la temperatura de ebullición,
ambos a nivel del mar y a presión de 1 atmósfera. El espacio entre
los puntos fijos esta dividido en 100 unidades iguales,
correspondiendo cada división a 1 °C. Los espacios por encima de
los 100°C y debajo de los 0°C también están divididos en unidades
del mismo valor. El cero absoluto, teóricamente la temperatura mas
baja posible es –273 °C
b. Escala Fahrenheit: En esta escala los puntos de fusión y ebullición
son 32° y 212 °F. El espacio entre estos valores esta dividido en 180
unidades al igual que los espacios por encima de los 212°F y debajo
de 32 °F. La temperatura de 0°F se obtiene de una mezcla de sales
amoniacales con hielo. Un grado centígrado es 9/5 mayor que el
Fahrenheit.
2. Escalas absolutas: Son aquellas donde el cero de sus escalas indica el cero
absoluto, es decir el punto en el cual las moléculas de las sustancias no se
mueven ni vibran, han perdido toda la energía calorífica, no existe
absolutamente flujo de calor, por lo tanto con referencia a una presión nula
(vacío absoluto). Estas escalas son Kelvin y Rankine.
a. Escala Kelvin: Corresponde a la absoluta de la escala centígrada ,
llamada por tal razón métrica absoluta; tiene la misma división de la
escala que el termómetro centígrado. El cero absoluto de
temperaturas –273°C se denomina cero absoluto y se toma como
13

14. punto cero de la escala Kelvin. La temperatura de fusión del agua
corresponde a 273 °K y la de ebullición corresponde a 373 °K
b. Escala Rankine: Se conoce también como la escala Fahrenheit
absoluta, tiene la misma división que la escala Fahrenheit.
La conversión entre las escalas se realiza mediante las siguientes ecuaciones:
°F = (9/5°C)+32 °C = 5/9 (°F-32)
K = 273 + °C °C = K – 273
R = 460 + °F °F= R – 460
R = 9/5 K
La figura 1.2 hace una comparación entre las escalas de temperatura
Fig. 1.2 Escalas de temperatura
Ejemplo 14 Convertir-25 °F a °C y K
Solución: Empleando la ecuación °C = 5/9 (°F-32)
= 5/9 (-25 – 32)
= 5/9 (-57)
= -31,7 °C
Empleando la ecuación K = °C +273
= -31,7 +273
= 241,3 K
Ejemplo 15 El Xenón tiene un punto de congelación de 133 K ¿ Cuál es su
punto de congelación en la escala Fahrenheit.
14

15. Solución: Primero transformamos a °C °C = K –273
= 133 – 273
= -140 °C
Solución en °F °F = 9/5 °C + 32
= 9/5 (-140) + 32
= -220 °F
UNIDAD II
EL ATOMO, ESTRUCTURA ATOMICA Y TABLA PERIODICA
2.1 EL ATOMO
El átomo es la unidad más pequeña posible de un elemento químico. En la
filosofía de la antigua Grecia, la palabra “átomo” se empleaba para referirse a
la parte de materia más pequeño que podía concebirse. Esa “partícula
fundamental”, por emplear el término moderno para ese concepto, se
consideraba indestructible. De hecho, átomo significa en griego “no divisible”.
El conocimiento del tamaño y la naturaleza del átomo avanzó muy lentamente
a lo largo de los siglos ya que la gente se limitaba a especular sobre él.
Modelos atómicos
Modelo científico: Supongamos que nos dan una caja cerrada que no nos
está permitido abrir y que contiene algo en su interior. Como no la podemos
abrir, tendremos que recurrir a hacer una serie de pruebas o ensayos para
averiguar lo que contiene: agitarla, pesarla, ... Con los datos obtenidos
podremos forjar una idea, una imagen mental, sobre el contenido de la caja.
Por otra parte, la idea o modelo que imaginamos nos permitirá formular
predicciones: si, por ejemplo, concluimos que se trata de un líquido, podremos
predecir que al hacerle un agujero, tal líquido se derramará.
Una idea o teoría sobre la naturaleza de un fenómeno para explicar hechos
experimentales constituye lo que en ciencias se denomina modelo científico.
Un ejemplo de modelo científico es el modelo atómico. Nadie ha visto nunca un
átomo. Es más, la propia ciencia predice que nunca se podrá ver. Sin embargo,
observando una serie de fenómenos en el comportamiento de la materia es
posible desarrollar una serie de ideas de como será la estructura de la materia.
Modelo atómico de Dalton: Hacia el 1800, el profesor inglés John Dalton
recogió la idea del átomo que dio el filosofo Demócrito, si bien esta vez
basándose en métodos experimentales. Mediante el estudio de las leyes
ponderales, concluye que:
• la materia está constituida por partículas indivisibles (átomos),
• todos los átomos de un mismo elemento químico son iguales,
• los átomos de elementos diferentes son también diferentes.
15

16. Modelo atómico de Thompson: En 1897 Joseph John Thompson realiza una
serie de experimentos y descubre el electrón. Tal descubrimiento modificó el
modelo atómico de Dalton, que lo consideraba indivisible. Thompson supuso el
átomo como una esfera homogénea e indivisible cargada positivamente en la
que se encuentran incrustados los electrones
Fig. 2.1 Modelo atómico de Thompson
Modelo atómico de Rutherford: Posteriormente otro físico inglés, Ernest
Rutherford, realizó una serie de experimentos en base a los cuales en 1911
estableció un nuevo modelo atómico en el que se afirmaba que los átomos
estaban constituidos por 2 zonas bien diferenciadas:
• Una de carga positiva con el 99,9% de la masa muy concentrada y por tanto
de gran densidad a la que llamó núcleo.
• Otra rodeando al núcleo a la que llamó corteza donde estaban los electrones
con carga negativa girando alrededor del núcleo.
Fig. 2.2 Modelo atómico de Rutherford
Modelo atómico de Bohr: Para explicar la estructura del átomo, el físico
danés Niels Bohr desarrolló en 1913 una hipótesis conocida como teoría
atómica de Bohr. Bohr supuso que los electrones están dispuestos en capas
definidas, o niveles, a una distancia considerable del núcleo. En este modelo
resulta cómodo visualizar los electrones que se desplazan alrededor del
núcleo como si fueran planetas que giran en torno al Sol.
16

