Este documento define la materia como todo aquello que ocupa espacio y tiene masa, y puede encontrarse en estado sólido, líquido o gaseoso. Explica que los átomos están formados por protones, neutrones y electrones, y que los enlaces entre átomos pueden ser iónicos, covalentes o metálicos dependiendo de la electronegatividad de los elementos. También describe las fuerzas intermoleculares como puentes de hidrógeno y fuerzas de Van der Waals que unen moléculas entre sí.

1. INSTITUTO UNIVERSITARIO POLITECNICO
“SANTIAGO MARIÑO”

2. ¿Qué es la materia?
Es todo aquello que se puede ver, sentir o usar; es cualquier
cosa que tenga peso y que ocupe espacio. Puede encontrarse
en forma sólida, liquida o gaseosa. Ejemplo: Roca, madera,
metal son forma de materia en estado sólido; Agua, Alcohol,
gasolina en estado liquido y Oxigeno, hidrogeno, bióxido de
carbono son formas de materia en estado gaseoso.
Los Elementos:
Son los materiales básicos que constituyen toda la materia;
existen más de 100 elementos conocidos, 92 de los cuales son
naturales y los demás son artificiales o hechos por el hombre.
La Molécula:
Es la partícula más pequeña a la que puede reducirse un
compuesto, antes de que se descomponga en sus elementos.

3. Es la partícula más pequeña a la que
puede reducirse un elemento y que
conserva las propiedades de ese
elemento. Está compuesto de un núcleo
rodeado por electrones. El núcleo
contiene neutrones y protones de carga
positiva, los electrones de carga
negativa. Están sujetos al núcleo por
atracción electrostática.
La carga eléctrica “q” que lleva cada
protón y cada electrón Es de 1,6x10-19
Estructura del átomo:
Un átomo está formado por 3 tipos de
partículas:
Electrones: Giran alrededor del núcleo y
tiene cargas negativas.
Protones: Se localizan en el núcleo y
tienen cargas positivas.
Neutrones: Se localizan en el núcleo y
tienen cargas neutras.
El número atómico de un átomo,
indica el número de protones (partículas
cargadas positivamente) que están en su
núcleo, y en un átomo neutro, el número
atómico es también igual al número de
electrones

4. Se denomina nube de electrones o nube atómica o corteza atómica a la parte
externa de un átomo, región que rodea al núcleo atómico, y en la cual orbitan los
electrones. Los electrones poseen carga eléctrica negativa y están unidos al núcleo
del átomo por la interacción electromagnética
El radio del núcleo atómico es por lo menos 10.000 veces menor que el radio
atómico, y en éste se encuentra casi la totalidad de la masa atómica. La nube atómica
está constituida por capas electrónicas, cuyo número puede variar de 1 a 7, y que se
designan con las letras K, L, M, N, O, P y Q
La masa atómica relativa de un elemento, es la masa en gramos de 6.02*1023
átomos (número de Avogadro, NA) de ese elemento, la masa relativa de los
elementos de la tabla periódica desde el 1 hasta el 105 está situada en la parte
inferior de los símbolos de dichos elementos

5. Una vez probada la existencia de protones y electrones en los átomos, surgió el primer modelo atómico propuesto
por Thomson, quien postuló que el átomo está compuesto por una esfera de electricidad positiva con distribución uniforme de
cargas negativas dentro de ella, es decir, una unidad simétrica neutra, donde casi toda la masa está asociada por la electricidad
positiva.
Este modelo no ofreció explicaciones satisfactorias a ciertos hechos experimentales especialmente a los realizados por
Rutherford. El estableció un nuevo modelo atómico, donde se señalaron los siguientes aspectos:
• El núcleo del átomo debe ser muy pequeño en comparación con el tamaño total del átomo.
• Las partículas alfa son deflectadas porque son rechazadas por una alta concentración de cargas positivas inamovibles.
• Los electrones deben estar alrededor del núcleo y no dentro de él y estos determinan el volumen del átomo.
La naturaleza ondulatoria de los electrones fue mostrada gracias al efecto fotoeléctrico, a los principios de cuantización,
incertidumbre y dualidad onda partícula y gracias a éstos fue que se pudo en 1926 por Erwing Schrodinger desarrollar una
ecuación que relaciona la energía de un sistema con sus propiedades ondulatorias, esta ecuación en sus principios es similar a la
que se emplea para describir ondas ondulatorias.