17. Fig. 2.3 Modelo atómico de Bohr
Modelo atómico cuántico: A parir del modelo de Bohr Somerfield incluye el
criterio de que los las orbitas de los electrones eran elípticas.
Fig. 2.4 Corrección de Somerfield
al modelo atómico de Bohr
En 1927 el alemán Werner Heisenberg enuncia el principio según el cual no
puede ser conocida con exactitud y simultáneamente la posición y la velocidad
de un electrón. Este principio tiene su origen en la mecánica cuántica según la
cual el mismo hecho de medir la velocidad o la posición de un electrón implica
una imprecisión en la medida
Por ejemplo, en el caso de que pudiéramos “ver” un electrón u otra partícula
subatómica, para poder medir la velocidad habría que iluminarlo. Pues bien, el
fotón que ilumina a ese electrón modifica la cantidad de movimiento del mismo.
Por tanto, modificaría su velocidad original que es lo que queríamos medir.
En 1924 Louis de Broglie indico que las radiaciones poseían propiedades
ondulatorias y de partícula.
Fue Erwin Schodinger, quien ideó el modelo atómico actual, llamado "Ecuación
de Onda", una fórmula matemática que considera los aspectos anteriores. La
solución de esta ecuación, es una función de onda, y es una medida de la
probabilidad de encontrar al electrón en el espacio. En este modelo, el área
donde hay mayor probabilidad de encontrar al electrón se denomina orbital.
2.2 ESTRUCTURA ATOMICA
17

18. El modelo atómico actual establece que el átomo está constituido por un núcleo
donde se hallan los protones y neutrones y rodeando al núcleo se encuentran
los electrones.
Electrón
Es una partícula subatómica que tiene carga negativa (-1,6x10-19
Coulomb), con
frecuencia se representa con el símbolo e y tiene una masa de 9.11x10-31
Kg.
Debido a que el electrón tiene la carga eléctrica más pequeña hasta ahora
conocida se le usa como referencia para todas las otras partículas; en
consecuencia decimos que la carga del electrón es –1.
Como el átomo es eléctricamente neutro debe haber el mismo número de
protones que de electrones.
La masa del electrón en escala de masa atómica (isótopo del carbono 12) es
0,00054874 uma. Este número es tan pequeño que se aproxima a un valor de
cero.
El núcleo
Es la parte central del átomo cargado positivamente. Está compuesto
principalmente de partículas fundamentales llamadas protones y neutrones. El
núcleo contiene la mayor parte de la masa.
El protón
Es una partícula cargada positivamente. La carga del protón es igual a la del
electrón pero de signo positivo (+1,6x10-19
Coulomb), y su masa es igual a
1,673x10-27
Kg, correspondiendo a un valor de 1,007595 uma.
El neutrón
Se define como una partícula subatómica neutra, con una masa de 1,675x10-27
Kg correspondiente a un valor de 1,00866544 uma.
Número atómico y número de masa
Al número de protones se le llama Z o número atómico, y se corresponde con
el número de orden en el sistema periódico.
Como el átomo es eléctricamente neutro debe haber el mismo número de
protones que de electrones.
Al número de neutrones se llama N
La masa atómica (A) de un átomo será la suma de los protones y de los
neutrones (ya que la del electrón por ser muy pequeña se desprecia).
18

19. A=Z+N
Los átomos se representan así: XA
Z (puede que nos encontremos el número
atómico y la masa cambiada, pero siempre sabremos cual es uno y cual es otro
porque la masa atómica siempre será mayor que el número atómico). Ej.:
11
23
Na, 7
14
N
Ejemplo 1 Determine el número de neutrones del átomo representado como
Cl35
17 .
Solución: Aplicando A = Z + N entonces N = A – Z
N = 35 – 17
N = 18
Ejemplo 2 Determine el número de masa (A) de un átomo de Calcio que tiene
20 electrones en su nube electrónica y 20 neutrones en el núcleo.
Solución: Para un átomo neutro el número de electrones es igual al número de
protones por lo tanto si existen 20 electrones el valor de Z es 20, entonces:
Aplicando A = Z + N
A = 20 + 20
A = 40
Los Isótopos
Para un mismo elemento químico, el número de protones que tienen sus
átomos en sus núcleos es el mismo, pero no el de neutrones, el cual puede
variar. Se llaman Isótopos de un elemento químico a los átomos de un mismo
elemento químico que tienen el mismo número atómico pero distinto número de
electrones. Eemplo: Isótopos del Hidrógeno:1
1
H (protón), 1
2
H (deuterio), 1
3
H
(titrio)
Los Isóbaros:
Son átomos que, a pesar de presentar diferentes número atómico, tiene masas
iguales. Sus propiedades químicas son diferentes puesto que se trata de
elementos químicos también diferentes. Ejemplo: C14
6 y N14
7
Iones
Si se dispone de suficiente energía, se pueden separar uno o varios electrones
de un átomo neutro, quedando cargado positivamente. También se puede
añadir electrones a un átomo para formar especies cargadas negativamente.
Estas partículas cargadas se denominan iones. Los iones positivos se
denominan cationes (Na+
) y los negativos aniones (Cl-
).
2.3 NÚMEROS CUÁNTICOS Y CONFIGURACIÓN ELECTRONICA
19

20. Números cuánticos
Son números encargados de definir la función de onda asociada a cada
electrón de un átomo. Los números cuánticos son 4: el principal, secundario,
magnético y de Spin. Los tres (03) primeros resultan de la ecuación de onda;
y el último, de las observaciones realizadas de los campos magnéticos
generados por el mismo átomo.
Número cuántico principal: Es un criterio positivo, representado por la letra
"n", indica los niveles energéticos principales. Se encuentra relacionado con el
tamaño. En la medida que su valor aumenta, el nivel ocupa un volumen mayor
y puede contener más electrones, y su contenido energético es superior. Sus
valores pueden ser desde 1 hasta infinito. Se han establecido siete niveles de
energía que en el modelo atómico de Bohr se representan con las letras K, L,
M, N, O, P y Q
Número cuántico secundario: Representado por la letra "I", nos indica la
forma que pueden tener el espacio donde se encuentra el electrón. El valor que
se le asigna depende del número principal; va desde cero (0) hasta n –1. Para
la configuración electrónica cada valor de l corresponde a un subnivel como se
muestra en la tabla 2.1
Número cuántico secundario
( l )
Subnivel
0 s
1 p
2 d
3 f
Tabla 2.1 Correspondencia entre el numero cuántico secundario y el orbital
Ejemplo 3 Determinar los valores de los números cuánticos secundarios para
el segundo nivel de energía o sea n=2
Solución: Para el nivel 2 El valor inicial de l es 0; y el valor final es n –1 como
n=2, entonces los valores de l para el nivel 2 son: l = 0 y l = 1
Número cuántico magnético: Representa las orientaciones que pueden
asumir los diferentes orbitales frente a un campo magnético; el símbolo
utilizado es "m"; y los valores que tienen son los números orbitales enteros que
van en el rango – l, 0, + l. El números de valores que pueden tener "m" indican
el números de órbitas que puede contener un sub-nivel de energía.
Las orientaciones de cada orbital se muestran en la figura 2.4
20