6. • El modelo de Bohr presenta limitaciones significativas, no sirve para explicar varios de los fenómenos en los cuales están
involucrados electrones. Las deficiencias del modelo de Bohr fueron suplidas por el modelo atómico de la mecánica
cuántica. En este modelo el electrón presenta características tanto de onda como de partícula. El electrón ya no es
considerado como una partícula que se mueve en un orbital discreto. Su posición pasa a ser considerada como la
probabilidad de encontrar un electrón en un lugar próximo del núcleo.

7. La idea básica de la Tabla es que las propiedades químicas de los elementos son propiedades periódicas o recurrentes y
cuando éstos se disponen de manera adecuada se pueden predecir con un buen grado de exactitud el comportamiento
químico de cualquier elemento. Mendelev ordenó los elementos con base en su peso atómico creciente, empezando por el
más ligero, en periodos de longitud apropiada. Cuando se hace esta ordenación todos los elementos que caen en una
columna vertical tienen propiedades químicas muy similares. Predijo que con el tiempo se descubrirían ciertos elementos
adicionales e intentó adelantar los pesos atómicos y las propiedades de tres de ellos en detalle. Antes de que transcurrieran
25 años se descubrieron éstos elementos y sus propiedades resultaron ser las anticipadas.

8. Un enlace atómico es un enlace químico. El enlace químico es el proceso físico responsable de las interacciones entre
átomos y moléculas. La variedad de enlaces es amplia. Está el covalente, el iónico, el de hidrógeno, el metálico, así como
otros tipos de enlaces, y todos tienen una conexión que funciona en muchas cosas diarias. Hay dos tipos diferentes de
enlaces atómicos: los primarios y los secundarios. Los enlaces primarios producen los enlaces químicos que mantienen a los
átomos unidos.

9. Uniones Interatómicas:
Son las que se establecen entre los átomos. Hay de tres tipos. En dos de ellas, las llamadas Iónicas y Covalentes, los átomos tratan de
llegar a completar el último nivel con ocho electrones cumpliendo con la clásica teoría del octeto de Lewis. La otra es la Unión
metálica que se establece entre átomos iguales del mismo metal.
Uniones Iónicas:
Aquellas que se realizan entre metales y no metales. Donde la diferencia de electronegatividad es importante. Ejemplos típicos lo
constituyen los metales del grupo 1 o 2 con los no metales del grupo 7. Ej: Sodio con Cloro o Calcio con Bromo. En estas uniones los
electrones no se comparten sino que se ceden y se captan de forma absoluta, es decir, los metales electropositivos ceden electrones
adquiriendo cargas positivas por tener protones en exceso. Y los no metales electronegativos los aceptan y completan así su último
nivel energético. Se forman así cationes positivos y aniones negativos.

10. Las propiedades que distinguen a los compuestos iónicos son:
• Tener puntos de fusión y ebullición elevados.
• Ser solubles en solventes polares como el agua.
• Forman estructuras de redes cristalinas duras.
• Presentan alta conductividad eléctrica en soluciones acuosas por ser iones.
El sodio del grupo 1 con el cloro del grupo 7. Tienen bastante diferencia de
electronegatividad. El sodio le cede al cloro el único electrón que tiene en su última capa o
nivel energético. De esta manera el cloro completa su último nivel con ocho electrones.
Quedan formados el catión sodio y anión cloro.
Este tipo de estructuras representadas con los electrones de la última capa, se
denominan estructuras de Lewis.

11. Uniones Covalentes:
En este tipo de unión los no metales se unen con los no metales. Se da entre los átomos con poca o nula diferencia de
electronegatividad. Y a diferencia de las uniones iónicas no se forman iones. Las uniones se establecen por la formación de
pares electrónicos, de los cuales, cada electrón del par es aportado por uno de los átomos que forman dichas uniones. Los
electrones se comparten, no se ceden o se captan totalmente. Esta es otra gran diferencia con respecto a la unión iónica en
donde los electrones se ceden totalmente de parte de los cationes.