21. Orbital "s"
Orbital "p"
Orbital px Orbital py Orbital pz
Orbital "d"
Orbital dxy Orbital dxz Orbital dyz Orbital dx2
y2
Orbital dz2
Orbital "f".
Orbital 4fxz2
Orbital 4fz3
Orbital 4fyz2
Orbital 4fxy2
Orbital 4fz(x2
-y2
) Orbital 4fx(x2
-3y2
) Orbital 4fy(3x2
-y2
)
Fig. 2.5 Orientación y forma de los orbitales de energía
Ejemplo 4: Determine los números cuánticos magnéticos para l=3
Solución: Para l =3 los valores de m son –3, -2,-1, 0, 1, 2, 3
21

22. Número cuántico de Spin: Tiene dos valores permitidos +1/2 y -1/2. Estos
valores representan el movimiento del electrón, tipo de rotación sobre su eje,
con dos únicas posibilidades y opuestas entre sí, hacía la derecha o hacía la
izquierda. Cada uno de los orbitales puede contener dos electrones, uno con
cada spin
Configuración Electrónica
Se entiende por configuración electrónica la distribución más estable, y por
tanto, más probable de los electrones en torno al núcleo.
Para distribuir los electrones en los distintos niveles de energía tenemos en
cuenta los siguientes principios y reglas:
• Existe una cantidad máxima de electrones que pueden estar en cada nivel y
se obtienen mediante la siguiente ecuación: 2n2
Ejemplo 5 Calcular la cantidad máxima de electrones que puede existir en el
nivel 2
Solución: Aplicando 2n2
el número máximo de electrones para el nivel 4
será: 2(2)2
= 8
La tabla 2.2 muestra la cantidad máxima de electrones en los niveles y
subniveles de energía
Nivel de energía
principal
Subnivel
Cantidad máxima de electrones
Subnivel Nivel de energía principal
1 s 2 2
2 s
p
2
6
8
3 s
p
d
2
6
10
18
4 s
p
d
f
2
6
10
14
32
5 s
p
d
f
2
6
10
14
32
6 s
p
d
f
2
6
10
14
32 (en realidad 15)
7 s
p
d
f
2
6
10
14
32 (en realidad 2)
22

23. Esta es la cantidad real de los electrones que se encuentran en los elementos
que se conocen hasta el presente; por ello esos niveles de energía están
incompletos
Tabla 2.2 Cantidad máxima de electrones en los niveles y subniveles de energía
• En cada orbital sólo caben 2 electrones. Por tanto, la capacidad máxima de
electrones los distintos subniveles y el número de orbitales se muestra en la
tabla 2.3:
Subnivel Nº de orbitales
s 1 (l=0)
p 3 (l=-1,0,+1)
d 5 (l=-2+1,0,1,2)
f 7 (l=-3,-2,-1,0,1,2,3)
Tabla 2.3 Número máximo de electrones en cada subnivel y orbital de energía
El número de electrones que caben en cada subnivel se puede también
fácilmente mediante la fórmula 2(2l+1)
• Principio de relleno o Aufbau. Los electrones entran en el átomo en los
distintos orbitales de energía ocupando primero los de menor energía.
Para saber el orden de energía de los orbitales se usa el diagrama de
Mouller.
Fig. 2.6 Diagrama de Mouller
O Bien se sigue esta regla: “Los orbitales menos energéticos son los de
menor valor de n+l. Si los orbitales tienen el mismo valor de n+l, tendrá
menos energía los de menor valor de n”.
De acuerdo con estas reglas el orden es el siguiente:
1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 4f, 5d, 6p, 7s
23

24. Sin embargo, este orden teórico presenta algunas excepciones. Por ejemplo,
en las configuraciones de los lantánidos, aunque en teoría los orbitales 4f
son más energéticos que los 5d, en realidad el átomo coloca primero un
electrón en el 5d que entonces se vuelve más energético, y empieza a
rellenar los 4f.
• El número de electrones en cada orbital se indica mediante superíndices.
Ejemplo: 1s2
• Principio de Hund o de máxima multiplicidad. Un segundo electrón no
entra en un orbital que esté ocupado por otro mientras que haya otro orbital
desocupado de la misma energía (o sea, igual los valores de n y l)
• Principio de exclusión de Pauli. No pueden existir dentro de un átomo dos
electrones con sus 4 números cuánticos iguales. La consecuencia de esto es
que en un orbital sólo puede haber 2 electrones con spines diferentes.
Ejemplo 6 Realice la distribución electrónica en niveles y subniveles, para el
átomo que tiene Z = 6 y n = 2
Solución:
a. Como Z = 6, el número de electrones a distribuir es 6 y en este caso se
trata del carbono
b. En base a la tabla 2.2 se determina que en el nivel 1 existe el subnivel s y
en el nivel dos los subniveles s y p. Por tanto en 1s habrán dos electrones,
en 2s habrán dos electrones y los restantes dos electrones se ubican en 2p
c. Siguiendo el diagrama de Mouller la configuración electrónica será:
1s2
, 2s2
, 2p2
Electrones de valencia
Los electrones que determinan las propiedades químicas de un elemento de un
grupo principal son los que tiene el valor mas alto n. Estos electrones se llaman
electrones de valencia y el nivel que los contiene es el nivel de valencia o
capa externa.
La periodicidad de los elementos y sus propiedades químicas se explican
mediante los electrones de valencia.
Ejemplo 7 en base al ejemplo 6 determine el nivel y el número de electrones de
valencia
Solución A partir de la configuración electrónica 1s2
, 2s2
, 2p2
se establece que
el nivel de valencia es 2s2
2p2
y el número de electrones de valencia es 4
Ejemplo 8 Establezca los números cuánticos para los electrones de valencia
del átomo de Litio cuya configuración electrónica es 1s2
, 2s1
24