12. Algunas características que presentan los compuestos covalentes son:
• Presentar bajos puntos de fusión y ebullición
• Ser insolubles en solventes polares como el agua y el alcohol.
• Ser solubles en ciertos solventes orgánicos
• No formar iones
Aquí vemos un ejemplo de una unión
covalente entre el oxígeno y el carbono.
Podemos ver la formación de dos pares
dobles de electrones, ya que cada unión
está formada por cuatro electrones en total.
Dos de ellos los aporta el carbono y los
otros dos el oxígeno. Tanto el carbono como
el oxígeno llegan a ocho electrones en total.

13. Cuando dos elementos se unen en la unión covalente se da otro fenómeno que merece también ser considerado. Si
bien no son uniones iónicas y no veremos la formación de iones con sus cargas expuestas, al existir diferencia de
electronegatividad cuando son distintos, el par electrónico queda más cerca del elemento más electronegativo.
Un ejemplo lo constituye la unión entre el cloro y el hidrógeno.
El par electrónico formado por dos electrones aportados uno por cada átomo esta muchos más inclinado hacia el cloro
que es el elemento más electronegativo

14. • En las uniones metálicas, los átomos se mantienen unidos gracias a que sus núcleos
positivos están rodeados de una nube de electrones en permanente movimiento.
Adquieren una forma de red tridimensional donde los nudos están representados por
los núcleos atómicos y estos están rodeados por otros. Esta característica es la
responsable de algunas propiedades de los metales como ser excelentes conductores de
la electricidad y tener cierto brillo

15. Representa la fuerza relativa de un átomo para atraer electrones. Se dice que un elemento es electronegativo cuando sus
interacciones químicas tienden más a adquirir electrones que a perderlos. Con base en este hecho se han diseñado escalas de
electronegatividad una de ellas se extiende desde el Cesio hasta el Flúor, asignación hecha arbitrariamente por ser el flúor el
átomo más electronegativo y el Cesio el menos. En general, la electronegatividad aumenta de izquierda a derecha a través de
cualquier periodo (al aumentar el número de electrones de valencia), y de abajo hacia arriba en cualquier grupo (con el
decrecimiento de tamaño)

17. • Son más débiles que las interatómicas. Podemos clasificar a las uniones
intermoleculares en tres tipos.
• Unión Puente de Hidrogeno y Fuerzas de Van der Waals. Dentro de estas
últimas tenemos Las fuerzas de dispersión o de London, y las interacciones
dipolo-dipolo o dipolo-dipolo inducido.
• Puente de Hidrógeno: Es la más fuerte de las intermoleculares y es la
responsable del alto punto de ebullición que exhiben moléculas como el agua.
Se da mucho en aquellas moléculas que tienen átomos de hidrógeno. El
ejemplo más común es la molécula de agua. (H2O). Representemos primero le
estructura electrónica de esta molécula.

18. Las fuerzas de Van der Waals son fuerzas menos fuertes que las de puente de hidrógeno. Su naturaleza es eléctrica y
aparece como consecuencia de la aparición de dipolos permanentes o transitorios en moléculas vecinas. En las de dipolo
permanente cada molécula constituye un dipolo y su parte positiva se une con la parte negativa de la molécula vecina. Es
decir, que este tipo de unión se da solo en las moléculas polares. En las uniones de dipolo transitorio, cada molécula es un
dipolo por un período muy corto de tiempo. Estas uniones también se conocen como fuerzas de London. No son moléculas
polares por tener una distribución electrónica muy simétrica alrededor del núcleo atómico. Sin embargo, en algunas
circunstancias, estas moléculas pueden cambiar su distribución simétrica por algún choque contra el recipiente o con
moléculas vecinas apareciendo los dipolos momentáneos y las interacciones con moléculas vecinas. Cabe aclarar que
las fuerzas de London existen también en todas las moléculas polares ya que estas igual experimentan corrimientos en sus
nubes electrónicas. Pero en las moléculas no polares son las únicas fuerzas intermoleculares que existen.
En otras ocasiones se pueden generar también dipolos inducidos por la aproximación de una molécula polar hacia otra no
polar. La polar inducirá un dipolo en la molécula no polar.