25. Solución: De acuerdo a la configuración electrónica el átomo de Litio tiene tres
electrones de valencia ubicados en el nivel. Por tanto los números cuánticos
serán:
n = 1 l = 0 m = 0 spin +1/2
n = 1 l = 0 m = 0 spin -1/2
n = 2 l = 0 m = 0 spin +1/2
2.4 TABLA PERIODICA
La Tabla Periódica, el instrumento donde están organizados en hileras y
columnas los diferentes elementos químicos conocidos, reflejo de la Ley
Periódica, le ha permitido a la humanidad conocer la intimidad de la materia y
disfrutar de las maravillosas aplicaciones de la química, con las cuales
tratamos en cada instante de nuestras vidas. En eso radica la belleza y utilidad
del aporte de Mendeleyev.
El Sistema periódico o Tabla periódica es el esquema de todos los elementos
químicos dispuestos por orden de número atómico creciente y en una forma
que refleja la estructura de los elementos.
Los elementos están ordenados en siete hileras horizontales, llamadas
periodos, y en 18 columnas verticales, llamadas grupos o familias.
25

26. FigFig. 2.7 Tabla periódica
Grupos o familias
Los grupos de la tabla periódica (antes llamados familias) o columnas de la
tabla periódica, son escritos con números romanos del I al VIII, están
subdivididos en grupos A y grupos B, se agrupan y se leen en línea vertical.
26

27. La tabla periódica agrupa a los elementos químicos en los grupos respectivos
por su semejanza a las propiedades físicas y químicas de los elementos que
forman un grupo.
Los grupos indican el número electrones de valencia de un átomo, es decir, los
del último nivel de energía. Así tendremos:
Grupo IA tiene un (1) electrón.
Grupo IIA tiene dos electrones.
Grupo IIIA tiene tres electrones.
Grupo IVA tiene cuatro electrones.
Etcétera
Los grupos de la tabla periódica se describen de manera general en la tabla 2.4
Grupo Nombre
IA Metales Alcalinos (formadores de bases o álcalis)
IIA Metales Alcalinotérreos
IIIA Familia del Boro
IVA Familia del Carbono
VA Familia del Nitrógeno
VIA Familia del Oxígeno o Calcógenos (formadores de cenizas)
VIIA Halógenos (formadores de sales)
VIIIA Gases Nobles o Inertes
De IB al VIIIB Metales de Transición
Tabla 2.4 Grupos o familias de la tabla periódica
Periodos
Los períodos están formados por los elementos que están ordenados en la
misma fila horizontal. Los átomos que poseen el mismo número de niveles de
energía pertenecen al mismo período.
Indican el número de niveles principales de energía que lleva un elemento. Se
disponen en forma horizontal de izquierda derecha y viene dado por el mayor
valor n. Existen 7 periodos.
Propiedades periódicas de los elementos.
Radio atómico (RA): El tamaño de los átomos está determinado por la fuerza
con la que el núcleo atómico es capaz de atraer hacia sí los electrones más
externos.
Generalmente aumenta con el número atómico en un grupo ya que al aumentar
un nivel de energía, la distancia en el centro del núcleo y el nivel también
aumenta. En un periodo el radio atómico disminuye de izquierda a derecha,
debido a una contracción en la nube electrónica al ser atraída por el núcleo.
27
Disminuye

28. Fig 2.8 Variación del Radio Atómico
Energía de Ionización (EI): La energía necesaria para eliminar un electrón de
un átomo en estado y formar un ion gaseoso.
Los elementos de la misma familia (grupo) tienen una energía de ionización
similar, aunque decrece ligeramente de arriba hacia abajo en la tabla periódica
larga.
En un periodo la energía de ionización tiende a crecer, de izquierda a derecha,
lo que significa que aumenta la dificultad para eliminar un electrón. Al principio
del periodo se encuentran los elementos fácilmente ionizables (los metales
alcalinos) y a la derecha de la tabla periódica los más difíciles de ionizar (los no
metales).
Tiene una variación contraria al radio atómico
Fig 2.9 Variación de la Energía de Ionización
Electronegatividad: Es una propiedad que se utiliza como una medida de
la fuerza de un átomo para ganar electrones.
Su variación varía en sentido contrario al tamaño de los elementos, ya que
es más fácil quitar electrones a aquellos átomos muy grandes requiriendo
poca energía.
28
A
u
m
e
n
t
a
D
i
s
m
i
n
u
y
e
Aumenta
Aumenta

29. Fig 2.10 Variación de la Electronegatividad
Afinidad Electrónica (A.E.): La afinidad electrónica aumenta de izquierda a
derecha y de abajo hacia arriba en la tabla.
Fig 2.10 Variación de la Afinidad electrónica
29
A
u
m
e
n
t
a
Aumenta
A
u
m
e
n
t
a

30. UNIDAD III
ENLACE QUÍMICO
3.1 GENERALIDADES
Definición de enlace químico
El enlace químico se define como la fuerza de unión entre los átomos que se
produce por procesos en el que los átomos ganan, pierden o comparten
electrones (electrones de valencia), de las capas externas (nivel de valencia),
hasta conseguir la configuración propia de un gas noble. (8 electrones en su
nivel de valencia, excepto el Helio que tiene 2).
Moléculas
Son grupos de dos o más átomos unidos por fuerzas llamadas enlaces
químicos. Si los átomos son del mismos elemento se tiene entonces una
molécula fundamental H2 0 H – H ), la línea se usa para representar el enlace
que une ambos átomos de hidrógeno. Si los átomos son de diferentes
elementos se tiene moléculas de compuestos (H2O).
Representación de moléculas
Como se indicó en la unidad uno, las moléculas o compuestos se representan
mediante fórmulas químicas. Cuando se representan moléculas en donde se
indican los enlaces químicos puede utilizarse las siguientes representaciones:
Fórmula condensada. Esta representación indica cuantos átomos de cada
elemento están presentes en la molécula. Ejemplo: Metano
Fórmula semidesarrollada. Expresa por medio de grupos o radicales los
átomos que forman una molécula. Ejemplo: Etano C2H6
30

31. Fórmula desarrollada o gráfica. Esta fórmula da una idea de la distribución
de los átomos en el espacio y los enlaces. Ejemplo: ácido sulfúrico H2SO4
Regla del Octeto
La regla del octeto es una propuesta para explicar el enlace entre los átomos,
la cual establece que cuando se forma un enlace químico, los átomos
adquieren en el nivel de valencia 8 electrones, alcanzando, como se había
indicado la configuración electrónica de los gases nobles.
Los átomos de sodio y cloro ilustran la regla del octeto:
Cuando el sodio, por ser un metal, pierde un electrón en el nivel 3s adquiere la
configuración electrónica del gas noble Neon.
1s2
2s2
2p6
– 1e-
1s2
2s2
2p6
+ 1e-
Átomo de sodio Na° Ión sodio Na+
(Similar el gas Neón)
En el caso del cloro, este gana un electrón incorporándolo al nivel 3p
1s2
2s2
2p6
3s2
3p5
+ 1e-
1s2
2s2
2p6
3s2
3p6
Átomo de cloro Cl° Ión cloruro Cl –
(Similar al gas Argón)
Representaciones o símbolos de Lewis
Son representaciones gráficas que permiten entender el enlace químico y las
reacciones entre los átomos. Lewis estableció que se pueden utilizar círculos,
puntos, el signo x, o el signo +, alrededor del símbolo del elemento para
representar los electrones de valencia.
El número de electrones de valencia es igual al número de su grupo en la tabla
periódica.
Ejemplo 1 Represente mediante los símbolos de Lewis los elementos a) Sodio
y b) Cloro
Solución:
a) Na = 1s2
2s2
2p6
3s1
Hay un electrón en el nivel de valencia, por lo tanto, la
representación de Lewis será:
31

32. b) Cl = 1s2
2s2
2p6
3s2
3p5
Hay siete electrones en el nivel de valencia, por lo
tanto la representación de Lewis será:
3.2 TIPOS DE ENLACE QUÍMICO
Los enlaces químicos principalmente pueden ser:
a. Enlace iónico
b. Enlace covalente
c. Enlace covalente coordinado o dativo
a. Enlace iónico
El enlace iónico, llamado también electrovalente que se forma por transferencia
de electrones entre dos átomos un, metal de los grupos IA y IIA ,y un no metal
de los grupos VIA y VIIA. Debido a una diferencia de electronegatividades, se
presenta una transferencia de electrones del metal al, no metal.
Ejemplo 2 Mediante los símbolos de Lewis represente la formación de cloruro
de sodio NaCl
Solución + --
+
Metal No metal catión anión
(cede su electrón) (recibe el electrón)
1s2
2s2
2p6
3s1
1s2
2s2
2p6
3s2
3p5
1s2
2s2
2p6
3s2
3p6
La figura 3.1 explica la transferencia de electrones y la formación de los iones de Na+
Y
Cl -
que se forman en el enlace iónico del cloruro de sodio NaCl
Fig. 3.1 Formación del cloruro de sodio
b. Enlace covalente
32

33. Un enlace covalente se forma cuando dos átomos se acercan entre sí y
comparten uno o más de sus electrones. En un enlace entre dos átomos se
comparte un electrón de cada uno de los átomos. Si dos átomos comparten
dos pares de electrones, el enlace covalente se denomina enlace doble. Un
triple enlace surge cuando dos átomos comparten tres pares de electrones.
El enlace covalente se representa con una línea recta que une a los 2 átomos,
por ejemplo: H – C C = C (enlace doble)
Si la diferencia de electronegatividades entre los 2 átomos es marcada,
tenemos un enlace polar y se favorecerá la solubilidad de la sustancia en
solventes polares. Por ejemplo, en un enlace O-H la electronegatividades del
Oxígeno es 3,44 y la del hidrógeno 2,20 por tanto los electrones del enlace
covalente estarán ligeramente mas cerca del átomo de oxigeno adquiriendo
este una carga ligeramente negativa y el hidrógeno adquiere una carga
ligeramente positiva.
Ejemplo 3 Indique mediante fórmulas gráficas y símbolos de Lewis las
siguientes moléculas: a) F2 b) HCl c) CH4 d)F2O e)C2H4
Solución:
a) F – F
b) H – Cl
H
c) H – C – H
H
d) F – O – F
H H
d) C = C
H H
33

34. c. Enlace covalente coordinado o dativo
Es el enlace que se produce cuando dos átomos comparten una pareja de
electrones, pero dicha pareja procede solamente de uno de los átomos
combinados.
El átomo que aporta la pareja de electrones recibe el nombre de donante, y el
que los recibe, aceptor.
Ejemplo 4 Indique mediante fórmulas gráficas y símbolos de Lewis la molécula
de ácido sulfúrico (H2SO4)
Solución:
O
H – O – S – O – H
‫װ‬
O
34

35. UNIDAD IV
FORMULACION, NOMENCLATURA INORGÁNICA Y
ESTEQUIOMETRIA
4.1 GENERALIDADES
La nomenclatura es la manera de formular y nombrar los compuestos químicos.
La nomenclatura inorgánica atañe principalmente a los compuestos inorgánicos
más comunes.
Definiremos el número de oxidación de un elemento, como la carga que
adquiere un átomo según el número de electrones cedidos (número de
oxidación positivo), captados (número de oxidación negativo), o bien
compartidos (cuando se trata de elementos) al formar un compuesto.
Esta definición es perfectamente válida para compuestos iónicos o
electrovalentes. En el caso de los compuestos covalentes donde los electrones
se comparten, se les asigna un número de oxidación negativo al elemento más
electronegativo y un número de oxidación positivo al menos electronegativo. En
los compuestos que presentan enlaces covalentes polares los electrones no
están completamente transferidos.
Existe una correlación definida entre los números de oxidación y los grupos
donde están localizados los elementos en la tabla periódica. Por ejemplo, el
nitrógeno se localiza en el grupo VA y su número de oxidación es +5.
El número de oxidación negativo para cualquier elemento se puede obtener
sustrayendo de 8 el número del grupo y dándole a la diferencia un signo
negativo.
La tabla 4.1 muestra los números de oxidación en los grupos principales.
GRUPOS EN LA TABLA PERIODICA
IA IIA IIIA IVA VA VIA VIIA
+1 +2 +3 +4 +5 +6 +7
-4 -3 -2 -1
Tabla 4.1 Números de oxidación esperados para los elementos de los grupos principales
35

36. Para predecir una formula química se unen los elementos con número de
oxidación positivos a aquellos que tienen número de oxidación negativo, sin
olvidar que la suma de todos los números en la fórmula final debe ser igual a
cero.
Hay algunas excepciones al sistema de asignar los números de oxidación a
partir de la posición de los elementos en la tabla periódica. Muchos elementos,
principalmente los de transición tiene mas de un número de oxidación por lo
que deberían memorizarse. a figura 4.1 muestra los números de oxidación más
frecuentes
NUMEROS DE OXIDACIÓN MÁS FRECUENTES
1
H
1,-1
2
He
0
3
Li
1
4
Be
2
5
B
3
6
C
-4
2,4
7
N
-3
1,3,
5
8
O
-2
9
F
-1
10
Ne
0
11
Na
1
12
Mg
2
13
Al
3
14
Si
2,4
15
P
-3
1,3,
5
16
S
-2
2,4,
6
17
Cl
-1
1,3,
5,7
18
Ar
0
19
K
1
20
Ca
2
21
Sc
22
Ti
23
V
24
Cr
25
Mn
26
Fe
2,3
27
Co
2,3
28
Ni
2,3
29
Cu
1,2
30
Zn
2
31
Ga
3
32
Ge
2,4
33
As
-3
1,3,
5
34
Se
-2
2,4,
6
35
Br
-1
1,3,
5,7
36
Kr
0
37
Rb
1
38
Sr
2
39
Y
40
Zr
41
Nb
42
Mo
43
Tc
44
Ru
45
Rh
46
Pd
47
Ag
1,2
48
Cd
2
49
In
3
50
Sn
2,4
51
Sb
-3
1,3,
5
52
Te
-2
2,4,
6
53
I
-1
1,3,
5,7
54
Xe
0
55
Cs
1
56
Ba
2
57
La1
72
Hf
73
Ta
74
W
75
Re
76
Os
77
Ir
2,4
78
Pt
2,4
79
Au
1,3
80
Hg
1,2
81
Tl
3
82
Pb
2,4
83
Bi
-3
1,3,
5
84
Po
-2
2,4,
6
85
At
-1
1,3,
5,7
86
Rn
0
87
Fr
1
88
Ra
2
89
Ac2
104
Rf
105
Db
106
Sg
107
Bh
108
Hs
109
Mt
110
Uu
111
Uu
58
1Ce
59
Pr
60
Nd
61
Pm
62
Sm
63
Eu
64
Gd
65
Tb
66
Dy
67
Ho
68
Er
69
Tm
70
Yb
71
Lu
90
2Th
91
Pa
92
U
93
Np
94
Pu
95
Am
96
Cm
97
Bk
98
Cf
99
Es
100
Fm
101
Md
102
No
103
Lr
36

37. CLAVE
Número atómico
Símbolo
Valencia con el H
Valencia con el O
Fig. Números de oxidación mas frecuentes de los elementos de la tabla periódica
4.2 NOMENCLATURA DE LOS COMPUESTOS INORGANICOS
a. Hidruros: Son compuestos formados por Hidrógeno con número de
oxidación –1, y un metal activo. Este puede ser un metal alcalino (grupo I A)
alcalino-terreo (grupo II A), excepto Berilio y Magnesio o algunos del grupo
III A, incluyendo los lantánidos.
Nomenclatura:
Tradicional: Hidruro + M + OSO
ICO
IUPAC: Hidruro + M + numeral STOCK si posee
mas de un estado de oxidación
Ejemplo 4.1 Escriba la fórmula y de los nombres en las nomenclaturas
tradicional y IUPAC, de los compuestos formados entre el Hidrógeno y los
metales a) Sodio b) Calcio c) Níquel con número de oxidación +2 d)
Mercurio con número de oxidación +2
Solución
Fórmula Tradicional IUPAC
a) NaH Hidruro Sódico Hidruro de Sodio
b) CaH2 Hidruro Cálcico Hidruro de Calcio
c) NiH2 Hidruro Niqueloso Hidruro de Níquel (II)
d) HgH2 Hidruro Mercúrico Hidruro de Mercurio (II)
b. Ácidos Hidrácidos: Corresponden a compuestos formados por hidrógeno y
un no metal de los grupos VIA y VIIA.
Nomenclatura:
Tradicional: Acido + nM + Hidrico
IUPAC: nM + URO + Hidrógeno
Ejemplo 4.2 Escriba la fórmula y de los nombres en las nomenclaturas
tradicional y IUPAC de los compuestos formados entre el Hidrógeno y los
37

38. no metales a) Azufre b) Fluor c) Níquel con número de oxidación +2 d)
Mercurio con número de oxidación +2
Solución:
Fórmula Tradicional IUPAC
a) H2S Ácido Sulfhídrico Sulfuro de Hidrógeno
b) HF Ácido Fluorhídrico Fluoruro de Hidrógeno
c) H2Se Ácido Selenhídrico Selenuro de Hidrógeno
d) HCl Ácido Clorhídrico Cloruro de Hidrógeno
c. Óxidos Metálicos: Son compuestos formados por Oxígeno y por un metal,
frecuentemente presentan enlaces de tipo iónico. Contienen el ión óxido
O-2
.
Nomenclatura:
Tradicional: Óxido + M + OSO
ICO
IUPAC: Oxido + M+ numeral STOCK si posee
mas de un estado de oxidación
Ejemplo 4.3 Escriba la fórmula y de los nombres en las nomenclaturas
tradicional y IUPAC de los compuestos formados entre el oxígeno y los
metales a) Cobre +1 b) Cobre +2 c) Plomo +4 d) Calcio
Solución:
Fórmula Tradicional IUPAC
a) Cu2O Óxido Cuproso Óxido de Cobre (I)
b) CuO Oxido Cúprico Oxido de Cobre (II)
c) PbO2 Oxido Plumboso Oxido de plomo (IV)
d) CaO Oxido Cálcico Oxido de Calcio
d. Óxidos no Metálicos o Anhídridos: Son compuestos formados por un no
metal y Oxígeno. La naturaleza de su enlace es fundamentalmente
covalente.
Nomenclatura:
Tradicional: Anhidrido + M + OSO
ICO
IUPAC: Oxido + M + numeral STOCK si posee
mas de un estado de oxidación
38

39. Ejemplo 4.4 Escriba la fórmula y de los nombres Stock y tradicional de los
compuestos formados entre el oxígeno y los no metales: a) yodo +7 b)
Cloro +1 c) Cloro +3 d) Cloro +5
Solución:
Fórmula Tradicional IUPAC
a) I2O7 Anhídrido Peryódico Oxido de yodo (VII)
b) Cl2O Anhídrido Hipocloroso Oxido de cloro (I)
c) Cl2O3 Anhídrido Cloroso Oxido de cloro III
d) Cl2O5 Anhídrido Clórico Oxido de cloro (V)
e. Hidróxidos: Son compuestos formados por la combinación de un óxido
metálico y agua.
2 CaO + 2 H2O 2 Ca(OH)2
Óxido de calcio Agua Hidróxido de calcio
Nomenclatura:
Tradicional: Hidróxido + M + Hipo oso
oso
ico
Per Ico
IUPAC: Hidróxido + M + numeral STOCK si posee
mas de un estado de oxidación
Ejemplo 4.5 Escriba la fórmula y de los nombres Stock y tradicional de los
siguientes compuestos: a) KOH, b) Fe(OH)2 c) Fe(OH)3 d) LiOH
Fórmula Tradicional IUPAC
a) KOH Hidróxido Potásico Hidróxido de Potasio
b) Fe(OH)2 Hidróxido Ferroso Hidróxido de Hierro (II)
c) Fe(OH)3 Hidróxido Férrico Hidróxido de Hierro (III)
d) LiOH Hidróxido Lítico Hidróxido de Litio
f. Oxácidos o Ácidos Ternarios: Son compuestos formados por la
combinación de un Anhídrido u Óxido no Metálico y agua.
SO3 + H2O H2SO4
Anhídrido Sulfúrico Agua Ácido Sulfúrico
Se nombran anteponiendo la palabra “Ácido”, seguida del nombre del no
Metal con su respectiva terminación.
39

40. Ejemplo 4.6 Dar nombre a los siguientes oxácidos: a) HNO2 b: HNO3 c)
H2SO4
Solución:
Fórmula Nombre
a) HNO2 Acido nitroso
b) HNO3 Acido nítrico
c) H2SO4 Acido sulfúrico
Si se agrega una molécula de agua, se antepone la palabra “meta” al
nombre del no metal, si se agregan dos moléculas de agua, se antepone la
palabra “piro” al nombre del no metal y si se agregan tres moléculas de
agua, se antepone la palabra “orto” al nombre del no metal. Por ejemplo
H3BO3. El ácido fósfórico H3PO4 es una excepción a esta regla.
g. Sales de Hidrácidos o Sales Binarias: Son compuestos formados por la
combinación de un no metal (los mismos que para los ácidos binarios y con
el mismo estado de oxidación) y un metal. Tienen solamente nomenclatura
tradicional y en ésta, a la raíz del no metal se le agrega la terminación uro
seguida de “de” y el nombre del metal con su estado de oxidación entre
paréntesis y en números romanos. Si el elemento tiene sólo un estado de
oxidación, éste no se escribe.
Se forman mediante reacciones de neutralización entre hidróxidos y
oxácidos:
NaOH + HCl NaCl + H2O
Hidróxido de sodio ácido clorhídrico cloruro de sodio Agua
Ejemplo 4.7 Dar nombre a las siguientes sales: a) NaCl b) CsCl c) BaTe
d) FeS
Fórmula Nombre
a) NaI Ioduro de Sodio
b) CsCl Cloruro de Cesio
c) BaTe Telenuro de Bario
d) FeS Sulfuro de Hierro (II)
h. Compuestos formados por elementos no metálicos: Cuando un par de
no metales forman un solo compuesto, este se le nombra por el elemento
mas electronegativo, quien está escrito en segundo lugar agregándole el
sufijo URO, como si se tratara del anión, seguido del nombre del segundo
no metal.
40

41. Si un par de metales forman mas de un compuesto binario para designar el
número de átomos de cada elemento se utilizan los prefijos griegos bi =
dos, tri = tres, tetra = cuatro, penta = cinco, hexa = seis, etc.
Ejemplo 4.8 Dar nombre a los siguientes compuestos: a )NF3 b) PCl3 c)
PCl5
Solución:
Fórmula Nombre
a) NF3 Fluoruro de nitrógeno
b) PCl3 Tricloruro de fósforo
c) PCl5 Pentacloruro de fósforo
i. Compuestos con nombres especiales: Muchos de los compuestos
binarios de los no metales mas conocidos han adquirido nombres comunes
que s e usan mucho. Por ejemplo
H2O = Agua
H2o2 = Peróxido de hidrógeno
NH3 = Amoniaco
PH3 = Fosfina o fosfatina
AsH3 = Arsina o arsenamina
4.3 ESTEQUIOMETRIA
Es la parte de la química que tiene por objeto calcular las cantidades en masa y
volumen de las sustancias reaccionantes y los productos de una reacción
química. Se deriva del griego “Stoicheion” que significa elemento y “Metrón”
que significa medir.
Peso atómico (o masa atómica)
Como es imposible determinar directamente la masa de un solo átomo, los
científicos han establecido una escala de masas atómicas relativas. Las masas
atómicas actuales se basan en un patrón seleccionado arbitrariamente, este
patrón es el isótopo mas abundante del carbono, el 12
C
Por acuerdo internacional, a este isótopo se le asignó una masa de 12
unidades de masa atómica, uma (urna es una unidad de peso, lo mismo que el
gramo utilizado para especies atómicas y evita la utilización de exponentes
negativos así por ejemplo, el peso real de un 'átomo de hidrógeno es 1.67 x 10-
24
g o 1.008 uma). A partir de esto, se estableció cuantas veces son mas
livianos o mas pesados los átomos del resto de los elementos. Por ejemplo, si
en una balanza imaginaria se coloca un átomo de 12
C en un platillo, se requiere
tres átomos de helio para igualar los platillos. Esto significa que la masa de un
átomo de helio es la tercera parte del peso de uno de 12
C. o sea 1/3 x 12=4
urna. Por este proceso se ha calculado la masa atómica de todos los átomos
41

42. de los diferentes elementos. En química interesa conocer únicamente el peso
atómico medio de los átomos que reflejan la abundancia relativa de los distintos
isótopos. Por ejemplo en el caso del carbono, una muestra natural tomada al
azar contiene un 98.892^ de 12
C y 1,108% de 13
C. La masa media experimental
se llama peso atómico relativo, peso atómico químico o simplemente peso
atómico.
Pesos (o masas) Moleculares
Una ves que se. conocen las masa atómicas para los átomos de los diferentes
elementos es posible calcular las masas moleculares, ya que las moléculas son
conjuntos unitarios de átomos.
Además, se ha dicho que los elementos se combinan químicamente para dar
compuestos y que los compuestos se representan por fórmulas. Conocida la
fórmula de un compuesto es posible establecer la masa o peso molecular
sumando las masas atómicas de cada uno de los elementos que integran la
fórmula.
Ejemplo 4.9:.Calcule la masa o peso molecular del H2S04. Solución: puesto
que la fórmula del H2S04 existe:
Hidrógeno = 2 átomos x 1,01 uma = 2,02 uma
Azufre = 1 átomo x 32,00 uma = 32.00 uma
Oxígeno = 4 átomos x 1 6,00 uma = 64,00 uma
La masa(o peso) molecular es = 98,02 uma
Concepto de Mol y numero de Avogadro
Los cálculos demuestran que los átomos más grandes poseen un diámetro de
solo 5,24 x 10 -!<
centímetros. Por tanto en una distancia de 1 mm cabrían
1910000 átomos alineados y, en un cubo de 1 cm3
cabrían 6,950 x 10''átomos.
Esto quiere decir que un átomo es extremadamente pequeño y que, en una
muestra de una sustancia, hay un gran numero de átomos.
Por otra parte, en la vida diaria se usa la docena como una colección de 12
unidades, la centena como 100 unidades. Es decir, existe la idea de conjunto
que contienen varias unidades. Esta idea ha servido a los científicos para
relacionar las partículas sub microscópicas, con las cantidades medibles y
visibles de materia. El mol es un paquete de unidades, como la docena o la
centena pero, a diferencia de ellas, el número de unidades que contienen es
muy grande.
1 mol = 6.023 x 1023
unidades
42

43. Puesto que no es posible ver un átomo, una molécula, un electrón o cualquier
otra partícula subatómica, el mol se representa como un puente entre las
partículas no visibles y las cantidades de compuestos y elementos que se
pueden ver y pesar. El número 6,022 x 1023
.unidades (que puede ser cualquier
especie química: átomos)
El numero de Avogadro se lo designa con la letra N; se puede dar en las
unidades: moléculas /mol o átomos /mol de átomos o átomos / átomo-gramo.
Relación entre el mol y la masa
Consideremos tres muestras de elementos diferentes, carbono, azufre y cobre.
La primera tiene 12g de carbono, la segunda 32.06 de azufre y la tercera
63.55g de cobre. Estos átomos tienen algo en común, esto es el número de
átomos que hay en 32,06g de S es el mismo que el número de átomos de
carbono que hay en 12,01g de carbono, e igual al número de átomos de Cu,
que hay en 63,5g de Cu. En resumen el número de átomos de cada una de las
tres fórmulas es el mismo. Ese número de átomos que hay en cada uno de
estos, elementos es el Numero de Avogadro que como indicamos
anteriormente es igual a 6,023 x 1023
unidades.
Por lo que podemos indicar que el numero de Avogadro representa el número
de átomos en X gramos de cualquier elemento, siendo X la masa o peso
atómico del elemento.
Entonces átomo gramo es una porción de elemento donde hay 6,023 x 1023
átomos y cuyo peso en gramos es numéricamente igual al de su peso atómico.
También se define así: Átomo-gramo es le peso atómico del elemento
expresado en gramos. Así:
Un mol de átomos de H contiene 6,023 x 1023
átomos de H, su peso es de
1,008 g
Un mol de átomos de S contiene 6,023 x 1023
átomos de S, su peso es de
32,06 g
Composición Porcentual Y Molar
La fórmula de un compuesto indica el número de átomos de cada elemento
presente en una unidad del compuesto. A partir de la fórmula del compuesto
es posible calcular el porcentaje que cada elemento proporciona a la masa total
del compuesto, así poder determinar la pureza del mismo.
La composición porcentual en masa es el porcentaje en masa de cada
elemento en un compuesto. La composición porcentual se obtiene al dividir la
43
A átomo-gramo = 1 mol = 6.023 x 1023
átomos = peso atómico de un elemento
en gramos

44. masa de cada uno de los elementos en 1 mol del compuesto entre la masa
molar del compuesto y multiplicándolo por 100%.
Composición porcentual de un elemento = compuestodelmolarmasa
%100elementodelmolarmasan ××
Por ejemplo, en 1 mol de peróxido de hidrógeno (H2O2) hay 2 moles de átomos
de H y 2 moles de átomos de O. La masa molar de H2O2 es 34.02g, de H es
1.008g y de O es 16g. La composición porcentual de H2O2 se calcula de la
siguiente forma:
%5.926=
××
=
g02.34
%100g008.12
H%
99.99%
94.06%
=
××
=
g02.34
%100g00.162
O%
La suma de los porcentajes es 99.99%. La poca diferencia al 100% es debido
al redondeo de las masas molares de los dos elementos.
Ejemplo 4.10 El ácido fosfórico (H3PO4) se usa en los detergentes, fertilizantes,
bebidas gaseosas para dar más sabor, etc. Calcule la composición porcentual
en masa de H, P y O en este compuesto.
Solución:
La masa molar de H3PO4 es 97.99g/mol. Entonces, la masa de cada elemento
es:
3.086%=
××
=
g99.97
%100g008.13
H%
31.61%=
××
=
g99.97
%100g97.301
P%
100.01%
65.31%
=
××
=
g99.97
%100g00.164
O%
La suma de los porcentajes es 100.01%. Como ya se mencionó antes, la
diferencia al 100% es por el redondeo de los elementos.
44
+
+